Атомно-молекулярное учение

Атомно-молекулярное учение

      Все вещества состоят из молекул, некоторые из кристаллов. Молекула - мельчайшая частица, обладающая свойствами вещества. Молекулы состоят из атомов. Атомы - мельчайшие частицы, сохраняющие свойства элемента. Вещества: а) простые - состоящие из одного  и того же элемента(P,O₂,N₂); б) сложные – состоящие из атомов разных элементов(HNO3,KOH). Иногда простые вещества, состоящие из одного и того же элемента обладают различными свойствами: твердостью, плотностью и др.

     Аллотропия - существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам: так называемых аллотропических модификаций или аллотропических форм. Множество модификаций углерода, например: алмаз, графит, фуллерен, карбин и графен.

    Закон постоянства состава:

    Соотношения  между массами элементов, входящих  в состав одного и того же  соединения постоянны и не  зависят от способа его получения.

    Закон кратных  отношений Дальтона:

    Если  два элемента  образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящихся в этих соединениях, на одну и ту же массу другого элемента относятся между собой как небольшие целые числа.

    Встречаются соединения, нарушающие эту закономерность, например, сплавы.

   Закон объемных  отношений. Закон Авогадро:

    При  взаимодействии газообразных веществ  объемы, вступающих в реакцию  газов относятся друг к другу,  и к объему образующихся соединений  как небольшие целые числа  (Гей-Люссак).

    2Н₂+О₂=2Н₂О

    Авогадро показал,  что в равных объемах любых  газов, взятых при одной и  той же температуре и давлении  содержится одно и тоже число  молекул, а именно 6,02*10²³

Атомные и молекулярные массы

    В  химии принято, что 1/12 часть  массы атома изотопа углерода  (С₁₂) является атомной единицы массы. Атомные массы элемента – это  отношение его массы к атомные единицы массы. Молекулярная масса простого или сложного вещества – это отношение массы его молекулы к атомной единице массе. Единицей количества вещества принято считать моль. Моль – это такое количество вещества, в котором содержится столько структурных единиц, сколько содержится в 12г изотопа углерода С₁₂, то есть 6,02*10²³ (число Авогадро). Отношение массы к его количеству называется мольной  массой и выражается г/моль. Таким образом мольная масса вещества  в г/моль имеет численное значение, то же, что и его относительная молекулярная масса. Показано, что 1 моль любого газа при нормального температуре и давлении занимает V=22,4 л/моль, Т=273К, р.=1 атм. По отношениям к газам выполняются законы Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля.

    Закон Бойля-Мариотта. При постоянной массе газа и постоянной температуре давление газа обратно пропорционально занимаемому им объему.

    Р*V= const при  Т, m=const

    Закон Гей-Люссака. При постоянных массе газа и давлении объем, занимаемый газом, прямо пропорционален его температуре.

    V/T= const при  P, m=const

    Закон Шарля. При постоянных массе газа и его объеме давление газа прямо пропорционально температуре.

    P/T=const при V, m=const

    Иногда  этот закон, отнесенный к любому  количеству вещества называют  законом Менделеева-Клапирона.

    P1V1/T1 = Р2V2/Т2, или РV/Т = const.

Парциальное давление газов

    Давление  смеси газов химически не взаимодействующие друг с другом равно сумме парциальных давлений газов, составляющих эту смесь.

    Парциальное  давление индивидуального газа, входящего в смесь, это давление  газа, которое установилось бы  если бы он занимал весь V смеси.

Эквиваленты. Законы эквивалентов

    Эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атома H, или замещает такое же его количество в химических реакциях.

    HCl=35,5/1    H₂S=32/2    NH₃=14/3   CH₄=12/4

    Эквивалентной массой элемента называется его атомная масса, отнесенная к эквиваленту.

    Законы эквивалентов:

    Все  вещества, взаимодействуют друг  с другом в количествах, пропорциональных  их эквивалентам, или массы, объемы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентам.

    m₁/m₂=Э₁/Э₂

   Очевидно, что реагирующие вещества связаны определенными коэффициентами. Эти коэффициенты называются стехиометрическими.

    2Н₂S + 3O₂ =2SO₂ + 2H₂O

    Стехиометрические  соотношения устанавливаются с  учетом валентности элементов. Валентность - способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. Численно валентность равна числу образованных связей. Обычно валентность H равна 1, O₂=2; поэтому при взаимодействии друг с другом на каждый атом кислорода приходится 2 атома водорода  H₂S=2HS, или на каждый атом серы приходится 2 атома H.

Классы и номенклатура соединений

    Классифицировать  химические соединения можно  по составу молекул или по  функциональным свойствам. По  составу молекул различают бинарные и многоэлементные соединения. Обычно бинарные соединения называют по образующему элементу с окончанием - ид (NаCl – хлорид;Na₂S – сульфид;Na₃N – нитрид;).Многоэлементные соединения классифицируются по функциональным группам:

    Гидроксиды – вещества, в состав молекулы которых входит гидроксидная группа – OH, часто их называют основаниями, а растворимые щелочи. По количеству гидроксидных групп основания бывают одно или много кислотные. Главное свойство оснований - их способность взаимодействовать с кислотами.

    NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

    Кислоты – соединения, в молекулы которых входит атом H(HCl,H₂SО₄,HNO₃). Главным свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями.

    H₂SO₄ + KOH = K₂SO₄ + H₂O

    По количеству  атомов водорода в молекуле кислород различают одно и многоосновные кислоты. Различают бескислородные кислоты: HCl, H₂S. Кислородосодержащие:HNO₃, H₂SO₄, HCLO4 название состоит из названия образующего элемента с окончанием - ая. В результате взаимодействия кислот и оснований образуется  следующий класс соединений – соли.

    Соли – Это такие вещества в молекулы, которых не входит атом H, и гидроксидная группа: Na₂S0₄, NaNO₃. Обычно название солей образуется  от названия кислотообразующего элемента с окончанием – ат. Различают кислые, средние, основные соли. Кислые соли могут быть образованы многоосновными кислотами.

    H₂CO₃ +NaOH = NaHNO₃ + H₂O

    Многокислотные  основания могут образовывать  основные соли. Cu (OH)₂ + H₂CO₃ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O   Различают также кислые, основные, амфотерные оксиды.

Строение атома

    Первую  научно – обоснованную модель  строения атома разработал Томсон, он предположил, что атом состоит  из + заряда, в котором равномерно  распределены    –  заряженные  электроны. Резерфорд, уточняя  эту модель, показал, что + заряженное ядро атома занимает ничтожно малый объем и вокруг него вращаются на различных расстояниях (орбитах) отрицательно заряженные электроны. Основными недостатком этой модели была ее нестабильность т.к. вращающиеся вокруг  ядра электроны, теряя энергию, через некоторое время должны упасть на ядро, чего не происходит.

    Бор усовершенствовав  эту модель, предположил, что электроны  могут вращаться только на  разрешенных орбитах. Находясь  на этих орбитах электрон, не  теряет энергию. Выделяет энергию или поглощает ее электрон только при перескоке с нижнюю орбиту на верхнюю или наоборот. Дальше указал, что ядро может состоять из некоторого количества нейтронов Nн=0  незаряженных частиц N_p=+  Z=N_p           и протонов

   m_e= N_p +      N_H                      m_H   =а.е.м                    m_p  = m_H  - m_e

   Массовое число ядра выражается в а.е.м. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа называются изотопы. Атомы, имеющие одинаковый массовые числа, но разные заряды ядра называются изобарами.

Строение электронов

    Первоначальное предположение, что электрон является частицей, вращающейся вокруг ядра не оправдалась. Гейзенберг выдвинул принципы неопределенность – нельзя одновременно точно определить местоположение электрона и момент движения.  P=mv   Шредингер на основе квантово-механических представлений утверждал, что электрон можно рассматривать одновременно как частицу, двигающуюся со скоростью v или как волну, длину, которую можно рассчитать по формуле Де-Бройля

  которая  справедлива для любой движущейся частицы. Но волновые качества макрочастиц  проявляется чрезвычайно слабо. Исходя из этого можно говорить о вероятности нахождения электрона в той или др. точке пространства. Эта вероятность  “размазана” более или менее равномерно в некотором объеме. Шарообразная область, в которой заключено 90% вероятностей, назв.электронным облаком. В этом  облаке заключено 90% заряда и 90% массы. С точки зрения  волнового характера электронов определяется длина его волны. С точки зрения корпускулярного характера электрона он характеризуется некоторыми  квантовыми числами: определяющие энергию электрона.

Квантовые числа

    В  основном уровень энергии определяет  главное квантовое число n=1,2,3,4  оно может принимать любые целочисленные значения. Оно определяет уровень энергии – размер электронного облака. Численно главное квантовое число совпадает с номером периода. Иногда вместо численных значений используют буквы. Побочное квантовое число е= o……n-1 определяет подуровень энергии или форму электронного облака. Иногда вместо численного значения подуровень определяется буквой l=S,P,d,f  форму электронного облака на S подуровня является шарообразной.

                                                 

    Магнитное  квантовое число m определяется расположением электронного облака в пространстве.

1	-1,0,+1	-2,-1,0,+1,+2
-L	O	+L
S	P	d
1	3	5

  Электронное  облако S может быть расположено только одним способом. Энергетический уровень электрона, описываемое n,е,m называется орбиталь. Таким образом, если главное квантовое число 1(n)  может иметьК-1 орбиталь, при энергетическом уровне L- 3 орбиталь, при энергетическом уровне m -  5 орбиталей.  Завершает полную энергетическую характеристику электрона квантовые (спиновое) число S. Оно может принимать значения  -1/2; +1/2. Спиновое число характеризует собственное вращение электрона. Принято считать, что в атоме не может быть двух одинаковых электронов, у которых бы все четыре квантовых числа были одинаковы. Таким образом, на каждой орбитали могут располагаться два разно-спиновых электрона. В результате сказанного можно утверждать, что на каждом энергетическом уровне может располагаться Z=2n² электронов.

Многоэлектронные атомы

   По мере  увеличения заряда ядра атома  увеличивается число электронов, располагающихся возле ядра. Заполнение электронных орбиталей происходит по определенным правилам.

    Правило Паули:

    Электроны  вначале заполняют нижние, а затем  более высокие слои, то есть  энергия устойчивого электрона  должна быть минимальна. В противном случае конфигурация электронов в атоме будет неустойчива, то есть атом будет находиться в возбужденном состоянии.

    Правило Хунда:

    Суммарный спин электронов в атоме должен быть максимален в устойчивом состоянии. Для характеристики энергетического состояния атома принято использовать электронную формулу.

                                     

     Элементы, у которых  внешними заполняемыми орбиталями, является S называются S-элементами(n=1;2 группа);n=2

     На  втором энергетическом уровне  могут располагаться кроме S, еще и р - электроны

    Таким образом, p – элементов может быть 6 групп, по количеству p- элементов. P – элементами называют те элементы, у которых внешними заполняемыми орбитами являются р- орбитали. Количество внешних электронов, в этом случае   Z=S+P.После заполнения всех р – орбиталей, образующиеся элементы называются инертные –неактивные далее начинается заполнение S – орбиталей следующего подуровня. При этом очевидно, что свойства элементов повторяются на новом уровне. Таким образом, расположение элементов в Периодической системе соответствует электронному строению их атомов, и их свойства с увеличением заряда периодически повторяются. Заряд ядра численно равен номеру элемента.

    Правила Клечковского:

    1)При  увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного n+1 к большому.

    2)При одинаковых  значениях суммы (n+1) заполнение происходит  с увеличением главного квантового числа n. В соответствии с правилами Клечковского, Пауля и Хунда можно записать:

    После  заполнения 3р орбиталей начинает  заполняться не 3d, а 4S(снова образуются s – элементы), после этого начинает заполняться 3d орбиталь, образуются d – элементы, сумма предвнешних d – электронов и внешних s – электронов равна номеру группы.

    Свойства d – элементов в периоде с увеличением заряда ядра меняются незначительно, так как заполняются  не внешние, а предвнешние орбитали . d – элементы называются переходными.