Положення сучасної атомно-молекулярної теорії. Атомно-молекулярне вчення

У розвиток атомно-молекулярного вчення великий внесок М. В. Ломоносов, Дж. Дальтон, А. Лавуазьє, Ж. Пруст, А. Авогадро, Й. Берцеліус, Д. І. Менделєєв, А. М. Бутлеров. Перший визначив хімію як науку М. В. Ломоносова. Ломоносов створив вчення про будову речовини, заклав основу атомно-молекулярної теорії. Воно зводиться до таких положень:

1. Кожна речовина складається з найдрібніших, далі фізично неподільних частинок (Ломоносов називав їх корпускулами, згодом їх назвали молекулами).

2. Молекули перебувають у постійному, мимовільному русі.

3. Молекули складаються з атомів (Ломоносов назвав їх елементами).

4. Атоми характеризуються певним розміром та масою.

5. Молекули можуть складатися як із однакових, і різних атомів.

Молекула - це найменша частка речовини, що зберігає її склад та хімічні властивості. Молекула не може подрібнюватися далі без зміни хімічних властивостей речовини. Між молекулами речовини існує взаємне тяжіння, різне в різних речовин. Молекули в газах притягуються одна до одної дуже слабко, тоді як між молекулами рідких та твердих речовин сили тяжіння відносно великі. Молекули будь-якої речовини перебувають у безперервному русі. Цим явищем пояснюється, наприклад, зміна обсягу речовин під час нагрівання.

Атомами називаються дрібні, хімічно неподільні частки, у тому числі складаються молекули. Атом - це найменша частка елемента, що зберігає його хімічні властивості. Атоми відрізняються зарядами ядер, масою та розмірами. За хімічних реакцій атоми не виникають і не зникають, а утворюють молекули нових речовин. Елемент слід як вид атомів з однаковим зарядом ядра.

Хімічні властивості атомів однієї й тієї ж хімічного елемента однакові, такі атоми можуть відрізнятися лише масою. Різновиди атомів одного і того ж елемента з різною масою називаються ізотопами. Тому різновидів атомів більше, ніж хімічних елементів.

Необхідно розрізняти поняття "хімічний елемент" та "проста речовина".

Речовина - це певна сукупність атомних та молекулярних частинок у будь-якому з трьох агрегатних станів.

Агрегатні стани речовини - стан речовини, що характеризується певними властивостями (здатність зберігати форму, об'єм).

Виділяють три основні агрегатні стани: тверде тіло, рідина та газ. Іноді не зовсім коректно до агрегатних станів зараховують плазму. Існують і інші агрегатні стани, наприклад рідкі кристали або конденсат Бозе - Ейнштейна.

Хімічний елемент - це загальне поняття про атоми з однаковим зарядом ядра та хімічними властивостями.

Фізичних властивостей, притаманних простої речовини, хімічному елементу приписати не можна.

Прості речовини - це речовини, які з атомів однієї й тієї ж хімічного елемента. Один і той самий елемент може утворювати кілька простих речовин.

Сучасний виклад основних положень атомно-молекулярного вчення:

1. Усі речовини складаються з атомів.
2. Атоми кожного виду (елемента) однакові між собою, але від атомів будь-якого іншого виду (елемента).
3. При взаємодії атомів утворюються молекули: гомоядерні (за взаємодії атомів одного елемента) або гетероядерні (за взаємодії атомів різних елементів).
4. При фізичних явищах молекули зберігаються, при хімічних – руйнуються; при хімічних реакціях атоми на відміну молекул зберігаються.
5. Хімічні реакції полягають в утворенні нових речовин з тих самих атомів, з яких складаються початкові речовини.

Основні поняття хімії, закони стехіометрії

Хімічна атомістика (атомно-молекулярна теорія) є історично першою фундаментальною теоретичною концепцією, покладеною основою сучасної хімічної науки. Формування цієї теорії вимагало понад сотню років і пов'язане з діяльністю таких визначних хіміків, як М.В. Ломоносов, А.Л. Лавуазьє, Дж. Дальтон, А. Авогадро, С. Канніццаро.

Сучасну атомно-молекулярну теорію можна викласти у вигляді ряду положень:

1. Хімічні речовини мають дискретну (переривчасту) будову. Частинки речовини перебувають у постійному хаотичному тепловому русі.

2. Основною структурною одиницею хімічної речовини є атом.

3. Атоми у хімічній речовині пов'язані один з одним, утворюючи молекулярні частинки або атомні агрегати (надмолекулярні структури).

4. Складні речовини (або хімічні сполуки) складаються з різних атомів елементів. Прості речовини складаються з атомів одного елемента і повинні розглядатися як гомоядерні хімічні сполуки.

При формулюванні основних положень атомно-молекулярної теорії нам довелося запровадити кілька понять, у яких необхідно зупинитися докладніше, оскільки є основними у сучасної хімії. Це поняття "атом" та "молекула", точніше атомні та молекулярні частинки.

Атомні частинки включають власне атом, атомні іони, атомні радикали та атомні іон-радикали.

Атом - це найменша електронейтральна частка хімічного елемента, що є носієм його хімічних властивостей, що складається з позитивно зарядженого ядра та електронної оболонки.

Атомний іон- це атомна частка, що має електростатичний заряд, але не має неспарених електронів, наприклад, Cl - - хлорид-аніон, Na + - катіон натрію.

Атомний радикал- електронейтральна атомна частка, що містить неспарені електрони. Наприклад, атом водню фактично є атомним радикалом - Н × .

Атомна частка, що має електростатичний заряд та неспарені електрони, називається атомним іон-радикалом.Прикладом такої частки може бути катіон Mn 2+ , що містить п'ять неспарених електронів на d-підрівні (3d 5).

Однією з найважливіших фізичних характеристик атома його маса. Оскільки абсолютне значення маси атома мізерно мало (маса атома водню дорівнює 1,67×10 -27 кг), у хімії використовується відносна шкала мас, в якій за одиницю вибрано 1/12 частина маси атома вуглецю ізотопу-12. Відносна атомна маса – це відношення маси атома до 1/12 маси атома вуглецю ізотопу 12 С.

Слід зазначити, що у періодичній системі Д.І. Менделєєва наведено середньоізотопічні атомні маси елементів, які здебільшого представлені декількома ізотопами, які вносять свій внесок у атомну масу елемента пропорційно до свого змісту в природі. Так, елемент хлор представлений двома ізотопами - 35 Cl (75 мол.%) та 37 Cl (25 мол.%). Середньоізотопічна маса елемента хлор становить 35,453 а. (Атомних одиниць маси) (35×0,75 + 37×0,25).

Аналогічно атомним частинкам, молекулярні частинки включають власне молекули, молекулярні іони, молекулярні радикали та іон-радикали.

Молекулярна частка - це найменша стійка сукупність взаємозалежних атомних частинок, що є носієм хімічних властивостей речовини.Молекула позбавлена ​​електростатичного заряду і немає неспарених електронів.

Молекулярний іон- це молекулярна частка, що володіє електростатичним зарядом, але не має неспарених електронів, наприклад, NO 3 - нітрат-аніон, NH 4 + - катіон амонію.

Молекулярний радикал- Це електронейтральна молекулярна частка, що містить неспарені електрони. Більшість радикалів є реакційними частинками з невеликим часом життя (близько 10 -3 -10 -5 с), хоча в даний час відомі і досить стійкі радикали. Так мітильний радикал × СН 3 є типовою малостійкою частинкою. Однак, якщо атоми водню в ній замінити на фенільні радикали, утворюється стабільний молекулярний радикал трифенілметил

Молекули з непарним числом електронів, наприклад NO або NO 2 також можуть розглядатися як вільні радикали з високою стійкістю.

Молекулярна частка, що має електростатичний заряд та неспарені електрони, називається молекулярним іон-радикалом. Прикладом такої частки може бути катіон радикал кисню – ×О 2 + .

Важливою характеристикою молекули є відносна молекулярна маса. Відносна молекулярна маса (М r) - це відношення середньоізотопічної маси молекули, обчисленої з урахуванням природного вмісту ізотопів, до 1/12 маси атома вуглецю ізотопу 12 C.

Таким чином, ми з'ясували, що найдрібнішою структурною одиницею будь-якої хімічної речовини є атом, точніше атомна частка. У свою чергу в будь-якій речовині, крім інертні гази, атоми пов'язані один з одним хімічними зв'язками. При цьому можливе утворення двох типів речовин:

· Молекулярні сполуки, у яких можна виділити дрібні носії хімічних властивостей, що мають стійку структуру;

· З'єднання надмолекулярної структури, які являють собою атомні агрегати, в яких атомні частинки пов'язані ковалентним, іонним або металевим зв'язком.

Відповідно, речовини, що мають надмолекулярну структуру, є атомними, іонними або металевими кристалами. У свою чергу молекулярні речовини утворюють молекулярні або молекулярно-іонні кристали. Молекулярну будову мають також речовини, що знаходяться у звичайних умовах у газоподібному або рідкому агрегатному стані.

Фактично, працюючи з конкретною хімічною речовиною, ми маємо справу не з окремими атомами або молекулами, а із сукупністю дуже великої кількості частинок, рівні організації яких можна відобразити такою схемою:

Для кількісного опису великих масивів частинок, якими є макротіла, було введено спеціальне поняття "кількість речовини", як строго певна кількість його структурних елементів. Одиницею кількості речовини є моль. Міль - це кількість речовини(n) містить стільки структурних або формульних одиниць, скільки атомів міститься в 12 г вуглецю ізотопу 12 С.В даний час це число досить точно виміряно і становить 6,022 10 23 (число Авогадро, N A). Як структурні одиниці можуть виступати атоми, молекули, іони, хімічні зв'язки та інші об'єкти мікросвіту. Поняття "формульна одиниця" використовується для речовин з надмолекулярною структурою і визначається як найпростіше співвідношення між його елементами (брутто-формула). У разі формульна одиниця перебирає роль молекули. Наприклад, 1 моль хлориду кальцію містить 6,022×10 23 формульних одиниць - CaCl 2 .

Однією з важливих характеристик речовини є молярна маса (М, кг/моль, г/моль). Молярна маса - це маса одного молячи речовини. Відносна молекулярна маса та молярна маса речовини чисельно збігаються, але мають різну розмірність, наприклад, для води М r = 18 (відносна атомна та молекулярна маси величини безрозмірні), М = 18 г/моль. Кількість речовини та молярна маса пов'язані простим співвідношенням:

Велику роль формуванні хімічної атомістики зіграли основні стехіометричні закони, сформульовані межі XVII і XVIII століть.

1. Закон збереження маси (М.В. Ломоносов, 1748).

Сума мас продуктів реакції дорівнює сумі мас речовин, що вступили у взаємодію. У математичному вигляді цей закон виражається наступним рівнянням:

Доповненням до цього закону є закон збереження маси елемента (А. Лавуазьє, 1789). Відповідно до цього закону у процесі хімічної реакції маса кожного елемента залишається постійною.

Закони М.В. Ломоносова та А. Лавуазьє знайшли просте пояснення в рамках атомістичної теорії. Справді, за будь-якої реакції атоми хімічних елементів залишаються незмінними й у незмінному кількості, що тягне у себе як сталість маси кожного елемента окремо, і системи речовин загалом.

Закони, що розглядаються, мають визначальне значення для хімії, оскільки дозволяють моделювати хімічні реакції рівняннями і виконувати на їх основі кількісні обчислення. Слід, проте, відзначити, що закон збереження маси є абсолютно точним. Як випливає з теорії відносності (А. Ейнштейн, 1905), будь-який процес, що протікає з виділенням енергії, супроводжується зменшенням маси системи відповідно до рівняння:

де DЕ – енергія, що виділилася, Dm – зміна маси системи, з - швидкість світла у вакуумі (3,0×10 8 м/с). У результаті рівняння закону збереження маси слід записувати у такому вигляді:

Таким чином, екзотермічні реакції супроводжуються зменшенням маси, а ендотермічні збільшенням маси. У цьому випадку закон збереження маси може бути сформульований таким чином: в ізольованій системі сума мас та наведених енергій є величина постійна. Однак для хімічних реакцій, теплові ефекти яких вимірюються сотнями кДж/моль, дефект маси становить 10 -8 -10 -9 г і не може бути експериментально зареєстрований.

2. Закон сталості складу (Ж. Пруст, 1799-1804 рр.).

Індивідуальна хімічна речовина молекулярної будови має постійний якісний та кількісний склад, який не залежить від способу її отримання. З'єднання, що підпорядковуються закону сталості складу, називають дальтонідами. Дальтонідами є всі відомі до теперішнього часу органічні сполуки (близько 30 мільйонів) та частина (близько 100 тис.) неорганічних речовин. Речовини, що мають немолекулярну будову ( бертоліди), не підпорядковуються цьому закону і може мати змінний склад, залежить від способу отримання зразка. До них відносяться більшість (близько 500 тис.) неорганічних речовин. В основному це бінарні сполуки d-елементів (оксиди, сульфіди, нітриди, карбіди тощо). Прикладом з'єднання змінного складу може бути оксид титану(III), склад якого варіює в межах від TiO 1,46 до TiO 1,56 . Причиною змінного складу та ірраціональності формул бертолідів є зміни складу частини елементарних осередків кристала (дефекти кристалічної структури), що не спричиняють різкої зміни властивостей речовини. Для дальтонідів подібне явище неможливе, оскільки зміна складу молекули веде до утворення нової хімічної сполуки.

3. Закон еквівалентів (І. Ріхтер, Дж. Дальтон, 1792-1804 рр.).

Маси реагуючих речовин прямо пропорційні їх еквівалентним масам.

де Е А та Е В – еквівалентні маси реагуючих речовин.

Еквівалентною масою речовини називається молярна маса його еквівалента.

Еквівалент - це реальна або умовна частка, що віддає або приєднує один катіон водню в реакціях кислотно-основної взаємодії, один електрон в окислювально-відновних реакціях або взаємодіє з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини в реакціях обміну. Наприклад, при взаємодії металевого цинку з кислотою один атом цинку витісняє два атоми водню, віддаючи при цьому два електрони:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Zn 0 - 2e - = Zn 2+

Отже, еквівалентом цинку є 1/2 його атома, тобто. 1/2 Zn (умовна частка).

Число, що показує, яка частина молекули чи формульної одиниці речовини є його еквівалентом, називається фактором еквівалентності - f е. Еквівалентна маса, або молярна маса еквівалента, визначається як добуток фактора еквівалентності на молярну масу:

Наприклад, у реакції нейтралізації сірчана кислота віддає два катіони водню:

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O

Відповідно, еквівалентом сірчаної кислоти є 1/2 H 2 SO 4 фактор еквівалентності дорівнює 1/2, а еквівалентна маса становить (1/2)×98 = 49 г/моль. Гідроксид калію пов'язує один катіон водню, тому його еквівалентом є формульна одиниця, фактор еквівалентності дорівнює одиниці, а еквівалентна маса дорівнює молярної маси, тобто. 56 г/моль.

З розглянутих прикладів видно, що з розрахунку еквівалентної маси необхідно визначити чинник еквівалентності. Для цього існує низка правил:

1. Фактор еквівалентності кислоти або основи дорівнює 1/n, де n - число задіяних у реакції катіонів водню або гідроксид-аніонів.

2. Фактор еквівалентності солі дорівнює приватному від поділу одиниці на добуток валентності (v) катіону металу або кислотного залишку та їх числа (n) у складі солі (стехіометричний індекс у формулі):

Наприклад, для Al 2 (SO 4) 3 - f е = 1/6

3. Фактор еквівалентності окислювача (відновника) дорівнює частці від поділу одиниці на число приєднаних (відданих) їм електронів.

Слід звернути увагу на ту обставину, що те саме з'єднання може мати різний фактор еквівалентності в різних реакціях. Наприклад, у реакціях кислотно-основної взаємодії:

H 3 PO 4 + KOH = KH 2 PO 4 + H 2 O f е (H 3 PO 4) = 1

H 3 PO 4 + 2KOH = K 2 HPO 4 + 2H 2 O f е (H 3 PO 4) = 1/2

H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O f е (H 3 PO 4) = 1/3

або в окисно-відновних реакціях:

KMn 7+ O 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 ® Mn 2+ SO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5e - ® Mn 2+ + 4H 2 O f е (KMnO 4) = 1/5

Матеріал із Юнциклопедії

Провідною ідеєю атомно-молекулярного вчення, що є фундаментом сучасної фізики, хімії та природознавства, є ідея дискретності (переривності будови) речовини.

Перші уявлення про те, що речовина складається з окремих неподільних частинок, з'явилися в давнину і спочатку розроблялися в руслі загальних філософських уявлень про світ. Наприклад, деякі філософські школи Стародавньої Індії (I тис. до н. е.) визнавали не тільки існування первинних неподільних частинок речовини (ану), а й їхню здатність з'єднуватися одна з одною, утворюючи нові частинки. Аналогічні вчення існували й інших країнах давнього світу. Найбільшу популярність і вплив на подальший розвиток науки справила давньогрецька атомістика, творцями якої були Левкіпп (V ст. до н. е.) і Демокріт (нар. бл. 460 до н. е.. - ум. бл. 370 до н. е.). ). «Причинами всіх речей, - писав давньогрецький філософ і вчений Аристотель (384-322 до н. Е..), Викладаючи демокритівське вчення, - є певні відмінності в атомах. А відмінностей цих три: форма, порядок та становище». У роботах самого Аристотеля зустрічається важливе поняття про міксис - однорідне поєднання, утворене з різних речовин. Пізніше давньогрецький філософ-матеріаліст Епікур (342–341 до н. е. – 271–270 до н. е.) запровадив поняття про масу атомів та їхню здатність до мимовільного відхилення під час руху.

Важливо відзначити, що, на думку багатьох давньогрецьких учених, складне тіло - це проста суміш атомів , а якісно нове цілісне освіту, наділене новими властивостями. Однак у греків ще не виробилося поняття про особливі «багатоатомні» частинки - молекули, проміжні між атомами і складними тілами, які були б найдрібнішими носіями властивостей тіл.

У середні віки спостерігалося різке ослаблення інтересу до античного атомізму. Церква звинувачувала давньогрецькі філософські вчення у твердженні того, що світ виник із випадкових поєднань атомів, а не з волі божої, як того вимагала християнська догма.

У XVI-XVII ст. в обстановці загальнокультурного та наукового підйому починається відродження атомізму. У цей період передові вчені різних країн: Г. Галілей (1564-1642) в Італії, П. Гассенді (1592-1655) у Франції, Р. Бойль (1627-1691) в Англії та інші - проголосили принцип: не шукати істину Священне писання, а «безпосередньо» читати книгу природи

П. Гассенді та Р. Бойлю належить головна заслуга у подальшій розробці античної атомістики. Гасенді ввів поняття про молекулу, під якою він розумів якісно нову освіту, складену шляхом з'єднання кількох атомів. Широку програму створення корпускулярної філософії природи запропонував Р. Бойль. Світ корпускул, їхній рух і «сплетіння», на думку англійського вченого, дуже складні. Світ загалом та його найдрібніші частинки – це доцільно влаштовані механізми. Корпускули Бойля - це не первинні недробні атоми античних філософів, а складне ціле, здатне змінювати свою будову шляхом руху.

«Відколи я прочитав Бойля,- писав М. У. Ломоносов,- мною опанувало пристрасне бажання досліджувати дрібні частки». Великий російський учений М. В. Ломоносов (1711-1765) розвинув і обґрунтував вчення про матеріальні атоми та корпускули. Він приписував атомам як неподільність, а й активне початок - здатність до руху і взаємодії. «Нечутливі частки мають відрізнятися масою, фігурою, рухом, силою інерції чи розташуванням». Корпускули однорідних тіл, по Ломоносову, «складаються з однакового числа тих самих елементів, з'єднаних однаковим чином… Корпускули різнорідні, коли їх різні чи з'єднані по-різному чи різному числе». Лише оскільки вивчення масових відносин на початку XVIII в. тільки починалося, Ломоносов не зміг створити кількісне атомно-молекулярне вчення.

Це зробив англійський учений Д. Дальтон (1766-1844). Він розглядав атом як найдрібнішу частинку хімічного елемента, що відрізняється від атомів інших елементів насамперед масою. Хімічна сполука, за його вченням, є сукупністю «складних» (або «складових») атомів, що містять певні, характерні лише для даної складної речовини кількості атомів кожного елемента. Англійський вчений склав першу таблицю атомних мас, але через те, що його уявлення про склад молекул найчастіше спиралися на довільні припущення, що ґрунтуються на принципі «найбільшої простоти» (наприклад, для води він прийняв формулу ВІН), ця таблиця виявилася неточною.

Крім того, у першій половині ХІХ ст. багато хіміків не вірили у можливість визначення істинних атомних мас і воліли користуватися еквівалентами, які можна було знайти експериментально. Тому одному й тому з'єднанню приписувалися різні формули, а це вело до встановлення неправильних атомних і молекулярних мас.

Одними з перших, хто розпочав боротьбу за реформу теоретичної хімії, були французькі вчені Ш. Жерар (1816–1856) та О. Лоран (1807–1853), які створили правильну систему атомних мас та хімічних формул. У 1856 р. російський вчений Д. І. Менделєєв (1834-1907), а потім незалежно від нього італійський хімік С. Канніццаро ​​(1826 - 1910) запропонували метод обчислення молекулярної маси сполук за подвоєною щільністю їх парів щодо водню. До 1860 цей метод визначився в хімії, що мало вирішальне значення для затвердження атомно-молекулярної теорії. У своєму виступі на Міжнародному конгресі хіміків у Карлсруе (1860) Канніццаро ​​переконливо довів правильність ідей Авогадро, Жерара та Лорана, необхідність їх прийняття для правильного визначення атомних та молекулярних мас та складу хімічних сполук. Завдяки роботам Лорана і Канніццаро ​​хіміки усвідомили різницю між тією формою, в якій елемент існує і вступає в реакції (наприклад, для водню це H 2), і тією формою, в якій він присутній у поєднанні (HCl, H 2 O, NH 3 і т. д.). Через війну конгресом було прийнято такі визначення атома і молекули: молекула - «кількість тіла, що у реакції і визначальне хімічні характеристики»; атом - «найменша кількість елемента, що входить до частинок (молекул) сполук». Було також прийнято пропозицію вважати поняття про «еквівалент» емпіричним, що не збігається з поняттями «атом» та «молекула».

Встановлені С. Канніццаро ​​атомні маси послужили Д. І. Менделєєву основою при відкритті періодичного закону хімічних елементів. Рішення конгресу благотворно вплинули розвиток органічної хімії , бо встановлення формул сполук відкрило шлях до створення структурної хімії.

Таким чином, до початку 1860-х років. атомно-молекулярне вчення сформувалося у вигляді таких положень.

1. Речовини складаються з молекул. Молекулою називається найменша частка речовини, що має її хімічні властивості. Багато фізичних властивостей речовини - температури кипіння і плавлення, механічна міцність, твердість і т. д. - обумовлені поведінкою великої кількості молекул і дією міжмолекулярних сил.

2. Молекули складаються з атомів, які з'єднуються один з одним у певних відносинах (див. Молекула ; Хімічний зв'язок ; Стехіометрія).

3. Атоми та молекули перебувають у постійному мимовільному русі.

4. Молекули простих речовин складаються з однакових атомів (O 2 , O 3 , P 4 , N 2 і т. д.); молекули складних речовин - із різних атомів (H 2 O, HCl).

6. Властивості молекул залежать не тільки від їх складу, а й від способу, яким атоми пов'язані один з одним (див. Теорія хімічної будови; Ізомерія).

Сучасна наука розвинула класичну атомно-молекулярну теорію, а деякі її положення були переглянуті.

Було встановлено, що атом не є неподільною безструктурною освітою. Про це, втім, здогадувалися і багато вчених у минулому столітті.

З'ясувалося, що далеко не у всіх випадках частинки, що утворюють речовину, є молекулами. Багато хімічних сполук, особливо у твердому та рідкому стані, мають іонну структуру, наприклад солі . Деякі речовини, наприклад інертні гази, складаються з окремих атомів, що слабо взаємодіють між собою навіть у рідкому та твердому станах. Крім того, речовина може складатися з частинок, утворених шляхом поєднання (асоціації) декількох молекул. Так, хімічно чиста вода утворена як окремими молекулами H 2 O, а й полімерними молекулами (H 2 O)n, де n = 2–16; одночасно в ній присутні гідратовані іони H + та OH − . Особливу групу сполук складають колоїдні розчини. І нарешті, при нагріванні до температур близько тисяч і мільйонів градусів речовина перетворюється на особливий стан. плазму, яка є сумішшю атомів , позитивних іонів , електронів і атомних ядер.

Виявилося, що кількісний склад молекул при однаковому якісному складі може змінюватися іноді в широких межах (наприклад, оксид азоту може мати формулу N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 , NO 3 ), причому, якщо розглядати не тільки нейтральні молекули, а й молекулярні іони, то межі можливих складів розширюються. Так, молекула NO 4 невідома, але нещодавно було відкрито іон NO 3-4; немає молекули CH 5 , але відомий катіон CH + 5 тощо.

Було відкрито звані сполуки змінного складу, у яких одиницю маси даного елемента припадає різна маса іншого елемента, наприклад: Fe 0,89–0,95 O, TiO 0,7–1,3 тощо.

Було уточнено положення про те, що молекули складаються з атомів. Згідно з сучасними квантово-механічними уявленнями (див. Квантова хімія), у атомів у молекулі більш менш незмінним залишається тільки кістяк, тобто ядро ​​і внутрішні електронні оболонки, тоді як характер руху зовнішніх (валентних) електронів докорінно змінюється так, що утворюється нова молекулярна електронна оболонка, що охоплює всю молекулу (див. Хімічний зв'язок). У цьому сенсі жодних постійних атомів у молекулах немає.

Зважаючи на ці уточнення та доповнення, слід мати на увазі, що сучасна наука зберегла раціональне зерно класичного атомно-молекулярного вчення: ідеї про дискретну будову речовини, про здатність атомів давати за допомогою сполуки один з одним у певному порядку якісно нові та складніші утворення та про безперервний рух частинок, що становлять речовину.

Атомно-молекулярне вчення- Сукупність положень, аксіом і законів, які описують всі речовини як набір молекул, що складаються з атомів.

Давньогрецькі філософизадовго до початку нашої ери у своїх працях вже висували теорію існування атомів. Відкидаючи існування богів та потойбічних сил, вони намагалися пояснити всі незрозумілі та загадкові явища природи природними причинами – з'єднанням та роз'єднанням, взаємодією та змішуванням невидимих ​​людському оку частинок – атомів. Але служителі церкви протягом багатьох століть переслідували прихильників і послідовників вчення про атоми, піддавали їх гонінням. Але через відсутність необхідних технічних пристосувань філософи давнини було неможливо скрупульозно вивчити природні явища, і під поняттям «атом» вони ховалося сучасне поняття «молекула».

Лише у середині ХVIII століття великий російський вчений М.В. Ломоносів обґрунтував атомно-молекулярні уявлення у хімії.Основні положення його вчення викладено у роботі «Елементи математичної хімії» (1741 р.) та інших. Ломоносов назвав теорію корпускулярно-кінетичною теорією

М.В. Ломоносівчітко розмежовував два ступені у будові речовини: елементи (у сучасному розумінні – атоми) та корпускули (молекули). В основі його корпускулярно-кінетичної теорії (сучасного атомно-молекулярного вчення) лежить принцип перервності будови (дискретності) речовини: будь-яка речовина складається з окремих частинок.

1745 року М.В. Ломоносов писав:«Елемент є частиною тіла, яка не складається з якихось менших і відмінних між собою тіл… Корпускули є зібранням елементів в одну невелику масу. Вони однорідні, якщо складаються з однакового числа тих самих елементів, з'єднаних однаковим чином. Корпускули різнорідні, коли їх елементи різні і з'єднані по-різному або в різному числі; від цього залежить нескінченна різноманітність тіл.

Молекулає найменшою частинкою речовини, що має всі його хімічні властивості. Речовини, що мають молекулярну структуру,складаються із молекул (більшість неметалів, органічні речовини). Значна частина неорганічних речовин складається з атомів(атомні грати кристала) або іонів (іонна структура). До таких речовин відносяться оксиди, сульфіди, різні солі, алмаз, метали, графіт та ін. Носієм хімічних властивостей у цих речовинах є комбінація елементарних частинок (іони або атоми), тобто кристал є гігантською молекулою.

Молекули складаються з атомів. атом- Найдрібніша, далі хімічно неподільна складова частина молекули.

Виходить, молекулярна теорія пояснює фізичні явища, що відбуваються із речовинами. Вчення про атоми допомагає молекулярної теорії при поясненні хімічних явищ. Обидві ці теорії – молекулярна та атомна – поєднуються в атомно-молекулярне вчення. Сутність цього вчення можна сформулювати у вигляді кількох законів та положень:

1. речовини складаються з атомів;
2. при взаємодії атомів утворюються прості та складні молекули;
3. при фізичних явищах молекули зберігаються, їхній склад не змінюється; при хімічних – руйнуються, їхній склад змінюється;
4. молекули речовин складаються з атомів; при хімічних реакціях атоми на відміну молекул зберігаються;
5. атоми одного елемента подібні один до одного, але відрізняються від атомів будь-якого іншого елемента;
6. хімічні реакції полягають в утворенні нових речовин з тих самих атомів, з яких складалися вихідні речовини.

Завдяки своїй атомно-молекулярній теорії М.В. Ломоносов по праву вважається родоначальником наукової хімії.

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

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 визначення хімії: система хімічних наук (органічна, неорганічна, аналітична, фізична хімія тощо), головним завданням яких 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 поля та випромінювання тощо).

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 у різних галузях промисловості, сільського господарства та 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 фундамент хімії.

Речовина – одна з форм існування матерії. Речовина складається з окремих найдрібніших частинок – молекул, атомів, іонів, які у свою чергу мають певну внутрішню будову. 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 властивості та 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 які з'єднуються в молекули різного складу (алотропія складу), утворюють прості речовини з різними фізичними властивостями при подібних 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 математичній формі це можна записати:

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

У сучасному вигляді цей закон формулюють так: в ізольованій системі сума мас та 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, у яких виділяється величезна кількість енергії за невеликих змін 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 кристалічних речовин зберігають 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 сполуках змінного складу цей закон має межі застосування, особливо для речовин, що у твердому стані, оскільки носієм властивостей у цьому стані є молекула, а деяка сукупність іонів різних символів, звана фазою (однорідна частина неоднорідної системи, обмежена поверхнею розділу) , або, інакше кажучи, кристалічні решітки твердих 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. Еквівалент складної речовининазивається 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 та температури) 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 відносяться як їх молекулярні маси: d 1 / d 2 = M 1 / M 2 .

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 частки речовини, 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 маси елементів, 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 одиницею атомної маси (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 визначення основних понять: атома, молекули, елемента тощо, проведено систематику, класифікацію основних типів реакцій і класів хімічних сполук.

4. Основні класи неорганічних сполук.Класифікація простих і складних хімічних речовин ґрунтується 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, що мають основні властивості, але не 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. Максимальною мірою окислення 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 сполук важливу групу утворюють підстави (гідрокси), тобто. речовини, до складу яких входять гідроксильні групи ВІН -. Назви гідроксидів утворюються зі слова «гідроксід» та назви елемента в родовому відмінку, після якого, у разі потреби, римськими цифрами в дужках вказується ступінь окислення елемента. Наприклад, LiОН – гідроксид літію, Fe(ОН) 2 – гідроксид заліза (II).

Характерною властивістю основ є їхня здатність взаємодіяти з кислотами, кислотними або амфотерними оксидами з 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 особливістю будови цих сполук є наявність у їх структурі двох пов'язаних між собою атомів кисню («кисневий місток»): -О-О-.

Соліпри електролітичній дисоціації утворюють у водному розчині катіон 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 кількості молекул 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 трактуванні з урахуванням електронної будови атомів і молекул реакції першого типу можна визначити як реакції за участю і 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 знання виявилися б знищеними і до наступних поколінь перейшла б лише одна фраза, то яке твердження, складене з найменшої кількості слів, принесло б найбільшу інформацію? Це питання поставив знаменитий 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 люди знають більше про атоми, якщо, на відміну від стародавніх греків, змогли створити на основі своїх знань атомні бомби та атомні електростанції.

До кінця ХІХ ст. 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 струму через 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 випромінювання неоднорідний, і його можна розділити електричним та магнітним полем. Загальне випромінювання при 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. 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. Залишилося відкритим питання 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 дослідження показали 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 дуже невелика кількість проходять через фольгу a-частинок, то ця перешкода повинна займати в атомі об'єм, незмірно менше навіть у порівнянні з самим атомом, при цьому воно повинно мати велику масу, так як 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. У цьому стають зрозумілими відхилення шляху більшості a-частинок на невеликі кути під впливом сил електростатичного відштовхування із 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 модель атома). 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 характеру 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 отримують, пропускаючи випромінювання збуджених атомів (в полум'ї з високою температурою або іншими способами) через спеціальний оптичний пристрій (призму, систему призм або дифракційних грат), яке розкладає складне випромінювання на монохроматичні складові з певною довжиною хвилі (l) і, відповідно, із певною частотою коливань електромагнітного випромінювання: n = з/l, де c- швидкість світла. Кожен монохроматичний промінь реєструється в певному місці 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 Планка рівна, 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 опис електронної 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,що характеризують енергетичний стан та поведінку 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 значення механічного 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 чисел однозначно 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 хімії можна побудувати електронну конфігурацію будь-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 рівнів відбувається 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 прямий вимір неможливий. 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.