ЛЕКЦИИ ПО ХИМИИ

Лекция 1. Основные понятия и законы химии

План

1. Предмет химии. Роль химии в развитии промышленности.

2. Основные понятия химии.

3. Основные законы химии.

1. Химия – это наука о веществах, их строении, свойствах и превращении друг в друга. Химия относится к естественнонаучным дисциплинам и тесно связана с физикой, биологией, медициной и техникой.

В настоящее время химия подразделяется на ряд самостоятельных разделов – общую химию, неорганическую химия, органическую химию, аналитическую химию, физическую и коллоидную химию, биологическую химию.

Химия находит широкое применение в различных отраслях промышленности и сельском хозяйстве. Без химии невозможно развитие топливно-энергетического комплекса, металлургии, транспорта, электроники. С каждым годом увеличивается выпуск полимерных материалов и синтетических волокон, каучуков, смол, пластических масс и т.д. Большое значение имеет химия для развития фармацевтической промышленности. Все чаще химические продукты используются в различных сферах услуг.

Вместе с тем, химия вносит большой вклад в дело защиты окружающей среды. Разрабатываются безотходные технологические процессы, создаются новые методы контроля за состоянием атмосферного воздуха, сточных вод и почвенного покрова.

2. Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Относительная молекулярная масса – это масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы.

Ион – электрически заряженная частица, которая образуется при отдаче или присоединении электронов атомами или молекулами.

Вещество – любая совокупность атомов или молекул.

Аллотропия – существование химического элемента в форме нескольких простых веществ.

Валентность – способность атомов образовывать химические связи.

Химическая формула отражает состав или строение химического соединения или простого вещества.

Химическая реакция – это превращение веществ, сопровождающееся изменением их состава и (или) строения.

Химическое уравнение – запись химической реакции с помощью формул реагентов и продуктов реакции с указанием их относительных количеств.

3. Закон сохранения массы веществ (м.В. Ломоносов, 1748 г.).

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Например: К₂S + CuCI₂ = CuS + 2KCI

Закон эквивалентов (В.Рихтер, 1793 г.)

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801).

Каждое чистое химическое соединение независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же состав (например, О₂ , СО₂).

Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803 г.).

Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие же массы другого, которые относятся друг к другу как простые целые числа (например, массовые соотношения С:О в оксидах СО₂ и СО равны 12:32 и 12:16).

Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1805 г.)

При одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образовавшихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Эти числа совпадают с коэффициентами в уравнениях химических реакций (например, 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О).

Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811).

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) содержится одинаковое число молекул (например, в 1 л Н₂ и в 1 л О₂ содержится одинаковое число молекул – 6,02 · 10²³ молекул).

Следствия из закона Авогадро:

1-е следствие – один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем. Молярный объем любого газа при н.у. равен 22,4 л/моль.

2-е следствие используется для расчета относительных плотностей газов. Плотность вещества – это отношение массы этого вещества к его объему.

Плотность газов определяют по отношению к водороду и по отношению к воздуху.

Лекция 2. Строение атома

План

1. Модели строения атома.

2. Атомная орбиталь.

3. Квантовые числа.

4. Распределение электронов в многоэлектронных атомах.

5. Ядро атома.

1. Гипотеза Дж. Томсона. Одна из первых моделей строения атома была предложена Дж. Томсоном в 1913 г. Атом представлялся как “сфера положительного электричества” одинаковой плотности по всему объему диаметром 0,1 нм. Электроны как бы плавают в этой сфере, нейтрализуя положительный заряд.

Планетарная модель Э. Резерфорда. Для проверки гипотезы Дж. Томсона, Э. Резерфорд провел серию опытов по рассеиванию α-частиц (ядра атома гелия). Суть планетарной модели Э. Резерфорда (1911) можно свести к следующим положениям:

1. в центре атома находится положительно заряженное ядро;

2. весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре;

3. вкруг ядра вращаются электроны.

Строение атома по Н. Бору. В 1913 году Н. Бор основываясь на планетарной модели строения атома Э. Резерфорда и теории М. Планка предложил свою гипотезу строения атома, которую сформулировал в виде постулатов:

1. электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а по строго определенным (стационарным) круговым орбитам;

2. двигаясь по стационарной орбите электрон не излучает и не поглощает энергии;

3. излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Квантово-механическая модель строения атома. В 1924 году Луи де Бройль высказал предположение, что электрон характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом (обладает свойствами волны и частицы). В 1927 году В. Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и скорость движения микрочастицы невозможно определить с абсолютной точность в любой момент времени.

2. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства вокруг ядра описывается волновой функцией (пси). В соответствии с определением орбиталью называется область околоядерного пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой распределение заряда, которое получило название электронного облака. Под электронным облаком понимают область пространства вблизи ядра атома, в которомсосредоточено до 90 % заряда и массы электрона. Это означает, что 90 % времени электрон находится в этой части пространства.

3. Вся совокупность движений электрона в атоме описывается квантовыми числами: главным, орбитальным, магнитным и спиновым. Главное квантовое число (n) определяет общую энергию и размеры электронных орбиталей. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1, 2, 3… ). Орбитальное квантовое число (l) характеризует форму электронной орбитали. Оно может принимать целые значения от 0 до n- 1. Орбитали с l = 0 называют s-орбитали, l = 1- р-орбитали, l = 2 –d-орбитали, l = 3 – f- орбитали. Магнитное квантовое число (m_l) характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Оно может принимать целые значения от – l до + l, включая 0. Спиновое квантовое число (m_s) характеризует собственный момент импульса электрона, которому характерно вращение вокруг собственной оси. Каждый электрон может совершать такое вращение в одном из двух противоположных направлениях. Поэтому m_s принимает два значения: + ½ и – ½.

4. Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на следующих основных положениях: принципе минимума энергии, правиле В. Клечковского, принципе В. Паули и правиле Ф. Хунда.

Принцип минимума энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии.

Правило В. Клечковского. Электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма квантовых числе n и l минимальна. Если сумма n + l одинакова для рассматриваемых электронных подоболочек, то используют второе правило В. Клечковского. Электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа.

Принцип В. Паули. Состоит в том, что в атоме не может быть двух электронов у которых все четыре квантовые числа были одинаковы. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины.

Правило Ф. Хунда. В наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах элуктронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален.

5. Ядро атома – это положительно-заряженная часть атома, в которой сосредоточена почти вся масса атома. Радиус ядра составляет 10^-13 см. Ядро состоит из элементарных частиц двух типов – протонов и нейтронов. Общее их понятие – нуклоны. Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атома называется массовым числом атома (А). Заряд ядра равен порядковому номеру химического элемента и числу протонов. Разновидности атомов с одинаковым зарядом ядра, но с разными массовыми числами называют изотопами (например, кислород имеет три изотопа).