Атомно-молекулярное учение. Основные законы химии.

Атом, молекула. Атомная и молекулярная масса. Моль. Молярная масса. Газовые законы, молярные объём. Стехиометрические законы. Химическое уравнение.

-Вещество имеет дискретное строение (состоит из частей).

- В-во нельзя бесконечно делить на мелкие части.

Атом (неделимый - перевод). Молекула (состоит из атомов). В-во это скопление частиц.

Атом – наименьшая, химически неделимая частица!

Молекула – наименьшая частица в-ва, обладающая его хим. свойствами.

В химии традиционно используются не абсолютные, а относительные значения атомных масс.

Относительной атомной массой Аr химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома углерода С. (1 а.е.м. – углеродные единицы)

Относительной молекулярной массой Мr вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного состава вещества к 1/12 массы атома углерода С. Относительная мол.масса численно равна сумме относительных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Относительная мол.масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода С.

В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль.

Моль – это количество вещества, содержащие столько же структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа ¹²С.

Зная массу одного атома углерода (1,993 х 10^-26 кг), можно вычислить число атомов N_А в 0,012 кг углерода. N_А равно 6,02 х 10²³ 1/моль. Это число называется постоянной Авогадро, показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

Молярная масса (в г/моль или кг/моль в-ва) величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Обычно её обозначают буквой М. Она численно равна относительной молекулярной массе.

Молярная масса и количество в-ва понятия разные! Между ними существуют простые соотношения:

m = n x M ; n = m/M ; M = m/n .

Состояние идеального газа заданной массы характеризуется тремя параметрами: давлением, объёмом и температурой.

закон Бойля-Мариотта (устанавливает соотношение между давлением и объёмом при постоянной температуре): при постоянной температуре объём данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится. p1V1=p2V2 или pV=const

закон Гей-Люссака (устанавливает соотношение между объёмом и температурой при постоянном давлении): при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально его температуре. VT=const или V1/T1=V2/T2

закон Шарля (устанавливает соотношение между давлением и температурой при постоянном объёме): при постоянном объёме давление газа прямо пропорционально его температуре. P/T=const или p1/T1=p2/T2

Объединённый газовый закон (объединяет все газовые законы. Используют для вычисления объёма газа при данных условиях, если известен его объём при других условиях): отношение произведения давление газа на его объём к температуре есть величина постоянная. PV/T=const

Если известна масса или количество газа, а надо вычислить его объём, или наоборот, используют уравнение Менделеева-Клапейрона. уравнение Менделеева-Клапейрона (описывает соотношение между давлением газа, его объёмом, количеством вещества и температурой) –

pV=URT или pV= m/M x RT (U – число молей газа «ню»)

При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объём, равный 22,4 л. Этот объём называется молярным объёмом газа.

Молярный объём газа – это отношение объёма вещества к количеству этого вещества: Vm=V/n, где n – количество вещества в молях.

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объёмные отношения между реагирующими веществами в химических реакциях. Стехиометрических законов 7 штук:

1.Закон сохранения энергии.

2.закон сохранения массы.

3.закон эквивалентов.

4.Закон простых кратных отношений.

5.Закон простых объёмных отношений.

6.Закон постоянства состава.

7.Закон Авогадро.

Закон сохранения массы вещества (Ломоносов, Лавуазье): Общая масса всех исходных веществ равна общей массе продуктов реакции. Этот закон подтвердил, что атомы являются неделимыми и при химических реакциях не изменяются.

Закон постоянства состава (Пруст): всякое чистое вещество (химическое соединение), каким бы путём оно ни было получено, имеет строго определённый постоянный состав (качественный и количественный). На основе этого закона составляются химические уравнения. Он определённо справедлив только для веществ молекулярного строения.

Закон объёмных отношений (Гей-Люссак): Объёмы реагирующих газообразных веществ относятся между собой и к объёмам образующихся газообразных продуктов как небольшие числа. Этот закон позволяет рассчитывать объёмы газов по уравнению химической реакции.

Закон Авогадро (применим только к газам): равные объёмы любых газов, при одинаковых внешних условиях, занимают одинаковый объём.

Сл.1. Один моль любого газа, при одинаковых условиях занимает один и тот же объём. (молярный объём) Нормальные условия – 0 ⁰С и 101,3 кПа (760 мм рт.ст.)

Сл.2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

Эквивалент вещества – такое его количество, которое без остатка реагирует с 1 моль атомов водорода, или замещает их в соединениях.

Эквивалентная масса – это масса эквивалента в-ва, выраженная в граммах.

Закон эквивалентов: Масса веществ, участвующих в реакции, прямо пропорциональны их эквивалентным массам (их эквивалентам).

m1/m2=Э1/Э2

1.экв. элемента равен его атомной массе, делённой на валентность.

2.Эквивалент в-ва, состоящего из 2х элементов равен сумме эквивалентов этих элементов.

3.экв. кислоты равен молярной массе, делённой на основность.

4.Эквивалент основания равен его молярной массе, делённой на число гидроксо-групп.

5.эквивалент соли равен её молярной массе, делённой на валентность Ме.

Элементы принято обозначать химическими знаками (символами). Символ элементы состоит из первой буквы или первой и одной из следующих букв латинского названия элемента; первая буква всегда прописная, вторая – строчная.

Состав сложных веществ изображается при помощи химических формул. Формулами обозначаются и молекулы простых веществ, если известно, из скольких атомов состоит молекула. Однако если простое вещество имеет атомную или металлическую структуру или неизвестен атомный состав молекулы, то его изображают химическим знаком элемента.

Химические уравнения записывают с помощью химических формул и знаков. Они служат для изображения химических реакций и отражают закон сохранения массы веществ. В каждом уравнении имеется две части, соединённые знаком равенства. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым. Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций называют стехиометрическими коэффициентами.

Строение атома.

Ядерная модель. Электронное облако. Квантовые числа. Строение электронных оболочек атомов.

До конца XIX в. атомы считались неделимыми. Затем, по мере накопления опытных данных, пришлось отказаться от такого взгляда и признать, что атомы имеют сложное строение.

Атом – это электро-нейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

В центре атома находится положительно заряженное ядро. Положительный заряд ядра является главное характеристикой атома. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Вокруг ядра вращаются электроны. Электрон в атоме не движется по определённым траекториям, а может находится в любой части околоядерного пространства. Быстро движущийся электрон может находится в любой части пространства, окружающего ядро, и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определённой плотностью отрицательного заряда.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. Орбитали атома имеют разные размеры. Очевидно, что электроны, движущиеся в орбиталях меньшего размера, сильнее притягиваются ядром, чем электроны, движущиеся в орбиталях большего размера.

Состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами.

1.Главное квантовое число (n) - радиальное:

Характеризует энергию электрона данного энергетического уровня и определяет размеры электронного облака; принимает значения целых числе от 1 до бесконечности.

Энергетический уровень составляют электроны с одинаковым значением главного квантового числа.

2.Орбитальное (побочное) квантовое число (l):

Характеризует энергию электрона данного подуровня и форму электронного облака; принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1).

Энергетический подуровенень составляют электроны с одинаковыми значениями орбитального квантового числа. Число подуровней на уровне равно значению главного квантового числа. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует определённая форма электронного облака (орбитали).

3.Магнитное квантовое число (m):

Характеризует ориентацию электронного облака в пространстве. Принимает целочисленные значения – как положительные, так и отрицательные – в пределах от +L через 0 до –L.

4.Спиновое квантовое число (s):

Характеризует вращение электрона вокруг собственной оси. Каждый электрон может совершать вращение по часовой стрелке или против, поэтому спиновое квантовое число принимает 2 значения – +1/2 и -1/2.

Таким образом, каждая орбиталь и электрон, который находится на этой орбитали, характеризуется тремя квантовыми числами, т.е. определёнными размерами, формой и ориентацией в пространстве.

Правила Клечковского.

1.Так как энергия электрона в основном определяется значениями главного и орбитального квантовых чисел, то сначала заполняют те подуровни, для которых сумма квантовых чисел n и l является наименьшей.

2.Если суммы значений n и l для двух подуровней равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n.

Начиная со значения главного квантового числа n=2, энергетические уровни (слои) подразделяются на подуровни (подслои), отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа, но не превышает 4. Подуровни, в свою очередь, состоят из орбиталей. Для каждого значения n имеется n² орбиталей.

Принцип Паули:

В атоме не может быть двух электронов, у которых все 4 квантовых числа были бы одинаковы. То есть на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

Если в орбитали находится 1 электрон, то он называется неспаренным, если 2 – то это спаренные электроны.

S-орбиталь обладает сферической симметрией, т.е. имеет форму шара. P-орбиталь имеет форму гантели или объёмной восьмёрки. Все 3 p-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно.

Периодический закон Д.И. Менделеева.

Периодический закон. Структура таблицы элементов. Система элементов. Закономерное изменение свойств элементов и их соединений. Периодический закон в свете теории строения атома.

До Менделеева были известны группы элементов со сходными свойствами и делались попытки связать эти свойства с атомной массой.

Менделеевский период (около 150 лет назад):

Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов.

Долгое время периодический закон считался эмпирическим, т.е. утверждением, сформулированным на основе обобщения экспериментальных данных об элементах и их соединениях. На основе периодического закона были сделаны важные открытия и научные предсказания.

1.Атомы элементов обладают общим свойством – атомной массой, от которой зависят все остальные свойства.

2.Монотонность возрастания атомных масс.

3.Таблица – есть графическое отображение закона.

4.Принцип периодичности.

Горизонтальные ряды – периоды – ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, начиная со щелочных Ме и заканчивая инертными газами. Искл.: 1 период – нет щелоч. Ме, 7 период – незаконченный; также по атомной массе (наоборот стоят, у аргона больше Аr, но стоит позже). Различают малые (состоят из одного горизонтального ряда) и большие (состоят из двух горизонтальных рядов) периоды.

Вертикальные столбцы – группы – вертикальная последовательность элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера, обладающих однотипным электронным строением и являющихся безусловными химическими аналогами. Элементы имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и других соединениях, равную номеру группы.

Каждая группа разделяется на А и В, главную и побочную. В главных находятся элементы, имеющие хим.аналоги в малых периодах. В побочных – не имеющих аналоги. В побочных подгруппах только Ме.

VII группа – в главной – инертные газы; побочная – триады элементов.

В периодах от начала до конца Ме сво-ва ослабевают, а неМе усиливаются.

В главных подгруппах с верху вниз Ме св-ва усиливаются, а неМе убывают.

Свойства соединений элементов тоже меняются периодически (высшие оксиды, гидроксиды (кислоты или основания), соединения с водородом, соединения с галогенами).

Если элемент Ме, то оксиды и гидроксиды проявляют основные св-ва, неМе – кислотные св-ва.

В свете современной теории строения атома периодический закон формулируется так:

Свойства химических элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер.

Свойства элементов и их соединений периодически повторяются потому, что периодически повторяются электронные конфигурации атомов. В этом физический смысл периодического закона.

1.В периодической таблице элементы пронумерованы. Порядковый номер – заряд ядра атома, определяется числом протонов ядра, число электронов в атоме.

2.Нормер периода – номер внешнего энергетического уровня.

3.В главных подгруппах находятся элементы с одинаковым числом электронов на внешнем энергетическом уровне.

Элементы разделяются на 4 семейства:

S, p, d и f. Элемент относится к тому или иному семейству в зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами.

В гл.подгруппах – s-элементы (max 2 электрона)

В 6ти группах – p-элементы (гл.подгруппы III-VIII)

d-элементы – с 4ого периода.

f-элементы – лантаноиды и актиноиды.

Химическая связь и строение молекул. Типы кристаллических решёток.

Химической связью называют совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящих к соединению атомов в молекулу. Результатом связывания атомов является образование более сложных структур – молекул, молекулярных ионов, а также ионных, атомных, молекулярных и металлических кристаллических решёток. Существование этих структур обусловлено различными типами химических связей.

Ковалентная связь – связь атомов с помощью общих электронных пар. Это наиболее общий тип химической связи. Ионная и металлическая связи могут рассматриваться как варианты сильнополярной ковалентной связи.

Существует два механизма образования ковалентной связи.

Обменный механизм. Каждый атом вносит по одному электрону: А · + В· = А : В. Общая пара электронов обозначается чертой : А–В. Ковалентная связь образуется двумя электронами, которые принадлежат двум атомам и обладают противоположными спинами. Механизм образования ковалентной связи заключается в перекрывании электронных облаков. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются облака.

Ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится на линии, соединяющей ядра атомов, называется σ-связями.

π-связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Эти связи образуются, когда между двумя атомами возникают 2 или 3 общие электронные пары. Число общих электронных пар характеризует кратность связи.

H· + ·H → H··H, H–H, H₂

O: + :O → O::O O=О, O₂

N N → N N, N N, N₂

Донорно-акцепторный механизм. При образовании связи по этому механизму один атом (донор) предоставляет неподелённую пару электронов, которая становится общей электронной парой между ним и другим атомом (акцептором). Эта связь образуется в результате перекрывания орбитали с неподелённой электронной парой атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора: А: + В → А:В

Донорно-акцепторная связь не отличается по своим свойствам от ковалентной связи.

Если атом элемента образует ковалентные связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизму, то его валентность определяется общим числом орбиталей на внешнем энергетическом уровне.

Типы ковалентной связи:

Неполярная – образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью. Общая электронная пара, которая образует связь, в равной степени принадлежит обоим атомам и находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов.

Полярная – связь с неравномерным распределением электронной плотности между взаимодействующими атомами. Образуется между атомами, которые незначительно отличаются по электроотрицательности. Общая электронная пара, которая образует свзяь, смещается к атому более электроотрицательного элемента.

Ионная связь – связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением между атомами с большой разницей электроотрицательностей. Взаимодействуют ионы. Атому металлов отдают свои валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы, а атомы неметаллов принимают электроны и превращаются в отрицательно заряженные ионы. Разноимённо заряженные ионы притягиваются, образуя ионные соединения. NaCl, CaF₂

Металлическая связь – связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решётке металлов. Эта связь обуславливает важнейшие физические свойства металлов.

Водородная связь – это особый вид связи, которая осуществляется при взаимодействии атома водорода гидроксильной или аминогруппы одной молекулы и атомами с высокой электроотрицательностью (O, N, F, Cl) другой молекулы. Взаимодействует атом водорода и атом резко отрицательного элемента из разных молекул. Это межмолекулярная водородная связь. Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах белков, ДНК и др. за счёт электростатического взаимодействия происходит притяжение положительно заряженного атома водорода одной молекулы к более ЭО атому другой молекулы. При образовании водородной связи атом водорода находится между атомами с высокой ЭО; с одним из них он связан обычной ковалентной связью, а с другим – водородной.

Типы кристаллических решёток:

1.Молекулярная – в узлах молекулы; водородные связи и другие силы межмолекулярного взаимодействия; прочность связи слабая; малая твёрдость, низкая температура плавления, многие растворимы в воде; кислород, иод, углекислый газ, вода.

2.Ионная – в узлах ионы (катионы и анионы); ионные связи; прочная; твёрдые, тугоплавкие, многие растворимы в воде, растворы и расплавы являются электролитами; соли, щелочи.

3.Атомная – в узлах атомы; ковалентные связи; очень прочная; тугоплавкие, очень твёрдые, практически нерастворимы в воде; алмаз, кремний.

4.Металлическая – в узлах атомы и катионы металлов; металлическая связь; различная прочность; металлический блеск, электропроводность, теплопроводность; металлы – простые вещества.

Основные закономерности протекания химических процессов.

Химическая термодинамика. Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, свободная энергия. Первый и второй законы термодинамики. Закон Гесса. Термохимические расчёты. Направление протекания химических реакций.

Термодинамика изучает взаимные превращения энергии в макроскопических системах.

Термодинамическая система – тело или группа тел, каким-то образом отделённых от окружающей среды и составляющих предмет термодинамического рассмотрения.

1.Открытая система (обменивается с окр. Средой в-вом и энергией)

2.Закрытая система (обменивается только энергией)

3.Изолированная система (не обменивается ни в-вом, ни энергией) <- идеальная система.

Любую химическую систему можно описать термодинамически (исходное и конечное состояние системы).

Функция состояния – это параметры состояния системы, изменение которых в ходе процесса зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода системы из начального в конечное состояние. Для описания энергетического состояния системы используют функцию состояния – внутреннюю энергию.

Внутренняя энергия системы – совокупность всех видов энергии, присущих этой системе, за исключением потенциальной кинетической энергии системы как целого. Определить абсолютное значение внутренней энергии системы невозможно. В ходе любого реального процесса происходит изменение внутренней энергии ΔU вследствие теплообмена со средой и совершения системной работы.

При химических реакциях изменяется внутренняя энергия системы – это причина теплового процесса.

Термодинамические законы.

Первое начало (закон) термодинамики: Всё тепло, подведённое к системе, расходуется на изменение внутренней энергии и совершение работы против окр. среды.

Q = ΔU + A ; A = pΔV

Если закрытая термодинамическая система совершает только работу расширения, т.е. не совершается полезная работа, тогда

Q = ΔU + pΔV

Сумма U + pV является функцией состояния, её называют энтальпией. Изменение энтальпии ΔH в результате протекания процесса может быть выражено уравнением: ΔH= ΔU + p ΔV.

1.V=const (изохорные процессы) ΔV=0 т.е. ΔQ=ΔU

2.p=const (изобарные процессы) Q=ΔH

Поэтому энтальпия – функция состояния системы, изменение которой равно теплоте изобарного процесса; внутренняя энергия – функция состояния системы, изменение которой равно теплоте изохорного процесса.

Раздел термодинамики, изучающий изменение энтальпии при протекании химических процессов, называется термохимия. Основное понятие термохимии – тепловой эффект химической реакции.

Тепловой эффект химической реакции – энергия, которая выделяется или поглощается в ходе реакции, при постоянном давлении и температуре. (Т=const – изотермический процесс)

- экзотермический процесс -Q ΔН < 0

-эндотермический процесс +Q ΔH > 0

В основе термохимии лежит закон постоянства сумм теплот реакций, установленный Г.Н. Гессом в 1840 г.

Основной закон термодинамики (закон Гесса):

Тепловой эффект реакции зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути проведения процесса.

1сл. Тепловые эффекты прямой и обратной реакции равны по величине и противоположны по знаку.

2сл. Тепловой эффект кругового процесса равен 0.

Теплота образования в-ва – это тепловой эффект реакции образования 1 моля в-ва из простых в их устойчивом состоянии.

3сл. Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования конечных веществ за вычетом теплот образования исходных веществ.

aA + bB = cC + dD

ΔH = (c ΔH_C + d ΔH_D) – (a ΔH_A + b ΔH_B)

Любой вид энергии (механической, электрической, химической) можно полностью превратить в тепловую; тепловую же энергию полностью превратить в другой вид энергии нельзя.

Второе начало (закон) термодинамики:

Невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу.

Таким образом, всегда будет существовать часть теплоты, которую система не может превратить в полезную работу – её называют «связанной» энергией, т.е. ΔН = Е (свободная) + Е (связанная).

Функцию состояния, изменение которой равно максимально полезной работе, совершаемой термодинамической системой, называют свободной энергией, а в изобарном процессе (p=const) – энергией Гиббса ΔG (Дж): ΔG = - A_max

Термохимические расчёты.

При выполнении простейших расчётов по термохимическим уравнениям используют прямопропорциональную зависимость между:

1.Массой одного из веществ и количеством поглощаемой/выделяемой теплоты.

2.Объёмом одного из в-в и кол-вом поглощаемой/выделяемой теплоты.

2.Количеством (в молях) одного из в-в и ко-вом поглощаемой/выделяемой теплоты.

Следует помнить, что в термохимических уравнениях, коэффициенты указывают не число молекул, а количество веществ (в молях)!

Направление протекания химических реакций.

Самопроизвольно протекают только экзотермические реакции! (ΔН < 0 энтальпия меньше нуля)

Движущая сила : система уменьшает запас энергии.

Наиболее устойчивым состоянием любой системы является состояние с наименьшим запасом энергии.

Энтропия – количественно описывает степень беспорядка в системе.

Напр. Газ расширяется – энтропия увеличивается.

Термодинамическая вероятность – число микросостояний, которыми можно реализовать данное макросостояние. S=KlnW K=R/N

В изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые связаны с увеличением энтропии.

1).Тенденция уменьшения запаса энергии.

2).Тенденция увеличения беспорядка.

ΔG = ΔН -T ΔS, G – энергия Гипса; изобарно-изотермический потенциал; химическое сродство; свободная энергия.

Типы химических реакций:

1.Экзотермические реакции, идущие с увеличением энтропии, ΔН < 0 ΔS > 0 ΔG < 0 – всегда!

2.Экзотермические реакции, идущие с уменьшением энтропии, ΔH < 0 ΔS < 0

ΔG – в зависимости от | ΔH| > |T ΔS|

3.Эндотермические реакции, идущие с уменьшением энтропии. ΔH > 0 ΔS < 0 ΔG > 0 – всегда!

4.Эндотермические реакции, идущие с увеличением энтропии. ΔH > 0 ΔS > 0

ΔG – в зависимости от | ΔH| <|T ΔS|

Свободная энергия образования вещества – изменение свободной энергии в реакциях образования одного моля в-ва из простых в-в; сумма свободных энергий образования конечных веществ, за вычетом свободных энергий образования исходных веществ.

Нет веществ с нулевой энтропией!