Атомне молекулярне вчення. Атомно-молекулярна теорія

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ І ЗАКОНИ ХІМІЇ

Речовини та їх властивості. Предмет хімії

Оглянемося довкола. Ми самі і все, що оточує нас, складається з речовин. Речовин дуже багато. Нині вчені знають близько 10 млн. органічних та близько 100 тис. неорганічних речовин. І всі вони характеризуються певними властивостями. Властивості речовини називаються ознаки, за якими речовини відрізняються одна від одної або подібні між собою.

Кожен окремий виглядматерії, що володіє за певних умов визначеними фізичними властивостями, наприклад, алюміній, сірка, вода, кисень, називають речовиною.

Хімія вивчає склад, будову, властивості та перетворення речовин. Глибоке знання хімії зовсім необхідне фахівцям усіх галузей народного господарства. Поряд із фізикою та математикою вона становить основу підготовки фахівців високої кваліфікації.

З речовинами відбуваються різні зміни, наприклад: випаровування води, плавлення скла, згоряння палива, іржавіння металів і т. д. Ці зміни з речовинами можна віднести до фізичнимабо до хімічним явищам.

Фізичними називають такі явища, при яких дані речовини не перетворюються на інші, а зазвичай змінюється тільки їх агрегатний стан або форма

Хімічними називають такі явища, у яких з цих речовин утворюються інші. Хімічні явищаназиваються хімічними перетвореннями чи хімічними реакціями

При хімічних реакціях вихідні речовиниперетворюються на інші речовини, які мають інші властивості. Про це можна судити з зовнішніми ознакамихімічних реакцій: 1) виділення теплоти (іноді світла); 2) зміна забарвлення; 3) поява запаху; 4) утворення осаду; 5) виділення газу.

Атомно-молекулярне вчення

У XVIII – XIX ст. в результаті робіт М. В. Ломоносова, Дальтона, Авогадро та інших була висунута гіпотеза про атомно-молекулярній будовіречовини. Ця гіпотеза ґрунтується на ідеї про реальне існування атомів та молекул. У 1860 р. Міжнародний конгрес хіміків чітко визначив поняття атома та молекула.Атомно-молекулярне вчення прийняли усі вчені. Хімічні реакції почали розглядати з погляду атомно-молекулярного вчення. Наприкінці XIX та на початку XX ст. атомно-молекулярне вчення перетворилося на наукову теорію. У цей час вчені довели експериментально, що атоми та молекули існують об'єктивно, незалежно від людини.

В даний час, можливо, не тільки обчислити розміри окремих молекул їхньої маси, але й визначити порядок з'єднання атомів у молекулі. Вчені визначають відстань між молекулами та навіть фотографують деякі макромолекули. Також тепер відомо, що не всі речовини складаються із молекул.

Основні положення атомно-молекулярного вченняможна сформулювати так:

1. Існують речовини з молекулярною та немолекулярною будовою.

2. Молекула - це найменша частка речовини, яка зберігає його хімічні властивості.

3. Між молекулами існують проміжки, розміри яких залежить від агрегатного станута температури.Найбільші відстані є між молекулами газів. Цим пояснюється їхня легка стисливість. Найважче стискаються рідини, де проміжки між молекулами значно менші. У твердих речовинах проміжки між молекулами ще менші, тому вони майже не стискаються.

4. Молекули перебувають у безперервному русі.Швидкість руху молекул залежить від температури. З підвищенням температури швидкість руху молекул зростає.

5. Між молекулами існують сили взаємного тяжіннята відштовхування.У найбільшою міроюці сили виражені в твердих тілах, у найменшій – у газах.

6. Молекули складаються з атомів, які, як і молекули, перебувають у безперервному русі.

7 Атоми – це найдрібніші хімічно неподільні частки.

8. Атоми одного виду відрізняються від атомів іншого виду масою та властивостями. Кожен окремий вид атомів називається хімічним елементом.

9. При фізичних явищах молекули зберігаються, за хімічних, як правило, руйнуються.При хімічних реакціях відбувається перегрупування атомів.

Атомно-молекулярна теорія – одна з головних теорій природничих наук. Ця теорія підтверджує матеріальну єдність світу.

за сучасним уявленнямз молекул складаються речовини в газоподібному та пароподібному стані. У твердому (кристалічному) стані з молекул складаються лише речовини, що мають молекулярну структуру, наприклад, органічні речовини, неметали (за невеликим винятком), оксид вуглецю (IV), вода. Більшість твердих (кристалічних) неорганічних речовин не має молекулярної структури. Вони складаються не з молекул, а з інших частинок (іонів, атомів) та існують у вигляді макротіл. Наприклад, багато солі, оксиди та сульфіди металів, алмаз, кремній, метали.

У речовин із молекулярною структурою хімічний зв'язокміж молекулами менш міцна, ніж атомами. Тому вони мають порівняно низькі температуриплавлення та кипіння. У речовин із немолекулярною структурою хімічний зв'язок між частинками дуже міцний. Тому вони мають високі температури плавлення та кипіння. Сучасна хімія вивчає властивості мікрочастинок (атомів, молекул, іонів та ін.) та макротіл.

Молекули та кристали складаються з атомів. Кожен окремий вид атомів називається хімічним елементом.

Загалом у природі (на Землі) встановлено існування (92) різних хімічних елементів. Ще 22 елементи отримані штучним шляхом із використанням ядерних реакторівта потужних прискорювачів.

Усі речовини поділяються на прості та складні.

Речовини, що складаються з атомів одного елемента, називаються простими.

Сірка S, водень Н 2 , кисень О 2 , озон О 3 фосфор Р, залізо Fe - це прості речовини.

Речовини, що складаються з атомів різних елементів, називаються складними.

Наприклад, вода Н 2 Про складається з атомів різних елементів - водню H і кисню O; крейда CaCO 3 складається з атомів елементів кальцію Ca, вуглецю C і кисню . Вода та крейда – складні речовини.

Поняття "проста речовина" не можна ототожнювати з поняттям "хімічний елемент". Проста речовина характеризується певною щільністю, розчинністю, температурами кипіння та плавлення та ін. Хімічний елемент характеризується певним позитивним зарядом ядра (порядковим номером), ступенем окислення, ізотопним складом та ін. окремим атомам. Складні речовини складаються з простих речовин, та якщо з елементів. Наприклад, вода складається не з простих речовин водню та кисню, а з елементів водню та кисню.

Назви елементів збігаються з назвами відповідних простих речовин, за винятком вуглецю.

Багато хімічних елементів утворюють кілька простих речовин, різних за будовою та властивостями. Це явище називається алотропією, а речовини, що утворилися алотропними видозмінамиабо модифікаціями. Так, елемент кисень утворює дві алотропні модифікації: кисень та озон; елемент вуглець - три: алмаз, графіт та карбін; Декілька модифікацій утворює елемент фосфор.

Явище алотропии викликається двома причинами: 1) різним числом атомів у молекулі, наприклад кисень Про 2 і озон Про 3 ; 2) освітою різних кристалічних форм, наприклад алмаз, графіт та карбін.

2. Стехіометричні закони

Стехіометрія- розділ хімії, у якому розглядаються масові та об'ємні відносини між реагуючими речовинами. У перекладі з грецького слово«стехіометрія» має сенс «складова частина» та «вимірюю».

Основу стехіометрії складають стехіометричні закони: збереження маси речовин, сталості складу, закон Авогадро, закон об'ємних відносингазів, закон еквівалентів Вони підтвердили атомно-молекулярне вчення. У свою чергу атомно-молекулярне вчення пояснює стехіометричні закони.

Подібна інформація.

Поняття та структура атома

Одним із основних понять хімії та інших природничих наук є атом. Цей термін має давнє походження; він налічує вже близько 2500 років. Вперше поняття атома зародилося у Стародавній Греції, приблизно V ст. до зв. е. Основоположниками атомістичного вчення були давньогрецькі філософи Левкіпп та його учень Демокріт. Саме вони висунули ідею про дискретну будову матерії та ввели термін «АТОМ». Демокріт визначав атом як найменшу, далі неподільну частинку матерії.

Вчення Демокрита не отримало широкого поширення, і протягом великого історичного періоду в хімії (а за часів середньовіччя – алхімії) панувала теорія Аристотеля (384 – 322 рр. до н.е.). Згідно з вченням Аристотеля, основними засадами природи є абстрактні «принципи»: холод, тепло, сухість і вологість, при комбінації яких утворюються чотири основні «елементи-стихії»: земля, повітря, вогонь і вода.

Тільки на початку XIX століттяанглійський вчений Джон Дальтон повертається до атомів як найменших частинок матерії та вводить у науку цей термін. Цьому передували роботи таких чудових учених, як Р. Бойль (у книзі «Хімік-скептик» він завдав нищівного удару за уявленнями алхіміків), Дж. Прістлі та К. В. Шееле (відкриття кисню), Г. Кавендіш (відкриття водню), А. Л. Лавуазьє (спроба скласти першу таблицю простих речовин), М. В. Ломоносов (основні положення атомно-молекулярного вчення, закон збереження маси), Ж. Л. Пруст (закон сталості складу) та багато інших.

атом(грец. ατομος - Неподільний) - це найменша частка хімічного елемента, здатна до самостійного існування і є носієм його властивостей. Атом є електронейтральної мікросистеми, що складається з позитивно зарядженого ядра і відповідного числа електронів.

Тип атома визначається складом його ядра. Атоми кожного виду однакові між собою, але вони від атомів будь-якого іншого виду. Так, атоми вуглецю, азоту та кисню мають різні розміри, відрізняються за фізичними та хімічними властивостями. Ядро складається з електронів, протонів та нейтронів, разом званих нуклонами.

Електрон[ін.грец. ηλεκτρον - бурштин (добре електризується при терті)] - стабільна елементарна частка, що має масу спокою, що дорівнює 9,109 · 10 -31 кг = 5,486 · 10 -4 а.е.м. , і несучий елементарний негативний заряд, що дорівнює 1,6 · 10 -19 Кл.

У хімії та у фізиці при вирішенні багатьох завдань заряд електрона приймають за - 1 і заряди всіх інших частинок виражають у цих одиницях. Електрони входять до складу всіх атомів.

Протон(грец. πρωτοσ - перший) - елементарна частка, що є складовою ядер атомів всіх хімічних елементів, має масу спокою m р= 1,672 · 10 -27 кг = 1,007 а. та елементарним позитивним електричним зарядом, рівним за величиною заряд електрона, тобто. 1,6 · 10 -19 Кл.

Число протонів у ядрі визначає порядковий номер хімічного елемента.

Нейтрон(Лат. neutrum- ні те, ні інше) - електрично нейтральна елементарна частка з масою спокою, що трохи перевищує масу спокою протона m n= 1,65 · 10 -27 кг = 1,009 а.

Поряд з протоном нейтрон входить до складу всіх атомних ядер (за винятком ядра ізотопу водню 1 Н, що є одним протоном).

Характеристики окремих елементарних частинок

Узагальнююча (групова) назва протонів та нейтронів - нуклони.

Поняття та форми існування хімічного елемента

Хімічний елемент- вид атомів з однаковим зарядомядра.

Хімічний елемент – це поняття, а не матеріальна частка. Не атом, а сукупність атомів, характеризуються певним ознакою - однаковим зарядом ядра.

Атоми елемента можуть мати різні числа нейтронів у складі ядра, отже, і масу.

Масове число - загальне числонуклонів (протонів та нейтронів) в ядрі.

Ядро атома складається з протонів, число яких дорівнює порядковому номеру елемента (Z), і нейтронів (N). А = Z + N, де А- Масове число.

Нукліди(Лат. Nucleus- ядро) - загальна назваатомних ядер, характеризуються певним числом протонів та нейтронів (величиною позитивного заряду та масовим числом).

Щоб вказати хімічний елемент, досить назвати лише одну величину - заряд ядра, тобто. порядковий номер елемента у періодичній системі. Для визначення нукліду цього недостатньо - треба зазначити також його масове число.

Іноді, не зовсім точно, поняття «нуклід» відносять не до ядра, а до всього атома.

Ізотопи(грец. ισος - однаковий + τοπος - місце) - нукліди, що мають однакове числопротонів, але різняться масовими числами.

Ізотопи - нукліди, що займають одне й те саме місце в Періодичній системі, тобто атоми одного й того ж хімічного елемента.

Наприклад: 11 22 Na, 11 23 Na, 11 24 Na.

Ізобари(грец. ιςο - рівний + βαροσ - вага) - нукліди, що мають однакові масові числа, але різне число протонів (тобто відносяться до різних хімічних елементів).

Наприклад: 90 Sr, 90 Y, 90 Zr.

Ізотони- Нукліди з однаковим числом нейтронів.

При хімічній взаємодіїатомів утворюються молекули.

Молекула(зменшуюче від лат. moles- Маса) - це найменша частка речовини, що визначає його властивості. Складається з атомів одного або різних хімічних елементів та існує як єдина система атомних ядер та електронів. У разі одноатомних молекул (наприклад, благородних газів) поняття атома та молекули збігаються.

Молекули бувають одноатомні (наприклад, молекули гелію. Не), двоатомні (азота N 2, оксиду вуглецю СО), багатоатомні (води Н 2 Про, бензолу З 6 Н 6) та полімерні (що містять до сотень тисяч і більше атомів - молекули металів у компактному стані, білків, кварцу).

Атоми утримуються у молекулі з допомогою хімічних зв'язків.

У хімії, крім атомів та молекул, доводиться розглядати й інші структурні одиниці: іони та радикали.

Іони(грец. ιον - що йде) - електрично заряджені частинки, що утворилися з атомів (або атомних груп) внаслідок приєднання чи втрати електронів.

Позитивно заряджені іони називаються катіонами(грец. κατα вниз + іон), негативно заряджені - аніонами(грец. ανα - Вгору + іон).

Наприклад: До +- катіон калію, Fe 2+- катіон заліза, NH 4+- катіон амонію, Cl - - аніон хлору (хлорид-аніон), S 2-- аніон сірки (сульфід-аніон), SO 4 2-- сульфат-аніон.

Радикали(Лат. radicalis- корінний) - частинки (атоми чи групи атомів) з неспареними електронами.

Вони мають високу реакційну здатність.

Наприклад: Н- радикал водню, З 1- радикал хлору, СН 3– радикал-метил.

У той самий час парамагнітні молекули, наприклад, Про 2, NO, NO 2, що мають неспарені електрони, не є радикалами

Проста речовина- Речовина, що складається з атомів одного хімічного елемента.

Проста речовина – це форма існування хімічного елемента. Багато елементів можуть існувати у вигляді кількох простих речовин, наприклад, вуглець (графіт, алмаз, карбін, фулерени), фосфор (білий, червоний, чорний), кисень (озон, кисень).

Відомо близько 400 найпростіших речовин.

Алотропія(грец. αλλοσ - Інший + τροπε - Поворот) - здатність хімічного елемента існувати у вигляді двох або декількох простих речовин, що відрізняються кількістю атомів в молекулі (наприклад, Про 2і Про 3) або різною структурою кристалів (графіт та алмаз).

Поліморфізм(грец. πολιμορφοσ - різноманітний) - здатність твердих речовин існувати у двох або кількох формах з різною кристалічною структурою та різними ж властивостями. Такі форми називають поліморфними модифікаціями.

Наприклад: FeS 2може утворювати дві речовини з різними кристалічними структурами(Поліморфні модифікації): одне називається пірит, а інше - марказит. Чи є ці речовини алотропними модифікаціями? Не являються.

Алотропія відноситься тільки до простих речовин і розглядає як відмінність у складі їх молекул, так і відмінність у будові кристалічних ґрат. Якщо мова йдепро відмінність у будові кристалічних решіток простих речовин, то поняття поліморфізм та алотропія збігаються, наприклад, про графіт і алмаз можна сказати, що це алотропні форми, а можна - поліморфні форми.

Основи атомно-молекулярної теоріїстворили російський вчений М.В.Ломоносов (1741) і англійський вчений Дж. Дальтон (1808).

Атомно-молекулярна теорія – це вчення про будову речовини, основними положеннями якої є:

1. Усі речовини складаються з молекул та атомів. Молекула - це найменша частка речовини, яка здатна існувати самостійно і не може дробитися далі без втрати основних хімічних властивостей даної речовини. Хімічні властивостімолекули визначаються її складом та хімічною будовою.

2. Молекули перебувають у безперервному русі. Молекули рухаються безладно і безперервно. Швидкість руху молекул залежить від агрегатного стану речовин. З підвищенням температури швидкість руху молекул зростає.

3. Молекули однієї й тієї ж речовини однакові, а молекули різних речовин відрізняються масою, розмірами, будовою та хімічними властивостями. Кожна речовина існує доти, доки зберігаються її молекули. Як тільки молекули руйнуються, перестає існувати і ця речовина: виникають нові молекули, нові речовини. За хімічних реакцій молекули одних речовин руйнуються, утворюються молекули інших речовин.

4. Молекули складаються з дрібніших частинок – атомів. Атом - це найменша частка хімічного елемента, яку не можна розкласти хімічним шляхом.

Отже, атом зумовлює властивості елемента.

атом– електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Хімічним елементомназивається вид атомів, що характеризуються певною сукупністю властивостей.

В даний час елемент визначається як вид атомів, що мають однаковий заряд ядра.

Речовини, молекули яких складаються з атомів одного елемента, називаються простими речовинами(З, Н 2, N 2, О 3, S 8 і т.д.).

Речовини, молекули яких складаються з атомів двох або більше елементів, називаються складними речовинами ( H 2 O, H 2 SO 4 KHCO 3 і т.д.). Істотне значення має число та взаємне розташуванняатомів у молекулі.

Здатність атомів одного і того ж елемента до утворення кількох простих речовин, різних за будовою та властивостями називається алотропією,а речовини, що утворилися – алотропними видозмінами або модифікаціями,так наприклад, елемент кисень утворює дві алотропні модифікації: 2 - кисень і 3 - озон; елемент вуглець – три: алмаз, графіт та карбін тощо.

Явище алотропии викликається двома причинами: різним числом атомів у молекулі (кисень Про 2 і озон Про 3), чи утворенням різних кристалічних форм (алмаз, графіт і карбін).

Елементи заведено позначати хімічними знаками. Слід завжди пам'ятати,що кожен знак хімічного елемента означає:

1. назва елемента;

2. один атом його;

3. одна моль його атомів;

4. відносну атомну масу елемента;

5. його становище у періодичній системі хімічних елементів

Д.І. Менделєєва.

Так, наприклад, знак Sпоказує, що маємо:

1. хімічний елемент сірки;

2. один атом його;

3. один моль атомів сірки;

4. атомна маса сірки дорівнює 32 а. е. м. (атомна одиниця маси);

5. порядковий номер у періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва 16.

Абсолютні маси атомів і молекул дуже малі, тому для зручності масу атомів і молекул виражають у відносних одиницях. В даний час за одиницю атомних мас прийнято атомна одиниця маси(скорочено а. е. м.), що є 1/12 частиною маси ізотопу вуглецю 12 С, 1 а. е. м. складає 1,66 × 10 -27 кг.

Атомною масою елементаназивається маса його атома, виражена в а. е. м.

Відносною атомною масою елементаназивають відношення маси атома даного елемента до 1/12 маси ізотопу вуглецю 12 С.

Відносна атомна маса величина безрозмірна і позначається Аr,

наприклад, для водню

для кисню .

Молекулярна маса речовини- Це маса молекули, виражена в а. е. м. Вона дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули даної речовини.

Відносною молекулярною масою речовининазивають відношення маси молекули даної речовини до 1/12 маси ізотопу вуглецю 12 С. Вона позначається символом Мr.Відносна молекулярна маса дорівнює сумі відносних атомних мас елементів, що входять до молекули з урахуванням кількості атомів. Наприклад, відносна молекулярна маса ортофосфорної кислоти Н 3 РО 4 дорівнює масі атомів всіх елементів, що входять до молекули:

Мr(Н 3 РО 4) = 1,0079 × 3 + 30,974 × 1 + 15,9994 × 4 = 97, 9953 або ≈ 98

Відносна молекулярна маса показує, у скільки разів маса молекули даної речовини більша за 1 а. е.м.

Поряд з одиницями маси, у хімії користуються також одиницею кількості речовини, яка називається молимо(скорочене позначення «моль»).

Міль речовини– кількість речовини, що містить стільки молекул, атомів, іонів, електронів або інших структурних одиниць, скільки міститься у 12 г (0,012 кг) ізотопу вуглецю 12°С.

Знаючи масу одного атома вуглецю 12 С (1,993 × 10 -27 кг), можна обчислити число атомів 0,012 кг вуглецю:

Число частинок в молі будь-якої речовини те саме. Воно дорівнює 6,02 × 10 23 і називається постійної Авогадроабо числом Авогадро (N А).

Наприклад, в трьох моль атомів вуглецю буде міститься

3 × 6,02 × 10 23 = 18,06 × 10 23 атомів

Застосовуючи поняття «моль», необхідно у кожному конкретному випадку точно вказати, які саме структурні одиниці маються на увазі. Наприклад, слід розрізняти моль атомів водню Н, моль молекул водню Н 2 , моль іонів водню або Один моль частинок має певну масу.

Молярна маса - Це маса одного молячи речовини. Позначається буквою М.

Молярна маса чисельно дорівнює відносної молекулярної маси та має одиниці виміру г/моль або кг/моль.

Маса та кількість речовини – поняття різні. Маса виявляється у кг (г), а кількість речовини – в молях. Між масою речовини (m, г), кількістю речовини (n, моль) та молярною масою (М, г/моль) існують співвідношення:

n = , г/моль; М = , г/моль; m = n × M, р.

За цими формулами легко обчислити масу певної кількостіречовини, молярну масу речовини чи кількості речовини.

Приклад 1 . Чому дорівнює маса 2 моль атомів заліза?

Рішення: Атомна маса заліза дорівнює 56 а. (округлено), отже, 1 моль атомів заліза важить 56 г, а 2 моль атомів заліза мають масу 56×2 = 112 г

Приклад 2 . Скільки моль гідроксиду калію міститься в 560 г КОН?

Рішення: Молекулярна маса КОН дорівнює 56 а. Молярна = 56 г/моль. У 560 г гідроксиду калію міститься: 10 моль КОН. Для газоподібних речовин існує поняття молярний обсяг V m. Відповідно до закону Авогадро моль будь-якого газу при нормальних умовах(тиск 101,325 кПа та температурі 273К) займає об'єм 22,4 л. Ця величина називається молярним об'ємом(його займають 2 г водню (Н 2), 32 г кисню (Про 2) тощо.

Приклад 3 . Визначити масу 1 л оксиду вуглецю (ΙV) за нормальних умов (н. у.).

Рішення: Молекулярна маса 2 дорівнює М = 44 а.е.м., отже, молярна маса дорівнює 44 г/моль. За законом Авогадро один моль СО 2 за н.у. займає об'єм 22,4 л. Звідси маса 1 л СО 2 (н. у.) дорівнює р.

приклад 4. Визначити об'єм, який займає 3,4 г сірководню (Н 2 S) за нормальних умов (н.у.).

Рішення: Молярна маса сірководню дорівнює 34 г/моль. Виходячи з цього можна записати: 34 г Н 2 S при н.у. займає об'єм 22,4 л.

3,4 г ________________________ Х л,

звідси Х = л.

Приклад 5. Скільки молекул аміаку міститься:

а) в 1 л; б) в 1 г?

Рішення: Число Авогадро 6,02 × 10 23 вказує на кількість молекул в 1 молі (17 г/моль) або 22,4 л при н.у., отже, в 1 л міститься

6,02 × 10 23 × 1= 2,7 × 1022 молекул.

Число молекул аміаку в 1 г знаходимо з пропорції:

звідси Х = 6,02 × 10 23 × 1= 3,5 × 1022 молекул.

Приклад 6. Яка маса 1 моль води?

Рішення: Молекулярна маса води H 2 O дорівнює 18 а. (Атомна маса водню – 1, кисню – 16, разом 1 + 1 + 16 = 18). Отже, один моль води дорівнює масою 18 грамів, і ця маса води містить 6,02 × 10 23 молекул води.

Кількісно маса 1 моль речовини – маса речовини у грамах, чисельно рівна його атомної чи молекулярної масі.

Наприклад, маса 1 молячи сірчаної кислоти H 2 SO 4 дорівнює 98 г

(1 +1 + 32 + 16 + 16 + 16 + 16 = 98),

а маса однієї молекули H 2 SO 4 дорівнює 98 г= 16,28 × 10 -23 г

Таким чином, будь-яка хімічна сполука характеризується масою одного моля або мольною (молярною) масою М, що виражається в г/моль (М(H 2 O) = 18 г/моль, а М(H 2 SO 4) = 98 г/моль).

З моменту перших здогадів людини про існування атомів та молекул ( філософське вченнядавньогрецького вченого Левкіппа; 500-400 р. до зв. е.), що дійшли до нас, до створення офіційної теоріїатомно-молекулярного вчення (I Міжнародний з'їзд хіміків у Німеччині; 1860 р.) пройшло майже 2500 років.

Основні положення атомно-молекулярної теорії:

• Усі речовини складаються з атомів, молекул, іонів.
• Кожен окремий вид атомів називають хімічним елементом.
• Усі атоми однієї й тієї ж елемента однакові, але від атомів будь-якого іншого хімічного елемента.
• Молекули складаються з атомів.
• Склад молекул позначається хімічною формулою.
• Атоми, молекули, іони перебувають у безперервному русі.
• При хімічних реакціях молекули зазнають змін, у ході яких з одних молекул утворюються інші, фізичних реакціяхсклад молекул речовини залишається постійним.

атомє найдрібнішою неподільною часткоюречовини. Він електрично нейтральний ( позитивний зарядядра атома компенсується негативним зарядомелектронів, що обертаються навколо ядра). структуру атома .

Певний вид атомів, що характеризуються однаковим зарядом його ядра, називається хімічним елементом.

Хімічні елементи позначаються хімічними знаками, які є початковими літерами латинської назви елемента: О (Oxygenium – кисень), H (Hydrogenium – водень) та ін.

Усі хімічні елементи, відомі на Наразінауці, зведені в періодичну систему елементів Д. І. Менделєєва, в якій порядковий номер елемента дорівнює зарядуядра його атома (числу протонів, які у ядрі).

Найпоширенішим Землі хімічним елементом є кисень, потім йдуть кремній, алюміній, залізо, кальцій, натрій, калій, магній, вуглець. Частка решти хімічних елементів становить менше 1% від маси земної кори. У Всесвіті найпоширенішими елементами є водень та гелій.

Як уже було сказано вище, з'єднання різних елементівутворюють молекули, які, своєю чергою, можуть утворювати прості чи складні речовини.

Прості речовинискладаються з атомів тільки одного хімічного елемента (O 2 H 2 N 2).

Прості речовини у свою чергу поділяються на метали (86 елементів) та неметали. Метали мають вільні електрони, що обумовлює їх хорошу електро- та теплопровідність, характерний металевий блиск.

Складні речовинискладаються з атомів декількох хімічних елементів (H 2 O, H 2 SO 4 HCl).

Деякі хімічні елементи можуть існувати у вигляді декількох простих речовин (наприклад, 2 - кисень, 3 - озон та ін.), це, так звані, алотропні модифікації. При цьому алотропія може бути викликана не тільки різним числом атомів елемента, але також і будовою кристалічних ґрат речовини (аллотропні модифікації вуглецю - алмаз, графіт, карбін).

Лекція 1

ПРЕДМЕТ І ЗНАЧЕННЯ ХІМІЇ

1. Предмет хімії. Серед природничих наук, що визначають фундамент інженерних знань, хімія займає лідируючу позицію через свою інформаційну значущість. Близько чверті всього обсягу науково-технічної інформації, Як відомо, складає - хімічна.

Сучасне визначенняхімії: система хімічних наук(органічна, неорганічна, аналітична, фізична хіміяі т.д.), головним завданнямяких є вивчення хімічних процесів(реакцій) утворення та руйнування молекул (хімічний зв'язок), а також взаємозв'язків та переходів між цими процесами та іншими формами рухами матерії ( електромагнітні полята випромінювання і т.д.).

Хімія вивчає склад, структуру речовин органічного та неорганічного походження, здатності речовин до взаємодії та явища переходу хімічної енергії в теплову, електричну, світлову та ін.

Значення хімії у існуванні та розвитку людства величезне. Досить сказати, що жодна галузь виробництва не обходиться без хімії. Якщо подивитися на те, що оточує людину в побуті або на роботі, це все дари та діяння хімії. Про значення хімії в різних галузяхпромисловості, сільського господарствата медицини написані цілі книги. Відомий англійський фізик У. Рамзай сказав: «Та нація, та країна, яка перевершить інші у розвитку хімії, перевершить їх у загальному матеріальному добробуті».

Основні закони хімії

Атомно-молекулярне вчення – теоретичний фундаментхімії.

Речовина – одна з форм існування матерії. Речовина складається з окремих дрібних частинок - молекул, атомів, іонів, які у свою чергу мають певний внутрішньою будовою. Інакше кажучи, всяка речовина не є чимось суцільним, а складається з окремих дуже малих частинок, в основі атомно-молекулярного вчення лежить принцип дискретності (переривності будови) речовини. Властивості речовин є функцією складу і будови частинок, що його утворюють. Для більшості речовин ці частинки є молекулами.

Молекула – найменша частка речовини, що має його хімічні властивості. Молекули, у свою чергу, складаються з атомів. атом – найменша частка елемента, що має його хімічні властивості.

Необхідно розрізняти поняття «проста (елементарна) речовина» та «хімічний елемент». Насправді, кожна проста речовина характеризується певними фізичними та хімічними властивостями. Коли якась проста речовина вступає в хімічну реакцію і утворює нову речовину, вона втрачає більшість своїх властивостей. Наприклад, залізо, з'єднуючись із сіркою, втрачає металевий блиск, ковкість, магнітні властивостіта ін. Так само водень і кисень, що входять до складу води, містяться у воді не у вигляді газоподібних водню та кисню з їх характерними властивостями, а у вигляді елементів – водню та кисню. Якщо ці елементи перебувають у «вільному стані», тобто. не пов'язані хімічно ні з яким іншим елементом, вони утворюють прості речовини. Хімічний елемент можна визначити як вид атомів, що характеризується певною сукупністю властивостей . При з'єднанні один з одним атомів одного і того ж елемента утворюються прості речовини, поєднання атомів різних елементів дає або суміш простих речовин, або складну речовину.

Існування хімічного елемента як кількох простих речовин називається алотропией. Різні прості речовини, утворені тим самим елементом, називаються алотропічними видозмінами цього елемента. Різниця між простою речовиною та елементом стає особливо зрозумілою, коли зустрічаються з кількома простими речовинами, що складаються з одного й того самого елемента. Розрізняють алотропію складу та алотропію форми. Атоми одного і того ж елемента, розташовані в різному геометричному порядку(Алотропія форми) або що з'єднуються в молекули різного складу(Алотропія складу), утворюють прості речовини з різними фізичними властивостями при схожих хімічних властивостях. Прикладами можуть бути:
кисень та озон, алмаз та графіт. 2. Стехіометричні закони. Хімічний еквівалент.Основу атомно-молекулярного вчення становлю основні закони хімії, відкриті межі XVIII і XIX ст.

Закон збереження мас та енергій,є основним законом природознавства. Вперше він був сформульований та експериментально обґрунтований М.В. Ломоносовим в 1756-59 рр., Пізніше він був відкритий і підтверджений А.Л. Лавуазьє: маса продуктів реакції дорівнює масі вихідних реагентів. У математичної формице можна записати:

де i, j- Цілі числа, рівні кількості реагентів і продуктів.

У сучасному виглядіцей закон формулюють так: в ізольованій системі сума мас і енергій постійна. На законі збереження маси ґрунтуються вивчення реакцій між окремими речовинами та кількісний хімічний аналіз.

Закон взаємозв'язку маси та енергії (А. Ейнштейн).Ейнштейн показав, що між енергією та масою існує взаємозв'язок, що кількісно виражається рівнянням:

Е = mc 2 або Dm = D Е/c 2 (2.2)

де Е - Енергія; m – маса; с –швидкість світла. Закон справедливий для ядерних реакцій, В яких виділяється величезна кількість енергії при невеликих змінах мас (атомний вибух).

Закон сталості складу (Ж.Л. Пруст, 1801-1808):яким би шляхом не було отримано дану хімічно чисту сполуку, склад її є постійним.

Zn + 1/2 O 2 = ZnO; ZnCO 3 = ZnO + CO 2 ; Zn(ON) 2 = ZnO + Н 2 О.

Але у хімічно чистому зразку ZnO завжди міститься 80,34% Zn та 19,66% Про.

Закон сталості складу повністю виконується для газоподібних, рідких та ряду твердих речовин ( дальтоніди), проте багато кристалічні речовинизберігають свою структуру при змінному (у деяких межах) складі ( бертоліди). До них відносяться сполуки деяких металів один з одним, окремі оксиди, сульфіди, нітриди. Отже, цей закон застосовується лише для таких речовин, які незалежно від агрегатного стану мають молекулярну структуру. У з'єднаннях змінного складуцей закон має межі застосовності, особливо для речовин, що у твердому стані, оскільки носієм властивостей даному станіне молекула, а якась сукупність іонів різних знаків, звана фазою ( однорідна частина неоднорідної системи, обмежена поверхнею розділу), або, інакше кажучи кристалічні гратитвердих тіл мають дефекти (вакансії та включення вузлів).

Закон еквівалентів (Ріхтер, 1792-1800):хімічні елементи з'єднуються між собою в масових відносинах, пропорційних їх хімічним еквівалентам:

З цього закону проводяться все стехиометрические розрахунки.

Хімічним еквівалентомелемента називається така його кількість, яка з'єднується з 1 молем (1,008 г) атомів водню або заміщає ту саму кількість атомів водню в хімічних сполуках.

Поняття про еквіваленти та еквівалентні маси поширюється також на складні речовини. Еквівалентом складної речовини називається така його кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом водню або взагалі з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини.

Розрахунок еквівалентів простих та складних речовин:

де A r –атомна маса елемента; М А– молекулярна маса сполуки.

Закон кратних відносин (Д. Дальтон, 1808).Якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то кількість одного з них, віднесене до одного й того ж кількості іншого, відносяться як невеликі цілі числа.

Закон Авогадро (1811).Це один із основних законів хімії: у рівних обсягах газів за однакових фізичних умов(Тиску і температурі) міститься однакове число молекул.

А. Авогадро встановив, що молекули газоподібних речовин двоатомні, не H, Про, N, Cl, а H 2 , Про 2 , N 2 , Cl 2 . Однак із відкриттям інертних газів (вони одноатомні) виявилося виняток.

Перший слідство: 1 моль будь-якого газу за нормальних умов має об'єм, рівний 22,4 л.

Друге слідство:щільності будь-яких газів ставляться як їх молекулярні маси: d 1 / d 2 = M1 / ​​M2.

Постійна Авогадро – число частинок, в 1 молі речовини 6,02 10 23 моль -1 .

Пояснення основних законів хімії у світлі атомно-молекулярної теорії лежить у її постулатах:

1) атоми є дрібні частинкиречовини, які неможливо розділити на складові ( хімічними способами) або перетворити один на одного, або знищити;

2) всі атоми одного елемента однакові та мають однакову масу (якщо не враховувати існування ізотопів, див. лекцію 3);

3) атоми різних елементів мають різні маси;

4) при хімічній реакції між двома або більшим числом елементів їх атоми з'єднуються один з одним у невеликих цілих відносинах;

5) відносні масиелементів, які з'єднуються друг з одним, безпосередньо з масами самих атомів, тобто. якщо 1 г сірки з'єднується з 2 г міді, це означає, кожен атом міді важить удвічі більше, ніж атом сірки;

Одним словом хімією «керують» цілі числа, тому всі ці закони називають стехіометричними. У цьому полягає торжество атомно-молекулярного вчення.

3. Атомні та молекулярні маси. Міль.Розглянемо у яких одиницях виражають молекулярні та атомні маси. У 1961 р. прийнято єдину шкалу відносних атомнихмас , в основу якої покладена 1/12 частина маси атома ізотопу вуглецю 12 С, названа атомною одиницеюмаси (а.е.м.). Відповідно до цього в даний час відносною атомною масою (атомною масою) елемента називають відношення маси його атома до 1/12 частини маси атома 12 С.

Аналогічно відносною молекулярною масою (молекулярною масою) простої чи складної речовини називають відношення маси його молекули
до 1 / 12 маси атома 12 С. Оскільки маса будь-якої молекули дорівнює сумі мас складових її атомів, то відносна молекулярна маса дорівнює сумі відповідних відносних атомних мас. Наприклад, молекулярна маса води, молекула якої містить два атоми водню та один атом кисню, дорівнює: 1,0079×2+15,9994= 18,0152.

Поряд з одиницями маси та обсягу, у хімії користуються також одиницею кількості речовини, яка називається молем. Міль – кількість речовини, що містить стільки молекул, атомів, іонів, електронів або інших структурних одиниць, скільки міститься атомів 12 г ізотопу вуглецю 12 С.

Кількість речовини в молях дорівнює відношенню маси речовини mдо його молекулярної маси M:

n = m/М. (2.8)

Молярну масу ( М) зазвичай виражають у г/моль. Молярна маса речовини, виражена в г/моль, має те ж чисельне значення, що його відносна молекулярна (атомна) маса. Так, мольна маса атомарного водню дорівнює 1,0079 г/моль, молекулярного водню- 2,0158 г/моль.

Залежність об'єму газу від тиску та температуриможе бути описана рівнянням стану ідеального газу pV = RT,справедливим для одного моля газу, а з урахуванням числа молей воно стає знаменитим рівнянням
Клапейрона - Менделєєва:

pV= n RT (2.9)

де R- Універсальна газова постійна (8,31 Дж/моль×К).

За допомогою цього рівняння та другого слідства із закону Авогадро, використовуючи прості вимірювальні прилади(термометр, барометр, ваги), наприкінці ХІХ ст. були визначені молекулярні маси багатьох летких простих та складних органічних та неорганічних речовин. У 1860 р. на I Міжнародному конгресі хіміків (Карлсруе, Німеччина) було прийнято класичні визначенняосновних понять: атома, молекули, елемента тощо, проведена систематика, класифікація основних типів реакцій та класів хімічних сполук.

4. Основні класи неорганічних сполук. Класифікація простих та складних хімічних речовинзаснована на розгляді реагентів та продуктів однієї з основних хімічних реакцій – реакції нейтралізації. Основи цієї класифікації було закладено І.Я. Берцеліусом в 1818 р., надалі вона була суттєво уточнена та доповнена.

Ще алхіміки об'єднали ряд простих речовин, що мають схожі фізичні та хімічні властивості, під назвою метали . Типовим металам властиві ковкість, металевий блиск, висока тепло- та електропровідність, за хімічними властивостями метали є відновниками. Інші прості речовини були об'єднані в клас неметалів (металоїдів ). Неметали відрізняються різноманітнішими фізичними та хімічними властивостями. При взаємодії простих речовин із киснем утворюються оксиди . Метали утворюють основні оксиди, неметали – кислотні . У реакції таких оксидів з водою утворюються, відповідно, підстави і кислоти . Нарешті, реакція нейтралізації кислот та основ призводить до утворення солей . Солі також можуть одержуватись при взаємодії основних оксидів з кислотними оксидами або кислотами, кислотних оксидів – з основними оксидами або основами (табл. 1).

Таблиця 1

Хімічні властивості основних класів неорганічних сполук

Слід підкреслити, що з водою безпосередньо реагують ті основні оксиди, які утворюють розчинні у воді основи – луги . Нерозчинні у воді основи (наприклад, Cu(OH) 2) можуть бути одержані з оксидів тільки у дві стадії:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O, CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 .

Класифікація оксидів не вичерпується основними та кислотними. Ряд оксидів та відповідних їм гідроксидів виявляють двоїсті властивості: реагують з кислотами як основи та з основами як кислоти (в обох випадках утворюються солі). Такі оксиди та гідроксиди називаються амфотерними :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (сплавлення тв. реч-в),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (у розчині).

Деяким оксидам неможливо зіставити відповідну їм кислоту або основу. Такі оксиди називаються несолетворними наприклад, оксид вуглецю (II) CO, оксид азоту (I) N 2 O. Вони не беруть участь у кислотно-основних взаємодіях, але можуть вступати в інші реакції. Так, N 2 O – сильний окислювач, CO – відмінний відновник. Іноді кислотні, основні та амфотерні оксиди поєднують у клас солеутворюючих .

Серед кислот виділяються безкисневі – наприклад, хлороводнева (соляна) HCl, сірководнева H 2 S, ціановоднева (синільна) HCN. За кислотно-основними властивостями вони не відрізняються від кисневмісних кислот. Існують також речовини, які мають основними властивостями, але які містять атомів металу, наприклад, гідроксид амонію NH 4 OH – похідне аміаку NH 3 .

Назви кислот виробляють від елемента, що утворює кислоту. У разі безкисневих кислот до назви елемента (або групи елементів, наприклад, СN - ціан), що утворює кислоту, додають суфікс "о" і слово "водень": Н 2 S - сірководень, НСN - ціановодень.

Назви кисневмісних кислот залежать від ступеня окислення кислотоутворюючого елемента. Максимального ступеняокислення елемента відповідає суфікс "...н(а)" або "...ов(а)" наприклад, НNО 3 - азотна кислота, НСlO 4 - хлорна кислота, Н 2 СrO 4 - хромова кислота. У міру зниження ступеня окислення суфікси змінюються в наступній послідовності: «...оват(а)», «...іст(а)», «...оватист(а)»; наприклад, НСlO 3 - хлорнуватий, НСlO 2 - хлориста, НОСl - хлорнуватиста кислоти. Якщо елемент утворює кислоти лише у двох ступенях окислення, то назви кислоти, відповідної нижчого ступеня окислення елемента, використовується суфікс «...іст(ая)»; наприклад, НNО 2 - азотиста кислота. Кислоти, що містять у своєму складі угруповання атомів -O-O-, можна розглядати як похідні пероксиду водню. Їх називають пероксокислот (або надкислот). У разі необхідності після приставки «пероксо» в назву кислоти поміщають чисельну приставку, що вказує число атомів кислотоутворюючого елемента, що входять до складу молекули, наприклад: H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8 .

Серед з'єднань важливу групуутворюють підстави (гідрокси), тобто. речовини, до складу яких входять гідроксильні групи ВІН -. Назви гідроксидів утворюються зі слова «гідроксід» і назви елемента в родовому відмінку, після якого, у разі потреби, римськими цифрами у дужках вказується ступінь окислення елемента. Наприклад, LiОН – гідроксид літію, Fe(ОН) 2 – гідроксид заліза (II).

Характерною властивістюоснов є їх здатність взаємодіяти з кислотами, кислотними або амфотерними оксидамиз утворенням солей, наприклад:

KOH + HCl = KCl + Н 2 O,

(ОН) 2 + СО 2 = СО 3 + Н 2 О

2NаОН + Аl 2 O 3 = 2NаАlO 2 + Н 2 О

З погляду протолітичної (протонної) теорії підставами вважають речовини, які може бути акцепторами протонів, тобто. здатні приєднувати іон водню. З цих позицій до основ слід відносити не тільки основні гідроксиди, але й деякі інші речовини, наприклад, аміак, молекула якого може приєднувати протон, утворюючи іон амонію:

NH 3 + H + = NH 4 +

Дійсно, аміак, подібно до основних гідроксидів, здатний реагувати з кислотами з утворенням солей:

NН 3 + НСl = NH 4 Сl

Залежно від числа протонів, які можуть приєднуватися до основи, розрізняють основи однокислотні (наприклад, LiОН, КОН, NН 3), двокислотні [Са(ОН) 2 Fе(ОН) 2 ] і т.д.

Амфотерні гідроксиди (Al(ОН) 3 , Zn(ОН) 2) здатні дисоціювати у водних розчинах як за типом кислот (з утворенням катіонів водню), так і за типом основ (з утворенням гідроксильних аніонів); вони можуть бути як донорами, і акцепторами протонів. Тому амфотерні гідроксиди утворюють солі при взаємодії як із кислотами, так і з основами. При взаємодії з кислотами амфотерні гідроксиди виявляють властивості основ, а при взаємодії з основами – властивості кислот:

Zn(ОН) 2 + 2НСl = ZnСl 2 + 2Н 2 О,

Zn(ОН) 2 + 2NаОН = Nа 2 ZnО 2 + 2Н 2 О.

Існують сполуки елементів з киснем, які за складом належать до класу оксидів, але за своєю будовою та властивостями належать до класу солей. Це звані пероксиди, чи перекису. Пероксидами називаються солі пероксиду водню Н 2 Про 2 , наприклад, Nа 2 Про 2 СаО 2 . Характерною особливістюбудови цих сполук є наявність у тому структурі двох пов'язаних між собою атомів кисню («кисневий місток»): -О-О-.

Соліпри електролітичної дисоціаціїутворюють у водному розчинікатіон К + та аніон А – . Солі можна розглядати як продукти повного або приватного заміщення атомів водню в молекулі кислоти атомами металу або продукти повного або часткового заміщення гідроксогруп в молекулі основного гідроксиду кислотними залишками.

Реакція нейтралізації може протікати до кінця. В цьому випадку при надлишку кислоти утворюються кислі солі, при надлишку основи – основні (Солі, що утворюються при еквівалентному співвідношенні, називаються середніми ). Зрозуміло, що кислі солі можуть бути утворені лише багатоосновними кислотами, основні солі – лише багатокислотними основами:

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O,

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O,

2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = (CaOH) 2 SO 4 + 2H 2 O.

Серед різноманіття та величезної кількості хімічних реакцій завжди була їх класифікація. Так, з урахуванням розвитку хімії виділяються три основні типи хімічних реакцій:

1) кислотно-основної рівноваги, окремі випадки – нейтралізації, гідролізу, електролітичної дисоціації кислот та основ;

2) окислювально-відновні зі зміною ступеня окиснення атома, іона, молекули. При цьому розрізняють стадії окислення та відновлення як частини одного процесу віддачі та приєднання електронів;

3) комплексоутворення – приєднання певної кількостімолекул чи іонів до центрального атома чи іону металу, що є комплексоутворювачем, а перші – лігандами, кількість яких характеризується координаційним числом (n).

Відповідно до цих типів хімічних реакцій класифікуються і хімічні сполуки: кислоти та основи, окислювачі та відновники, комплексні сполуки та ліганди.

У більш сучасному трактуванніз урахуванням електронної будовиатомів і молекул, реакції першого типу можна визначити як реакції за участю та переносом протона, реакції другого типу – з переносом електрона, реакції третього типу – з переносом неподіленої пари електронів. Кількісним заходом реакцій першого типу є, наприклад, рН, другого – потенціал (E, B), різниця потенціалів (Δφ, В), а третього – наприклад, реалізація певного координаційного числа (n) хімічних (донорно-акцепторних) зв'язків, енергія стабілізації лігандного поля центрального іона – комплексоутворювача
(ΔG, кДж/моль), константа стійкості.

Будова атома

1. Розвиток уявлень про будову атома.Якби внаслідок якоїсь світової катастрофи всі накопичені людством наукові знаннявиявилися б знищеними і до майбутніх поколінь перейшла б тільки одна фраза, то яке твердження, складене з найменшої кількості слів, принесло б найбільшу інформацію? Це питання поставило знамените американський фізик, Нобелівський лауреат Річард Фейнмані сам дав йому відповідь: це атомна гіпотеза. Всі тіла складаються з атомів - маленьких тілець, які знаходяться в безперервному русі, притягуються на невеликій відстані, але відштовхуються, якщо одне з них щільніше притиснути до іншого. Однак із цим твердженням, по суті, міг би погодитися вже давньогрецький філософ Демокріт, який жив за 400 років до н. Сучасні людизнають більше про атоми, якщо, на відміну від стародавніх греків, змогли створити на основі своїх знань атомні бомби та атомні електростанції.

До кінця XIXв. вважали атом неподільною частинкою, що не змінюється. Але потім були відкриті явища, які були не зрозумілі з цього погляду. Електрохімічні дослідження Г. Деві, М. Фарадеяпоказали, що атом може нести позитивний і негативний заряд, оскільки вони виділяються на катоді або аноді електролізера. Звідси випливала корпускулярність електричного заряду.

Удосконалюючи методи збудження газів для отримання їх спектрів, У. Круксвідкрив так звані катодні промені (явище, що реалізується в сучасних телевізорах). При проходженні електричного струмучерез ув'язнений у трубку розріджений газ від негативного полюса (катода) виходить потік слабкого світла - катодний промінь. Катодний промінь повідомляє негативний заряд тіла, на які він падає, і відхиляється у бік наближених до трубки позитивно заряджених тіл. Отже, катодний промінь є потік негативно заряджених частинок.

Були також відкриті явища термоемісії та фотоемісії ( А.Г. Столетів), що перебувають у вибиванні негативно заряджених частинок під впливом температури та квантів світла, що підтвердили той факт, що у складі атома є негативно заряджені частинки. А.А. Бекерельвідкрив явище радіоактивності Подружжя Кюріпоказали, що потік радіоактивного випромінюваннянеоднорідний, і його можна розділити електричним та магнітним полем. Загальне випромінюванняпри попаданні в конденсатор поділяється на три частини: a-промені (Не 2+) трохи відхиляються до негативної пластини конденсатора, b-промені (потік електронів) сильно відхиляються до позитивної пластини конденсатора, g-промені ( електромагнітні хвилі) не відхиляються ні електричним, ні магнітним полем.

І, нарешті, відкриття рентгенівських променів Конрадом Рентгеномпоказало, що атом складний і складається з позитивних та негативних частинок, найменшу з яких Х. Томсен назвав електроном. Більш того, Р.С. Маллікенвиміряв її заряд е= -1,6×10 -19 Кл (мінімально можливий, тобто. елементарний) і знайшов масу електрона m= 9,11 10 -31 кг.

Нейтральність атома за наявності в ньому електронів призводила до висновку про існування в атомі області, що несе позитивний заряд. Залишився відкритим питанняпро місцезнаходження чи розміщення атомах електронів і передбачуваних позитивних зарядів, тобто. питання будову атома. На підставі цих досліджень у 1903 р. Х. Томсензапропонував модель атома, яка була названа «пудинг з родзинками», позитивний заряд в атомі розподілено рівномірно із вкрапленим у нього негативним зарядом. Але подальші дослідженняпоказали неспроможність цієї моделі.

Е. Резерфорд(1910) пропускав через шар речовини (фольга) потік a-променів, вимірюваючи відхилення окремих частинок після проходження через фольгу. Узагальнюючи результати спостережень, Резерфорд встановив, що тонкий металевий екран частково прозорий a-часток, які, проходячи через листок, або не змінювали свого шляху, або відхилялися на малі кути. Окремі ж a-частинки відкидалися назад, як м'ячик від стіни, ніби зустрічали на своєму шляху непереборну перешкоду. Так як відкидалося назад вельми невелика кількість проходять через фольгу a-часток, то ця перешкода повинна займати в атомі об'єм, незмірно менше навіть у порівнянні з самим атомом, при цьому вона повинна мати великою масою, тому що в іншому випадку a-частки від нього не рикошетували б. Таким чином, з'явилася гіпотеза про ядро ​​атома, в якому зосереджена практично вся маса атома та весь позитивний заряд. При цьому стають зрозумілими відхилення шляху більшості a-частинок на невеликі кути під впливом сил електростатичного відштовхування з боку. атомного ядра. Надалі було встановлено, що діаметр ядра близько 10-5 нм, а діаметр атома - 10-1 нм, тобто. об'єм ядра в 10 12 разів менший за об'єм атома.

У моделі атома, запропонованої Резерфордом, в центрі атома розташовано позитивно заряджене ядро, а навколо нього рухаються електрони, число яких дорівнює величині заряду ядра або порядковому номеру елемента, подібно до планет навколо Сонця ( планетарна модельатома). Розвинена Резерфордом ядерна модель була великим кроком уперед у пізнанні будови атома. Вона була підтверджена великою кількістю експериментів. Однак у деяких відносинах модель суперечила твердо встановленим фактам. Зазначимо дві такі суперечності.

По-перше, планетарна модель атома Резерфорда було пояснити стійкість атома. За законами класичної електродинаміки електрон, рухаючись довкола ядра, неминуче втрачає енергію. Зі зменшенням запасу енергії у електрона радіус його орбіти повинен безперервно зменшуватися і в результаті впасти на ядро ​​і припинити своє існування. Фізично ж атом є стійкою системою і може існувати, не руйнуючись, надзвичайно довго.

По-друге, модель Резерфорда призводила до неправильних висновків про характер атомних спектрів. Спектри лужних металів виявляються подібними до спектру атомарного водню, та його аналіз приводив до висновку про наявність у складі атомів кожного лужного металу одного електрона, слабко що з ядром проти іншими електронами. Інакше висловлюючись, в атомі електрони розміщуються не так на однаковій відстані від ядра, а шарами.

Атомні спектри одержують, пропускаючи випромінювання збуджених атомів (у полум'ї з високою температуроюабо іншими способами) через спеціальний оптичний пристрій (призму, систему призм або дифракційних ґрат), що розкладає складне випромінюванняна монохроматичні складові з певною довжиноюхвилі (l) і, відповідно, з певною частотою коливань електромагнітного випромінювання: n = з/l, де c- швидкість світла. Кожен монохроматичний промінь реєструється в певному місціприймаючого пристрою (фотопластинки або ін.). В результаті виходить спектр цього випромінювання. Атомні спектри складаються з окремих ліній - лінійні спектри.

Кожен вид атомів характеризується строго певним розташуванням ліній у спектрі, які не повторюються в інших видів атомів. Саме на цьому заснований метод спектрального аналізу, за допомогою якого було відкрито багато елементів. Лінійчастість атомних спектрів суперечила законам класичної електродинаміки, згідно з якою спектр атомів має бути безперервним внаслідок безперервного випромінювання електроном енергії.

2. Модель будови атома водню Бора.Так як закони класичної електродинаміки виявилися не застосовними для опису поведінки електрона в атомі, Нільс Борвперше сформулював постулати, що ґрунтуються на законах квантової механіки.

1. В атомі водню існують орбіти, рухаючись якими електрон не випромінює. Вони називаються стаціонарними.

2. Випромінювання чи поглинання енергії відбувається в результаті переходу електрона з однієї стаціонарної орбіти на іншу. Віддалені від ядра орбіти характеризуються великим запасом енергії. При переході від нижчих до вищих орбіт атом переходить у збуджений стан. Але в цьому стані він може бути недовго. Він випромінює енергію та повертається на вихідний основний стан. При цьому енергія кванта випромінювання дорівнює:

h n = E n – E k,

де nі k- цілі числа.

3. Основні положення хвильової (квантової) механіки.Пояснення хвильових (спектральних) властивостей виникло одночасно з квантово-механічними уявленнями в теорії будови атома. Передумовою була теорія Планкавипромінювання тел. Він показав, що зміна енергії відбувається не безперервно (відповідно до законів класичної механіки), а стрибкоподібно, порціями, які були названі квантами. Енергія кванта визначається рівнянням Планка: E = h n, де h – постійна Планкарівна, 6,63×10 –34 Дж×с,
n – частота випромінювання. Виходить, що електрон має корпускулярні властивості (маса, заряд) і хвильові - частота, довжина хвилі.

У зв'язку з цим Луї де Бройльвисунув ідею про дуалізм частинок та хвиль . Причому корпускулярно-хвильовий дуалізм характерний для всіх об'єктів мікро- і макросвіту, тільки для макроскопічних об'єктів переважає один із наборів властивостей, і про них говорять, як про частинки або хвилі, а для елементарних частинок і ті, та інші властивості проявляються спільно. Рівняння де Бройля показує зв'язок між імпульсом частинки та довжиною хвилі: l = h/p = h/m u. Таким чином, електрону, що обертається довкола ядра, можна приписати деяку довжину хвилі.

Згідно з цими уявленнями електрон – хмара, розмазана в обсязі атома, що має різну щільність. Отже, для опису положення електрона в атомі потрібно ввести ймовірнісний описелектронної густини в атомі, що враховує його енергію та просторову геометрію.

4. Квантові числа. Орбіталі.Для пояснення електронної будови атома водню запропоновано чотири квантові числа n, l, m l, s,характеризуючі енергетичний станта поведінка електрона в атомі. Ці числа однозначно характеризують стан електрона будь-якого атома Періодичної системи елементів. Для кожного електрона вони мають різні значення.

Головне квантове число пхарактеризує енергію та розміри електронних хмар. Воно приймає значення основних станів атомів 1-8 й у принципі до нескінченності. Його фізичне значення як номери енергетичного рівня – значення енергії електрона в атомі і, як наслідок, розмір атома. При п=1 електрон знаходиться на першому енергетичному рівні з повною мінімальною енергією тощо. При збільшенні пповна енергія зростає. Енергію кожного енергетичного рівня можна оцінити за формулою: Е = -1/13,6 × n2. Енергетичні рівні позначають зазвичай літерами так:

Побічна, орбітальна(або азимутальне)квантове число lхарактеризує форму електронних орбіталей (хмар) навколо атома і визначає зміна енергії не більше енергетичного рівня, тобто. характеризує енергію підрівня. Кожній формі електронної хмари відповідає певне значеннямеханічного моменту руху електрона, що визначається побічним квантовим числом l, які змінюються в межах від 0 до п–1: п=1, l=0; п=2, l=0, l=1; п=3, l=0,l=1, l=2 тощо. Енергетичні підрівні в залежності від lпозначають літерами:

Ті електрони, які знаходяться на рівні, називаються s-електронами,
на pрівні – p-електронами, на dрівні – d-електронами.

Енергія електронів залежить від зовнішнього магнітного поля. Ця залежність описується магнітним квантовим числом. Магнітне квантове число m lвказує на орієнтацію у просторі електронної орбіталі(Хмара). Зовнішнє електричне чи магнітне поле змінює просторову орієнтацію електронних хмар, у своїй відбувається розщеплення енергетичних
підрівнів. Число m lзмінюється в межах від – l, 0, +lі може мати (2× l+1) значень:

Сукупність трьох квантових чиселоднозначно визначає орбіталь. Вона позначається як "квадратик" - . Електрон як частка відчуває обертання навколо своєї осі – за годинниковою і проти годинникової стрілки. Воно описується спиновим квантовим числом s(m s), яке набуває значення ±1/2. Наявність в атомі електронів із протилежно спрямованими спинами позначається як «стрілки». Отже четвірка наборів квантових чисел визначає енергію електронів.

5. Багатоелектронні атоми. Визначення числа електронів на рівнях та підрівнях.У багатоелектронних атомах електронна побудова у відповідність до набору квантових чисел регулюється двома постулатами.

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів, що володіють чотирма однаковими квантовими числами (інакше вони не помітні, мінімальна енергійна відмінність у спинах). Наслідок, в одному електронному осередку на орбіталі може бути не більше двох електронів з різноспрямованими спинами.

Заповнення електронами осередків здійснюється відповідно до правилом Гунду.Електрони заповнюють s-, p-, d-, f-орбіталі таким чином, щоб сумарний спин був максимальним, або, іншими словами, електрони прагнуть заповнити вакантні (порожні) орбіталі, а вже потім спаровуватись (по Паулі):

З урахуванням принципів квантової хіміїможна побудувати електронну конфігураціюбудь-якого атома, як це випливає з табл. 2, з якої виводимо формули для визначення числа електронів на рівні 2n 2 на підрівні 2(2 l+1). Число орбіталей дорівнює числу значень m (m=1, m=2, m=3).

Заповнення електронами підрівнів здійснюється відповідно до правилом Клечковського. Заповнення енергетичних рівніввідбувається у порядку зростання суми головного та побічного квантових чисел n+l.

Якщо ця сума має однакові значення, то заповнення здійснюється у порядку зростання n. Підрівні заповнюються у порядку зростання енергії:

1s<< 2s << 2p << 3s << 3p << 4s £ 3d << 4p << 5s £ 4d << 5p << 6s £ 4f £ 5d…

Таблиця 2-Електронні зміни атомів

Який рівень заповнюється далі? 4s»3d енергії. 4s n=3, d=2, сума дорівнює 5, n=4, s=0, сума = 4, тобто. йде заповнення 4s і т.д. Енергія 5s » 4d, сума дорівнює 5 і 6, отже спочатку заповнюється 5s, потім 4d. Енергія 6s»5d»4f, сума дорівнює 6, 7 і 7. На початку заповнюється 6s. Головне квантове число менше у 4f, отже далі заповнюється цей підрівень, а за ним 5d.

Електронна конфігурація атома записується як формули, де кількість електронів на підрівні вказується верхнім індексом. Наприклад, для алюмінію можна записати формулу електронної конфігурації у вигляді 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .Це означає, що на 1s, 2s, 2p, 3s, 3p-підрівнях знаходяться 2, 2, 6, 2, 1 електронів.

У багатоелектронному збудженому атомі електрони займають орбіталі з мінімальними енергіями. Вони взаємодіють один з одним: електрони, розташовані на внутрішніх енергетичних рівнях, екранують (затуляють) електрони, розташовані на зовнішніх рівнях, від дії з боку позитивного ядра. Такий вплив визначає зміна послідовності зростання енергії орбіталей порівняно з послідовністю зростання енергії орбіталей атомі водню.

Необхідно відзначити, що для елементів з повністю або наполовину заповненими d- І f-підрівнями спостерігаються відхилення від цього правила. Наприклад, у разі атома міді Сu. Електронної конфігурації [Аr] 3d 10 4s 1 відповідає менша енергія, ніж конфігурації [Аr] 3d 9 4s 2 (символ [Аr] означає, що будова та заповнення внутрішніх електронних рівнів така сама, як і в аргоні). Перша конфігурація відповідає основному стану, а друга – збудженому.

Хімічний зв'язок

1. Природа хімічного зв'язку.Теорії для пояснення хімічного зв'язку базуються на кулонівських, квантових та хвильових взаємодіях атомів. Насамперед вони повинні пояснити виграш енергії при утворенні молекул, механізм виникнення хімічного зв'язку, її параметри та властивості молекул.

Освіта хімічного зв'язку – процес енергетично вигідний, супроводжується виділенням енергії. Це підтверджено квантово-механічним розрахунком взаємодії двох атомів водню за утворення молекули (Гейтлер, Лондон). За результатами розрахунку виведено залежність потенційної енергії системи Евід відстані між атомами водню r(Рис. 4).

Рис. 4. Залежність енергії від міжядерної відстані.

При зближенні атомів між ними виникають електростатичні сили тяжіння та відштовхування. Якщо атоми зближуються з антипаралельними спинами, спочатку переважають сили тяжіння, тому потенційна енергія системи знижується (крива 1). Сили відштовхування починають переважати за дуже малих відстанях між атомами (ядерні взаємодії). За певної відстані між атомами r 0 енергія системи мінімальна, тому система стає найбільш стійкою, виникає хімічний зв'язок і утворюється молекула. Тоді r 0 – міжядерна відстань у молекулі Н 2 , яка є довжина хімічного зв'язку, а зниження енергії системи при r 0 – енергетичний виграш при утворенні хімічного зв'язку (або енергія хімічного зв'язку Есв). Слід зазначити, що енергія дисоціації молекули на атоми дорівнює Есв за величиною та протилежна за знаком.

Для квантово-механічного опису хімічного зв'язку застосовують два взаємодоповнюючі методи: метод валентних зв'язків (ВС) та метод молекулярних орбіталей (МО).

2. Метод валентних зв'язків (ВС). Ковалентний зв'язок.Основним універсальним типом хімічного зв'язку є ковалентний зв'язок. Розглянемо механізм утворення ковалентного зв'язку за методом ЗС (на прикладі утворення молекули водню):

1. Ковалентний зв'язок між двома взаємодіючими атомами здійснюється утворенням загальної електронної пари. Кожен із атомів надає на освіту загальної електронної пари один неспарений електрон:

Н·+·Н ® Н : Н

Таким чином, за методом ВС хімічний зв'язок двоцентровий та дво-електронний.

2. Загальна електронна пара може утворитися лише за умови взаємодії електронів з антипаралельними спинами:

Н+?Н ® Н?Н.

3. При утворенні ковалентного зв'язку відбувається перекриття електронних хмар:

Це підтверджено експериментально визначеним значенням міжядерної відстані в молекулі Н 2 r=0,074 нм, що значно менше суми радіусів двох вільних атомів водню, 2r=0,106 нм.

У сфері перекривання хмар електронна щільність максимальна, тобто. ймовірність перебування двох електронів у просторі між ядрами значно більша, ніж у інших місцях. Виникає система, у якій два ядра електростатично взаємодіють із парою електронів. Це призводить до виграшу енергії, і система стає більш стійкою, утворюється молекула. Ковалентний зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари.

Донорно-акцепторний механізм ковалентного зв'язку.Утворення ковалентного зв'язку може відбуватися за рахунок власної неподіленої пари електронів одного атома (іона) – донората вільної атомної орбіталі іншого атома (іона) – акцептора. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорноакцепторним.

Утворення молекули аміаку NН 3 відбувається усуспільненням трьох неспарених електронів атома азоту та одного неспареного електрона трьох атомів водню з утворенням трьох загальних електронних пар. У молекулі аміаку NН 3 атом атома є власна неподілена пара електронів. 1s-атомна орбіталь іону водню Н + не містить електронів (вакантна орбіталь). При зближенні молекули NН 3 та іону водню відбувається взаємодія неподіленої електронної пари атома азоту та вакантної орбіталі іону водню з утворенням хімічного зв'язку по донорно-акцепторному механізму та катіону NH 4 + . Завдяки донорно-акцепторному механізму валентність азоту =4.

Утворення хімічних зв'язків за донорно-акцепторним механізмом – дуже поширене явище. Так, хімічний зв'язок у координаційних (комплексних) сполуках утворюється за донорно-акцепторним механізмом (див. лекцію 16).

Розглянемо у межах методу ЗС характерні властивості ковалентного зв'язку: насиченість і спрямованість.

Насиченістьзв'язку – це здатність атома брати участь лише у певному числі ковалентних зв'язків. Насиченість визначається валентністю атома. Насиченість характеризує кількість (число) хімічних зв'язків, що утворюються атомом у молекулі, і це число називається ковалентністю (або, як у методі МО, порядком зв'язку).

Валентність атома – поняття, яке широко використовується у вченні про хімічний зв'язок. Під валентністю розуміють спорідненість, здатність атома освіти хімічних зв'язків. Кількісна оцінка валентності за різних способів опису молекули може відрізнятися. За методом ВС валентність атома (В) дорівнює числу неспарених електронів. Наприклад, з електронно-осередкових формул атомів кисню та азоту випливає, що кисень двовалентний (2s 2 2p 4), а азот тривалентний (2s 2 2p 3).

Порушений стан атомів (в.с.). Спарені електрони валентного рівня при збудженні можуть розпарюватися, і переходити на вільні атомні орбіталі (АТ) більш високого рівня в межах даного валентного рівня. Наприклад, для берилію в незбудженому стані (н.с.) = 0, т.к. на зовнішньому рівні немає неспарених електронів. У збудженому стані (в.с.) спарені електрони 2s 2 займають 2s 1 і 2p 1 підрівні, відповідно - =2.

Валентні можливості р-елементів однієї групи можуть бути неоднакові. Це зумовлено неоднаковим числом АТ у валентному рівні атомів елементів, розташованих у різних періодах. Наприклад, кисень виявляє постійну валентність В=2, тому що його валентні електрони знаходяться на 2 енергетичному рівні, де немає вакантних (вільних) АТ. Сірка у збудженому стані має максимальну =6. Це пояснюється наявністю вакантних 3d-орбіталей третьому енергетичному рівні.

Спрямованість ковалентного зв'язку. Просторова будова молекул.Найбільш міцні хімічні зв'язки виникають у напрямку максимального перекривання атомних орбіталей (АТ). Оскільки АТ мають певну форму та енергію, то їх максимальне перекривання можливе з утворенням гібридних орбіталей. Гібридизація АТ дозволяє пояснити просторову будову молекул, тому ковалентний зв'язок характеризується спрямованістю.

3. Гібридизація атомних орбіталей та просторова будова
молекул.Часто атоми утворюють зв'язки електронами різних енергетичних станів. Так, у атомів берилію Ве (2s12р1), бору В (2s12р2), вуглецю С (2s12р3) в утворенні зв'язків беруть участь s- І р-Електрони. Незважаючи на те що s- І р-Хмари відрізняються за формою та енергії, хімічні зв'язки, утворені за їх участю, виявляються рівноцінними та розташовані симетрично. Виникає питання, яким чином нерівноцінні за вихідним станом електрони утворюють рівноцінні хімічні зв'язки. Відповідь на нього дає уявлення про гібридизацію валентних орбіталей.

Згідно теорії гібридизаціїхімічні зв'язки формують електрони не «чистих», а «змішаних», так званих гібридних орбіталей. При гібридизації первісна форма та енергія орбіталей (електронних хмар) змінюються та утворюються АТ нової, але вже однакової форми та енергії. При цьому число гібридних орбіталей дорівнює числу атомних орбіталей, з яких вони утворилися.

Рис. 5. Типи гібридизації валентних орбіталей.

Характер гібридизації валентних орбіталей центрального атома та його просторове розташування визначають геометрію молекул. Так, при sр-гібридизаціїАТ берилію Ве виникають дві sр-гібридні АТ, розташовані під кутом 180 ° (рис. 5), звідси і зв'язки, що утворюються за участю гібридних орбіталей, мають валентний кут 180 °. Тому молекула ВеCl 2 має лінійну форму. При sр 2 -гібридизаціїбору Утворюється три sр 2 -гібридних орбіталі, розташовані під кутом 120°. Внаслідок цього молекула ВCl 3 має тригональну форму (трикутник). При sр 3 -гібридизаціїАТ вуглецю С виникають чотири гібридних орбіталі, які симетрично орієнтовані у просторі до чотирьох вершин тетраедра, тому молекула ССl 4 має
також тетраедричну форму. Тетраедрическая форма й у багатьох сполук чотиривалентного вуглецю. Внаслідок sр 3 -гібридизації орбіталей атомів азоту та бору тетраедричну форму мають також NН 4 + та ВН 4 – .

Справа в тому, що центральні атоми цих молекул, відповідно, атоми С, N та О, утворюють хімічні зв'язки за рахунок sр 3 -гібридних орбіталей. У атома вуглецю на чотири sр 3 -гібридних орбіталі припадає чотири неспарені електрони. Це визначає утворення чотирьох зв'язків С-Н та розташування атомів водню у вершинах правильного тетраедра з валентним кутом 109°28¢. У атома азоту на чотири sр 3 -гібридних орбіталі припадає одна неподілена електронна пара і три неспарені електрони. Електронна пара виявляється незв'язує і займає одну з чотирьох гібридних орбіталей, тому молекула Н3N має форму тригональної піраміди. Через відштовхувальну дію незв'язувальної електронної пари валентний кут в молекулі NH 3 менше тетраедричного і становить 107,3°. У атома кисню на чотири sр 3 -гібридних орбіталі припадає дві незв'язувальні електронні пари і два неспарені електрони. Тепер вже дві з чотирьох гібридних орбіталі зайняті електронними парами, що не зв'язують, тому молекула Н 2 О має кутову форму. Відштовхуюча дія двох незв'язувальних електронних пар проявляється більшою мірою, тому валентний кут спотворюється проти тетраедричного ще сильніше і в молекулі води становить 104,5 ° (рис. 6).

Рис. 6. Вплив незв'язувальних електронних пар
центральний атом на геометрію молекул.

Таким чином, метод ВС добре пояснює насиченість та спрямованість хімічних зв'язків, такі кількісні параметри, як енергія ( E), довжина хімічних зв'язків ( l) та валентні кути (j) між хімічними зв'язками (будова молекул). Це зручно та наочно демонструється на кулько-стрижневих моделях атомів та молекул. Метод ВС добре пояснює й електричні властивості молекул, що характеризуються електронегативністю атомів, дипольним моментом молекул. Під електронегативністю атомів розуміється їхня здатність бути більш позитивними або негативними при утворенні хімічного зв'язку, або іншими словами здатність притягувати або віддавати електрони, утворюючи аніони та катіони. Перша кількісно
характеризується потенціалом іонізації ( EП.І), друга – енергія спорідненості до електрона ( EС.Е).

Таблиця 3

Просторова конфігурація молекул та комплексів АВ n

Хімічна термодинаміка

1. Основні поняття та визначення.Термодинаміка -це наука, що вивчає загальні закономірності перебігу процесів, що супроводжуються виділенням, поглинанням та перетворенням енергії. Хімічна термодинамікавивчає взаємні перетворення хімічної енергії та інших її форм - теплової, світлової, електричної тощо, встановлює кількісні закони цих переходів, а також дозволяє передбачити стійкість речовин за заданих умов та їхню здатність вступати в ті чи інші хімічні реакції. Термохімія, Що є розділом хімічної термодинаміки, вивчає теплові ефекти хімічних реакцій

Закон Гесса.У хімічній термодинаміці перший закон трансформується в закон Гесса, що характеризує теплові ефекти хімічних реакцій. Теплота, як і робота, не є функцією стану. Тому для надання тепловому ефекту властивості функції стану введено ентальпію (D H), спрямоване зміна якої становить D H= D U+P D Vпри постійному тиску. Зазначимо при цьому, що P D V= A – роботу розширення, а D H = -Q(Зі зворотним знаком) . Ентальпію характеризують теплозмістом системи так, що екзотермічна реакція знижує D H. Зверніть увагу, що виділення теплоти в хімічній реакції ( екзотермічної) відповідає D H < 0, а поглощению (ендотермічної) D H> 0. У старій хімічній літературі було прийнято протилежнасистема знаків (!) ( Q> 0 для екзотермічних реакцій та Q < 0 для эндотермических).

Зміна ентальпії (тепловий ефект) залежить від шляху реакції, а визначається лише властивостями реагентів і продуктів (закон Гесса, 1836)

Покажемо це на прикладі:

C(графіт) + O 2 (р.) = CO 2 (р.) D H 1 = -393,5 кДж

С(графіт) + 1/2 O 2 (р.) = CO(р.) D H 2 = -110,5 кДж

СО(р.) + 1/2 O 2 (р.) = СО 2 (р.) D H 3 = -283,0 кДж

Тут ентальпія освіти CO 2 не залежить від того, чи реакція протікає в одну стадію або в дві, з проміжним утворенням CO (D H 1 = D H 2+D H 3). Або іншими словами сума ентальпій хімічних реакцій у циклі дорівнює нулю:

де i- Число реакцій в замкнутому циклі.

У будь-якому процесі, коли кінцевий і початковий стан речовин однакові, сума всіх теплот реакції дорівнює нулю.

Наприклад, маємо послідовність з кількох хімічних процесів, що призводять в кінці до вихідної речовини і що характеризуються кожною своєю ентальпією, тобто.

а згідно із законом Гесса,

D H 1+D H 2+D H 3+D H 4 = 0, (7.4)

Результуючий тепловий ефект дорівнює нулю тому, що на одних стадіях тепло виділяється, на інших поглинається. Це призводить до взаємної компенсації.

Закон Гесса дозволяє обчислити теплові ефекти тих реакцій, котрим пряме вимір неможливо. Наприклад, розглянемо реакцію:

H 2 (р.) + O 2 (р.) = H 2 O 2 (ж.) D H 1 = ?

Експериментально легко виміряти такі теплові ефекти:

H 2 (р.) + 1/2 O 2 (р.) = H 2 O(ж.) D H 2 = -285,8 кДж,

H 2 O 2 (ж.) = H 2 O(ж.) + 1 / 2 O 2 (р.) D H 3 = -98,2 кДж.

Користуючись цими значеннями, можна отримати:

D H 1 = D H 2 – D H 3 = -285,8 + 98,2 = -187,6 (кДж/моль).

Таким чином, достатньо виміряти теплові ефекти обмеженої кількості реакцій, щоб потім теоретично обчислити тепловий ефект будь-якої реакції. На практиці табульовані стандартні ентальпії освіти D H f° 298 , виміряні при Т=298,15 К (25°C) та тиску p= 101,325 кПа (1 атм), тобто. при стандартних умов. (Не плутати стандартні умови з нормальними!)

Стандартна ентальпія освіти D H f° - це зміна ентальпії в ході реакції утворення 1 молячи речовини з простих речовин:

Ca (тв.) + C (графіт) + 3/2 O 2 (р.) = CaCO 3 (тв.) D H° 298 = -1207 кДж / моль.

Зверніть увагу, що у термохімічному рівнянні вказуються агрегатні стани речовин. Це дуже важливо, оскільки переходи між агрегатними станами ( фазові переходи) супроводжуються виділенням чи поглинанням тепла:

H 2 (р.) + 1/2 O 2 (р.) = H 2 O (ж.) D H° 298 = -285,8 кДж/моль,

H 2 (р.) + 1/2 O 2 (р.) = H 2 O (р.) D H° 298 = -241,8 кДж/моль.

H 2 O (р.) = H 2 O (ж.) D H° 298 = -44,0 кДж/моль.

Стандартні ентальпії утворення простих речовин прийняті рівними нулю. Якщо проста речовина може існувати у вигляді кількох алотропних модифікацій, то D H° = 0 приписується найстійкішою за стандартних умов формою, наприклад, кисню, а не озону, графіту, і не алмазу:

3/2 O 2 (р.) = O 3 (р.) D H° 298 = 142 кДж/моль,

C (графіт) = C (алмаз) D H° 298 = 1,90 кДж/моль.

Наслідком закону Гесса, з урахуванням викладеного, є – зміна ентальпії в ході реакції дорівнюватиме сумі ентальпій утворення продуктів за вирахуванням суми ентальпій утворення реагентів з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів реакції:

Подібна інформація.