Savremeni prikaz osnovnih principa atomsko-molekularne nastave. Atomsko-molekularna nauka

Atomsko-molekularna nauka- skup odredbi, aksioma i zakona koji opisuju sve supstance kao skup molekula koji se sastoji od atoma.

Starogrčki filozofi Mnogo prije početka naše ere, oni su u svojim radovima već iznijeli teoriju postojanja atoma. Odbacujući postojanje bogova i onostranih sila, pokušali su da objasne sve neshvatljive i misteriozne prirodne pojave prirodnim uzrocima - povezivanjem i razdvajanjem, interakcijom i miješanjem čestica nevidljivih ljudskom oku - atoma. No, stoljećima su crkveni službenici proganjali pristalice i sljedbenike doktrine atoma i podvrgavali ih progonu. Ali zbog nedostatka potrebnih tehničkih uređaja, drevni filozofi nisu mogli savjesno proučavati prirodne pojave, a pod konceptom "atoma" skrivali su moderni koncept "molekula".

Tek sredinom 18. vijeka veliki ruski naučnik M.V. Lomonosov potkrepljeni atomsko-molekularni koncepti u hemiji. Glavne odredbe njegovog učenja izložene su u djelu “Elementi matematičke hemije” (1741) i nizu drugih. Lomonosov je nazvao teoriju korpuskularno-kinetička teorija.

M.V. Lomonosov jasno razlikuju dva stupnja u strukturi materije: elemente (u modernom smislu - atomi) i korpuskule (molekule). Osnova njegove korpuskularno-kinetičke teorije (moderno atomsko-molekularno učenje) je princip diskontinuiteta strukture (diskretnosti) materije: svaka supstanca se sastoji od pojedinačnih čestica.

Godine 1745. M.V. Lomonosov je napisao:„Element je dio tijela koji se ne sastoji od manjih i različitih tijela... Tela su skup elemenata u jednu malu masu. One su homogene ako se sastoje od istog broja istih elemenata povezanih na isti način. Korpuskule su heterogene kada su njihovi elementi različiti i povezani na različite načine ili u različitom broju; beskonačna raznolikost tela zavisi od toga.

Molekula je najmanja čestica supstance koja ima sva njena hemijska svojstva. Supstance koje imaju molekularna struktura, sastoje se od molekula (većina nemetala, organskih tvari). Značajan dio neorganskih supstanci čine atomi(atomska kristalna rešetka) ili joni (jonska struktura). Takve supstance uključuju okside, sulfide, razne soli, dijamant, metale, grafit itd. Nosilac hemijskih svojstava u ovim supstancama je kombinacija elementarnih čestica (jona ili atoma), odnosno kristal je džinovska molekula.

Molekule se sastoje od atoma. Atom- najmanja, dalje hemijski nedjeljiva komponenta molekula.

Ispostavilo se da molekularna teorija objašnjava fizičke pojave koje se događaju sa supstancama. Proučavanje atoma dolazi u pomoć molekularnoj teoriji u objašnjavanju hemijskih fenomena. Obje ove teorije – molekularna i atomska – kombinovane su u atomsko-molekularnu teoriju. Suština ove doktrine može se formulisati u obliku nekoliko zakona i propisa:

1. supstance se sastoje od atoma;
2. kada atomi interaguju, nastaju jednostavni i složeni molekuli;
3. tokom fizičkih pojava, molekuli se čuvaju, njihov sastav se ne mijenja; s hemikalijama - uništavaju se, mijenja im se sastav;
4. molekule tvari sastoje se od atoma; u hemijskim reakcijama atomi se, za razliku od molekula, čuvaju;
5. atomi jednog elementa su slični jedni drugima, ali različiti od atoma bilo kojeg drugog elementa;
6. hemijske reakcije uključuju stvaranje novih supstanci od istih atoma koji su sačinjavali originalne supstance.

Zahvaljujući svojoj atomsko-molekularnoj teoriji M.V. Lomonosov se s pravom smatra osnivačem naučne hemije.

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

Osnove atomsko-molekularne teorije postavili su ruski naučnik M.V. Lomonosov (1741) i engleski naučnik J. Dalton (1808).

Atomsko-molekularna teorija je doktrina o strukturi materije, čije su glavne odredbe:

1. Sve supstance se sastoje od molekula i atoma. Molekul je najmanja čestica supstance koja može samostalno da postoji i ne može se dalje drobiti bez gubitka osnovnih hemijskih svojstava supstance. Hemijska svojstva molekula određena su njegovim sastavom i hemijskom strukturom.

2. Molekuli su u neprekidnom kretanju. Molekuli se kreću nasumično i neprekidno. Brzina kretanja molekula ovisi o stanju agregacije tvari. Kako temperatura raste, brzina kretanja molekula se povećava.

3. Molekuli iste supstance su isti, ali se molekuli različitih supstanci razlikuju po masi, veličini, strukturi i hemijskim svojstvima. Svaka supstanca postoji sve dok postoje njeni molekuli. Čim se molekuli unište, data supstanca prestaje da postoji: pojavljuju se novi molekuli, nove supstance. Tokom hemijskih reakcija uništavaju se molekuli nekih supstanci i nastaju molekuli drugih.

4. Molekule se sastoje od manjih čestica – atoma. Atom je najmanja čestica hemijskog elementa koja se ne može hemijski razgraditi.

Dakle, atom određuje svojstva elementa.

Atom– električki neutralna čestica koja se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i negativno nabijenih elektrona.

Hemijski element naziva se vrsta atoma koju karakteriše određeni skup svojstava.

Trenutno se element definira kao vrsta atoma koji imaju isti nuklearni naboj.

Supstance čije se molekule sastoje od atoma jednog elementa nazivaju se jednostavne supstance(C, H 2, N 2, O 3, S 8, itd.).

Supstance čije se molekule sastoje od atoma dva ili više elemenata nazivaju se složene supstance ( H 2 O, H 2 SO 4, KHCO 3, itd.). Broj i relativni raspored atoma u molekulu su od suštinskog značaja.

Sposobnost atoma istog elementa da formiraju nekoliko jednostavnih supstanci različitih po strukturi i svojstvima naziva se alotropija, i formirane supstance - alotropske modifikacije ili modifikacije, na primjer, element kisik formira dvije alotropne modifikacije: O 2 - kisik i O 3 - ozon; element ugljenik - tri: dijamant, grafit i karabin itd.

Fenomen alotropije je uzrokovan iz dva razloga: različitog broja atoma u molekuli (kisik O 2 i ozon O 3), ili formiranje različitih kristalnih oblika (dijamant, grafit i karbin).

Elementi se obično označavaju hemijskim simbolima. Trebalo bi uvek zapamti, da svaki simbol hemijskog elementa znači:

1. ime elementa;

2. jedan atom;

3. jedan mol njegovih atoma;

4. relativna atomska masa elementa;

5. njegov položaj u periodnom sistemu hemijskih elemenata

DI. Mendeljejev.

Tako, na primjer, znak S pokazuje šta je pred nama:

1. hemijski element sumpor;

2. jedan atom;

3. jedan mol atoma sumpora;

4. Atomska masa sumpora je 32 a. u.m. (jedinica atomske mase);

5. redni broj u periodnom sistemu hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev 16.

Apsolutne mase atoma i molekula su zanemarljive, stoga se, radi pogodnosti, masa atoma i molekula izražava u relativnim jedinicama. Trenutno se smatra jedinicom atomske mase jedinica atomske mase(skraćeno A. jesti.), predstavlja 1/12 mase izotopa ugljika 12 C, 1 a. e.m. je 1,66 × 10 -27 kg.

Atomska masa elementa naziva se masa njegovog atoma, izražena u a. jesti.

Relativna atomska masa elementa je omjer mase atoma datog elementa i 1/12 mase izotopa ugljika 12 C.

Relativna atomska masa je bezdimenzionalna veličina i označava se Ar,

na primjer za vodonik

za kiseonik .

Molekularna masa supstance je masa molekula, izražena u a. e.m. Jednaka je zbiru atomskih masa elemenata koji čine molekul date supstance.

Relativna molekulska težina supstance je omjer mase molekula date supstance i 1/12 mase ugljičnog izotopa 12 C. Označava se simbolom Gospodin. Relativna molekulska masa jednaka je zbroju relativnih atomskih masa elemenata uključenih u molekulu, uzimajući u obzir broj atoma. Na primjer, relativna molekulska masa ortofosforne kiseline H 3 PO 4 jednaka je masi atoma svih elemenata uključenih u molekulu:

Mr(H 3 PO 4) = 1,0079 × 3 + 30,974 × 1 + 15,9994 × 4 = 97,9953 ili ≈ 98

Relativna molekulska težina pokazuje koliko je puta masa molekula date supstance veća od 1 a. jesti.

Uz jedinice mase, u hemiji koriste i jedinicu količine tvari tzv. moli se(skraćenica "moljac").

Mole supstance- količina tvari koja sadrži onoliko molekula, atoma, iona, elektrona ili drugih strukturnih jedinica koliko je sadržano u 12 g (0,012 kg) izotopa ugljika 12 C.

Znajući masu jednog atoma ugljika 12 C (1,993 × 10 -27 kg), možemo izračunati broj atoma u 0,012 kg ugljika:

Broj čestica u molu bilo koje supstance je isti. Jednako je 6,02 × 10 23 i zove se Avogadrova konstanta ili Avogadrov broj (N / A).

Na primjer, tri mola atoma ugljika će sadržavati

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

Kada se koristi koncept "krtica", potrebno je u svakom konkretnom slučaju naznačiti na koje se strukturne jedinice tačno misli. Na primjer, treba razlikovati mol vodonikovih atoma H, mol molekula vodika H2, mol vodonikovih jona ili jedan mol čestica ima određenu masu.

Molarna masa je masa jednog mola supstance. Označeno slovom M.

Molarna masa je numerički jednaka relativnoj molekulskoj masi i ima jedinice g/mol ili kg/mol.

Masa i količina supstance su različiti pojmovi. Masa se izražava u kg (g), a količina tvari u molovima. Postoje odnosi između mase supstance (m, g), količine supstance (n, mol) i molarne mase (M, g/mol):

n = , g/mol; M = , g/mol; m = n × M, g.

Koristeći ove formule lako je izračunati masu određene količine tvari, molarnu masu tvari ili količinu tvari.

Primjer 1 . Kolika je masa 2 mola atoma gvožđa?

Rješenje: Atomska masa gvožđa je 56 amu. (zaokruženo), dakle, 1 mol atoma željeza teži 56 g, a 2 mola atoma željeza imaju masu 56 × 2 = 112 g

Primjer 2 . Koliko molova kalijum hidroksida sadrži 560 g KOH?

Rješenje: Molekularna težina KOH je 56 amu. Molar = 56 g/mol. 560 g kalijum hidroksida sadrži: 10 mol KOH. Za gasovite supstance postoji koncept molarne zapremine V m. Prema Avogadrovom zakonu, mol bilo kog gasa u normalnim uslovima (pritisak 101,325 kPa i temperatura 273 K) zauzima zapreminu od 22,4 litara. Ova količina se zove molarni volumen(zauzima ga 2 g vodonika (H 2), 32 g kiseonika (O 2) itd.

Primjer 3 . Odrediti masu 1 litre ugljen monoksida (ΙV) u normalnim uslovima (br.).

Rješenje: Molekularna masa CO 2 je M = 44 amu, dakle molarna masa je 44 g/mol. Prema Avogadrovom zakonu, jedan mol CO 2 na br. zauzima zapreminu od 22,4 litara. Stoga je masa 1 litre CO 2 (n.s.) jednaka g.

Primjer 4. Odrediti zapreminu koju zauzima 3,4 g vodonik sulfida (H 2 S) u normalnim uslovima (n.s.).

Rješenje: Molarna masa vodonik sulfida je 34 g/mol. Na osnovu toga možemo napisati: 34 g H 2 S pri standardnim uslovima. zauzima zapreminu od 22,4 litara.

3,4 g ________________________ X l,

dakle X = l.

Primjer 5. Koliko molekula amonijaka ima?

a) u 1 litru b) u 1 g?

Rješenje: Avogadrov broj 6,02 × 10 23 označava broj molekula u 1 molu (17 g/mol) ili 22,4 litre u standardnim uslovima, dakle, 1 litar sadrži

6,02 × 10 23 × 1= 2,7 × 10 22 molekula.

Broj molekula amonijaka u 1 g nalazi se iz omjera:

dakle X = 6,02 × 10 23 × 1= 3,5 × 10 22 molekula.

Primjer 6. Kolika je masa 1 mola vode?

Rješenje: Molekularna masa vode H 2 O je 18 amu. (atomska masa vodonika – 1, kiseonika – 16, ukupno 1 + 1 + 16 = 18). To znači da je jedan mol vode po masi jednak 18 grama, a ta masa vode sadrži 6,02 × 10 23 molekula vode.

Kvantitativno, masa 1 mola supstance je masa supstance u gramima, numerički jednaka njenoj atomskoj ili molekularnoj masi.

Na primjer, masa 1 mola sumporne kiseline H 2 SO 4 je 98 g

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

a masa jednog molekula H 2 SO 4 je jednaka 98 g= 16,28 × 10 -23 g

Dakle, bilo koje hemijsko jedinjenje karakteriše masa jednog mola ili molarne (molarne) mase M, izraženo u g/mol (M(H 2 O) = 18 g/mol, i M(H 2 SO 4) = 98 g/mol).

Predavanje 1

PREDMET I ZNAČAJ HEMIJE

1. Predmet hemije. Među prirodnim naukama koje određuju temelj inženjerskog znanja, hemija zauzima vodeću poziciju zbog svog informatičkog značaja. Kao što je poznato, oko četvrtine ukupne količine naučnih i tehničkih informacija je hemijska.

Savremena definicija hemije: sistem hemijskih nauka (organska, neorganska, analitička, fizička hemija itd.), čiji je glavni zadatak proučavanje hemijskih procesa (reakcija) formiranja i razaranja molekula (hemijske veze), kao i odnosi i prijelazi između ovih procesa i drugih oblika kretanja materije (elektromagnetna polja i zračenja itd.).

Hemija proučava sastav, strukturu supstanci organskog i neorganskog porekla, sposobnost supstanci da međusobno deluju i fenomen prelaska hemijske energije u toplotu, električnu energiju, svetlost itd.

Značaj hemije u postojanju i razvoju čovečanstva je ogroman. Dovoljno je reći da ni jedna proizvodna grana ne može bez hemije. Ako pogledate šta čovjeka okružuje u svakodnevnom životu ili na poslu, sve su to darovi i djela hemije. O značaju hemije u raznim industrijama, poljoprivredi i medicini napisane su čitave knjige. Čuveni engleski fizičar W. Ramsay je rekao: “Ta nacija, ta zemlja, koja nadmašuje druge u razvoju hemije, nadmašiće ih u opštem materijalnom blagostanju.”

Osnovni zakoni hemije

Atomsko-molekularna nauka je teorijska osnova hemije.

Supstancija je jedan od oblika postojanja materije. Materija se sastoji od pojedinačnih sitnih čestica - molekula, atoma, jona, koji zauzvrat imaju određenu unutrašnju strukturu. Drugim riječima, svaka supstanca nije nešto kontinuirano, već se sastoji od pojedinačnih vrlo malih čestica; osnova atomsko-molekularnog učenja je princip diskretnosti (diskontinuiteta strukture) materije. Svojstva supstanci su funkcija sastava i strukture čestica koje ih formiraju. Za većinu supstanci ove čestice su molekule.

Molekula – najmanja čestica supstance koja ima svoja hemijska svojstva. Molekule se pak sastoje od atoma. Atom – najmanja čestica elementa koja ima svoja hemijska svojstva.

Potrebno je razlikovati pojmove „jednostavne (elementarne) supstance“ i „hemijski element“. Zapravo, svaku jednostavnu tvar karakteriziraju određena fizička i kemijska svojstva. Kada jednostavna supstanca prođe hemijsku reakciju i formira novu supstancu, ona gubi većinu svojih svojstava. Na primjer, gvožđe, spajajući se sa sumporom, gubi svoj metalni sjaj, savitljivost, magnetna svojstva itd. Na isti način, vodonik i kiseonik, koji su deo vode, nalaze se u vodi ne u obliku gasovitog vodonika i kiseonika sa njihova karakteristična svojstva, ali u obliku elemenata – vodonika i kiseonika. Ako su ovi elementi u “slobodnom stanju”, tj. nisu hemijski vezani ni za jedan drugi element, formiraju jednostavne supstance. Hemijski element se može definirati kao vrsta atoma koju karakterizira određeni skup svojstava . Kada se atomi istog elementa međusobno spajaju, nastaju jednostavne tvari, dok kombinacija atoma različitih elemenata daje ili mješavinu jednostavnih tvari ili složenu supstancu.

Postojanje hemijskog elementa u obliku nekoliko jednostavnih supstanci naziva se alotropija. Različite jednostavne tvari formirane od istog elementa nazivaju se alotropske modifikacije ovog elementa. Razlika između jednostavne supstance i elementa postaje posebno jasna kada se susreće sa nekoliko jednostavnih supstanci koje se sastoje od istog elementa. Postoje alotropija sastava i alotropija oblika. Atomi istog elementa, raspoređeni u različitim geometrijskim redovima (alotropija oblika) ili kombinovani u molekule različitog sastava (alotropija sastava), formiraju jednostavne supstance različitih fizičkih svojstava sa sličnim hemijskim svojstvima. Primjeri uključuju:
kiseonik i ozon, dijamant i grafit. 2. Stehiometrijski zakoni. Hemijski ekvivalent. Osnovu atomsko-molekularne nauke čine osnovni zakoni hemije, otkriveni na prelazu iz 18. u 19. vek.

Zakon održanja masa i energija, je osnovni zakon prirodnih nauka.Prvi ga je formulisao i eksperimentalno potkrijepio M.V. Lomonosov 1756-59, kasnije ga je otkrio i potvrdio A.L. Lavoisier: masa nastalih produkta reakcije jednaka je masi početnih reagensa. U matematičkom obliku ovo se može napisati:

Gdje i, j– cijeli brojevi jednaki broju reaktanata i proizvoda.

U svom modernom obliku, ovaj zakon je formulisan na sledeći način: u izolovanom sistemu, zbir masa i energija je konstantan. Zakon održanja mase zasniva se na proučavanju reakcija između pojedinih supstanci i kvantitativnoj hemijskoj analizi.

Zakon odnosa mase i energije (A. Einstein). Ajnštajn je pokazao da postoji veza između energije i mase, kvantifikovana jednačinom:

E = mc 2 ili Dm = D E/c 2 (2.2)

gdje je E energija; m – masa; sa - brzina svetlosti. Zakon vrijedi za nuklearne reakcije u kojima se oslobađa ogromna količina energije uz male promjene mase (atomska eksplozija).

Zakon konstantnosti kompozicije (J.L. Prust, 1801-1808): bez obzira na to kako se dobija ovo hemijski čisto jedinjenje, njegov sastav je konstantan, tako da se cink oksid može dobiti kao rezultat raznih reakcija:

Zn + 1/2 O 2 = ZnO; ZnSO 3 = ZnO + CO 2; Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O.

Ali hemijski čisti uzorak ZnO uvijek sadrži 80,34% Zn i 19,66% O.

Zakon konstantnosti sastava je u potpunosti zadovoljen za gasovite, tečne i niz čvrstih materija ( daltonisti), međutim, mnoge kristalne tvari zadržavaju svoju strukturu s promjenjivim (u određenim granicama) sastavom ( berthollides). To uključuje spojeve određenih metala međusobno, pojedinačne okside, sulfide i nitride. Shodno tome, ovaj zakon se primenjuje samo na supstance koje, bez obzira na stanje agregacije, imaju molekularnu strukturu. U jedinjenjima promjenljivog sastava ovaj zakon ima granice primjenjivosti, posebno za supstance u čvrstom stanju, budući da nosilac svojstva u datom stanju nije molekul, već određeni skup jona različitih predznaka, koji se naziva faza (a homogeni deo heterogenog sistema, ograničen interfejsom), ili, drugačije rečeno, kristalne rešetke čvrstih tela imaju defekte (praznine i inkluzije mesta).

Zakon ekvivalenata (Richter, 1792-1800): hemijski elementi se međusobno kombinuju u masenim omjerima proporcionalnim njihovim hemijskim ekvivalentima:

Svi stehiometrijski proračuni se izvode na osnovu ovog zakona.

Hemijski ekvivalent elementa je njegova količina koja se kombinira sa 1 molom (1,008 g) atoma vodika ili zamjenjuje isti broj atoma vodika u kemijskim spojevima.

Koncept ekvivalenata i ekvivalentnih masa također se primjenjuje na složene tvari. Ekvivalentno složenoj supstanci je njegova količina koja bez ostatka reagira s jednim ekvivalentom vodika ili, općenito, s jednim ekvivalentom bilo koje druge tvari.

Izračunavanje ekvivalenata jednostavnih i složenih supstanci:

Gdje A r – atomska masa elementa; M A– molekulska težina jedinjenja.

Zakon višestrukih omjera (D. Dalton, 1808). Ako dva elementa tvore nekoliko kemijskih spojeva jedan s drugim, tada se količina jednog od njih, u odnosu na istu količinu drugog, odnosi kao mali cijeli brojevi.

Avogadrov zakon (1811). Ovo je jedan od osnovnih zakona hemije: jednake zapremine gasova pod istim fizičkim uslovima (pritisak i temperatura) sadrže isti broj molekula.

A. Avogadro je ustanovio da su molekuli gasovitih supstanci dvoatomni, a ne H, O, N, Cl, već H 2, O 2, N 2, Cl 2. Međutim, otkrićem inertnih plinova (oni su jednoatomni) otkriveni su izuzeci.

Prva posledica: 1 mol bilo kog gasa u normalnim uslovima ima zapreminu jednaku 22,4 litara.

Druga posledica: gustoće bilo kojeg plina su povezane s njihovom molekularnom masom: d 1 / d 2 = M 1 / M 2.

Avogadrova konstanta je broj čestica u 1 molu supstance 6,02 × 10 23 mol -1.

Objašnjenje osnovnih zakona hemije u svjetlu atomsko-molekularne teorije leži u njenim postulatima:

1) atomi su najsitnije čestice materije koje se ne mogu podijeliti na sastavne dijelove (hemijskim putem) niti jedna u drugu pretvoriti, niti uništiti;

2) svi atomi jednog elementa su identični i imaju istu masu (ako ne uzmete u obzir postojanje izotopa, pogledajte predavanje 3);

3) atomi različitih elemenata imaju različite mase;

4) u hemijskoj reakciji između dva ili više elemenata, njihovi atomi se međusobno kombinuju u malim celobrojnim odnosima;

5) relativne mase elemenata koji se međusobno kombinuju u direktnoj su vezi sa masama samih atoma, tj. ako se 1 g sumpora spoji sa 2 g bakra, to znači da svaki atom bakra teži dvostruko više od atoma sumpora;

Jednom riječju, hemiju "kontrolišu" cijeli brojevi, zbog čega se svi ovi zakoni nazivaju stehiometrijskim. Ovo je trijumf atomsko-molekularne nauke.

3. Atomske i molekularne mase. Mol. Razmotrimo u kojim jedinicama se izražavaju molekularne i atomske mase. 1961. usvojena je jedinstvena skala relativnih atomskih masa , koji se zasniva na 1/12 mase atoma izotopa ugljika 12 C, koji se naziva jedinica atomske mase (amu). U skladu s tim, trenutno je relativna atomska masa (atomska masa) elementa omjer mase njegovog atoma prema 1/12 mase atoma 12 C.

Slično, relativna molekulska težina (molekulska težina) jednostavne ili složene supstance je omjer mase njene molekule
na 1/12 mase atoma 12 C. Pošto je masa bilo kojeg molekula jednaka zbiru masa njegovih sastavnih atoma, relativna molekulska masa jednaka je zbiru odgovarajućih relativnih atomskih masa. Na primjer, molekulska težina vode, čija molekula sadrži dva atoma vodika i jedan atom kisika, jednaka je: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.

Uz jedinice mase i zapremine, u hemiji koriste i jedinicu količine supstance koja se zove mol. Krtica – količina tvari koja sadrži onoliko molekula, atoma, iona, elektrona ili drugih strukturnih jedinica koliko ima atoma u 12 g izotopa ugljika 12 C.

Količina tvari u molovima jednaka je omjeru mase tvari m na njegovu molekularnu masu M:

n= m/M. (2.8)

Molarna masa ( M) se obično izražava u g/mol. Molarna masa supstance, izražena u g/mol, ima istu numeričku vrednost kao i njena relativna molekulska (atomska) masa. Dakle, molarna masa atomskog vodonika je 1,0079 g/mol, molekularnog vodonika 2,0158 g/mol.

Zavisnost zapremine gasa od pritiska i temperature može se opisati jednadžba stanja idealnog plina pV = RT, važi za jedan mol gasa, a uzimajući u obzir broj molova postaje poznata jednačina
Klapejron–Mendeljejev:

pV= n RT (2.9)

Gdje R– univerzalna plinska konstanta (8,31 J/mol×K).

Koristeći ovu jednačinu i drugi rezultat Avogadrovog zakona, koristeći jednostavne mjerne instrumente (termometar, barometar, vaga), krajem 19. stoljeća. Određene su molekularne mase mnogih hlapljivih jednostavnih i složenih organskih i neorganskih tvari. 1860. godine, na 1. međunarodnom kongresu hemičara (Karlsruhe, Njemačka), usvojene su klasične definicije osnovnih pojmova: atom, molekula, element itd., provedena je sistematika i klasifikacija glavnih tipova reakcija i klasa hemijskih jedinjenja. .

4. Glavne klase neorganskih jedinjenja. Klasifikacija jednostavnih i složenih hemijskih supstanci zasniva se na razmatranju reagensa i proizvoda jedne od glavnih hemijskih reakcija - reakcije neutralizacije. Osnove ove klasifikacije postavio je I.Ya. Berzelius 1818. godine, kasnije je značajno razjašnjen i dopunjen.

Alhemičari su također kombinovali brojne jednostavne supstance sa sličnim fizičkim i hemijskim svojstvima tzv metali . Tipične metale karakterizira kovnost, metalni sjaj, visoka toplinska i električna provodljivost; u pogledu svojih hemijskih svojstava, metali su redukcioni agensi. Preostale jednostavne supstance su kombinovane u klasu nemetali (metaloidi ). Nemetali imaju raznovrsnija fizička i hemijska svojstva. Kada jednostavne tvari stupe u interakciju s kisikom, nastaju oksidi . Oblik metala osnovni oksidi, nemetali – kiselo . U reakciji takvih oksida s vodom, tj. osnove I kiseline . Konačno, reakcija neutralizacije kiselina i baza dovodi do stvaranja soli . Soli se također mogu dobiti interakcijom baznih oksida s kiselim oksidima ili kiselinama, a kiselih oksida s bazičnim oksidima ili bazama (tablica 1).

Tabela 1

Hemijska svojstva glavnih klasa neorganskih jedinjenja

Treba naglasiti da samo oni bazični oksidi koji formiraju baze rastvorljive u vodi direktno reaguju sa vodom - alkalije . Baze nerastvorljive u vodi (na primjer, Cu(OH) 2) mogu se dobiti iz oksida samo u dvije faze:

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

Klasifikacija oksida nije ograničena na bazične i kisele. Brojni oksidi i njihovi odgovarajući hidroksidi pokazuju dvostruka svojstva: reagiraju s kiselinama kao bazama i s bazama kao kiselinama (u oba slučaja nastaju soli). Takvi oksidi i hidroksidi nazivaju se amfoterično :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (fuzija čvrstih materija),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (u rastvoru).

Neki oksidi se ne mogu uskladiti s odgovarajućom kiselinom ili bazom. Takvi oksidi se nazivaju ne stvaraju soli , na primjer, ugljični monoksid (II) CO, dušikov oksid (I) N 2 O. Ne učestvuju u kiselinsko-baznim interakcijama, ali mogu ući u druge reakcije. Dakle, N 2 O je jak oksidant, CO je dobar redukcioni agens. Ponekad se kiseli, bazični i amfoterni oksidi kombinuju u klasu formiranje soli .

Među kiselinama se ističu bez kiseonika – na primjer, hlorovodonik (hlorovodonična) HCl, vodonik sulfid H 2 S, cijanovodonik (hidrocijanid) HCN. U pogledu kiselinsko-baznih svojstava, oni se ne razlikuju od koji sadrže kiseonik kiseline Postoje i tvari koje imaju osnovna svojstva, ali ne sadrže atome metala, na primjer, amonijev hidroksid NH 4 OH - derivat amonijaka NH 3.

Nazivi kiselina su izvedeni od elementa koji tvori kiselinu. U slučaju kiselina bez kisika, nazivu elementa (ili grupe elemenata, na primjer CN - cijanogen) koji formira kiselinu dodaje se sufiks "o" i riječ "vodik": H 2 S - vodonik sulfid, HCN - cijanovodonik.

Nazivi kiselina koje sadrže kisik ovise o stupnju oksidacije elementa koji stvara kiselinu. Maksimalni stepen oksidacije elementa odgovara sufiksu "... n (th)" ili "... ov (th)", na primjer, HNO 3 - dušična kiselina, HClO 4 - perklorna kiselina, H 2 CrO 4 - hromna kiselina. Kako se stanje oksidacije smanjuje, sufiksi se mijenjaju u sljedećem nizu: “...ovat(aya)”, “...ist(aya)”, “...ovatist(aya)”; na primer, HClO 3 je hipohlorna, HClO 2 je hlorna, HOCl je hipohlorna kiselina. Ako element formira kiseline u samo dva oksidaciona stanja, tada se sufiks “...ist(aya)” koristi za imenovanje kiseline koja odgovara najnižem oksidacionom stanju elementa; na primjer, HNO 2 je dušična kiselina. Kiseline koje u svom sastavu sadrže grupu atoma -O-O- mogu se smatrati derivatima vodikovog peroksida. Zovu se peroksokiseline (ili perkiseline). Ako je potrebno, iza prefiksa "peroxo", u naziv kiseline stavlja se numerički prefiks koji označava broj atoma elementa koji formira kiselinu koji su dio molekule, na primjer: H 2 SO 5, H 2 S 2 O 8.

Među jedinjenjima formira se važna grupa osnove (hidroksidi), tj. tvari koje sadrže hidroksilne grupe OH - . Nazivi hidroksida formiraju se od riječi "hidroksid" i naziva elementa u genitivu, nakon čega se, ako je potrebno, rimskim brojevima u zagradama navodi oksidacijsko stanje elementa. Na primjer, LiOH je litijum hidroksid, Fe(OH) 2 je gvožđe (II) hidroksid.

Karakteristično svojstvo baza je njihova sposobnost da reagiraju s kiselinama, kiselim ili amfoternim oksidima da tvore soli, na primjer:

KOH + HCl = KCl + H 2 O,

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O

Sa stanovišta protolitičke (protonske) teorije, bazama se smatraju supstance koje mogu biti akceptori protona, tj. sposoban da veže jone vodonika. S ove točke gledišta, baze bi trebale uključivati ​​ne samo osnovne hidrokside, već i neke druge tvari, na primjer amonijak, čija molekula može dodati proton, formirajući amonijum ion:

NH 3 + H + = NH 4 +

Zaista, amonijak, kao i bazični hidroksidi, može reagirati s kiselinama i formirati soli:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

U zavisnosti od broja protona koji se mogu vezati za bazu, postoje jednokiselinske baze (npr. LiOH, KOH, NH 3), dvokiselinske [Ca(OH) 2, Fe(OH) 2] itd. .

Amfoterni hidroksidi (Al(OH) 3, Zn(OH) 2) su sposobni da se disociraju u vodenim rastvorima i kao kiseline (sa stvaranjem vodonikovih katjona) i kao baze (sa stvaranjem hidroksil anjona); mogu biti i donori i akceptori protona. Stoga amfoterni hidroksidi stvaraju soli kada reagiraju i sa kiselinama i sa bazama. U interakciji sa kiselinama, amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva baza, a pri interakciji sa bazama svojstva kiselina:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnSl 2 + 2H 2 O,

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Postoje spojevi elemenata sa kiseonikom, koji po sastavu pripadaju klasi oksida, ali po svojoj strukturi i svojstvima pripadaju klasi soli. To su takozvani peroksidi, ili peroksidi. Peroksidi su soli vodikovog peroksida H 2 O 2, na primjer, Na 2 O 2, CaO 2. Karakteristična karakteristika strukture ovih jedinjenja je prisustvo u njihovoj strukturi dva međusobno povezana atoma kiseonika („kiseonički most“): -O-O-.

soli tokom elektrolitičke disocijacije formiraju K+ kation i A – anjon u vodenom rastvoru. Soli se mogu smatrati produktima potpune ili djelomične zamjene atoma vodika u molekulu kiseline atomima metala ili kao produktima potpune ili djelomične zamjene hidroksilnih grupa u bazičnoj molekuli hidroksida kiselim ostacima.

Reakcija neutralizacije se možda neće u potpunosti odvijati. U ovom slučaju, uz višak kiseline, kiselo soli, sa viškom baze - osnovni (soli nastale u ekvivalentnom omjeru nazivaju se prosjek ). Jasno je da kisele soli mogu nastati samo od polikiselinskih kiselina, bazične soli - samo od polikiselih baza:

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.

Među raznovrsnošću i ogromnim brojem hemijskih reakcija oduvek je bila prisutna njihova klasifikacija. Dakle, uzimajući u obzir razvoj hemije, razlikuju se tri glavne vrste hemijskih reakcija:

1) acidobazna ravnoteža, posebni slučajevi - neutralizacija, hidroliza, elektrolitička disocijacija kiselina i baza;

2) redoks sa promjenom oksidacijskog stanja atoma, jona, molekula. U ovom slučaju, faze oksidacije i redukcije se razlikuju kao dijelovi jednog procesa gubitka i dobivanja elektrona;

3) formiranje kompleksa - vezivanje određenog broja molekula ili jona za centralni atom ili ion metala, koji je agens za formiranje kompleksa, a prvi su ligandi čiji je broj karakteriziran koordinacijskim brojem (n) .

Prema ovim vrstama hemijskih reakcija, hemijska jedinjenja se klasifikuju: kiseline i baze, oksidanti i redukcioni agensi, kompleksna jedinjenja i ligandi.

U modernijem tumačenju, uzimajući u obzir elektronsku strukturu atoma i molekula, reakcije prvog tipa mogu se definisati kao reakcije koje uključuju i prijenos protona, reakcije drugog tipa – s prijenosom elektrona, reakcije treći tip – sa transferom usamljenog para elektrona. Kvantitativna mjera reakcija prvog tipa je, na primjer, pH, druge - potencijal (E, B), razlika potencijala (Δφ, V), a treće - na primjer implementacija određenog koordinacionog broja (n ) hemijskih (donorsko-akceptorskih) veza, energetska stabilizacija ligandnog polja centralnog jona – kompleksera
(ΔG, kJ/mol), konstanta stabilnosti.

Atomska struktura

1. Razvoj ideja o strukturi atoma. Kada bi se, kao rezultat neke globalne katastrofe, uništilo svo naučno znanje koje je čovječanstvo akumuliralo i samo jedna fraza bila prenesena budućim generacijama, koja bi izjava, sastavljena od najmanje riječi, donijela najviše informacija? Ovo pitanje postavio je poznati američki fizičar, nobelovac Richard Feynman i sam je dao sljedeći odgovor: ovo je atomska hipoteza. Sva tijela se sastoje od atoma - malih tijela koja su u neprekidnom kretanju, privučena na maloj udaljenosti, ali se odbijaju ako se jedno od njih pritisne bliže drugom. Međutim, drevni grčki filozof Demokrit, koji je živio 400 godina prije Krista, mogao bi se u suštini složiti s ovom tvrdnjom. Moderni ljudi znaju više o atomima ako su, za razliku od starih Grka, na osnovu svog znanja mogli stvoriti atomske bombe i nuklearne elektrane.

Sve do kraja 19. vijeka. vjerovao da je atom nedjeljiva i nepromjenjiva čestica. Ali tada su otkriveni fenomeni koji su bili neobjašnjivi sa ove tačke gledišta. Elektrohemijska istraživanja G. Davy, M. Faraday je pokazao da atom može nositi pozitivne i negativne naboje jer se talože na katodi ili anodi elektrolizera. Otuda korpuskularna priroda električnog naboja.

Poboljšanjem metoda pobuđivanja gasova za dobijanje njihovih spektra, W. Crooks otkrio takozvane katodne zrake (fenomen implementiran u modernim televizorima). Kada električna struja prođe kroz razrijeđeni plin zatvoren u cijev, iz negativnog pola (katode) izlazi mlaz slabe svjetlosti – katodne zrake. Katodna zraka daje negativan naboj tijelima na koja pada i skreće se prema pozitivno nabijenim tijelima blizu cijevi. Stoga je katodna zraka tok negativno nabijenih čestica.

Otkriveni su i fenomeni toplotne emisije i fotoemisije ( A.G. Stoletov), koji se sastoji u nokautiranju negativno nabijenih čestica pod utjecajem kvanta temperature i svjetlosti, što potvrđuje činjenicu da atom sadrži negativno nabijene čestice. AA. Becquerel otkrio fenomen radioaktivnosti. Supružnici Curie pokazao da je tok radioaktivnog zračenja neujednačen i da se može razdvojiti električnim i magnetskim poljem. Ukupno zračenje koje ulazi u kondenzator podijeljeno je na tri dijela: a-zraci (He 2+) se blago odbijaju prema negativnoj ploči kondenzatora, b-zraci (tok elektrona) snažno se odbijaju prema pozitivnoj ploči kondenzatora, g -zrake (elektromagnetski talasi) se ne odbijaju ni u jednom električnom ili magnetskom polju.

I konačno, otkriće rendgenskih zraka Conrad Roentgen pokazao da je atom složen i da se sastoji od pozitivnih i negativnih čestica, od kojih je najmanju H. Thomsen nazvao elektronom. Štaviše, R.S. Mulliken izmerio njen naboj e= -1,6×10 -19 C (minimalno moguće, tj. elementarno) i pronađena masa elektrona m= 9,11×10 -31 kg.

Neutralnost atoma u prisustvu elektrona u njemu dovela je do zaključka da postoji regija u atomu koja nosi pozitivan naboj. Ostaje otvoreno pitanje o lokaciji ili smještaju elektrona i navodnih pozitivnih naboja u atomima, tj. pitanje o strukturi atoma. Na osnovu ovih studija, 1903. god H. Thomsen predložio model atoma, koji je nazvan “puding od grožđica”, pozitivni naboj u atomu je raspoređen ravnomjerno s negativnim nabojem prošaranim s njim. Ali dalja istraživanja su pokazala nedosljednost ovog modela.

E. Rutherford(1910) propuštao je mlaz a-zraka kroz sloj materijala (foliju), mjereći otklon pojedinih čestica nakon prolaska kroz foliju. Sumirajući rezultate svojih zapažanja, Rutherford je ustanovio da je tanak metalni ekran djelomično providan za alfa čestice, koje prolazeći kroz ploču ili nisu promijenile svoju putanju ili su se skretale pod malim uglovima. Pojedinačne a-čestice su odbačene, kao lopta sa zida, kao da su na putu naišle na nepremostivu prepreku. Pošto je veoma mali broj a-čestica koje prolaze kroz foliju odbačen nazad, ova prepreka mora zauzimati zapreminu u atomu, nemerljivo manju čak i u poređenju sa samim atomom, i mora imati veliku masu, jer u suprotnom a- čestice iz njega ne bi rikošetirale. Tako se pojavila hipoteza o jezgri atoma, u kojoj je koncentrirana gotovo cijela masa atoma i sav pozitivan naboj. U tom slučaju postaju jasna odstupanja putanje većine alfa čestica za male uglove pod uticajem elektrostatičkih sila odbijanja od atomskog jezgra. Kasnije je utvrđeno da je prečnik jezgra oko 10 -5 nm, a prečnik atoma 10 -1 nm, tj. zapremina jezgra je 10 12 puta manja od zapremine atoma.

U atomskom modelu koji je predložio Rutherford, pozitivno nabijeno jezgro nalazi se u središtu atoma, a oko njega se kreću elektroni, čiji je broj jednak nuklearnom naboju ili atomskom broju elementa, poput planeta oko Sunce (planetarni model atoma). Nuklearni model koji je razvio Rutherford bio je veliki korak naprijed u razumijevanju strukture atoma. To je potvrđeno velikim brojem eksperimenata. Međutim, u nekim aspektima model je bio u suprotnosti sa dobro utvrđenim činjenicama. Napomenimo dvije takve kontradikcije.

Prvo, Rutherfordov planetarni model atoma nije mogao objasniti stabilnost atoma. Prema zakonima klasične elektrodinamike, elektron, krećući se oko jezgra, neizbježno gubi energiju. Kako se energetska rezerva elektrona smanjuje, radijus njegove orbite mora se stalno smanjivati ​​i, kao rezultat, pasti na jezgro i prestati postojati. Fizički, atom je stabilan sistem i može postojati bez razaranja izuzetno dugo.

Drugo, Rutherfordov model je doveo do pogrešnih zaključaka o prirodi atomskih spektra. Pokazalo se da su spektri alkalnih metala slični spektru atomskog vodonika, a njihova analiza je dovela do zaključka da atomi svakog alkalnog metala sadrže jedan elektron, slabo vezan za jezgro u odnosu na preostale elektrone. Drugim riječima, u atomu se elektroni ne nalaze na istoj udaljenosti od jezgra, već u slojevima.

Atomski spektri se dobijaju propuštanjem zračenja pobuđenih atoma (u plamenu visoke temperature ili na drugi način) kroz poseban optički uređaj (prizma, sistem prizma ili difrakcionih rešetki), koji razlaže kompleksno zračenje na monohromatske komponente određene talasne dužine. (l) i, shodno tome, sa određenom frekvencijom oscilacija elektromagnetnog zračenja: n = With/l, gdje c– brzina svetlosti. Svaki monokromatski snop se registruje na određenoj lokaciji u prijemnom uređaju (fotoploča i sl.). Rezultat je spektar ovog zračenja. Atomski spektri se sastoje od pojedinačnih linija - to su linijski spektri.

Svaki tip atoma karakterizira striktno definiran raspored linija u spektru koje se ne ponavljaju u drugim vrstama atoma. Ovo je osnova metode spektralne analize, uz pomoć koje su otkriveni mnogi elementi. Linearnost atomskih spektra bila je u suprotnosti sa zakonima klasične elektrodinamike, prema kojima bi spektar atoma trebao biti kontinuiran kao rezultat kontinuirane emisije energije od strane elektrona.

2. Model strukture Borovog atoma vodika. Pošto se pokazalo da su zakoni klasične elektrodinamike neprimjenjivi za opisivanje ponašanja elektrona u atomu, Niels Bohr prvi formulisao postulate zasnovane na zakonima kvantne mehanike.

1. Postoje orbite u atomu vodika, koje se kreću duž kojih elektron ne emituje. Nazivaju se stacionarnim.

2. Emisija ili apsorpcija energije nastaje kao rezultat prijelaza elektrona iz jedne stacionarne orbite u drugu. Orbite udaljene od jezgra karakteriše velika zaliha energije. Prilikom prelaska sa nižih na više orbite, atom prelazi u pobuđeno stanje. Ali možda neće dugo ostati u ovom stanju. Emituje energiju i vraća se u prvobitno osnovno stanje. U ovom slučaju, energija kvanta zračenja jednaka je:

h n= E n – Ek,

Gdje n I k- cijeli brojevi.

3. Osnovni principi valne (kvantne) mehanike. Objašnjenje valnih (spektralnih) svojstava nastalo je istovremeno sa kvantnomehaničkim konceptima u teoriji strukture atoma. Pretpostavka je bila teorija Plank zračenje tela Pokazao je da se energetske promjene ne događaju kontinuirano (prema zakonima klasične mehanike), već grčevito, u dijelovima koji se nazivaju kvanti. Kvantna energija je određena Planckovom jednačinom: E = h n, gdje h – Plankova konstanta je jednaka 6,63×10 –34 J×s,
n – frekvencija zračenja. Ispostavilo se da elektron ima korpuskularna svojstva (masa, naboj) i valna svojstva - frekvenciju, talasnu dužinu.

Zbog ovoga Louis de Broglie izneo ideju dualizma čestica-talas . Štaviše, dualizam val-čestica karakterističan je za sve objekte mikro- i makrosvijeta, samo za makroskopske objekte prevladava jedan od skupova svojstava i o njima se govori kao o česticama ili valovima, a za elementarne čestice oba svojstva se manifestiraju zajedno. De Broljeva jednadžba pokazuje odnos između impulsa čestice i talasne dužine: l = h/str = h/m u. Dakle, elektronu koji rotira oko jezgra može se dodijeliti određena talasna dužina.

Prema ovim idejama, elektron je oblak, razmazan u zapremini atoma, različite gustine. Shodno tome, da bi se opisao položaj elektrona u atomu, potrebno je uvesti probabilistički opis gustine elektrona u atomu, uzimajući u obzir njegovu energiju i prostornu geometriju.

4. Kvantni brojevi. Orbitale. Predložena su četiri kvantna broja za objašnjenje elektronske strukture atoma vodika n, l, m l, s, karakterizira energetsko stanje i ponašanje elektrona u atomu. Ovi brojevi jedinstveno karakteriziraju stanje elektrona bilo kojeg atoma periodnog sistema elemenata. Za svaki elektron, oni zajedno imaju različite vrijednosti.

Glavni kvantni broj n karakterizira energiju i veličinu elektronskih oblaka. Uzima vrijednosti za osnovna stanja atoma 1-8 i, u principu, do beskonačnosti. Njegovo fizičko značenje kao broja energetskog nivoa je energetska vrijednost elektrona u atomu i, kao posljedica toga, veličina atoma. At P=1 elektron je na prvom energetskom nivou sa ukupnom minimalnom energijom, itd. Prilikom povećanja P ukupna energija se povećava. Energija svakog energetskog nivoa može se procijeniti pomoću formule: E = - 1 / 13,6 ×n 2. Nivoi energije se obično označavaju slovima kako slijedi:

Bočno, orbitalno(ili azimutalni)kvantni broj l karakterizira oblik elektronskih orbitala (oblaka) oko atoma i određuje promjenu energije unutar energetskog nivoa, tj. karakteriše energiju podnivo. Svaki oblik elektronskog oblaka odgovara određenoj vrijednosti mehaničkog momenta elektrona, određenoj bočnim kvantnim brojem l, koji variraju od 0 do P–1: P=1, l=0; P=2, l=0, l=1; P=3, l=0,l=1, l=2, itd. Energetski podnivoi u zavisnosti od l označen slovima:

Oni elektroni koji se nalaze na s nivou nazivaju se s- elektroni,
on str nivo - p- elektrona, uključeno d nivo - d- elektrona.

Energija elektrona ovisi o vanjskom magnetskom polju. Ova zavisnost je opisana magnetnim kvantnim brojem. Magnetski kvantni broj m l označava prostornu orijentaciju elektronske orbitale (oblaka). Eksterno električno ili magnetsko polje mijenja prostornu orijentaciju elektronskih oblaka i dolazi do cijepanja energije.
podnivoa. Broj m l varira od – l, 0, +l i može imati (2× l+1) vrijednosti:

Kombinacija tri kvantna broja jedinstveno opisuje orbitalu. Označen je kao “kvadrat” - . Elektron kao čestica doživljava rotaciju oko svoje ose - u smjeru kazaljke na satu i suprotno od kazaljke na satu. To je opisano spin kvantni broj s(gospođa), koji uzima vrijednosti ±1/2. Prisustvo elektrona u atomu sa suprotno usmjerenim spinovima označeno je „strelicama“. Dakle, četiri skupa kvantnih brojeva opisuju energiju elektrona.

5. Višeelektronski atomi. Određivanje broja elektrona na nivoima i podnivoima. Kod višeelektronskih atoma, raspored elektrona u skladu sa skupom kvantnih brojeva je vođen sa dva postulata.

Paulijev princip: u atomu ne mogu postojati dva elektrona koji imaju četiri identična kvantna broja (inače se ne razlikuju, minimalna razlika energije je u spinovima). Kao posljedica toga, u jednoj elektronskoj ćeliji u orbitali ne može biti više od dva elektrona sa suprotno usmjerenim spinovima.

Punjenje ćelija elektronima se vrši u skladu sa Hundovo pravilo. Ispunjavanje elektrona s-, p-, d-, f- orbitale na takav način da je ukupni spin maksimalan, ili, drugim riječima, elektroni teže da popune prazne (prazne) orbitale, pa tek onda uparuju (prema Pauliju):

Uzimajući u obzir principe kvantne hemije, moguće je konstruisati elektronsku konfiguraciju bilo kog atoma, kao što sledi iz tabele. 2, iz koje izvodimo formule za određivanje broja elektrona na nivou 2n 2, na 2(2 l+1). Broj orbitala jednak je broju vrijednosti m (m=1, m=2, m=3).

Punjenje podnivoa elektronima se vrši u skladu sa Vladavina Klečkovskog. Popunjavanje energetskih nivoa se dešava u rastućem redosledu zbira glavnog i sekundarnog kvantnog broja n+l.

Ako ovaj zbir ima iste vrijednosti, tada se popunjavanje vrši uzlaznim redoslijedom n. Podnivoi se popunjavaju po rastućoj energiji:

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

Tabela 2 - Elektronske konfiguracije atoma

Koji nivo je sljedeći? 4s»3d u energiji. 4s n=3, d=2, zbir je 5, n=4, s=0, zbir = 4, tj. 4s se popunjavaju itd. Energija 5s » 4d, zbir je 5 i 6, dakle prvo se popunjava 5s, a zatim 4d. Energija je 6s » 5d » 4f, zbir je 6, 7 i 7. 6s se popunjava na početku. Glavni kvantni broj je manji za 4f, pa se ovaj podnivo dodatno popunjava, a zatim slijedi 5d.

Elektronska konfiguracija atoma je zapisana kao formula, gdje je broj elektrona u podnivou označen superskriptom. Na primjer, za aluminijum možete napisati formulu konfiguracije elektrona kao 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. To znači da postoji 2, 2, 6, 2, 1 elektrona u 1s, 2s, 2p, 3s, 3p podnivoa.

U višeelektronskom nepobuđenom atomu, elektroni zauzimaju orbitale s minimalnom energijom. Oni međusobno djeluju: elektroni smješteni na unutrašnjim energetskim nivoima ekraniziraju (nejasni) elektrone smještene na vanjskim nivoima od djelovanja pozitivnog jezgra. Ovaj utjecaj određuje promjenu redoslijeda povećanja orbitalne energije u odnosu na slijed povećanja orbitalne energije u atomu vodika.

Treba napomenuti da za elemente sa punim ili dopola ispunjenim d- I f-odstupanja od ovog pravila se uočavaju na podnivoima. Na primjer, u slučaju atoma bakra Cu. Elektronska konfiguracija [Ar] 3d 10 4s 1 odgovara nižoj energiji od konfiguracije [Ar] 3d 9 4s 2 (simbol [Ar] znači da je struktura i punjenje unutrašnjih elektronskih nivoa isti kao kod argona). Prva konfiguracija odgovara osnovnom stanju, a druga pobuđenom stanju.

Hemijska veza

1. Priroda hemijske veze. Teorije koje objašnjavaju hemijsku vezu zasnivaju se na Kulonovom, kvantnom i talasnom interakciju atoma. Prije svega, oni moraju objasniti povećanje energije tokom formiranja molekula, mehanizam nastanka hemijske veze, njene parametre i svojstva molekula.

Stvaranje hemijske veze je energetski povoljan proces i praćen je oslobađanjem energije. To je potvrđeno kvantnomehaničkim proračunom interakcije dva atoma vodika tokom formiranja molekula (Heitler, London). Na osnovu rezultata proračuna izvodi se zavisnost potencijalne energije sistema E na udaljenosti između atoma vodika r(Sl. 4).

Rice. 4. Ovisnost energije o međunuklearnoj udaljenosti.

Kada se atomi zbliže, između njih nastaju elektrostatičke sile privlačenja i odbijanja. Ako se atomi sa antiparalelnim spinovima spoje, u početku prevladavaju privlačne sile, pa se potencijalna energija sistema smanjuje (kriva 1). Odbojne sile počinju da dominiraju na vrlo malim udaljenostima između atoma (nuklearne interakcije). Na određenoj udaljenosti između atoma r 0 energija sistema je minimalna, pa sistem postaje najstabilniji, dolazi do hemijske veze i formira se molekul. Onda r 0 je međunuklearna udaljenost u molekuli H2, što je dužina hemijske veze, a smanjenje energije sistema pri r 0 je energetski dobitak tokom formiranja hemijske veze (ili energija hemijske veze E sv). Treba napomenuti da je energija disocijacije molekula na atome jednaka E sv po veličini i suprotno u predznaku.

Za kvantnomehanički opis kemijske veze koriste se dvije komplementarne metode: metoda valentne veze (VB) i metoda molekularne orbitale (MO).

2. Metoda valentne veze (VB). Kovalentna veza. Glavni univerzalni tip hemijske veze je kovalentna veza. Razmotrimo mehanizam formiranja kovalentne veze BC metodom (na primjeru formiranja molekule vodika):

1. Kovalentna veza između dva atoma u interakciji ostvaruje se formiranjem zajedničkog elektronskog para. Svaki atom daje jedan nespareni elektron da formira zajednički elektronski par:

N·+·N ® N : N

Dakle, prema BC metodi, hemijska veza je dvocentrična i dvoelektronska.

2. Zajednički elektronski par se može formirati samo kroz interakciju elektrona sa antiparalelnim spinovima:

N+¯N ® N¯N.

3. Kada se formira kovalentna veza, oblaci elektrona se preklapaju:

To potvrđuje i eksperimentalno određena vrijednost međunuklearne udaljenosti u molekuli H 2, r = 0,074 nm, što je znatno manje od zbira polumjera dva slobodna atoma vodika, 2r = 0,106 nm.

U oblasti preklapanja oblaka, elektronska gustina je maksimalna, tj. vjerovatnoća da se dva elektrona nalaze u prostoru između jezgara je mnogo veća nego na drugim mjestima. Nastaje sistem u kojem dva jezgra elektrostatički stupaju u interakciju sa parom elektrona. To dovodi do povećanja energije, a sistem postaje stabilniji i formira se molekul. Što se više elektronski oblaci preklapaju, to je jača kovalentna veza.

Donor-akceptorski mehanizam kovalentnih veza. Do stvaranja kovalentne veze može doći zbog vlastitog usamljenog para elektrona jednog atoma (jona) - donator i slobodna atomska orbitala drugog atoma (jona) – akceptor. Ovaj mehanizam stvaranja kovalentne veze naziva se donor-akceptor.

Formiranje molekule amonijaka NH 3 događa se dijeljenjem tri nesparena elektrona atoma dušika i jednog nesparenog elektrona od tri atoma vodika kako bi se formirala tri zajednička elektronska para. U molekuli amonijaka NH 3, atom dušika ima svoj vlastiti usamljeni par elektrona. 1s atomska orbitala vodikovog jona H+ ne sadrži elektrone (prazna orbitala). Kada se molekula NH 3 i jon vodonika približe jedan drugom, usamljeni elektronski par atoma dušika i prazna orbitala vodikovog jona stupaju u interakciju kako bi formirali hemijsku vezu preko mehanizma donor-akceptor i NH 4 + kationa. Zbog mehanizma donor-akceptor, valencija dušika je B = 4.

Stvaranje hemijskih veza mehanizmom donor-akceptor je vrlo česta pojava. Tako se hemijska veza u koordinacionim (kompleksnim) jedinjenjima formira po mehanizmu donor-akceptor (videti predavanje 16).

Razmotrimo, u okviru BC metode, karakteristična svojstva kovalentne veze: zasićenost i usmjerenost.

Saturation Vezivanje je sposobnost atoma da učestvuje samo u određenom broju kovalentnih veza. Zasićenost je određena valentnošću atoma. Zasićenje karakteriše broj (broj) hemijskih veza koje formira atom u molekulu, a taj broj se naziva kovalencija (ili, kao u MO metodi, red veze).

Valencija atoma je koncept koji se široko koristi u proučavanju hemijskih veza. Valencija se odnosi na afinitet, sposobnost atoma da formira hemijske veze. Kvantitativna procjena valencije može se razlikovati za različite načine opisivanja molekula. Prema BC metodi, valencija atoma (B) jednaka je broju nesparenih elektrona. Na primjer, iz formula elektronske ćelije atoma kisika i dušika slijedi da je kisik dvovalentan (2s 2 2p 4), a dušik trovalentan (2s 2 2p 3).

Pobuđeno stanje atoma (v.s.). Upareni elektroni valentnog nivoa, kada su pobuđeni, mogu biti neupareni i prebačeni na slobodne atomske orbitale (AO) višeg podnivoa unutar datog valentnog nivoa. Na primjer, za berilij u neuzbuđenom stanju (n.s.) B = 0, jer Na vanjskom nivou nema nesparenih elektrona. U pobuđenom stanju (ES), upareni elektroni 2s 2 zauzimaju 2s 1 i 2p 1 podnivoe, respektivno - B = 2.

Valentne sposobnosti p-elemenata iste grupe možda nisu iste. To je zbog nejednakog broja AO u valentnom nivou atoma elemenata koji se nalaze u različitim periodima. Na primjer, kisik pokazuje konstantnu valenciju B = 2, pošto su njegovi valentni elektroni na energetskom nivou 2, gdje nema slobodnih (slobodnih) AO. Sumpor u pobuđenom stanju ima maksimum B=6. Ovo se objašnjava prisustvom slobodnih 3d orbitala na trećem energetskom nivou.

Smjer kovalentne veze. Prostorna struktura molekula. Najjače hemijske veze nastaju u pravcu maksimalnog preklapanja atomskih orbitala (AO). Budući da AO imaju određeni oblik i energiju, moguće je njihovo maksimalno preklapanje sa formiranjem hibridnih orbitala. AO hibridizacija omogućava objašnjenje prostorne strukture molekula, stoga kovalentnu vezu karakteriše usmjerenost.

3. Hibridizacija atomskih orbitala i prostorne strukture
molekule. Atomi često formiraju veze s elektronima različitih energetskih stanja. Dakle, atomi berilija Be (2s12r1), bora B (2s12r2), ugljika C (2s12r3) učestvuju u formiranju veza s- I R-elektroni. Iako s- I R-oblaci se razlikuju po obliku i energiji, hemijske veze nastale njihovim učešćem pokazuju se kao ekvivalentne i locirane simetrično. Postavlja se pitanje kako elektroni nejednakog početnog stanja formiraju ekvivalentne hemijske veze. Odgovor na ovo daje uvid u hibridizaciju valentnih orbitala.

Prema teorije hibridizacije hemijske veze formiraju elektroni ne "čistih", već "mešovitih", tzv. hibridne orbitale. Tokom hibridizacije mijenjaju se izvorni oblik i energija orbitala (elektronskih oblaka) i formiraju se AO novog, ali identičnog oblika i energije. Gde broj hibridnih orbitala jednak je broju atomskih orbitala, od kojih su nastali.

Rice. 5. Vrste hibridizacije valentnih orbitala.

Priroda hibridizacije valentnih orbitala centralnog atoma i njihov prostorni raspored određuju geometriju molekula. Da, kada sp hibridizacija U berilijumskim Be AO nastaju dva sp-hibridna AO, smeštena pod uglom od 180° (slika 5), ​​pa veze nastale uz učešće hibridnih orbitala imaju ugao veze od 180°. Stoga molekula BeCl 2 ima linearni oblik. At sp 2 -hibridizacija bora B, formiraju se tri sp 2 hibridne orbitale, koje se nalaze pod uglom od 120°. Kao rezultat toga, molekula BCl 3 ima trigonalni oblik (trokut). At sp 3 -hibridizacija AO ugljik C nastaju četiri hibridne orbitale koje su simetrično orijentirane u prostoru na četiri vrha tetraedra, stoga molekula CCl 4 ima
takođe tetraedarskog oblika. Tetraedarski oblik karakterističan je za mnoge četverovalentne ugljične spojeve. Zbog sp 3 -hibridizacije orbitala atoma dušika i bora, NH 4 + i BH 4 – također imaju tetraedarski oblik.

Činjenica je da centralni atomi ovih molekula, odnosno atomi C, N i O, formiraju hemijske veze zbog sp 3 hibridnih orbitala. Atom ugljika ima četiri nesparena elektrona na četiri sp 3 hibridne orbitale. Ovo određuje formiranje četiri C-H veze i raspored atoma vodonika na vrhovima pravilnog tetraedra sa uglom veze od 109°28¢. Atom dušika ima jedan usamljeni elektronski par i tri nesparena elektrona na četiri sp 3 hibridne orbitale. Ispostavilo se da je elektronski par nevezujući i zauzima jednu od četiri hibridne orbitale, tako da molekula H 3 N ima oblik trigonalne piramide. Zbog odbojnog efekta nevezujućeg elektronskog para, ugao veze u molekulu NH 3 manji je od tetraedarskog i iznosi 107,3°. Atom kiseonika ima dva nevezana elektronska para i dva nesparena elektrona na četiri sp 3 hibridne orbitale. Sada su dvije od četiri hibridne orbitale zauzete nevezujućim elektronskim parovima, tako da molekula H 2 O ima ugaoni oblik. Odbojno dejstvo dva nevezujuća elektronska para se manifestuje u većoj meri, pa je vezni ugao u odnosu na tetraedarski još jače izobličen i u molekulu vode iznosi 104,5° (slika 6).

Rice. 6. Utjecaj nevezujućih elektronskih parova
centralnog atoma na geometriji molekula.

Dakle, BC metoda dobro objašnjava zasićenje i smjer hemijskih veza, kao što su kvantitativni parametri kao što je energija ( E), dužina hemijskih veza ( l) i uglovi veze (j) između hemijskih veza (struktura molekula). Ovo se zgodno i jasno demonstrira korištenjem kugličnih modela atoma i molekula. BC metoda također dobro objašnjava električna svojstva molekula, koje karakterizira elektronegativnost atoma i dipolni moment molekula. Elektronegativnost atoma odnosi se na njihovu sposobnost da budu pozitivniji ili negativniji prilikom formiranja kemijske veze, ili drugim riječima, sposobnost da privlače ili doniraju elektrone, formirajući anione i katione. Prvi je kvantitativan
karakteriše jonizacioni potencijal ( E P.I.), druga je energija afiniteta elektrona ( E S.E).

Tabela 3

Prostorna konfiguracija molekula i kompleksa AB n

Hemijska termodinamika

1. Osnovni pojmovi i definicije.termodinamika - je nauka koja proučava opšte obrasce procesa praćenih oslobađanjem, apsorpcijom i transformacijom energije. Hemijska termodinamika proučava međusobne transformacije hemijske energije i njenih drugih oblika – toplotne, svetlosne, električne itd., utvrđuje kvantitativne zakone ovih prelaza, a takođe omogućava predviđanje stabilnosti supstanci u datim uslovima i njihove sposobnosti da uđu u određene hemijske reakcije. Termohemija, koji je grana hemijske termodinamike, proučava toplotne efekte hemijskih reakcija.

Hesov zakon. U hemijskoj termodinamici, prvi zakon se transformiše u Hesov zakon, koji karakteriše toplotne efekte hemijskih reakcija.Toplota, kao i rad, nije funkcija stanja. Stoga, da bi termičkom efektu dali svojstvo funkcije stanja, entalpije (D H), čija je promjena smjera D H=D U+P D V pri konstantnom pritisku. Zapazimo to P D V= A – rad na proširenju, i D H = –Q(sa obrnutim predznakom) . Entalpiju karakteriše sadržaj toplote u sistemu tako da egzotermna reakcija smanjuje D H. Imajte na umu da oslobađanje topline u hemijskoj reakciji ( egzotermna) odgovara D H < 0, а поглощению (endotermni) D H> 0. U staroj hemijskoj literaturi je prihvaćeno suprotno sistem znakova (!) ( Q> 0 za egzotermne reakcije i Q < 0 для эндотермических).

Promjena entalpije (toplinskog efekta) ne ovisi o putu reakcije, već je određena samo svojstvima reaktanata i proizvoda (Hessov zakon, 1836.)

Pokažimo to na sljedećem primjeru:

C(grafit) + O 2 (g) = CO 2 (g) D H 1 = –393,5 kJ

C(grafit) + 1/2 O 2 (g) = CO(g) D H 2 = –110,5 kJ

CO (g.) + 1 / 2 O 2 (g.) = CO 2 (g.) D H 3 = –283,0 kJ

Ovdje entalpija stvaranja CO 2 ne ovisi o tome da li se reakcija odvija u jednom ili u dva stupnja, s međuformiranjem CO (D H 1 = D H 2+D H 3). Ili drugim riječima, zbir entalpija hemijskih reakcija u ciklusu je nula:

Gdje i– broj reakcija u zatvorenom ciklusu.

U svakom procesu u kojem su konačno i početno stanje tvari isto, zbir svih toplina reakcije je nula.

Na primjer, imamo niz od nekoliko hemijskih procesa koji na kraju dovode do originalne supstance i svaki se karakteriše svojom entalpijom, tj.

a prema Hesovom zakonu,

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

Rezultirajući toplotni efekat je nula jer se toplota oslobađa u nekim fazama, a apsorbuje u drugim. To dovodi do međusobne kompenzacije.

Hesov zakon nam omogućava da izračunamo toplotne efekte onih reakcija za koje je nemoguće direktno merenje. Na primjer, razmotrite reakciju:

H 2 (g.) + O 2 (g.) = H 2 O 2 (l.) D H 1 = ?

Sljedeći termički efekti se mogu lako eksperimentalno izmjeriti:

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) = H 2 O (l.) D H 2 = –285,8 kJ,

H 2 O 2 (l.) = H 2 O (l.) + 1 / 2 O 2 (g.) D H 3 = –98,2 kJ.

Koristeći ove vrijednosti, možete dobiti:

D H 1 = D H 2 – D H 3 = –285,8 + 98,2 = –187,6 (kJ/mol).

Dakle, dovoljno je izmjeriti toplinske efekte ograničenog broja reakcija da bi se zatim teoretski izračunao toplinski učinak bilo koje reakcije. U praksi tabelarno standardne entalpije formiranja D Hf° 298 izmjereno na T=298,15 K (25°C) i pritisak str= 101,325 kPa (1 atm), tj. at standardni uslovi. (Nemojte brkati standardne uslove sa normalnim uslovima!)

Standardna entalpija formiranja D Hf° je promjena entalpije tijekom reakcije stvaranja 1 mola tvari iz jednostavnih tvari:

Ca (čvrsto) + C (grafit) + 3 / 2 O 2 (g) = CaCO 3 (čvrsto) D H° 298 =–1207 kJ/mol.

Imajte na umu da termohemijska jednadžba ukazuje na agregatna stanja tvari. Ovo je veoma važno, budući da prelazi između stanja agregacije ( fazni prelazi) praćeni su oslobađanjem ili apsorpcijom topline:

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) = H 2 O (l.) D H° 298 = –285,8 kJ/mol,

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) = H 2 O (g.) D H° 298 = –241,8 kJ/mol.

H 2 O (g.) = H 2 O (l.) D H° 298 = –44,0 kJ/mol.

Pretpostavlja se da su standardne entalpije formiranja jednostavnih supstanci jednake nuli. Ako jednostavna tvar može postojati u obliku nekoliko alotropnih modifikacija, onda D H° = 0 se dodjeljuje najstabilnijem obliku pod standardnim uvjetima, na primjer, kisik, a ne ozon, grafit, a ne dijamant:

3 / 2 O 2 (g.) = O 3 (g.) D H° 298 = 142 kJ/mol,

C (grafit) = C (dijamant) D H° 298 = 1,90 kJ/mol.

Posljedica Hessovog zakona, uzimajući u obzir gore navedeno, je da će promjena entalpije tokom reakcije biti jednaka zbiru entalpije stvaranja proizvoda minus zbiru entalpije stvaranja reaktanata, uzimajući u obzir stehiometrijski koeficijenti reakcije:

Povezane informacije.

Osnovni pojmovi hemije, zakoni stehiometrije

Hemijski atomizam (atomsko-molekularna teorija) je istorijski prvi fundamentalni teorijski koncept koji čini osnovu moderne hemijske nauke. Formiranje ove teorije trajalo je više od stotinu godina i povezano je s aktivnostima tako istaknutih hemičara kao što su M.V. Lomonosov, A.L. Lavoisier, J. Dalton, A. Avogadro, S. Cannizzaro.

Moderna atomsko-molekularna teorija može se predstaviti u obliku niza odredbi:

1. Hemijske supstance imaju diskretnu (diskontinuiranu) strukturu. Čestice materije su u stalnom haotičnom toplotnom kretanju.

2. Osnovna strukturna jedinica hemijske supstance je atom.

3. Atomi u hemijskoj supstanci su vezani jedni za druge da formiraju molekularne čestice ili atomske agregate (supramolekularne strukture).

4. Složene supstance (ili hemijska jedinjenja) sastoje se od atoma različitih elemenata. Jednostavne supstance sastoje se od atoma jednog elementa i treba ih smatrati homonuklearnim hemijskim jedinjenjima.

Prilikom formulisanja osnovnih principa atomsko-molekularne teorije, morali smo uvesti nekoliko koncepata o kojima je potrebno detaljnije govoriti, budući da su oni fundamentalni u modernoj hemiji. To su koncepti "atoma" i "molekula", preciznije, atomskih i molekularnih čestica.

Atomske čestice uključuju sam atom, atomske ione, atomske radikale i atomske radikale ione.

Atom je najmanja električki neutralna čestica hemijskog elementa, koja je nosilac njegovih hemijskih svojstava, a sastoji se od pozitivno naelektrisanog jezgra i elektronske ljuske.

Atomski jon je atomska čestica koja ima elektrostatički naboj, ali nema nesparene elektrone, na primjer, Cl - je hloridni anion, Na + je natrijev kation.

Atomski radikal- električki neutralna atomska čestica koja sadrži nesparene elektrone. Na primjer, atom vodika je zapravo atomski radikal - H × .

Atomska čestica koja ima elektrostatički naboj i nesparene elektrone naziva se atomski radikal jona. Primjer takve čestice je kation Mn 2+, koji sadrži pet nesparenih elektrona na d-podnivou (3d 5).

Jedna od najvažnijih fizičkih karakteristika atoma je njegova masa. Budući da je apsolutna vrijednost mase atoma zanemarljiva (masa atoma vodika je 1,67 × 10 -27 kg), hemija koristi relativnu skalu mase, u kojoj je 1/12 mase atoma ugljika izotopa- 12 je odabrano kao jedinica. Relativna atomska masa je omjer mase atoma i 1/12 mase atoma ugljika izotopa 12 C.

Treba napomenuti da u periodičnom sistemu D.I. Mendeljejev predstavlja prosječne izotopske atomske mase elemenata, koje su uglavnom predstavljene s nekoliko izotopa koji doprinose atomskoj masi elementa srazmjerno njihovom sadržaju u prirodi. Dakle, element hlor je predstavljen sa dva izotopa - 35 Cl (75 mol.%) i 37 Cl (25 mol.%). Prosječna izotopska masa elementa hlora je 35.453 amu. (jedinice atomske mase) (35×0,75 + 37×0,25).

Slično atomskim česticama, molekularne čestice uključuju same molekule, molekularne ione, molekularne radikale i radikalne ione.

Molekularna čestica je najmanja stabilna zbirka međusobno povezanih atomskih čestica, koja je nosilac hemijskih svojstava supstance. Molekul je lišen elektrostatičkog naboja i nema nesparenih elektrona.

molekularni ion je molekularna čestica koja ima elektrostatički naboj, ali nema nesparene elektrone, na primjer, NO 3 - je nitratni anion, NH 4 + je amonijum kation.

molekularni radikal je električki neutralna molekularna čestica koja sadrži nesparene elektrone. Većina radikala su reakcijske čestice s kratkim životnim vijekom (reda 10 -3 -10 -5 s), iako su trenutno poznati prilično stabilni radikali. Dakle, metil radikal × CH 3 je tipična nisko stabilna čestica. Međutim, ako se atomi vodika u njemu zamijene fenilnim radikalima, tada nastaje stabilan molekularni radikal trifenilmetil

Molekule s neparnim brojem elektrona, kao što su NO ili NO 2 , također se mogu smatrati visoko stabilnim slobodnim radikalima.

Zove se molekularna čestica koja ima elektrostatički naboj i nesparene elektrone molekularni radikal jona. Primjer takve čestice je kation radikala kisika – ×O 2 + .

Važna karakteristika molekula je njegova relativna molekulska težina. Relativna molekulska masa (M r) je omjer prosječne izotopske mase molekule, izračunate uzimajući u obzir prirodni sadržaj izotopa, i 1/12 mase atoma ugljika izotopa 12 C.

Tako smo otkrili da je najmanja strukturna jedinica bilo koje hemijske supstance atom, odnosno atomska čestica. Zauzvrat, u bilo kojoj tvari, isključujući inertne plinove, atomi su međusobno povezani kemijskim vezama. U ovom slučaju moguće je stvaranje dvije vrste tvari:

· molekularna jedinjenja u kojima je moguće izolovati najmanje nosioce hemijskih svojstava koji imaju stabilnu strukturu;

· spojevi supramolekularne strukture, koji su atomski agregati u kojima su atomske čestice povezane kovalentnim, jonskim ili metalnim vezama.

Prema tome, supstance koje imaju supramolekularnu strukturu su atomski, jonski ili metalni kristali. Zauzvrat, molekularne supstance formiraju molekularne ili molekularno-ionske kristale. Supstance koje su u normalnim uslovima u gasovitom ili tečnom agregacijskom stanju takođe imaju molekularnu strukturu.

Zapravo, kada radimo sa određenom hemijskom supstancom, nemamo posla sa pojedinačnim atomima ili molekulama, već sa skupom veoma velikog broja čestica čiji se nivoi organizacije mogu predstaviti sledećim dijagramom:

Za kvantitativni opis velikih nizova čestica, koji su makrotela, uveden je poseban koncept „količine materije“, kao strogo definisanog broja njenih strukturnih elemenata. Jedinica za količinu supstance je mol. Krtica je količina supstance(n) , koji sadrži onoliko strukturnih ili formulskih jedinica koliko ima atoma sadržanih u 12 g ugljičnog izotopa 12 C. Trenutno je ovaj broj prilično precizno izmjeren i iznosi 6,022 × 10 23 (Avogadrov broj, N A). Atomi, molekuli, ioni, hemijske veze i drugi objekti mikrosvijeta mogu djelovati kao strukturne jedinice. Koncept „jedinice formule” koristi se za supstance sa supramolekularnom strukturom i definiše se kao najjednostavniji odnos između njenih sastavnih elemenata (bruto formula). U ovom slučaju jedinica formule preuzima ulogu molekule. Na primjer, 1 mol kalcijum hlorida sadrži 6,022 × 10 23 formule - CaCl 2.

Jedna od bitnih karakteristika supstance je njena molarna masa (M, kg/mol, g/mol). Molarna masa je masa jednog mola supstance. Relativna molekulska masa i molarna masa supstance su numerički iste, ali imaju različite dimenzije, na primjer, za vodu M r = 18 (relativne atomske i molekulske mase su bezdimenzionalne vrijednosti), M = 18 g/mol. Količina supstance i molarna masa povezani su jednostavnim odnosom:

Osnovni stehiometrijski zakoni koji su formulisani na prelazu iz 17. u 18. vek odigrali su veliku ulogu u formiranju hemijskog atomizma.

1. Zakon održanja mase (M.V. Lomonosov, 1748).

Zbir masa produkta reakcije jednak je zbroju masa tvari koje su stupile u interakciju. U matematičkom obliku, ovaj zakon se izražava sljedećom jednačinom:

Dodatak ovom zakonu je zakon održanja mase elementa (A. Lavoisier, 1789). Prema ovom zakonu Tokom hemijske reakcije, masa svakog elementa ostaje konstantna.

Zakoni M.V. Lomonosova i A. Lavoisier pronašli su jednostavno objašnjenje u okviru atomske teorije. Zaista, tijekom bilo koje reakcije, atomi kemijskih elemenata ostaju nepromijenjeni iu konstantnim količinama, što podrazumijeva i konstantnost mase svakog elementa pojedinačno i sustava tvari u cjelini.

Zakoni koji se razmatraju su od odlučujućeg značaja za hemiju, jer omogućavaju modeliranje hemijskih reakcija pomoću jednačina i izvođenje kvantitativnih proračuna na osnovu njih. Međutim, treba napomenuti da zakon održanja mase nije apsolutno tačan. Kao što slijedi iz teorije relativnosti (A. Einstein, 1905), svaki proces koji se javlja oslobađanjem energije je praćen smanjenjem mase sistema u skladu sa jednačinom:

gdje je DE oslobođena energija, Dm je promjena mase sistema, c je brzina svjetlosti u vakuumu (3,0×10 8 m/s). Kao rezultat, jednadžbu zakona održanja mase treba napisati u sljedećem obliku:

Dakle, egzotermne reakcije su praćene smanjenjem mase, a endotermne reakcije su praćene povećanjem mase. U ovom slučaju, zakon održanja mase može se formulirati na sljedeći način: u izolovanom sistemu zbir masa i redukovane energije je konstantna veličina. Međutim, za hemijske reakcije čiji se termički efekti mjere u stotinama kJ/mol, defekt mase je 10 -8 -10 -9 g i ne može se eksperimentalno otkriti.

2. Zakon konstantnosti kompozicije (J. Prust, 1799-1804).

Pojedinačna hemijska supstanca molekularne strukture ima stalan kvalitativni i kvantitativni sastav, nezavisno od načina njene pripreme.. Jedinjenja koja poštuju zakon konstantnog sastava nazivaju se daltonista. Daltonidi su sva trenutno poznata organska jedinjenja (oko 30 miliona) i deo (oko 100 hiljada) neorganskih supstanci. Supstance nemolekularne strukture ( Bertolides), ne poštuju ovaj zakon i mogu imati promjenjiv sastav, ovisno o načinu dobivanja uzorka. To uključuje većinu (oko 500 hiljada) neorganskih supstanci. To su uglavnom binarna jedinjenja d-elemenata (oksidi, sulfidi, nitridi, karbidi itd.). Primer jedinjenja promenljivog sastava je titanijum(III) oksid, čiji sastav varira od TiO 1,46 do TiO 1,56. Razlog promjenjivog sastava i iracionalnosti Bertolidovih formula su promjene u sastavu nekih elementarnih ćelija kristala (defekti u kristalnoj strukturi), koje ne povlače za sobom oštru promjenu svojstava tvari. Za Daltonide je takav fenomen nemoguć, jer promjena u sastavu molekule dovodi do stvaranja novog kemijskog spoja.

3. Zakon ekvivalenata (I. Richter, J. Dalton, 1792-1804).

Mase supstanci koje reaguju direktno su proporcionalne njihovim ekvivalentnim masama.

gdje su E A i E B ekvivalentne mase supstanci koje reaguju.

Ekvivalentna masa supstance je molarna masa njenog ekvivalenta.

Ekvivalent je stvarna ili uslovna čestica koja donira ili dobije jedan vodikov kation u kiselo-baznim reakcijama, jedan elektron u redoks reakcijama ili stupa u interakciju s jednim ekvivalentom bilo koje druge tvari u reakcijama izmjene. Na primjer, kada metalni cink reagira s kiselinom, jedan atom cinka istiskuje dva atoma vodika, ostavljajući dva elektrona:

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

Zn 0 - 2e - = Zn 2+

Dakle, ekvivalent cinka je 1/2 njegovog atoma, tj. 1/2 Zn (uslovna čestica).

Broj koji pokazuje koji dio molekule ili jedinice formule neke supstance je njen ekvivalent naziva se faktor ekvivalencije - f e. Ekvivalentna masa, ili molarna masa ekvivalenta, definira se kao proizvod faktora ekvivalencije i molarne mase:

Na primjer, u reakciji neutralizacije, sumporna kiselina daje dva vodikova kationa:

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

Prema tome, ekvivalent sumporne kiseline je 1/2 H 2 SO 4, faktor ekvivalencije je 1/2, a ekvivalentna masa je (1/2) × 98 = 49 g/mol. Kalijum hidroksid veže jedan vodonik katjon, pa mu je ekvivalent jedinica formule, faktor ekvivalencije je jednak jedan, a ekvivalentna masa je jednaka molarnoj masi, tj. 56 g/mol.

Iz razmotrenih primjera jasno je da je prilikom izračunavanja ekvivalentne mase potrebno odrediti faktor ekvivalencije. Za to postoji niz pravila:

1. Faktor ekvivalencije kiseline ili baze jednak je 1/n, gdje je n broj vodonik katjona ili hidroksidnih anjona uključenih u reakciju.

2. Faktor ekvivalencije soli jednak je količniku jedinice podijeljen umnoškom valencije (v) metalnog kationa ili kiselinskog ostatka i njihovog broja (n) u soli (stehiometrijski indeks u formuli):

Na primjer, za Al 2 (SO 4) 3 - f e = 1/6

3. Faktor ekvivalencije oksidacionog agensa (redukcionog agensa) jednak je količniku jedinice podijeljen sa brojem elektrona vezanih (doniranih) njime.

Treba obratiti pažnju na činjenicu da isto jedinjenje može imati različit faktor ekvivalencije u različitim reakcijama. Na primjer, u kiselo-baznim reakcijama:

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

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

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

ili u redoks reakcijama:

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 e (KMnO 4) = 1/5

Od trenutka kada su do nas stigla prva nagađanja o postojanju atoma i molekula (filozofsko učenje starogrčkog naučnika Leukipa; 500-400 pne), do stvaranja zvanične teorije atomsko-molekularne nauke (I Internacionalni Kongres hemičara u Nemačkoj, 1860 d.) prošlo je skoro 2500 godina.

Osnovni principi atomsko-molekularne teorije:

• Sve supstance se sastoje od atoma, molekula i jona.
• Svaki pojedinačni tip atoma naziva se hemijski element.
• Svi atomi istog elementa su isti, ali različiti od atoma bilo kojeg drugog kemijskog elementa.
• Molekule se sastoje od atoma.
• Sastav molekula je označen hemijskom formulom.
• Atomi, molekuli, joni su u neprekidnom kretanju.
• Tokom hemijskih reakcija molekuli prolaze kroz promene, tokom kojih se od nekih molekula formiraju drugi; tokom fizičkih reakcija, sastav molekula neke supstance ostaje nepromenjen.

Atom je najmanja nedjeljiva čestica materije. Električni je neutralan (pozitivni naboj atomskog jezgra kompenzira se negativnim nabojem elektrona koji kruže oko jezgra). Vidi atomsku strukturu.

Određena vrsta atoma, koju karakterizira isti naboj na svom jezgru, naziva se hemijski element.

Hemijski elementi su označeni hemijskim simbolima, koji su početna slova latinskog naziva elementa: O (Oxygenium - kiseonik), H (Hydrogenium - vodonik) itd.

Svi hemijski elementi koji su trenutno poznati nauci sažeti su u periodični sistem elemenata D. I. Mendeljejeva, u kojem je atomski broj elementa jednak naboju jezgra njegovog atoma (broj protona sadržanih u jezgru).

Najčešći hemijski element na Zemlji je kiseonik, a zatim slede silicijum, aluminijum, gvožđe, kalcijum, natrijum, kalijum, magnezijum i ugljenik. Udio svih ostalih hemijskih elemenata je manji od 1% mase zemljine kore. Najčešći elementi u svemiru su vodonik i helijum.

Kao što je gore spomenuto, spojevi različitih elemenata formiraju molekule, koje zauzvrat mogu formirati jednostavne ili složene tvari.

Jednostavne supstance sastoje se od atoma samo jednog hemijskog elementa (O 2, H 2, N 2).

Jednostavne tvari se pak dijele na metale (86 elemenata) i nemetale. Metali imaju slobodne elektrone, što određuje njihovu dobru električnu i toplotnu provodljivost i karakterističan metalni sjaj.

Kompleksne supstance sastoje se od atoma nekoliko hemijskih elemenata (H 2 O, H 2 SO 4, HCl).

Neki hemijski elementi mogu postojati u obliku nekoliko jednostavnih supstanci (npr. O 2 - kiseonik, O 3 - ozon itd.), a to su tzv. alotropske modifikacije. U ovom slučaju, alotropija može biti uzrokovana ne samo različitim brojem atoma elementa, već i strukturom kristalne rešetke tvari (alotropske modifikacije ugljika - dijamant, grafit, karbin).