Μια σύγχρονη παρουσίαση των βασικών αρχών της ατομικής-μοριακής διδασκαλίας. Ατομική-μοριακή επιστήμη

Ατομική-μοριακή επιστήμη- ένα σύνολο διατάξεων, αξιωμάτων και νόμων που περιγράφουν όλες τις ουσίες ως ένα σύνολο μορίων που αποτελείται από άτομα.

Αρχαίοι Έλληνες φιλόσοφοιΠολύ πριν από την αρχή της εποχής μας, προέβαλαν ήδη τη θεωρία της ύπαρξης ατόμων στα έργα τους. Απορρίπτοντας την ύπαρξη θεών και δυνάμεων του άλλου κόσμου, προσπάθησαν να εξηγήσουν όλα τα ακατανόητα και μυστηριώδη φυσικά φαινόμενα με φυσικά αίτια - τη σύνδεση και το διαχωρισμό, την αλληλεπίδραση και την ανάμειξη σωματιδίων αόρατων στο ανθρώπινο μάτι - άτομα. Αλλά για πολλούς αιώνες, οι λειτουργοί της εκκλησίας καταδίωκαν υποστηρικτές και οπαδούς του δόγματος των ατόμων και τους υπέβαλαν σε διώξεις. Αλλά λόγω της έλλειψης των απαραίτητων τεχνικών συσκευών, οι αρχαίοι φιλόσοφοι δεν μπορούσαν να μελετήσουν σχολαστικά τα φυσικά φαινόμενα και κάτω από την έννοια του "άτομου" έκρυψαν τη σύγχρονη έννοια του "μορίου".

Μόλις στα μέσα του 18ου αιώνα ο μεγάλος Ρώσος επιστήμονας M.V. Λομονόσοφ τεκμηριωμένες ατομικές-μοριακές έννοιες στη χημεία.Οι κύριες διατάξεις της διδασκαλίας του εκτίθενται στο έργο «Στοιχεία Μαθηματικής Χημείας» (1741) και σε μια σειρά άλλων. Ο Λομονόσοφ ονόμασε τη θεωρία σωματοκινητική θεωρία.

M.V. Λομονόσοφδιέκρινε σαφώς δύο στάδια στη δομή της ύλης: στοιχεία (με τη σύγχρονη έννοια - άτομα) και σωματίδια (μόρια). Η βάση της σωματοκινητικής θεωρίας του (σύγχρονη ατομική-μοριακή διδασκαλία) είναι η αρχή της ασυνέχειας της δομής (διακριτικότητας) της ύλης: κάθε ουσία αποτελείται από μεμονωμένα σωματίδια.

Το 1745 ο M.V. Ο Lomonosov έγραψε:«Ένα στοιχείο είναι ένα μέρος ενός σώματος που δεν αποτελείται από μικρότερα και διαφορετικά σώματα... Τα σώματα είναι μια συλλογή στοιχείων σε μια μικρή μάζα. Είναι ομοιογενή αν αποτελούνται από τον ίδιο αριθμό των ίδιων στοιχείων που συνδέονται με τον ίδιο τρόπο. Τα σωματίδια είναι ετερογενή όταν τα στοιχεία τους είναι διαφορετικά και συνδέονται με διαφορετικούς τρόπους ή σε διαφορετικούς αριθμούς. η άπειρη ποικιλία των σωμάτων εξαρτάται από αυτό.

Μόριοείναι το μικρότερο σωματίδιο μιας ουσίας που έχει όλες τις χημικές της ιδιότητες. Ουσίες που έχουν μοριακή δομή,αποτελούνται από μόρια (τα περισσότερα αμέταλλα, οργανικές ουσίες). Ένα σημαντικό μέρος των ανόργανων ουσιών αποτελείται από άτομα(ατομικό κρυσταλλικό πλέγμα) ή ιόντα (ιονική δομή). Τέτοιες ουσίες περιλαμβάνουν οξείδια, σουλφίδια, διάφορα άλατα, διαμάντι, μέταλλα, γραφίτη κ.λπ. Ο φορέας των χημικών ιδιοτήτων σε αυτές τις ουσίες είναι ένας συνδυασμός στοιχειωδών σωματιδίων (ιόντων ή ατόμων), δηλαδή ένας κρύσταλλος είναι ένα γιγάντιο μόριο.

Τα μόρια αποτελούνται από άτομα. Ατομο- το μικρότερο, περαιτέρω χημικά αδιαίρετο συστατικό του μορίου.

Αποδεικνύεται ότι η μοριακή θεωρία εξηγεί τα φυσικά φαινόμενα που συμβαίνουν με τις ουσίες. Η μελέτη των ατόμων έρχεται στη βοήθεια της μοριακής θεωρίας στην εξήγηση των χημικών φαινομένων. Και οι δύο αυτές θεωρίες - μοριακή και ατομική - συνδυάζονται στην ατομική-μοριακή θεωρία. Η ουσία αυτού του δόγματος μπορεί να διατυπωθεί με τη μορφή πολλών νόμων και κανονισμών:

1. Οι ουσίες αποτελούνται από άτομα.
2. Όταν τα άτομα αλληλεπιδρούν, σχηματίζονται απλά και πολύπλοκα μόρια.
3. κατά τη διάρκεια φυσικών φαινομένων, τα μόρια διατηρούνται, η σύνθεσή τους δεν αλλάζει. με χημικά - καταστρέφονται, η σύνθεσή τους αλλάζει.
4. τα μόρια των ουσιών αποτελούνται από άτομα. στις χημικές αντιδράσεις, τα άτομα, σε αντίθεση με τα μόρια, διατηρούνται.
5. τα άτομα ενός στοιχείου είναι παρόμοια μεταξύ τους, αλλά διαφορετικά από τα άτομα οποιουδήποτε άλλου στοιχείου.
6. Οι χημικές αντιδράσεις περιλαμβάνουν το σχηματισμό νέων ουσιών από τα ίδια άτομα που αποτελούσαν τις αρχικές ουσίες.

Χάρη στην ατομικομοριακή θεωρία του M.V. Ο Λομονόσοφ θεωρείται δικαίως ο ιδρυτής της επιστημονικής χημείας.

blog.site, κατά την πλήρη ή μερική αντιγραφή υλικού, απαιτείται σύνδεσμος στην αρχική πηγή.

Τα θεμέλια της ατομικής-μοριακής θεωρίας δημιουργήθηκαν από τον Ρώσο επιστήμονα M.V. Lomonosov (1741) και τον Άγγλο επιστήμονα J. Dalton (1808).

Ατομική-μοριακή θεωρία είναι το δόγμα της δομής της ύλης, οι κύριες διατάξεις της οποίας είναι:

1. Όλες οι ουσίες αποτελούνται από μόρια και άτομα. Ένα μόριο είναι το μικρότερο σωματίδιο μιας ουσίας που μπορεί να υπάρχει ανεξάρτητα και δεν μπορεί να συνθλιβεί περαιτέρω χωρίς να χάσει τις βασικές χημικές ιδιότητες της ουσίας. Οι χημικές ιδιότητες ενός μορίου καθορίζονται από τη σύσταση και τη χημική του δομή.

2. Τα μόρια βρίσκονται σε συνεχή κίνηση. Τα μόρια κινούνται τυχαία και συνεχώς. Η ταχύτητα κίνησης των μορίων εξαρτάται από την κατάσταση συσσωμάτωσης των ουσιών. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ταχύτητα κίνησης των μορίων αυξάνεται.

3. Τα μόρια της ίδιας ουσίας είναι ίδια, αλλά τα μόρια διαφορετικών ουσιών διαφέρουν ως προς τη μάζα, το μέγεθος, τη δομή και τις χημικές ιδιότητες. Κάθε ουσία υπάρχει όσο παραμένουν τα μόριά της. Μόλις καταστραφούν τα μόρια, η δεδομένη ουσία παύει να υπάρχει: εμφανίζονται νέα μόρια, νέες ουσίες. Κατά τη διάρκεια χημικών αντιδράσεων, μόρια ορισμένων ουσιών καταστρέφονται και σχηματίζονται μόρια άλλων ουσιών.

4. Τα μόρια αποτελούνται από μικρότερα σωματίδια – άτομα. Ένα άτομο είναι το μικρότερο σωματίδιο ενός χημικού στοιχείου που δεν μπορεί να διασπαστεί χημικά.

Επομένως, το άτομο καθορίζει τις ιδιότητες του στοιχείου.

Ατομο– ένα ηλεκτρικά ουδέτερο σωματίδιο που αποτελείται από θετικά φορτισμένο πυρήνα και αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια.

Χημικό στοιχείοονομάζεται ένας τύπος ατόμων που χαρακτηρίζεται από ένα ορισμένο σύνολο ιδιοτήτων.

Επί του παρόντος, ένα στοιχείο ορίζεται ως ένα είδος ατόμων που έχουν το ίδιο πυρηνικό φορτίο.

Οι ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα ενός στοιχείου ονομάζονται απλές ουσίες(C, H2, N2, O3, S8, κ.λπ.).

Οι ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα δύο ή περισσότερων στοιχείων ονομάζονται σύνθετες ουσίες ( H 2 O, H 2 SO 4, KHCO 3, κ.λπ.). Ο αριθμός και η σχετική διάταξη των ατόμων σε ένα μόριο είναι απαραίτητα.

Η ικανότητα των ατόμων του ίδιου στοιχείου να σχηματίζουν πολλές απλές ουσίες διαφορετικές σε δομή και ιδιότητες ονομάζεται αλλοτροπία,και οι σχηματιζόμενες ουσίες - αλλοτροπικές τροποποιήσεις ή τροποποιήσεις,Για παράδειγμα, το στοιχείο οξυγόνο σχηματίζει δύο αλλοτροπικές τροποποιήσεις: O 2 - οξυγόνο και O 3 - όζον. στοιχείο άνθρακα - τρία: διαμάντι, γραφίτης και καραμπίνα κ.λπ.

Το φαινόμενο της αλλοτροπίας προκαλείται από δύο λόγους: από διαφορετικό αριθμό ατόμων στο μόριο (οξυγόνο O 2 και όζον O 3), ή από το σχηματισμό διαφορετικών κρυσταλλικών μορφών (διαμάντι, γραφίτης και καρβίνη).

Τα στοιχεία συνήθως χαρακτηρίζονται με χημικά σύμβολα. Πρέπει πάντα θυμάμαι,ότι κάθε σύμβολο ενός χημικού στοιχείου σημαίνει:

1. όνομα στοιχείου.

2. ένα άτομο του.

3. ένα mole από τα άτομα του.

4. σχετική ατομική μάζα του στοιχείου.

5. η θέση του στον περιοδικό πίνακα των χημικών στοιχείων

DI. Μεντελέεφ.

Έτσι, για παράδειγμα, το σημάδι μικρόδείχνει τι έχουμε μπροστά μας:

1. χημικό στοιχείο θειάφι.

2. ένα άτομο του.

3. ένα mole ατόμων θείου.

4. Η ατομική μάζα του θείου είναι 32 α. μ.μ. (μονάδα ατομικής μάζας).

5. αύξων αριθμός στο περιοδικό σύστημα χημικών στοιχείων Δ.Ι. Μεντελέγιεφ 16.

Οι απόλυτες μάζες των ατόμων και των μορίων είναι αμελητέες, επομένως, για λόγους ευκολίας, η μάζα των ατόμων και των μορίων εκφράζεται σε σχετικές μονάδες. Επί του παρόντος, η μονάδα ατομικής μάζας θεωρείται ότι είναι μονάδα ατομικής μάζας(συντομογραφία ΕΝΑ. τρώω.), που αντιπροσωπεύει το 1/12 της μάζας του ισοτόπου άνθρακα 12 C, 1 α. είναι 1,66 × 10 -27 κιλά.

Ατομική μάζα του στοιχείουονομάζεται μάζα του ατόμου του, εκφρασμένη σε α. τρώω.

Σχετική ατομική μάζα του στοιχείουείναι ο λόγος της μάζας ενός ατόμου ενός δεδομένου στοιχείου προς το 1/12 της μάζας του ισοτόπου άνθρακα 12 C.

Η σχετική ατομική μάζα είναι αδιάστατη ποσότητα και συμβολίζεται Ar,

για παράδειγμα για το υδρογόνο

για οξυγόνο .

Μοριακή μάζα της ουσίαςείναι η μάζα του μορίου, εκφρασμένη σε α. ε.μ. Είναι ίσο με το άθροισμα των ατομικών μαζών των στοιχείων που αποτελούν το μόριο μιας δεδομένης ουσίας.

Σχετικό μοριακό βάρος της ουσίαςείναι ο λόγος της μάζας ενός μορίου μιας δεδομένης ουσίας προς το 1/12 της μάζας του ισοτόπου άνθρακα 12 C. Υποδηλώνεται με το σύμβολο Κύριος.Η σχετική μοριακή μάζα είναι ίση με το άθροισμα των σχετικών ατομικών μαζών των στοιχείων που περιλαμβάνονται στο μόριο, λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των ατόμων. Για παράδειγμα, η σχετική μοριακή μάζα του ορθοφωσφορικού οξέος H 3 PO 4 είναι ίση με τη μάζα των ατόμων όλων των στοιχείων που περιλαμβάνονται στο μόριο:

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

Το σχετικό μοριακό βάρος δείχνει πόσες φορές η μάζα ενός μορίου μιας δεδομένης ουσίας είναι μεγαλύτερη από 1 α. τρώω.

Μαζί με τις μονάδες μάζας, στη χημεία χρησιμοποιούν και μια μονάδα ποσότητας μιας ουσίας, που ονομάζεται προσεύχομαι(συντομογραφία "σκώρος").

Μπολ ουσίας- την ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τόσα μόρια, άτομα, ιόντα, ηλεκτρόνια ή άλλες δομικές μονάδες όσα περιέχονται σε 12 g (0,012 kg) του ισοτόπου άνθρακα 12 C.

Γνωρίζοντας τη μάζα ενός ατόμου άνθρακα 12 C (1,993 × 10 -27 kg), μπορούμε να υπολογίσουμε τον αριθμό των ατόμων σε 0,012 kg άνθρακα:

Ο αριθμός των σωματιδίων σε ένα mole οποιασδήποτε ουσίας είναι ο ίδιος. Είναι ίσο με 6,02 × 10 23 και λέγεται Η σταθερά του Avogadroή Ο αριθμός του Avogadro (Ν Α).

Για παράδειγμα, τρία moles ατόμων άνθρακα θα περιέχουν

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

Κατά τη χρήση της έννοιας του «τυφλοπόνους», είναι απαραίτητο σε κάθε συγκεκριμένη περίπτωση να υποδεικνύονται ακριβώς ποιες δομικές μονάδες εννοούνται. Για παράδειγμα, θα πρέπει να γίνει διάκριση μεταξύ ενός γραμμομορίου ατόμων υδρογόνου Η, ενός γραμμομορίου μορίων υδρογόνου Η2, ενός γραμμομορίου ιόντων υδρογόνου ή ενός γραμμομορίου σωματιδίων έχει μια ορισμένη μάζα.

Μοριακή μάζαείναι η μάζα ενός mol μιας ουσίας. Υποδηλώνεται με το γράμμα Μ.

Η μοριακή μάζα είναι αριθμητικά ίση με τη σχετική μοριακή μάζα και έχει μονάδες g/mol ή kg/mol.

Η μάζα και η ποσότητα μιας ουσίας είναι διαφορετικές έννοιες. Η μάζα εκφράζεται σε kg (g) και η ποσότητα της ουσίας εκφράζεται σε mol. Υπάρχουν σχέσεις μεταξύ της μάζας μιας ουσίας (m, g), της ποσότητας της ουσίας (n, mol) και της μοριακής μάζας (M, g/mol):

η =, g/mol; Μ =, g/mol; m = n × M, g.

Χρησιμοποιώντας αυτούς τους τύπους είναι εύκολο να υπολογίσετε τη μάζα μιας ορισμένης ποσότητας μιας ουσίας, τη μοριακή μάζα μιας ουσίας ή την ποσότητα μιας ουσίας.

Παράδειγμα 1 . Ποια είναι η μάζα 2 γραμμομορίων ατόμων σιδήρου;

Λύση: Η ατομική μάζα του σιδήρου είναι 56 amu. (στρογγυλεμένο), επομένως, 1 mol ατόμων σιδήρου ζυγίζει 56 g και 2 mol ατόμων σιδήρου έχουν μάζα 56 × 2 = 112 g

Παράδειγμα 2 . Πόσα mol υδροξειδίου του καλίου περιέχονται σε 560 g ΚΟΗ;

Λύση: Το μοριακό βάρος του ΚΟΗ είναι 56 amu. Μοριακό = 56 g/mol. 560 g υδροξειδίου του καλίου περιέχει: 10 mol ΚΟΗ. Για τις αέριες ουσίες υπάρχει η έννοια του μοριακού όγκου Vm. Σύμφωνα με το νόμο του Avogadro, ένα mole οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες (πίεση 101,325 kPa και θερμοκρασία 273 K) καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρων. Αυτή η ποσότητα ονομάζεται μοριακός όγκος(καταλαμβάνεται από 2 g υδρογόνου (H 2), 32 g οξυγόνου (O 2) κ.λπ.

Παράδειγμα 3 . Προσδιορίστε τη μάζα 1 λίτρου μονοξειδίου του άνθρακα (ΙV) υπό κανονικές συνθήκες (αρ.).

Λύση: Η μοριακή μάζα του CO 2 είναι M = 44 amu, επομένως, η μοριακή μάζα είναι 44 g/mol. Σύμφωνα με το νόμο του Avogadro, ένα mol CO 2 στο αρ. καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρα. Άρα η μάζα 1 λίτρου CO 2 (n.s.) είναι ίση με g.

Παράδειγμα 4. Προσδιορίστε τον όγκο που καταλαμβάνεται από 3,4 g υδρόθειου (H 2 S) υπό κανονικές συνθήκες (n.s.).

Λύση: Η μοριακή μάζα του υδρόθειου είναι 34 g/mol. Με βάση αυτό, μπορούμε να γράψουμε: 34 g H 2 S σε τυπικές συνθήκες. καταλαμβάνει όγκο 22,4 λίτρα.

3,4 g _______________________ X l,

άρα X = μεγάλο.

Παράδειγμα 5. Πόσα μόρια αμμωνίας υπάρχουν;

α) σε 1 λίτρο β) σε 1 γρ;

Λύση: Ο αριθμός του Avogadro 6,02 × 10 23 υποδεικνύει τον αριθμό των μορίων σε 1 mole (17 g/mol) ή 22,4 λίτρα σε τυπικές συνθήκες, επομένως, 1 λίτρο περιέχει

6,02 × 10 23 × 1= 2,7 × 10 22 μόρια.

Ο αριθμός των μορίων αμμωνίας σε 1 g βρίσκεται από την αναλογία:

άρα X = 6,02 × 10 23 × 1= 3,5 × 10 22 μόρια.

Παράδειγμα 6. Ποια είναι η μάζα 1 mol νερού;

Λύση: Η μοριακή μάζα του νερού H 2 O είναι 18 amu. (ατομική μάζα υδρογόνου – 1, οξυγόνο – 16, σύνολο 1 + 1 + 16 = 18). Αυτό σημαίνει ότι ένα mole νερού είναι ίσο σε μάζα με 18 γραμμάρια και αυτή η μάζα νερού περιέχει 6,02 × 10 23 μόρια νερού.

Ποσοτικά, η μάζα 1 mol μιας ουσίας είναι η μάζα της ουσίας σε γραμμάρια, αριθμητικά ίση με την ατομική ή μοριακή της μάζα.

Για παράδειγμα, η μάζα 1 mole θειικού οξέος H 2 SO 4 είναι 98 g

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

και η μάζα ενός μορίου H 2 SO 4 είναι ίση με 98 γρ= 16,28 × 10 -23 γρ

Έτσι, οποιαδήποτε χημική ένωση χαρακτηρίζεται από τη μάζα ενός mole ή μοριακής (μοριακής) μάζας Μεκφρασμένο σε g/mol (Μ(Η2Ο) = 18 g/mol, και M(H2SO4) = 98 g/mol).

Διάλεξη 1

ΘΕΜΑ ΚΑΙ ΣΗΜΑΣΙΑ ΤΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

1. Θέμα Χημείας. Μεταξύ των φυσικών επιστημών που καθορίζουν το θεμέλιο της γνώσης της μηχανικής, η χημεία κατέχει ηγετική θέση λόγω της πληροφοριακής της σημασίας. Όπως είναι γνωστό, περίπου το ένα τέταρτο του συνολικού όγκου των επιστημονικών και τεχνικών πληροφοριών είναι χημικές.

Σύγχρονος ορισμός της χημείας: ένα σύστημα χημικών επιστημών (οργανική, ανόργανη, αναλυτική, φυσική χημεία κ.λπ.), το κύριο καθήκον του οποίου είναι η μελέτη των χημικών διεργασιών (αντιδράσεων) του σχηματισμού και της καταστροφής μορίων (χημικός δεσμός), καθώς και τις σχέσεις και τις μεταβάσεις μεταξύ αυτών των διεργασιών και άλλων μορφών κίνησης της ύλης (ηλεκτρομαγνητικά πεδία και ακτινοβολία κ.λπ.).

Η Χημεία μελετά τη σύνθεση, τη δομή ουσιών οργανικής και ανόργανης προέλευσης, την ικανότητα των ουσιών να αλληλεπιδρούν και το φαινόμενο της μετάβασης της χημικής ενέργειας σε θερμότητα, ηλεκτρισμό, φως κ.λπ.

Η σημασία της χημείας στην ύπαρξη και την ανάπτυξη της ανθρωπότητας είναι τεράστια. Αρκεί να πούμε ότι ούτε ένας κλάδος παραγωγής δεν μπορεί να κάνει χωρίς χημεία. Αν κοιτάξετε τι περιβάλλει έναν άνθρωπο στην καθημερινή ζωή ή στη δουλειά, όλα αυτά είναι τα δώρα και οι πράξεις της χημείας. Ολόκληρα βιβλία έχουν γραφτεί για τη σημασία της χημείας σε διάφορους κλάδους, τη γεωργία και την ιατρική. Ο διάσημος Άγγλος φυσικός W. Ramsay είπε: «Αυτό το έθνος, αυτή η χώρα, που ξεπερνά τους άλλους στην ανάπτυξη της χημείας, θα τους ξεπεράσει στη γενική υλική ευημερία».

Βασικοί νόμοι της χημείας

Η ατομική-μοριακή επιστήμη είναι το θεωρητικό θεμέλιο της χημείας.

Η ουσία είναι μια από τις μορφές ύπαρξης της ύλης. Η ύλη αποτελείται από μεμονωμένα μικροσκοπικά σωματίδια - μόρια, άτομα, ιόντα, τα οποία με τη σειρά τους έχουν μια ορισμένη εσωτερική δομή. Με άλλα λόγια, κάθε ουσία δεν είναι κάτι συνεχές, αλλά αποτελείται από μεμονωμένα πολύ μικρά σωματίδια· η βάση της ατομικής-μοριακής διδασκαλίας είναι η αρχή της διακριτικότητας (ασυνέχειας δομής) της ύλης. Οι ιδιότητες των ουσιών είναι συνάρτηση της σύστασης και της δομής των σωματιδίων που τη σχηματίζουν. Για τις περισσότερες ουσίες, αυτά τα σωματίδια είναι μόρια.

Μόριο – το μικρότερο σωματίδιο μιας ουσίας που έχει τις χημικές του ιδιότητες. Τα μόρια, με τη σειρά τους, αποτελούνται από άτομα. Ατομο – το μικρότερο σωματίδιο ενός στοιχείου που έχει τις χημικές του ιδιότητες.

Είναι απαραίτητο να γίνει διάκριση μεταξύ των εννοιών της «απλής (στοιχειώδους) ουσίας» και του «χημικού στοιχείου». Στην πραγματικότητα, κάθε απλή ουσία χαρακτηρίζεται από ορισμένες φυσικές και χημικές ιδιότητες. Όταν μια απλή ουσία υφίσταται μια χημική αντίδραση και σχηματίζει μια νέα ουσία, χάνει τις περισσότερες από τις ιδιότητές της. Για παράδειγμα, ο σίδηρος, σε συνδυασμό με το θείο, χάνει τη μεταλλική του λάμψη, την ελαττότητα, τις μαγνητικές του ιδιότητες κ.λπ. Με τον ίδιο τρόπο, το υδρογόνο και το οξυγόνο, που αποτελούν μέρος του νερού, περιέχονται στο νερό όχι με τη μορφή αερίου υδρογόνου και οξυγόνου με τις χαρακτηριστικές τους ιδιότητες, αλλά με τη μορφή στοιχείων - υδρογόνο και οξυγόνο. Εάν αυτά τα στοιχεία βρίσκονται σε «ελεύθερη κατάσταση», π.χ. δεν συνδέονται χημικά με κανένα άλλο στοιχείο, σχηματίζουν απλές ουσίες. Ένα χημικό στοιχείο μπορεί να οριστεί ως ένας τύπος ατόμου που χαρακτηρίζεται από ένα συγκεκριμένο σύνολο ιδιοτήτων . Όταν τα άτομα του ίδιου στοιχείου ενώνονται μεταξύ τους, σχηματίζονται απλές ουσίες, ενώ ο συνδυασμός ατόμων διαφορετικών στοιχείων δίνει είτε ένα μείγμα απλών ουσιών είτε μια σύνθετη ουσία.

Η ύπαρξη ενός χημικού στοιχείου με τη μορφή πολλών απλών ουσιών ονομάζεται αλλοτροπία. Διάφορες απλές ουσίες που σχηματίζονται από το ίδιο στοιχείο ονομάζονται αλλοτροπικές τροποποιήσεις αυτού του στοιχείου. Η διαφορά μεταξύ μιας απλής ουσίας και ενός στοιχείου γίνεται ιδιαίτερα σαφής όταν συναντά κανείς πολλές απλές ουσίες που αποτελούνται από το ίδιο στοιχείο. Υπάρχουν αλλοτροπία σύνθεσης και αλλοτροπία μορφής. Τα άτομα του ίδιου στοιχείου, διατεταγμένα σε διαφορετικές γεωμετρικές τάξεις (αλλοτροπία σχήματος) ή συνδυασμένα σε μόρια διαφορετικής σύστασης (αλλοτροπία σύνθεσης), σχηματίζουν απλές ουσίες με διαφορετικές φυσικές ιδιότητες με παρόμοιες χημικές ιδιότητες. Τα παραδείγματα περιλαμβάνουν:
οξυγόνο και όζον, διαμάντι και γραφίτης. 2. Στοιχειομετρικοί νόμοι. Χημικό ισοδύναμο.Η βάση της ατομικής-μοριακής επιστήμης είναι οι βασικοί νόμοι της χημείας, που ανακαλύφθηκαν στις αρχές του 18ου και 19ου αιώνα.

Νόμος διατήρησης μαζών και ενεργειών,είναι ο βασικός νόμος της φυσικής επιστήμης Πρωτοδιατυπώθηκε και τεκμηριώθηκε πειραματικά από τον M.V. Lomonosov το 1756-59, αργότερα ανακαλύφθηκε και επιβεβαιώθηκε από τον A.L. Lavoisier: η μάζα των προϊόντων της αντίδρασης που προκύπτουν είναι ίση με τη μάζα των αρχικών αντιδραστηρίων. Σε μαθηματική μορφή αυτό μπορεί να γραφτεί:

Οπου Εγώ, ι– ακέραιοι αριθμοί ίσοι με τον αριθμό των αντιδρώντων και των προϊόντων.

Στη σύγχρονη μορφή του, αυτός ο νόμος διατυπώνεται ως εξής: σε ένα απομονωμένο σύστημα, το άθροισμα των μαζών και των ενεργειών είναι σταθερό. Ο νόμος της διατήρησης της μάζας βασίζεται στη μελέτη των αντιδράσεων μεταξύ μεμονωμένων ουσιών και στην ποσοτική χημική ανάλυση.

Ο νόμος της σχέσης μάζας και ενέργειας (Α. Αϊνστάιν).Ο Αϊνστάιν έδειξε ότι υπάρχει σχέση μεταξύ ενέργειας και μάζας, ποσοτικοποιημένη από την εξίσωση:

E = mc 2 ή Dm = D μι/ντο 2 (2.2)

όπου Ε είναι ενέργεια. m – μάζα; Με -ταχύτητα του φωτός. Ο νόμος ισχύει για πυρηνικές αντιδράσεις στις οποίες απελευθερώνεται τεράστια ποσότητα ενέργειας με μικρές αλλαγές στη μάζα (ατομική έκρηξη).

Νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης (J.L. Proust, 1801-1808):ανεξάρτητα από το πώς λαμβάνεται αυτή η χημικά καθαρή ένωση, η σύνθεσή της είναι σταθερή.Έτσι, το οξείδιο του ψευδαργύρου μπορεί να ληφθεί ως αποτέλεσμα μιας μεγάλης ποικιλίας αντιδράσεων:

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

Αλλά ένα χημικά καθαρό δείγμα ZnO περιέχει πάντα 80,34% Zn και 19,66% Ο.

Ο νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης ικανοποιείται πλήρως για αέριες, υγρές και ορισμένες στερεές ουσίες ( αχρωματοψίες), ωστόσο, πολλές κρυσταλλικές ουσίες διατηρούν τη δομή τους με μεταβλητή (εντός ορισμένων ορίων) σύνθεση ( βερτολλίδες). Αυτές περιλαμβάνουν ενώσεις ορισμένων μετάλλων μεταξύ τους, μεμονωμένα οξείδια, σουλφίδια και νιτρίδια. Κατά συνέπεια, αυτός ο νόμος ισχύει μόνο για ουσίες που, ανεξάρτητα από την κατάσταση συσσώρευσής τους, έχουν μοριακή δομή. Σε ενώσεις μεταβλητής σύστασης, αυτός ο νόμος έχει όρια εφαρμογής, ειδικά για ουσίες σε στερεή κατάσταση, αφού ο φορέας των ιδιοτήτων σε μια δεδομένη κατάσταση δεν είναι ένα μόριο, αλλά ένα ορισμένο σύνολο ιόντων διαφορετικών σημείων, που ονομάζεται φάση (α ομοιογενές τμήμα ενός ετερογενούς συστήματος, που περιορίζεται από μια διεπαφή), ή, για να το θέσω διαφορετικά, τα κρυσταλλικά πλέγματα των στερεών έχουν ελαττώματα (κενά και εγκλείσματα τοποθεσιών).

Νόμος των ισοδυνάμων (Richter, 1792-1800):Τα χημικά στοιχεία συνδυάζονται μεταξύ τους σε αναλογίες μάζας ανάλογες με τα χημικά τους ισοδύναμα:

Όλοι οι στοιχειομετρικοί υπολογισμοί γίνονται με βάση τον παρόντα νόμο.

Χημικό ισοδύναμοενός στοιχείου είναι η ποσότητα του που συνδυάζεται με 1 mole (1,008 g) ατόμων υδρογόνου ή αντικαθιστά τον ίδιο αριθμό ατόμων υδρογόνου σε χημικές ενώσεις.

Η έννοια των ισοδυνάμων και των ισοδύναμων μαζών ισχύει επίσης για σύνθετες ουσίες. Ισοδυναμεί με σύνθετη ουσίαείναι η ποσότητα του που αντιδρά χωρίς υπόλειμμα με ένα ισοδύναμο υδρογόνου ή, γενικά, με ένα ισοδύναμο οποιασδήποτε άλλης ουσίας.

Υπολογισμός ισοδυνάμων απλών και σύνθετων ουσιών:

Οπου A r -ατομική μάζα του στοιχείου. Μ Α– μοριακό βάρος της ένωσης.

Ο νόμος των πολλαπλών αναλογιών (D. Dalton, 1808).Αν δύο στοιχεία σχηματίζουν πολλές χημικές ενώσεις μεταξύ τους, τότε η ποσότητα του ενός από αυτά, που σχετίζεται με την ίδια ποσότητα του άλλου, σχετίζεται ως μικροί ακέραιοι.

Νόμος του Avogadro (1811).Αυτός είναι ένας από τους βασικούς νόμους της χημείας: ίσοι όγκοι αερίων υπό τις ίδιες φυσικές συνθήκες (πίεση και θερμοκρασία) περιέχουν τον ίδιο αριθμό μορίων.

Ο A. Avogadro διαπίστωσε ότι τα μόρια των αερίων ουσιών είναι διατομικά, όχι H, O, N, Cl, αλλά H 2, O 2, N 2, Cl 2. Ωστόσο, με την ανακάλυψη αδρανών αερίων (είναι μονατομικά), ανακαλύφθηκαν εξαιρέσεις.

Πρώτη συνέπεια: 1 mole οποιουδήποτε αερίου υπό κανονικές συνθήκες έχει όγκο ίσο με 22,4 λίτρα.

Δεύτερη συνέπεια: οι πυκνότητες οποιωνδήποτε αερίων σχετίζονται με τις μοριακές τους μάζες: d 1 / d 2 = M 1 / M 2.

Η σταθερά του Avogadro είναι ο αριθμός των σωματιδίων σε 1 mole μιας ουσίας 6,02 × 10 23 mol -1.

Η εξήγηση των βασικών νόμων της χημείας υπό το πρίσμα της ατομικής-μοριακής θεωρίας βρίσκεται στα αξιώματά της:

1) Τα άτομα είναι τα μικρότερα σωματίδια ύλης που δεν μπορούν να χωριστούν στα συστατικά τους μέρη (με χημικά μέσα) ή να μετατραπούν το ένα στο άλλο ή να καταστραφούν.

2) όλα τα άτομα ενός στοιχείου είναι πανομοιότυπα και έχουν την ίδια μάζα (αν δεν λάβετε υπόψη την ύπαρξη ισοτόπων, δείτε τη διάλεξη 3).

3) Τα άτομα διαφορετικών στοιχείων έχουν διαφορετικές μάζες.

4) σε μια χημική αντίδραση μεταξύ δύο ή περισσότερων στοιχείων, τα άτομα τους συνδυάζονται μεταξύ τους σε μικρές ακέραιες αναλογίες.

5) οι σχετικές μάζες των στοιχείων που συνδυάζονται μεταξύ τους σχετίζονται άμεσα με τις μάζες των ίδιων των ατόμων, δηλ. Εάν 1 g θείου συνδυάζεται με 2 g χαλκού, αυτό σημαίνει ότι κάθε άτομο χαλκού ζυγίζει δύο φορές περισσότερο από ένα άτομο θείου.

Με μια λέξη, η χημεία «ελέγχεται» από ακέραιους αριθμούς, γι' αυτό όλοι αυτοί οι νόμοι ονομάζονται στοιχειομετρικοί. Αυτός είναι ο θρίαμβος της ατομικής-μοριακής επιστήμης.

3. Ατομικές και μοριακές μάζες. ΜοΙ.Ας εξετάσουμε σε ποιες μονάδες εκφράζονται μοριακές και ατομικές μάζες. Το 1961, υιοθετήθηκε μια ενοποιημένη κλίμακα σχετικών ατομικών μαζών , που βασίζεται στο 1/12 της μάζας ενός ατόμου του ισοτόπου άνθρακα 12 C, που ονομάζεται μονάδα ατομικής μάζας (amu). Σύμφωνα με αυτό, επί του παρόντος η σχετική ατομική μάζα (ατομική μάζα) ενός στοιχείου είναι ο λόγος της μάζας του ατόμου του προς το 1/12 της μάζας ενός ατόμου 12 C.

Ομοίως, το σχετικό μοριακό βάρος (μοριακό βάρος) μιας απλής ή σύνθετης ουσίας είναι ο λόγος της μάζας του μορίου της
στο 1/12 της μάζας ενός ατόμου 12 C. Εφόσον η μάζα οποιουδήποτε μορίου είναι ίση με το άθροισμα των μαζών των συστατικών του ατόμων, η σχετική μοριακή μάζα είναι ίση με το άθροισμα των αντίστοιχων σχετικών ατομικών μαζών. Για παράδειγμα, το μοριακό βάρος του νερού, το μόριο του οποίου περιέχει δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου, ισούται με: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.

Μαζί με τις μονάδες μάζας και όγκου, στη χημεία χρησιμοποιούν και μια μονάδα ποσότητας μιας ουσίας, που ονομάζεται mole. ΕΛΙΑ δερματος – η ποσότητα μιας ουσίας που περιέχει τόσα μόρια, άτομα, ιόντα, ηλεκτρόνια ή άλλες δομικές μονάδες όσα άτομα υπάρχουν σε 12 g του ισοτόπου άνθρακα 12 C.

Η ποσότητα μιας ουσίας σε mole είναι ίση με την αναλογία της μάζας της ουσίας Μστο μοριακό του βάρος Μ:

n= Μ/Μ. (2.8)

Μοριακή μάζα ( Μ) εκφράζεται συνήθως σε g/mol. Η μοριακή μάζα μιας ουσίας, εκφρασμένη σε g/mol, έχει την ίδια αριθμητική τιμή με τη σχετική μοριακή της (ατομική) μάζα. Έτσι, η μοριακή μάζα του ατομικού υδρογόνου είναι 1,0079 g/mol, το μοριακό υδρογόνο είναι 2,0158 g/mol.

Εξάρτηση του όγκου του αερίου από την πίεση και τη θερμοκρασίαμπορεί να περιγραφεί εξίσωση κατάστασης ιδανικού αερίου pV = RT,ισχύει για ένα γραμμομόριο αερίου και λαμβάνοντας υπόψη τον αριθμό των γραμμομορίων γίνεται η περίφημη εξίσωση
Clapeyron–Mendeleev:

pV= n RT (2.9)

Οπου R– καθολική σταθερά αερίου (8,31 J/mol×K).

Χρησιμοποιώντας αυτή την εξίσωση και το δεύτερο συμπέρασμα του νόμου του Avogadro, χρησιμοποιώντας απλά όργανα μέτρησης (θερμόμετρο, βαρόμετρο, κλίμακες), στα τέλη του 19ου αιώνα. Προσδιορίστηκαν οι μοριακές μάζες πολλών πτητικών απλών και πολύπλοκων οργανικών και ανόργανων ουσιών. Το 1860, στο 1ο Διεθνές Συνέδριο Χημικών (Καρλσρούη, Γερμανία), υιοθετήθηκαν κλασικοί ορισμοί βασικών εννοιών: άτομο, μόριο, στοιχείο κ.λπ., διεξήχθησαν συστηματική και ταξινόμηση των κύριων τύπων αντιδράσεων και τάξεων χημικών ενώσεων. .

4. Κύριες κατηγορίες ανόργανων ενώσεων.Η ταξινόμηση των απλών και πολύπλοκων χημικών ουσιών βασίζεται στην εξέταση των αντιδραστηρίων και των προϊόντων μιας από τις κύριες χημικές αντιδράσεις - της αντίδρασης εξουδετέρωσης. Τα θεμέλια αυτής της ταξινόμησης τέθηκαν από τον I.Ya. Berzelius το 1818, αργότερα αποσαφηνίστηκε και συμπληρώθηκε σημαντικά.

Οι αλχημιστές συνδύασαν επίσης μια σειρά από απλές ουσίες με παρόμοιες φυσικές και χημικές ιδιότητες που ονομάζονται μέταλλα . Τα τυπικά μέταλλα χαρακτηρίζονται από ελατότητα, μεταλλική λάμψη, υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα· όσον αφορά τις χημικές τους ιδιότητες, τα μέταλλα είναι αναγωγικοί παράγοντες. Οι υπόλοιπες απλές ουσίες συνδυάστηκαν στην κατηγορία αμέταλλα (μεταλλοειδή ). Τα αμέταλλα έχουν πιο ποικίλες φυσικές και χημικές ιδιότητες. Όταν απλές ουσίες αλληλεπιδρούν με το οξυγόνο, σχηματίζονται οξείδια . Μορφή μετάλλων βασικός οξείδια, αμέταλλα – όξινος . Στην αντίδραση τέτοιων οξειδίων με νερό, αντίστοιχα, λόγους Και οξέα . Τέλος, η αντίδραση εξουδετέρωσης οξέων και βάσεων οδηγεί στον σχηματισμό άλατα . Τα άλατα μπορούν επίσης να ληφθούν με την αλληλεπίδραση βασικών οξειδίων με όξινα οξείδια ή οξέα και όξινων οξειδίων με βασικά οξείδια ή βάσεις (Πίνακας 1).

Τραπέζι 1

Χημικές ιδιότητες των κύριων κατηγοριών ανόργανων ενώσεων

Πρέπει να τονιστεί ότι μόνο εκείνα τα βασικά οξείδια που σχηματίζουν υδατοδιαλυτές βάσεις αντιδρούν απευθείας με το νερό - αλκάλια . Οι αδιάλυτες στο νερό βάσεις (για παράδειγμα, Cu(OH) 2) μπορούν να ληφθούν από οξείδια μόνο σε δύο στάδια:

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

Η ταξινόμηση των οξειδίων δεν περιορίζεται σε βασικά και όξινα. Ένας αριθμός οξειδίων και τα αντίστοιχα υδροξείδια τους παρουσιάζουν διπλές ιδιότητες: αντιδρούν με οξέα ως βάσεις και με βάσεις ως οξέα (και στις δύο περιπτώσεις σχηματίζονται άλατα). Τέτοια οξείδια και υδροξείδια ονομάζονται αμφοτερικός :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (σύντηξη στερεών),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (σε διάλυμα).

Ορισμένα οξείδια δεν μπορούν να αντιστοιχιστούν με το αντίστοιχο οξύ ή βάση τους. Τέτοια οξείδια ονομάζονται που δεν σχηματίζει αλάτι , για παράδειγμα, μονοξείδιο του άνθρακα (II) CO, οξείδιο του αζώτου (I) N 2 O. Δεν συμμετέχουν σε αλληλεπιδράσεις οξέος-βάσης, αλλά μπορούν να εισέλθουν σε άλλες αντιδράσεις. Έτσι, το N 2 O είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, το CO είναι ένας καλός αναγωγικός παράγοντας. Μερικές φορές όξινα, βασικά και αμφοτερικά οξείδια συνδυάζονται σε μια κατηγορία σχηματισμός αλατιού .

Ανάμεσα στα οξέα ξεχωρίζουν χωρίς οξυγόνο – για παράδειγμα, υδροχλώριο (υδροχλωρικό) HCl, υδρόθειο H 2 S, υδροκυάνιο (υδροκυανίδιο) HCN. Όσον αφορά τις ιδιότητες οξέος-βάσης, δεν διαφέρουν από που περιέχει οξυγόνο οξέα Υπάρχουν επίσης ουσίες που έχουν βασικές ιδιότητες, αλλά δεν περιέχουν άτομα μετάλλου, για παράδειγμα, υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH - ένα παράγωγο της αμμωνίας NH 3.

Τα ονόματα των οξέων προέρχονται από το στοιχείο που σχηματίζει το οξύ. Στην περίπτωση οξέων χωρίς οξυγόνο, το επίθημα «o» και η λέξη «υδρογόνο» προστίθενται στο όνομα του στοιχείου (ή της ομάδας στοιχείων, για παράδειγμα, CN - κυανογόνο) που σχηματίζει το οξύ: H 2 S - υδρόθειο, HCN - υδροκυάνιο.

Τα ονόματα των οξέων που περιέχουν οξυγόνο εξαρτώνται από τον βαθμό οξείδωσης του στοιχείου που σχηματίζει οξύ. Ο μέγιστος βαθμός οξείδωσης ενός στοιχείου αντιστοιχεί στο επίθημα "... n (th)" ή "... ov (th)", για παράδειγμα, HNO 3 - νιτρικό οξύ, HClO 4 - υπερχλωρικό οξύ, H 2 CrO 4 - χρωμικό οξύ. Καθώς η κατάσταση οξείδωσης μειώνεται, τα επιθέματα αλλάζουν με την ακόλουθη σειρά: “...ovat(aya)”, “...ist(aya)”, “...ovatist(aya)”; Για παράδειγμα, το HClO 3 είναι υποχλωριώδες, το HClO 2 είναι χλωρό, το HOCl είναι υποχλωριώδες οξύ. Εάν ένα στοιχείο σχηματίζει οξέα μόνο σε δύο καταστάσεις οξείδωσης, τότε το επίθημα «...ist(aya)» χρησιμοποιείται για να ονομάσει το οξύ που αντιστοιχεί στη χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου. Για παράδειγμα, το HNO 2 είναι νιτρώδες οξύ. Τα οξέα που περιέχουν την ομάδα ατόμων -Ο-Ο- στη σύνθεσή τους μπορούν να θεωρηθούν ως παράγωγα του υπεροξειδίου του υδρογόνου. Ονομάζονται υπεροξέα (ή υπεροξέα). Εάν είναι απαραίτητο, μετά το πρόθεμα "peroxo", τοποθετείται ένα αριθμητικό πρόθεμα στο όνομα του οξέος που υποδεικνύει τον αριθμό των ατόμων του στοιχείου σχηματισμού οξέος που αποτελούν μέρος του μορίου, για παράδειγμα: H 2 SO 5, H 2 S 2 O 8.

Μεταξύ των ενώσεων, σχηματίζεται μια σημαντική ομάδα λόγους (υδροξείδια), δηλ. ουσίες που περιέχουν υδροξυλομάδες OH - . Τα ονόματα των υδροξειδίων σχηματίζονται από τη λέξη "υδροξείδιο" και το όνομα του στοιχείου στη γενετική περίπτωση, μετά την οποία, εάν είναι απαραίτητο, η κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου υποδεικνύεται με λατινικούς αριθμούς σε παρένθεση. Για παράδειγμα, το LiOH είναι υδροξείδιο του λιθίου, το Fe(OH) 2 είναι το υδροξείδιο του σιδήρου (II).

Μια χαρακτηριστική ιδιότητα των βάσεων είναι η ικανότητά τους να αντιδρούν με οξέα, όξινα ή αμφοτερικά οξείδια για να σχηματίσουν άλατα, για παράδειγμα:

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

Από την άποψη της πρωτολυτικής (πρωτονιακής) θεωρίας, βάσεις θεωρούνται ουσίες που μπορούν να είναι δέκτες πρωτονίων, δηλ. ικανό να συνδέει ιόντα υδρογόνου. Από αυτή την άποψη, οι βάσεις πρέπει να περιλαμβάνουν όχι μόνο βασικά υδροξείδια, αλλά και ορισμένες άλλες ουσίες, για παράδειγμα αμμωνία, το μόριο της οποίας μπορεί να προσθέσει ένα πρωτόνιο, σχηματίζοντας ένα ιόν αμμωνίου:

NH 3 + H + = NH 4 +

Πράγματι, η αμμωνία, όπως και τα βασικά υδροξείδια, είναι ικανή να αντιδρά με οξέα για να σχηματίσει άλατα:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Ανάλογα με τον αριθμό των πρωτονίων που μπορούν να προσκολληθούν στη βάση, υπάρχουν βάσεις ενός οξέος (για παράδειγμα, LiOH, KOH, NH 3), διόξινες [Ca(OH) 2, Fe(OH) 2], κ.λπ. .

Τα αμφοτερικά υδροξείδια (Al(OH) 3, Zn(OH) 2) είναι ικανά να διασπώνται σε υδατικά διαλύματα τόσο ως οξέα (με το σχηματισμό κατιόντων υδρογόνου) όσο και ως βάσεις (με το σχηματισμό ανιόντων υδροξυλίου). μπορούν να είναι και δότες και αποδέκτες πρωτονίων. Επομένως, τα αμφοτερικά υδροξείδια σχηματίζουν άλατα όταν αντιδρούν τόσο με οξέα όσο και με βάσεις. Όταν αλληλεπιδρούν με οξέα, τα αμφοτερικά υδροξείδια παρουσιάζουν τις ιδιότητες των βάσεων και όταν αλληλεπιδρούν με τις βάσεις, τις ιδιότητες των οξέων:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O,

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

Υπάρχουν ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο, οι οποίες στη σύνθεση ανήκουν στην κατηγορία των οξειδίων, αλλά ως προς τη δομή και τις ιδιότητές τους ανήκουν στην κατηγορία των αλάτων. Αυτά είναι τα λεγόμενα υπεροξείδια ή υπεροξείδια. Τα υπεροξείδια είναι άλατα του υπεροξειδίου του υδρογόνου H 2 O 2, για παράδειγμα, Na 2 O 2, CaO 2. Χαρακτηριστικό γνώρισμα της δομής αυτών των ενώσεων είναι η παρουσία στη δομή τους δύο διασυνδεδεμένων ατόμων οξυγόνου («γέφυρα οξυγόνου»): -O-O-.

Άλατακατά την ηλεκτρολυτική διάσταση σχηματίζουν ένα κατιόν K + και ένα ανιόν Α- σε υδατικό διάλυμα. Τα άλατα μπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα πλήρους ή μερικής αντικατάστασης ατόμων υδρογόνου σε ένα μόριο οξέος με άτομα μετάλλου ή ως προϊόντα πλήρους ή μερικής αντικατάστασης ομάδων υδροξυλίου σε ένα βασικό μόριο υδροξειδίου με όξινα υπολείμματα.

Η αντίδραση εξουδετέρωσης μπορεί να μην προχωρήσει πλήρως. Σε αυτή την περίπτωση, με περίσσεια οξέος, θυμώνω άλατα, με περίσσεια βάσης - βασικός (τα άλατα που σχηματίζονται σε ισοδύναμη αναλογία ονομάζονται μέση τιμή ). Είναι σαφές ότι τα όξινα άλατα μπορούν να σχηματιστούν μόνο από πολυοξέα, βασικά άλατα - μόνο από βάσεις πολυοξέων:

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.

Ανάμεσα στην ποικιλομορφία και τον τεράστιο αριθμό των χημικών αντιδράσεων, η ταξινόμησή τους ήταν πάντα παρούσα. Έτσι, λαμβάνοντας υπόψη την ανάπτυξη της χημείας, διακρίνονται τρεις κύριοι τύποι χημικών αντιδράσεων:

1) ισορροπία οξέος-βάσης, ειδικές περιπτώσεις - εξουδετέρωση, υδρόλυση, ηλεκτρολυτική διάσταση οξέων και βάσεων.

2) οξειδοαναγωγή με αλλαγή στην κατάσταση οξείδωσης ενός ατόμου, ιόντος, μορίου. Στην περίπτωση αυτή, τα στάδια της οξείδωσης και της αναγωγής διακρίνονται ως μέρη μιας διαδικασίας απώλειας και κέρδους ηλεκτρονίων.

3) σχηματισμός συμπλόκου - η προσκόλληση ορισμένου αριθμού μορίων ή ιόντων στο κεντρικό άτομο ή ιόν του μετάλλου, το οποίο είναι παράγοντας συμπλοκοποίησης, και τα πρώτα είναι συνδέτες, ο αριθμός των οποίων χαρακτηρίζεται από τον αριθμό συντονισμού (n) .

Σύμφωνα με αυτούς τους τύπους χημικών αντιδράσεων, οι χημικές ενώσεις ταξινομούνται: οξέα και βάσεις, οξειδωτικά και αναγωγικά μέσα, σύνθετες ενώσεις και συνδέτες.

Σε μια πιο σύγχρονη ερμηνεία, λαμβάνοντας υπόψη την ηλεκτρονική δομή των ατόμων και των μορίων, οι αντιδράσεις του πρώτου τύπου μπορούν να οριστούν ως αντιδράσεις που περιλαμβάνουν και μεταφορά ενός πρωτονίου, αντιδράσεις δεύτερου τύπου - με τη μεταφορά ενός ηλεκτρονίου, αντιδράσεις του τρίτος τύπος – με τη μεταφορά ενός μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων. Το ποσοτικό μέτρο των αντιδράσεων του πρώτου τύπου είναι, για παράδειγμα, το pH, το δεύτερο - δυναμικό (E, B), διαφορά δυναμικού (Δφ, V) και το τρίτο - για παράδειγμα, η υλοποίηση ενός συγκεκριμένου αριθμού συντονισμού (n ) χημικών δεσμών (δότης-δέκτης), ενεργειακή σταθεροποίηση του πεδίου συνδέτη του κεντρικού ιόντος - παράγοντας συμπλοκοποίησης
(ΔG, kJ/mol), σταθερά σταθερότητας.

Ατομική δομή

1. Ανάπτυξη ιδεών για τη δομή του ατόμου.Εάν, ως αποτέλεσμα κάποιας παγκόσμιας καταστροφής, καταστρεφόταν όλη η επιστημονική γνώση που συσσωρεύτηκε από την ανθρωπότητα και μόνο μια φράση μεταβιβαζόταν στις μελλοντικές γενιές, τότε ποια δήλωση, που αποτελείται από τις λιγότερες λέξεις, θα έφερνε τις περισσότερες πληροφορίες; Αυτό το ερώτημα έθεσε ο διάσημος Αμερικανός φυσικός, βραβευμένος με Νόμπελ Ρίτσαρντ Φάινμανκαι ο ίδιος έδωσε την εξής απάντηση: αυτή είναι η ατομική υπόθεση. Όλα τα σώματα αποτελούνται από άτομα - μικρά σώματα που βρίσκονται σε συνεχή κίνηση, έλκονται σε μικρή απόσταση, αλλά απωθούνται εάν το ένα από αυτά πιεστεί πιο κοντά στο άλλο. Ωστόσο, ο αρχαίος Έλληνας φιλόσοφος Δημόκριτος, που έζησε 400 χρόνια π.Χ., θα μπορούσε ουσιαστικά να συμφωνήσει με αυτή τη δήλωση. Οι σύγχρονοι άνθρωποι γνωρίζουν περισσότερα για τα άτομα εάν, σε αντίθεση με τους αρχαίους Έλληνες, μπορούσαν να δημιουργήσουν ατομικές βόμβες και πυρηνικούς σταθμούς με βάση τις γνώσεις τους.

Μέχρι τα τέλη του 19ου αι. πίστευε ότι το άτομο ήταν ένα αδιαίρετο και αμετάβλητο σωματίδιο. Στη συνέχεια όμως ανακαλύφθηκαν φαινόμενα που ήταν ανεξήγητα από αυτή την άποψη. Ηλεκτροχημική έρευνα Γ. Ντέιβι, M. Faradayέδειξε ότι ένα άτομο μπορεί να φέρει θετικά και αρνητικά φορτία καθώς αυτά εναποτίθενται στην κάθοδο ή την άνοδο του ηλεκτρολύτη. Εξ ου και η σωματιδιακή φύση του ηλεκτρικού φορτίου.

Με τη βελτίωση των μεθόδων διέγερσης των αερίων για τη λήψη των φασμάτων τους, W. Crooksανακάλυψε τις λεγόμενες καθοδικές ακτίνες (φαινόμενο που εφαρμόζεται στις σύγχρονες τηλεοράσεις). Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από ένα σπάνιο αέριο που περικλείεται σε ένα σωλήνα, ένα ρεύμα ασθενούς φωτός - μια ακτίνα καθόδου - εκπέμπεται από τον αρνητικό πόλο (κάθοδο). Η καθοδική ακτίνα προσδίδει αρνητικό φορτίο στα σώματα πάνω στα οποία πέφτει και εκτρέπεται προς θετικά φορτισμένα σώματα κοντά στον σωλήνα. Επομένως, η καθοδική ακτίνα είναι ένα ρεύμα αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων.

Ανακαλύφθηκαν επίσης τα φαινόμενα θερμικής εκπομπής και φωτοεκπομπής ( Ο Α.Γ. Στολέτοφ), που συνίσταται στην απομάκρυνση αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων υπό την επίδραση της θερμοκρασίας και των κβάντων φωτός, επιβεβαιώνοντας το γεγονός ότι το άτομο περιέχει αρνητικά φορτισμένα σωματίδια. Α.Α. Μπεκερέλανακάλυψε το φαινόμενο της ραδιενέργειας. σύζυγοι Μονάδα ραδιοενέργειαςέδειξε ότι η ροή της ραδιενεργής ακτινοβολίας είναι ανομοιόμορφη και μπορεί να διαχωριστεί από ένα ηλεκτρικό και μαγνητικό πεδίο. Η συνολική ακτινοβολία που εισέρχεται στον πυκνωτή χωρίζεται σε τρία μέρη: οι ακτίνες α (He 2+) εκτρέπονται ελαφρώς προς την αρνητική πλάκα του πυκνωτή, οι ακτίνες b (ροή ηλεκτρονίων) εκτρέπονται έντονα προς τη θετική πλάκα του πυκνωτή, g -Οι ακτίνες (ηλεκτρομαγνητικά κύματα) δεν εκτρέπονται καθόλου ηλεκτρικό ή μαγνητικό πεδίο.

Και τέλος, η ανακάλυψη των ακτίνων Χ Κόνραντ Ρέντγκενέδειξε ότι το άτομο είναι σύνθετο και αποτελείται από θετικά και αρνητικά σωματίδια, το μικρότερο από τα οποία ο H. Thomsen ονόμασε ηλεκτρόνιο. Εξάλλου, R.S. Mullikenμέτρησε το φορτίο του μι= -1,6×10 -19 C (ελάχιστο δυνατό, δηλ. στοιχειώδες) και βρέθηκε η μάζα του ηλεκτρονίου Μ= 9,11×10 -31 κιλά.

Η ουδετερότητα ενός ατόμου παρουσία ηλεκτρονίων σε αυτό οδήγησε στο συμπέρασμα ότι υπήρχε μια περιοχή στο άτομο που έφερε θετικό φορτίο. Το ερώτημα παραμένει ανοιχτό σχετικά με τη θέση ή την τοποθέτηση των ηλεκτρονίων και των υποτιθέμενων θετικών φορτίων στα άτομα, δηλ. ερώτηση για τη δομή του ατόμου. Με βάση αυτές τις μελέτες, το 1903 Χ. Τόμσενπρότεινε ένα μοντέλο του ατόμου, το οποίο ονομάστηκε "σταφιδόγαλο", το θετικό φορτίο στο άτομο κατανέμεται ομοιόμορφα με ένα αρνητικό φορτίο διάσπαρτο μαζί του. Αλλά περαιτέρω έρευνα έδειξε την ασυνέπεια αυτού του μοντέλου.

Ε. Ράδερφορντ(1910) πέρασε ένα ρεύμα ακτίνων α μέσω ενός στρώματος υλικού (φύλλο), μετρώντας την εκτροπή μεμονωμένων σωματιδίων μετά τη διέλευση από το φύλλο. Συνοψίζοντας τα αποτελέσματα των παρατηρήσεών του, ο Rutherford διαπίστωσε ότι ένα λεπτό μεταλλικό πλέγμα ήταν εν μέρει διαφανές στα σωματίδια άλφα, τα οποία, περνώντας μέσα από το φύλλο, είτε δεν άλλαζαν την πορεία τους είτε εκτρέπονταν σε μικρές γωνίες. Μεμονωμένα σωματίδια α πετάχτηκαν πίσω, σαν μπάλα από τοίχο, σαν να είχαν συναντήσει ένα ανυπέρβλητο εμπόδιο στο δρόμο τους. Δεδομένου ότι ένας πολύ μικρός αριθμός σωματιδίων α που περνούσαν από το φύλλο πετάχτηκε πίσω, αυτό το εμπόδιο πρέπει να καταλαμβάνει έναν όγκο στο άτομο, ασύγκριτα μικρότερο ακόμη και σε σύγκριση με το ίδιο το άτομο, και πρέπει να έχει μεγάλη μάζα, γιατί διαφορετικά το α- τα σωματίδια από αυτό δεν θα εκτοξευόντουσαν. Έτσι, εμφανίστηκε μια υπόθεση για τον πυρήνα ενός ατόμου, στον οποίο συγκεντρώνεται σχεδόν ολόκληρη η μάζα του ατόμου και όλο το θετικό φορτίο. Σε αυτή την περίπτωση, οι αποκλίσεις της διαδρομής των περισσότερων σωματιδίων άλφα κατά μικρές γωνίες υπό την επίδραση ηλεκτροστατικών δυνάμεων απώθησης από τον ατομικό πυρήνα γίνονται σαφείς. Αργότερα διαπιστώθηκε ότι η διάμετρος του πυρήνα είναι περίπου 10 -5 nm και η διάμετρος του ατόμου είναι 10 -1 nm, δηλ. ο όγκος του πυρήνα είναι 10 12 φορές μικρότερος από τον όγκο του ατόμου.

Στο ατομικό μοντέλο που προτείνει ο Ράδερφορντ, ένας θετικά φορτισμένος πυρήνας βρίσκεται στο κέντρο του ατόμου και γύρω του κινούνται ηλεκτρόνια, ο αριθμός των οποίων είναι ίσος με το πυρηνικό φορτίο ή τον ατομικό αριθμό του στοιχείου, όπως οι πλανήτες γύρω από το Ήλιος (πλανητικό μοντέλο του ατόμου). Το πυρηνικό μοντέλο που αναπτύχθηκε από τον Rutherford ήταν ένα σημαντικό βήμα προς τα εμπρός στην κατανόηση της δομής του ατόμου. Έχει επιβεβαιωθεί από μεγάλο αριθμό πειραμάτων. Ωστόσο, από ορισμένες απόψεις το μοντέλο έρχεται σε αντίθεση με τεκμηριωμένα γεγονότα. Ας σημειώσουμε δύο τέτοιες αντιφάσεις.

Πρώτον, το πλανητικό μοντέλο του ατόμου του Rutherford δεν μπορούσε να εξηγήσει τη σταθερότητα του ατόμου. Σύμφωνα με τους νόμους της κλασικής ηλεκτροδυναμικής, ένα ηλεκτρόνιο, που κινείται γύρω από έναν πυρήνα, χάνει αναπόφευκτα ενέργεια. Καθώς το ενεργειακό απόθεμα ενός ηλεκτρονίου μειώνεται, η ακτίνα της τροχιάς του πρέπει να μειώνεται συνεχώς και, ως αποτέλεσμα, να πέφτει στον πυρήνα και να πάψει να υπάρχει. Φυσικά, ένα άτομο είναι ένα σταθερό σύστημα και μπορεί να υπάρχει χωρίς καταστροφή για εξαιρετικά μεγάλο χρονικό διάστημα.

Δεύτερον, το μοντέλο του Rutherford οδήγησε σε εσφαλμένα συμπεράσματα σχετικά με τη φύση των ατομικών φασμάτων. Τα φάσματα των αλκαλιμετάλλων αποδεικνύεται ότι είναι παρόμοια με το φάσμα του ατομικού υδρογόνου και η ανάλυσή τους οδήγησε στο συμπέρασμα ότι τα άτομα κάθε αλκαλιμετάλλου περιέχουν ένα ηλεκτρόνιο, ασθενώς συνδεδεμένο με τον πυρήνα σε σύγκριση με τα υπόλοιπα ηλεκτρόνια. Με άλλα λόγια, σε ένα άτομο, τα ηλεκτρόνια δεν βρίσκονται στην ίδια απόσταση από τον πυρήνα, αλλά σε στρώματα.

Τα ατομικά φάσματα λαμβάνονται με τη διέλευση της ακτινοβολίας διεγερμένων ατόμων (σε φλόγα υψηλής θερμοκρασίας ή άλλα μέσα) μέσω μιας ειδικής οπτικής συσκευής (πρίσμα, σύστημα πρισμάτων ή πλέγματα περίθλασης), η οποία αποσυνθέτει τη μιγαδική ακτινοβολία σε μονοχρωματικά συστατικά με ορισμένο μήκος κύματος (ιβ) και, κατά συνέπεια, με μια ορισμένη συχνότητα ταλαντώσεων της ηλεκτρομαγνητικής ακτινοβολίας: n = Με/l, όπου ντο- ταχύτητα του φωτός. Κάθε μονόχρωμη δέσμη καταχωρείται σε μια συγκεκριμένη θέση στη συσκευή λήψης (φωτογραφία, κ.λπ.). Το αποτέλεσμα είναι ένα φάσμα αυτής της ακτινοβολίας. Τα ατομικά φάσματα αποτελούνται από μεμονωμένες γραμμές - αυτά είναι φάσματα γραμμής.

Κάθε τύπος ατόμου χαρακτηρίζεται από μια αυστηρά καθορισμένη διάταξη γραμμών στο φάσμα που δεν επαναλαμβάνονται σε άλλους τύπους ατόμων. Αυτή είναι η βάση της μεθόδου της φασματικής ανάλυσης, με τη βοήθεια της οποίας ανακαλύφθηκαν πολλά στοιχεία. Η γραμμικότητα των ατομικών φασμάτων έρχεται σε αντίθεση με τους νόμους της κλασικής ηλεκτροδυναμικής, σύμφωνα με τους οποίους το φάσμα των ατόμων πρέπει να είναι συνεχές ως αποτέλεσμα της συνεχούς εκπομπής ενέργειας από το ηλεκτρόνιο.

2. Μοντέλο της δομής του ατόμου υδρογόνου Bohr.Εφόσον οι νόμοι της κλασικής ηλεκτροδυναμικής αποδείχτηκαν ανεφάρμοστοι για να περιγράψουν τη συμπεριφορά ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο, Ο Νιλς Μπορδιατύπωσε πρώτα αξιώματα με βάση τους νόμους της κβαντικής μηχανικής.

1. Υπάρχουν τροχιές στο άτομο του υδρογόνου, που κινούνται κατά μήκος των οποίων το ηλεκτρόνιο δεν εκπέμπει. Ονομάζονται στάσιμα.

2. Η εκπομπή ή η απορρόφηση ενέργειας συμβαίνει ως αποτέλεσμα της μετάβασης ενός ηλεκτρονίου από μια σταθερή τροχιά σε μια άλλη. Οι τροχιές απομακρυσμένες από τον πυρήνα χαρακτηρίζονται από μεγάλη παροχή ενέργειας. Κατά τη μετάβαση από τις χαμηλότερες σε υψηλότερες τροχιές, το άτομο περνά σε διεγερμένη κατάσταση. Αλλά μπορεί να μην παραμείνει σε αυτή την κατάσταση για πολύ. Εκπέμπει ενέργεια και επιστρέφει στην αρχική του βασική κατάσταση. Στην περίπτωση αυτή, η ενέργεια του κβαντικού ακτινοβολίας είναι ίση με:

η n= E n – Ε κ,

Οπου nΚαι κ- ολόκληροι αριθμοί.

3. Βασικές αρχές της κυματικής (κβαντικής) μηχανικής.Η εξήγηση των κυματικών (φασματικών) ιδιοτήτων προέκυψε ταυτόχρονα με τις κβαντομηχανικές έννοιες στη θεωρία της ατομικής δομής. Η υπόθεση ήταν η θεωρία Σανίδαακτινοβολία σώματος Έδειξε ότι οι ενεργειακές αλλαγές δεν συμβαίνουν συνεχώς (σύμφωνα με τους νόμους της κλασικής μηχανικής), αλλά σπασμωδικά, σε μερίδες που ονομάζονταν κβάντα. Η κβαντική ενέργεια καθορίζεται από την εξίσωση του Planck: μι = η n, όπου h –Η σταθερά του Planck είναι ίση με 6,63×10 –34 J×s,
n – συχνότητα ακτινοβολίας. Αποδεικνύεται ότι το ηλεκτρόνιο έχει σωματικές ιδιότητες (μάζα, φορτίο) και ιδιότητες κυμάτων - συχνότητα, μήκος κύματος.

Εξαιτίας αυτού Louis de Broglieπρότεινε την ιδέα του δυϊσμού σωματιδίων-κύματος . Επιπλέον, ο δυϊσμός κύματος-σωματιδίου είναι χαρακτηριστικός όλων των αντικειμένων του μικρο- και του μακρόκοσμου, μόνο για τα μακροσκοπικά αντικείμενα κυριαρχεί ένα από τα σύνολα ιδιοτήτων, και αναφέρονται ως σωματίδια ή κύματα, και για τα στοιχειώδη σωματίδια και οι δύο ιδιότητες εκδηλώνονται μαζί. Η εξίσωση του De Broglie δείχνει τη σχέση μεταξύ της ορμής των σωματιδίων και του μήκους κύματος: l = η/Π = η/Μ u. Έτσι, σε ένα ηλεκτρόνιο που περιστρέφεται γύρω από έναν πυρήνα μπορεί να αποδοθεί ένα ορισμένο μήκος κύματος.

Σύμφωνα με αυτές τις ιδέες, ένα ηλεκτρόνιο είναι ένα νέφος, κηλιδωμένο στον όγκο ενός ατόμου, με διαφορετικές πυκνότητες. Κατά συνέπεια, για να περιγράψουμε τη θέση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο, είναι απαραίτητο να εισαγάγουμε μια πιθανολογική περιγραφή της πυκνότητας ηλεκτρονίων σε ένα άτομο, λαμβάνοντας υπόψη την ενέργεια και τη χωρική του γεωμετρία.

4. Κβαντικοί αριθμοί. Τροχιακά.Τέσσερις κβαντικοί αριθμοί έχουν προταθεί για να εξηγήσουν την ηλεκτρονική δομή του ατόμου του υδρογόνου n, μεγάλο, m l, μικρό,που χαρακτηρίζει την ενεργειακή κατάσταση και τη συμπεριφορά ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο. Αυτοί οι αριθμοί χαρακτηρίζουν μοναδικά την κατάσταση του ηλεκτρονίου οποιουδήποτε ατόμου του Περιοδικού Πίνακα στοιχείων. Για κάθε ηλεκτρόνιο, έχουν συλλογικά διαφορετικές τιμές.

Κύριος κβαντικός αριθμός nχαρακτηρίζει την ενέργεια και το μέγεθος των νεφών ηλεκτρονίων. Χρειάζεται τιμές για τις θεμελιώδεις καταστάσεις των ατόμων 1-8 και, καταρχήν, στο άπειρο. Η φυσική του σημασία ως αριθμός ενεργειακού επιπέδου είναι η ενεργειακή τιμή ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο και, κατά συνέπεια, το μέγεθος του ατόμου. Στο Π=1 ηλεκτρόνιο βρίσκεται στο πρώτο ενεργειακό επίπεδο με συνολική ελάχιστη ενέργεια κ.λπ. Όταν αυξάνεται Πη συνολική ενέργεια αυξάνεται. Η ενέργεια κάθε ενεργειακού επιπέδου μπορεί να εκτιμηθεί χρησιμοποιώντας τον τύπο: E = - 1 / 13,6 ×n 2. Τα επίπεδα ενέργειας συνήθως ορίζονται με γράμματα ως εξής:

Πλευρικό, τροχιακό(ή αζιμουθιακό)κβαντικός αριθμός lχαρακτηρίζει το σχήμα των τροχιακών ηλεκτρονίων (νέφη) γύρω από ένα άτομο και καθορίζει τη μεταβολή της ενέργειας εντός του ενεργειακού επιπέδου, δηλ. χαρακτηρίζει την ενέργεια υποεπίπεδο. Κάθε σχήμα του νέφους ηλεκτρονίων αντιστοιχεί σε μια ορισμένη τιμή της μηχανικής ορμής του ηλεκτρονίου, που καθορίζεται από τον πλευρικό κβαντικό αριθμό μεγάλο, τα οποία ποικίλλουν από 0 έως Π–1: Π=1, μεγάλο=0; Π=2, μεγάλο=0, μεγάλο=1; Π=3, μεγάλο=0,μεγάλο=1, μεγάλο=2, κ.λπ. Ενεργειακά υποεπίπεδα ανάλογα με μεγάλουποδηλώνεται με γράμματα:

Τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στο επίπεδο s ονομάζονται μικρό-ηλεκτρόνια,
επί Πεπίπεδο - Π-ηλεκτρόνια, επί ρεεπίπεδο - ρε-ηλεκτρόνια.

Η ενέργεια των ηλεκτρονίων εξαρτάται από το εξωτερικό μαγνητικό πεδίο. Αυτή η εξάρτηση περιγράφεται από τον μαγνητικό κβαντικό αριθμό. Μαγνητικός κβαντικός αριθμός m lυποδηλώνει τον χωρικό προσανατολισμό του τροχιακού ηλεκτρονίου (νέφος). Ένα εξωτερικό ηλεκτρικό ή μαγνητικό πεδίο αλλάζει τον χωρικό προσανατολισμό των νεφών ηλεκτρονίων και συμβαίνει διάσπαση ενέργειας.
υποεπίπεδα. Αριθμός m lποικίλλει από - μεγάλο, 0, +μεγάλοκαι μπορεί να έχει (2× μεγάλο+1) τιμές:

Ο συνδυασμός τριών κβαντικών αριθμών περιγράφει μοναδικά το τροχιακό. Χαρακτηρίζεται ως «τετράγωνο» - . Ένα ηλεκτρόνιο ως σωματίδιο βιώνει περιστροφή γύρω από τον άξονά του - δεξιόστροφα και αριστερόστροφα. Περιγράφεται spin κβαντικός αριθμός s(Κυρία), το οποίο παίρνει τιμές ±1/2. Η παρουσία ηλεκτρονίων σε ένα άτομο με αντίθετα κατευθυνόμενα σπιν υποδεικνύεται ως «βέλη». Έτσι τα τέσσερα σύνολα κβαντικών αριθμών περιγράφουν την ενέργεια των ηλεκτρονίων.

5. Άτομα πολλαπλών ηλεκτρονίων. Προσδιορισμός του αριθμού των ηλεκτρονίων σε επίπεδα και υποεπίπεδα.Στα άτομα πολλών ηλεκτρονίων, η διάταξη ηλεκτρονίων σύμφωνα με ένα σύνολο κβαντικών αριθμών διέπεται από δύο αξιώματα.

Αρχή Pauli: σε ένα άτομο δεν μπορούν να υπάρχουν δύο ηλεκτρόνια που έχουν τέσσερις ίδιους κβαντικούς αριθμούς (αλλιώς δεν διακρίνονται, η ελάχιστη ενεργειακή διαφορά είναι στα σπιν). Κατά συνέπεια, σε ένα κύτταρο ηλεκτρονίων σε ένα τροχιακό δεν μπορούν να υπάρχουν περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια με αντίθετα κατευθυνόμενα σπιν.

Η πλήρωση των κυττάρων με ηλεκτρόνια πραγματοποιείται σύμφωνα με Ο κανόνας του Hund.Γεμίζουν τα ηλεκτρόνια μικρό-, Π-, ρε-, φά-τροχιακά με τέτοιο τρόπο ώστε το συνολικό σπιν να είναι μέγιστο, ή, με άλλα λόγια, τα ηλεκτρόνια τείνουν να γεμίζουν κενά (κενά) τροχιακά και μόνο τότε ζευγαρώνουν (σύμφωνα με τον Pauli):

Λαμβάνοντας υπόψη τις αρχές της κβαντικής χημείας, είναι δυνατό να κατασκευαστεί η ηλεκτρονική διαμόρφωση οποιουδήποτε ατόμου, όπως προκύπτει από τον πίνακα. 2, από τον οποίο εξάγουμε τύπους για τον προσδιορισμό του αριθμού των ηλεκτρονίων στο επίπεδο 2n 2, στο 2(2 μεγάλο+1). Ο αριθμός των τροχιακών είναι ίσος με τον αριθμό των τιμών των m (m=1, m=2, m=3).

Η πλήρωση των υποεπιπέδων με ηλεκτρόνια πραγματοποιείται σύμφωνα με Ο κανόνας του Κλετσκόφσκι. Η πλήρωση των ενεργειακών επιπέδων γίνεται με αύξουσα σειρά του αθροίσματος του κύριου και του δευτερεύοντος κβαντικού αριθμού n+l.

Εάν αυτό το άθροισμα έχει τις ίδιες τιμές, τότε η συμπλήρωση πραγματοποιείται με αύξουσα σειρά n. Τα υποεπίπεδα συμπληρώνονται κατά σειρά αύξησης της ενέργειας:

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

Πίνακας 2 - Ηλεκτρονικές διαμορφώσεις ατόμων

Ποιο επίπεδο συμπληρώνεται μετά; 4s»3d σε ενέργεια. 4s n=3, d=2, το άθροισμα είναι 5, n=4, s=0, άθροισμα = 4, δηλ. Γεμίζονται 4α κ.λπ. Ενέργεια 5s » 4d, το άθροισμα είναι 5 και 6, επομένως συμπληρώνεται πρώτα 5s και μετά 4d. Η ενέργεια είναι 6s » 5d » 4f, το άθροισμα είναι 6, 7 και 7. Το 6s συμπληρώνεται στην αρχή. Ο κύριος κβαντικός αριθμός είναι μικρότερος για το 4f, επομένως, αυτό το υποεπίπεδο συμπληρώνεται περαιτέρω, ακολουθούμενο από το 5d.

Η ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ατόμου γράφεται ως τύπος, όπου ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε ένα υποεπίπεδο υποδεικνύεται με έναν εκθέτη. Για παράδειγμα, για το αλουμίνιο μπορείτε να γράψετε τον τύπο διαμόρφωσης ηλεκτρονίων ως 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Αυτό σημαίνει ότι υπάρχουν 2, 2, 6, 2, 1 ηλεκτρόνια στα 1s, 2s, 2p, 3s, 3p υποεπίπεδα.

Σε ένα μη διεγερμένο άτομο πολλαπλών ηλεκτρονίων, τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν τροχιακά με ελάχιστες ενέργειες. Αλληλεπιδρούν μεταξύ τους: τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στα εσωτερικά ενεργειακά επίπεδα ελέγχουν (σκοτεινά) ηλεκτρόνια που βρίσκονται στα εξωτερικά επίπεδα από τη δράση του θετικού πυρήνα. Αυτή η επίδραση καθορίζει την αλλαγή στην ακολουθία της αυξανόμενης τροχιακής ενέργειας σε σύγκριση με την ακολουθία της αυξανόμενης τροχιακής ενέργειας στο άτομο υδρογόνου.

Πρέπει να σημειωθεί ότι για στοιχεία με πλήρως ή μισογεμάτο ρε- Και φά-παρεκκλίσεις από αυτόν τον κανόνα παρατηρούνται σε υποεπίπεδα. Για παράδειγμα, στην περίπτωση του ατόμου χαλκού Cu. Η ηλεκτρονική διαμόρφωση [Аr] 3d 10 4s 1 αντιστοιχεί σε χαμηλότερη ενέργεια από τη διαμόρφωση [Аr] 3d 9 4s 2 (το σύμβολο [Аr] σημαίνει ότι η δομή και το γέμισμα των εσωτερικών ηλεκτρονικών επιπέδων είναι ίδια με το αργό). Η πρώτη διαμόρφωση αντιστοιχεί στη βασική κατάσταση και η δεύτερη στη διεγερμένη κατάσταση.

Χημικός δεσμός

1. Η φύση του χημικού δεσμού.Οι θεωρίες που εξηγούν τους χημικούς δεσμούς βασίζονται στις αλληλεπιδράσεις των ατόμων Coulomb, κβαντικών και κυμάτων. Πρώτα απ 'όλα, πρέπει να εξηγήσουν το κέρδος σε ενέργεια κατά το σχηματισμό μορίων, τον μηχανισμό σχηματισμού ενός χημικού δεσμού, τις παραμέτρους του και τις ιδιότητες των μορίων.

Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού είναι μια ενεργειακά ευνοϊκή διαδικασία και συνοδεύεται από την απελευθέρωση ενέργειας. Αυτό επιβεβαιώνεται από έναν κβαντομηχανικό υπολογισμό της αλληλεπίδρασης δύο ατόμων υδρογόνου κατά το σχηματισμό ενός μορίου (Heitler, Λονδίνο). Με βάση τα αποτελέσματα του υπολογισμού προκύπτει η εξάρτηση της δυναμικής ενέργειας του συστήματος μιστην απόσταση μεταξύ των ατόμων υδρογόνου r(Εικ. 4).

Ρύζι. 4. Εξάρτηση ενέργειας από διαπυρηνική απόσταση.

Όταν τα άτομα έρχονται πιο κοντά, προκύπτουν μεταξύ τους ηλεκτροστατικές δυνάμεις έλξης και απώθησης. Εάν τα άτομα με αντιπαράλληλα σπιν ενωθούν, αρχικά κυριαρχούν οι ελκτικές δυνάμεις, οπότε η δυναμική ενέργεια του συστήματος μειώνεται (καμπύλη 1). Οι απωστικές δυνάμεις αρχίζουν να κυριαρχούν σε πολύ μικρές αποστάσεις μεταξύ των ατόμων (πυρηνικές αλληλεπιδράσεις). Σε μια ορισμένη απόσταση μεταξύ των ατόμων r 0, η ενέργεια του συστήματος είναι ελάχιστη, έτσι το σύστημα γίνεται πιο σταθερό, εμφανίζεται ένας χημικός δεσμός και σχηματίζεται ένα μόριο. Επειτα r 0 είναι η διαπυρηνική απόσταση στο μόριο Η2, που είναι το μήκος του χημικού δεσμού, και η μείωση της ενέργειας του συστήματος στο r 0 είναι το ενεργειακό κέρδος κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού (ή η ενέργεια ενός χημικού δεσμού μι sv). Πρέπει να σημειωθεί ότι η ενέργεια διάστασης ενός μορίου σε άτομα είναι ίση με μι sv σε μέγεθος και αντίθετο σε πρόσημο.

Για μια κβαντομηχανική περιγραφή ενός χημικού δεσμού, χρησιμοποιούνται δύο συμπληρωματικές μέθοδοι: η μέθοδος του δεσμού σθένους (VB) και η μέθοδος του μοριακού τροχιακού (MO).

2. Μέθοδος δεσμού σθένους (VB). Ομοιοπολικό δεσμό.Ο κύριος παγκόσμιος τύπος χημικού δεσμού είναι ο ομοιοπολικός δεσμός. Ας εξετάσουμε τον μηχανισμό σχηματισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού χρησιμοποιώντας τη μέθοδο BC (χρησιμοποιώντας το παράδειγμα του σχηματισμού ενός μορίου υδρογόνου):

1. Ένας ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ δύο αλληλεπιδρώντων ατόμων πραγματοποιείται με το σχηματισμό ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων. Κάθε άτομο συνεισφέρει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων:

N·+·N ® N : Ν

Έτσι, σύμφωνα με τη μέθοδο BC, ο χημικός δεσμός είναι δικεντρικός και δύο ηλεκτρονίων.

2. Ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μπορεί να σχηματιστεί μόνο μέσω της αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίων με αντιπαράλληλα σπιν:

Н+¯Н ® Н¯Н.

3. Όταν σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός δεσμός, τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται:

Αυτό επιβεβαιώνεται από την πειραματικά προσδιορισμένη τιμή της διαπυρηνικής απόστασης στο μόριο H 2, r = 0,074 nm, η οποία είναι σημαντικά μικρότερη από το άθροισμα των ακτίνων δύο ελεύθερων ατόμων υδρογόνου, 2r = 0,106 nm.

Στην περιοχή επικάλυψης νέφους, η πυκνότητα ηλεκτρονίων είναι μέγιστη, δηλ. η πιθανότητα δύο ηλεκτρονίων να βρίσκονται στο χώρο μεταξύ των πυρήνων είναι πολύ μεγαλύτερη από ό,τι σε άλλα μέρη. Δημιουργείται ένα σύστημα στο οποίο δύο πυρήνες αλληλεπιδρούν ηλεκτροστατικά με ένα ζεύγος ηλεκτρονίων. Αυτό οδηγεί σε κέρδος σε ενέργεια και το σύστημα γίνεται πιο σταθερό και σχηματίζεται ένα μόριο. Όσο περισσότερο επικαλύπτονται τα νέφη ηλεκτρονίων, τόσο ισχυρότερος είναι ο ομοιοπολικός δεσμός.

Μηχανισμός δότη-δέκτη ομοιοπολικών δεσμών.Ο σχηματισμός ενός ομοιοπολικού δεσμού μπορεί να συμβεί λόγω του μοναχικού ζεύγους ηλεκτρονίων ενός ατόμου (ιόν) - δότηςκαι ένα ελεύθερο ατομικό τροχιακό άλλου ατόμου (ιόν) – αποδέκτης. Αυτός ο μηχανισμός σχηματισμού ομοιοπολικού δεσμού ονομάζεται δότης-δέκτης.

Ο σχηματισμός του μορίου αμμωνίας NH 3 συμβαίνει με την κοινή χρήση τριών μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων ενός ατόμου αζώτου και ενός μη ζευγαρωμένου ηλεκτρονίου τριών ατόμων υδρογόνου για να σχηματιστούν τρία κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Στο μόριο αμμωνίας NH 3, το άτομο αζώτου έχει το δικό του μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων. Το ατομικό τροχιακό 1s του ιόντος υδρογόνου H + δεν περιέχει ηλεκτρόνια (κενό τροχιακό). Όταν το μόριο NH 3 και το ιόν υδρογόνου πλησιάζουν το ένα το άλλο, το μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων του ατόμου αζώτου και το κενό τροχιακό του ιόντος υδρογόνου αλληλεπιδρούν για να σχηματίσουν έναν χημικό δεσμό μέσω του μηχανισμού δότη-δέκτη και του κατιόντος NH 4 +. Λόγω του μηχανισμού δότη-δέκτη, το σθένος του αζώτου είναι Β = 4.

Ο σχηματισμός χημικών δεσμών από τον μηχανισμό δότη-δέκτη είναι ένα πολύ συχνό φαινόμενο. Έτσι, σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός σε ενώσεις συντονισμού (σύνθετες) σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη (βλ. διάλεξη 16).

Ας εξετάσουμε, στο πλαίσιο της μεθόδου BC, τις χαρακτηριστικές ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού: κορεσμός και κατευθυντικότητα.

ΚορεσμόςΟ δεσμός είναι η ικανότητα ενός ατόμου να συμμετέχει μόνο σε έναν ορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών. Ο κορεσμός καθορίζεται από το σθένος του ατόμου. Ο κορεσμός χαρακτηρίζει τον αριθμό (αριθμό) των χημικών δεσμών που σχηματίζονται από ένα άτομο σε ένα μόριο και αυτός ο αριθμός ονομάζεται ομοιοπολικότητα (ή, όπως στη μέθοδο MO, σειρά δεσμών).

Το σθένος ενός ατόμου είναι μια έννοια που χρησιμοποιείται ευρέως στη μελέτη των χημικών δεσμών. Το σθένος αναφέρεται στη συγγένεια, την ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει χημικούς δεσμούς. Η ποσοτική αξιολόγηση του σθένους μπορεί να διαφέρει για διαφορετικούς τρόπους περιγραφής ενός μορίου. Σύμφωνα με τη μέθοδο BC, το σθένος ενός ατόμου (Β) είναι ίσο με τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων. Για παράδειγμα, από τους τύπους ηλεκτρονικών κυττάρων των ατόμων οξυγόνου και αζώτου προκύπτει ότι το οξυγόνο είναι δισθενές (2s 2 2p 4) και το άζωτο είναι τρισθενές (2s 2 2p 3).

Διεγερμένη κατάσταση ατόμων (v.s.). Τα ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια του επιπέδου σθένους, όταν διεγερθούν, μπορούν να μη ζευγαρωθούν και να μεταφερθούν σε ελεύθερα ατομικά τροχιακά (ΑΟ) ενός υψηλότερου υποεπιπέδου μέσα σε ένα δεδομένο επίπεδο σθένους. Για παράδειγμα, για το βηρύλλιο σε μη διεγερμένη κατάσταση (n.s.) B = 0, επειδή Δεν υπάρχουν ασύζευκτα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό επίπεδο. Στη διεγερμένη κατάσταση (ES), τα ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια 2s 2 καταλαμβάνουν υποεπίπεδα 2s 1 και 2p 1, αντίστοιχα - B = 2.

Οι δυνατότητες σθένους των p-στοιχείων της ίδιας ομάδας μπορεί να μην είναι ίδιες. Αυτό οφείλεται στον άνισο αριθμό των AOs στο επίπεδο σθένους των ατόμων των στοιχείων που βρίσκονται σε διαφορετικές περιόδους. Για παράδειγμα, το οξυγόνο εμφανίζει σταθερό σθένος B = 2, αφού τα ηλεκτρόνια του σθένους βρίσκονται στο ενεργειακό επίπεδο 2, όπου δεν υπάρχουν κενές (ελεύθερες) AOs. Το θείο σε διεγερμένη κατάσταση έχει μέγιστο Β=6. Αυτό εξηγείται από την παρουσία κενών τρισδιάστατων τροχιακών στο τρίτο ενεργειακό επίπεδο.

Διεύθυνση ομοιοπολικού δεσμού. Χωρική δομή μορίων.Οι ισχυρότεροι χημικοί δεσμοί προκύπτουν προς την κατεύθυνση της μέγιστης επικάλυψης των ατομικών τροχιακών (AO). Δεδομένου ότι τα AOs έχουν ορισμένο σχήμα και ενέργεια, η μέγιστη επικάλυψη τους είναι δυνατή με το σχηματισμό υβριδικών τροχιακών. Ο υβριδισμός AO καθιστά δυνατή την εξήγηση της χωρικής δομής των μορίων, επομένως ο ομοιοπολικός δεσμός χαρακτηρίζεται από κατευθυντικότητα.

3. Υβριδισμός ατομικών τροχιακών και χωρική δομή
μόρια.Τα άτομα συχνά σχηματίζουν δεσμούς με ηλεκτρόνια διαφορετικών ενεργειακών καταστάσεων. Έτσι, τα άτομα του βηρυλλίου Be (2s12р1), του βορίου B (2s12р2), του άνθρακα C (2s12р3) συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών. μικρό- Και R-ηλεκτρόνια. Αν και μικρό- Και R-τα σύννεφα διαφέρουν σε σχήμα και ενέργεια, οι χημικοί δεσμοί που σχηματίζονται με τη συμμετοχή τους αποδεικνύονται ισοδύναμοι και εντοπίζονται συμμετρικά. Τίθεται το ερώτημα πώς τα ηλεκτρόνια άνισης αρχικής κατάστασης σχηματίζουν ισοδύναμους χημικούς δεσμούς. Η απάντηση σε αυτό δίνει μια εικόνα για τον υβριδισμό των τροχιακών σθένους.

Σύμφωνα με θεωρίες υβριδισμούΟι χημικοί δεσμοί σχηματίζονται από ηλεκτρόνια όχι «καθαρών», αλλά «μεικτών», τα λεγόμενα υβριδικά τροχιακά. Κατά τη διάρκεια του υβριδισμού, το αρχικό σχήμα και η ενέργεια των τροχιακών (νέφη ηλεκτρονίων) αλλάζει και σχηματίζονται ΑΟ νέου, αλλά ταυτόσημου σχήματος και ενέργειας. Εν ο αριθμός των υβριδικών τροχιακών είναι ίσος με τον αριθμό των ατομικών τροχιακών, από το οποίο σχηματίστηκαν.

Ρύζι. 5. Τύποι υβριδισμού τροχιακών σθένους.

Η φύση του υβριδισμού των τροχιακών σθένους του κεντρικού ατόμου και η χωρική τους διάταξη καθορίζουν τη γεωμετρία των μορίων. Ναι όταν sp υβριδισμόςΣτο βηρύλλιο Be AOs, προκύπτουν δύο sp-υβριδικά AOs, που βρίσκονται σε γωνία 180° (Εικ. 5), επομένως οι δεσμοί που σχηματίζονται με τη συμμετοχή υβριδικών τροχιακών έχουν γωνία δεσμού 180°. Επομένως, το μόριο BeCl 2 έχει γραμμικό σχήμα. Στο sp 2 -υβριδισμόςβόριο Β, σχηματίζονται τρία υβριδικά τροχιακά sp 2, που βρίσκονται σε γωνία 120°. Ως αποτέλεσμα, το μόριο BCl 3 έχει τριγωνικό σχήμα (τρίγωνο). Στο sp 3 -υβριδισμός AO άνθρακας C, προκύπτουν τέσσερα υβριδικά τροχιακά, τα οποία είναι συμμετρικά προσανατολισμένα στο χώρο στις τέσσερις κορυφές του τετραέδρου, επομένως το μόριο CCl 4 έχει
επίσης τετραεδρικό σχήμα. Το τετραεδρικό σχήμα είναι χαρακτηριστικό πολλών τετρασθενών ενώσεων άνθρακα. Λόγω του υβριδισμού sp 3 των τροχιακών ατόμων αζώτου και βορίου, το NH 4 + και το BH 4 - έχουν επίσης τετραεδρικό σχήμα.

Το γεγονός είναι ότι τα κεντρικά άτομα αυτών των μορίων, αντίστοιχα, τα άτομα C, N και O, σχηματίζουν χημικούς δεσμούς λόγω των υβριδικών τροχιακών sp 3. Το άτομο άνθρακα έχει τέσσερα ασύζευκτα ηλεκτρόνια ανά τέσσερα υβριδικά τροχιακά sp 3. Αυτό καθορίζει τον σχηματισμό τεσσάρων δεσμών C-H και τη διάταξη των ατόμων υδρογόνου στις κορυφές ενός κανονικού τετραέδρου με γωνία δεσμού 109°28¢. Το άτομο αζώτου έχει ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων και τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια ανά τέσσερα υβριδικά τροχιακά sp 3. Το ζεύγος ηλεκτρονίων αποδεικνύεται ότι δεν είναι δεσμευτικό και καταλαμβάνει ένα από τα τέσσερα υβριδικά τροχιακά, έτσι το μόριο H 3 N έχει το σχήμα μιας τριγωνικής πυραμίδας. Λόγω της απωστικής επίδρασης του μη δεσμευτικού ζεύγους ηλεκτρονίων, η γωνία δεσμού στο μόριο NH 3 είναι μικρότερη από την τετραεδρική και ανέρχεται σε 107,3°. Το άτομο οξυγόνου έχει δύο μη δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων και δύο ασύζευκτα ηλεκτρόνια ανά τέσσερα υβριδικά τροχιακά sp 3. Τώρα δύο από τα τέσσερα υβριδικά τροχιακά καταλαμβάνονται από μη δεσμευτικά ζεύγη ηλεκτρονίων, επομένως το μόριο H 2 O έχει γωνιακό σχήμα. Η απωστική επίδραση δύο μη δεσμευτικών ζευγών ηλεκτρονίων εκδηλώνεται σε μεγαλύτερο βαθμό, επομένως η γωνία του δεσμού παραμορφώνεται έναντι του τετραεδρικού ακόμη πιο έντονα και σε ένα μόριο νερού είναι 104,5° (Εικ. 6).

Ρύζι. 6. Επίδραση μη δεσμευτικών ζευγών ηλεκτρονίων
κεντρικό άτομο στη γεωμετρία των μορίων.

Έτσι, η μέθοδος BC εξηγεί καλά τον κορεσμό και την κατεύθυνση των χημικών δεσμών, όπως ποσοτικές παράμετροι όπως η ενέργεια ( μι), μήκος χημικών δεσμών ( μεγάλο) και γωνίες δεσμού (j) μεταξύ χημικών δεσμών (δομή μορίων). Αυτό αποδεικνύεται εύκολα και ξεκάθαρα χρησιμοποιώντας μοντέλα ατόμων και μορίων με μπάλα και ραβδί. Η μέθοδος BC εξηγεί επίσης καλά τις ηλεκτρικές ιδιότητες των μορίων, που χαρακτηρίζονται από την ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων και τη διπολική ροπή των μορίων. Η ηλεκτροαρνητικότητα των ατόμων αναφέρεται στην ικανότητά τους να είναι πιο θετικά ή αρνητικά όταν σχηματίζουν έναν χημικό δεσμό, ή με άλλα λόγια, την ικανότητα να προσελκύουν ή να δωρίζουν ηλεκτρόνια, σχηματίζοντας ανιόντα και κατιόντα. Το πρώτο είναι ποσοτικό
χαρακτηρίζεται από δυναμικό ιονισμού ( μι P.I), το δεύτερο είναι η ενέργεια της συγγένειας ηλεκτρονίων ( μι S.E).

Πίνακας 3

Χωρική διαμόρφωση μορίων και συμπλεγμάτων AB n

Χημική θερμοδυναμική

1. Βασικές έννοιες και ορισμοί.Θερμοδυναμική -είναι μια επιστήμη που μελετά τα γενικά πρότυπα διεργασιών που συνοδεύονται από την απελευθέρωση, την απορρόφηση και τον μετασχηματισμό της ενέργειας. Χημική θερμοδυναμικήμελετά τους αμοιβαίους μετασχηματισμούς της χημικής ενέργειας και των άλλων μορφών της - θερμική, ελαφριά, ηλεκτρική κ.λπ., καθορίζει τους ποσοτικούς νόμους αυτών των μεταβάσεων και καθιστά επίσης δυνατή την πρόβλεψη της σταθερότητας των ουσιών υπό δεδομένες συνθήκες και την ικανότητά τους να εισέρχονται σε ορισμένες χημικές αντιδράσεις. Θερμοχημεία, που είναι κλάδος της χημικής θερμοδυναμικής, μελετά τις θερμικές επιδράσεις των χημικών αντιδράσεων.

Ο νόμος του Hess.Στη χημική θερμοδυναμική, ο πρώτος νόμος μετατρέπεται σε νόμο του Hess, ο οποίος χαρακτηρίζει τις θερμικές επιδράσεις των χημικών αντιδράσεων.Η θερμότητα, όπως και το έργο, δεν είναι συνάρτηση της κατάστασης. Επομένως, για να δοθεί στο θερμικό αποτέλεσμα την ιδιότητα μιας συνάρτησης κατάστασης, η ενθαλπία (D H), η αλλαγή κατεύθυνσης του οποίου είναι D H=Δ U+Πρε Vσε σταθερή πίεση. Ας το σημειώσουμε Πρε V= A – εργασίες επέκτασης και D H = –Q(με αντίστροφο πρόσημο) . Η ενθαλπία χαρακτηρίζεται από το θερμικό περιεχόμενο του συστήματος έτσι ώστε η εξώθερμη αντίδραση να μειώνει το D H. Σημειώστε ότι η απελευθέρωση θερμότητας σε μια χημική αντίδραση ( εξώθερμη) αντιστοιχεί στο Δ H < 0, а поглощению (ενδόθερμος) Δ H> 0. Στην παλιά χημική βιβλιογραφία ήταν αποδεκτό απεναντι αποσύστημα σημείων (!) ( Q> 0 για εξώθερμες αντιδράσεις και Q < 0 для эндотермических).

Η αλλαγή στην ενθαλπία (θερμική επίδραση) δεν εξαρτάται από την πορεία της αντίδρασης, αλλά καθορίζεται μόνο από τις ιδιότητες των αντιδρώντων και των προϊόντων (νόμος του Hess, 1836).

Ας το δείξουμε αυτό με το ακόλουθο παράδειγμα:

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

C(γραφίτης) + 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

Εδώ, η ενθαλπία σχηματισμού CO 2 δεν εξαρτάται από το αν η αντίδραση προχωρά σε ένα στάδιο ή σε δύο, με τον ενδιάμεσο σχηματισμό CO (D H 1 = Δ H 2+Δ H 3). Ή με άλλα λόγια, το άθροισμα των ενθαλπιών των χημικών αντιδράσεων στον κύκλο είναι μηδέν:

Οπου Εγώ– αριθμός αντιδράσεων σε κλειστό κύκλο.

Σε κάθε διεργασία όπου η τελική και η αρχική κατάσταση των ουσιών είναι ίδιες, το άθροισμα όλων των θερμοτήτων αντίδρασης είναι μηδέν.

Για παράδειγμα, έχουμε μια αλληλουχία από πολλές χημικές διεργασίες που τελικά οδηγούν στην αρχική ουσία και η καθεμία χαρακτηρίζεται από τη δική της ενθαλπία, δηλ.

και σύμφωνα με το νόμο του Hess,

ρε H 1+Δ H 2+Δ H 3+Δ H 4 = 0, (7.4)

Το θερμικό αποτέλεσμα που προκύπτει είναι μηδενικό επειδή η θερμότητα απελευθερώνεται σε ορισμένα στάδια και απορροφάται σε άλλα. Αυτό οδηγεί σε αμοιβαία αποζημίωση.

Ο νόμος του Hess μας επιτρέπει να υπολογίσουμε τις θερμικές επιδράσεις εκείνων των αντιδράσεων για τις οποίες η άμεση μέτρηση είναι αδύνατη. Για παράδειγμα, εξετάστε την αντίδραση:

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

Οι ακόλουθες θερμικές επιδράσεις μπορούν εύκολα να μετρηθούν πειραματικά:

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.

Χρησιμοποιώντας αυτές τις τιμές, μπορείτε να λάβετε:

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

Έτσι, αρκεί η μέτρηση των θερμικών επιδράσεων ενός περιορισμένου αριθμού αντιδράσεων προκειμένου στη συνέχεια να υπολογιστεί θεωρητικά η θερμική επίδραση οποιασδήποτε αντίδρασης. Στην πράξη σε πίνακα τυπικές ενθαλπίες σχηματισμούρε Χφ° 298 μετρήθηκε σε Τ=298,15 K (25°C) και πίεση Π= 101,325 kPa (1 atm), δηλ. στο τυπικές συνθήκες. (Μην συγχέετε τις τυπικές συνθήκες με τις κανονικές συνθήκες!)

Τυπική ενθαλπία του σχηματισμού D Χφ° είναι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την αντίδραση του σχηματισμού 1 mol μιας ουσίας από απλές ουσίες:

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

Σημειώστε ότι η θερμοχημική εξίσωση υποδεικνύει τις σωρευτικές καταστάσεις των ουσιών. Αυτό είναι πολύ σημαντικό, καθώς οι μεταβάσεις μεταξύ των καταστάσεων συνάθροισης ( μεταβάσεις φάσης) συνοδεύονται από απελευθέρωση ή απορρόφηση θερμότητας:

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.

Οι τυπικές ενθαλπίες σχηματισμού απλών ουσιών θεωρούνται μηδενικές. Εάν μια απλή ουσία μπορεί να υπάρχει με τη μορφή πολλών αλλοτροπικών τροποποιήσεων, τότε το D H° = 0 εκχωρείται στην πιο σταθερή μορφή υπό τυπικές συνθήκες, για παράδειγμα, οξυγόνο και όχι όζον, γραφίτης και όχι διαμάντι:

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

C (γραφίτης) = C (διαμάντι) D H° 298 = 1,90 kJ/mol.

Συνέπεια του νόμου του Hess, λαμβάνοντας υπόψη τα παραπάνω, είναι ότι η μεταβολή της ενθαλπίας κατά την αντίδραση θα είναι ίση με το άθροισμα των ενθαλπιών σχηματισμού των προϊόντων μείον το άθροισμα των ενθαλπιών σχηματισμού των αντιδρώντων, λαμβάνοντας υπόψη οι στοιχειομετρικοί συντελεστές της αντίδρασης:

Σχετική πληροφορία.

Βασικές έννοιες της χημείας, νόμοι της στοιχειομετρίας

Ο χημικός ατομισμός (ατομική-μοριακή θεωρία) είναι ιστορικά η πρώτη θεμελιώδης θεωρητική έννοια που αποτελεί τη βάση της σύγχρονης χημικής επιστήμης. Ο σχηματισμός αυτής της θεωρίας διήρκεσε περισσότερα από εκατό χρόνια και συνδέεται με τις δραστηριότητες τέτοιων εξαιρετικών χημικών όπως ο M.V. Lomonosov, A.L. Lavoisier, J. Dalton, A. Avogadro, S. Cannizzaro.

Η σύγχρονη ατομική-μοριακή θεωρία μπορεί να παρουσιαστεί με τη μορφή ορισμένων διατάξεων:

1. Οι χημικές ουσίες έχουν διακριτή (ασυνεχή) δομή. Τα σωματίδια της ύλης βρίσκονται σε συνεχή χαοτική θερμική κίνηση.

2. Η βασική δομική μονάδα μιας χημικής ουσίας είναι το άτομο.

3. Τα άτομα σε μια χημική ουσία συνδέονται μεταξύ τους για να σχηματίσουν μοριακά σωματίδια ή ατομικά συσσωματώματα (υπερμοριακές δομές).

4. Οι σύνθετες ουσίες (ή χημικές ενώσεις) αποτελούνται από άτομα διαφορετικών στοιχείων. Οι απλές ουσίες αποτελούνται από άτομα ενός στοιχείου και πρέπει να θεωρούνται ως ομοπυρηνικές χημικές ενώσεις.

Κατά τη διατύπωση των βασικών αρχών της ατομικής-μοριακής θεωρίας, έπρεπε να εισαγάγουμε αρκετές έννοιες που πρέπει να συζητηθούν λεπτομερέστερα, καθώς είναι θεμελιώδεις στη σύγχρονη χημεία. Αυτές είναι οι έννοιες του «άτομου» και του «μορίου», πιο συγκεκριμένα, ατομικών και μοριακών σωματιδίων.

Τα ατομικά σωματίδια περιλαμβάνουν το ίδιο το άτομο, ατομικά ιόντα, ατομικές ρίζες και ιόντα ατομικών ριζών.

Ένα άτομο είναι το μικρότερο ηλεκτρικά ουδέτερο σωματίδιο ενός χημικού στοιχείου, το οποίο είναι ο φορέας των χημικών του ιδιοτήτων και αποτελείται από έναν θετικά φορτισμένο πυρήνα και ένα κέλυφος ηλεκτρονίων.

Ατομικό ιόνείναι ένα ατομικό σωματίδιο που έχει ηλεκτροστατικό φορτίο, αλλά δεν έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια, για παράδειγμα, το Cl - είναι ένα ανιόν χλωρίου, το Na + είναι ένα κατιόν νατρίου.

Ατομική ρίζα- ένα ηλεκτρικά ουδέτερο ατομικό σωματίδιο που περιέχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Για παράδειγμα, το άτομο υδρογόνου είναι στην πραγματικότητα μια ατομική ρίζα - H × .

Ένα ατομικό σωματίδιο που έχει ηλεκτροστατικό φορτίο και ασύζευκτα ηλεκτρόνια ονομάζεται ατομική ρίζα ιόν.Ένα παράδειγμα τέτοιου σωματιδίου είναι το κατιόν Mn 2+, το οποίο περιέχει πέντε ασύζευκτα ηλεκτρόνια στο d-υποεπίπεδο (3d 5).

Ένα από τα πιο σημαντικά φυσικά χαρακτηριστικά ενός ατόμου είναι η μάζα του. Δεδομένου ότι η απόλυτη τιμή της μάζας ενός ατόμου είναι αμελητέα (η μάζα ενός ατόμου υδρογόνου είναι 1,67 × 10 -27 kg), η χημεία χρησιμοποιεί μια σχετική κλίμακα μάζας, στην οποία το 1/12 της μάζας ενός ατόμου άνθρακα ισοτόπου- Το 12 επιλέγεται ως μονάδα. Η σχετική ατομική μάζα είναι ο λόγος της μάζας ενός ατόμου προς το 1/12 της μάζας ενός ατόμου άνθρακα του ισοτόπου 12 C.

Να σημειωθεί ότι στο περιοδικό σύστημα Δ.Ι. Ο Mendeleev παρουσιάζει τις μέσες ισοτοπικές ατομικές μάζες στοιχείων, οι οποίες ως επί το πλείστον αντιπροσωπεύονται από πολλά ισότοπα που συμβάλλουν στην ατομική μάζα ενός στοιχείου σε αναλογία με το περιεχόμενό τους στη φύση. Έτσι, το στοιχείο χλώριο αντιπροσωπεύεται από δύο ισότοπα - 35 Cl (75 mol.%) και 37 Cl (25 mol.%). Η μέση ισοτοπική μάζα του στοιχείου χλωρίου είναι 35.453 amu. (μονάδες ατομικής μάζας) (35×0,75 + 37×0,25).

Παρόμοια με τα ατομικά σωματίδια, τα μοριακά σωματίδια περιλαμβάνουν τα ίδια τα μόρια, τα μοριακά ιόντα, τις μοριακές ρίζες και τα ιόντα ριζών.

Ένα μοριακό σωματίδιο είναι η μικρότερη σταθερή συλλογή διασυνδεδεμένων ατομικών σωματιδίων, που είναι ο φορέας των χημικών ιδιοτήτων μιας ουσίας.Το μόριο στερείται ηλεκτροστατικού φορτίου και δεν έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια.

μοριακό ιόνείναι ένα μοριακό σωματίδιο που έχει ηλεκτροστατικό φορτίο, αλλά δεν έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια, για παράδειγμα, το NO 3 - είναι ένα νιτρικό ανιόν, το NH 4 + είναι ένα κατιόν αμμωνίου.

μοριακή ρίζαείναι ένα ηλεκτρικά ουδέτερο μοριακό σωματίδιο που περιέχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια. Οι περισσότερες ρίζες είναι σωματίδια αντίδρασης με μικρή διάρκεια ζωής (της τάξης των 10 -3 -10 -5 s), αν και είναι επί του παρόντος γνωστές αρκετά σταθερές ρίζες. Άρα ρίζα μεθυλίου × Το CH 3 είναι ένα τυπικό σωματίδιο χαμηλής σταθερότητας. Ωστόσο, εάν τα άτομα υδρογόνου σε αυτό αντικατασταθούν από ρίζες φαινυλίου, τότε σχηματίζεται μια σταθερή μοριακή ρίζα τριφαινυλομεθύλιο

Μόρια με περιττό αριθμό ηλεκτρονίων, όπως NO ή NO 2, μπορούν επίσης να θεωρηθούν ως εξαιρετικά σταθερές ελεύθερες ρίζες.

Ένα μοριακό σωματίδιο που έχει ηλεκτροστατικό φορτίο και ασύζευκτα ηλεκτρόνια ονομάζεται ιόν μοριακής ρίζας. Ένα παράδειγμα τέτοιου σωματιδίου είναι το κατιόν της ρίζας οξυγόνου – ×O 2 + .

Ένα σημαντικό χαρακτηριστικό ενός μορίου είναι το σχετικό μοριακό του βάρος. Η σχετική μοριακή μάζα (M r) είναι ο λόγος της μέσης ισοτοπικής μάζας ενός μορίου, που υπολογίζεται λαμβάνοντας υπόψη το φυσικό περιεχόμενο των ισοτόπων, προς το 1/12 της μάζας ενός ατόμου άνθρακα του ισοτόπου 12 C.

Έτσι, ανακαλύψαμε ότι η μικρότερη δομική μονάδα οποιασδήποτε χημικής ουσίας είναι ένα άτομο, ή μάλλον ένα ατομικό σωματίδιο. Με τη σειρά του, σε οποιαδήποτε ουσία, εξαιρουμένων των αδρανών αερίων, τα άτομα συνδέονται μεταξύ τους με χημικούς δεσμούς. Σε αυτή την περίπτωση, είναι δυνατός ο σχηματισμός δύο τύπων ουσιών:

· μοριακές ενώσεις στις οποίες είναι δυνατό να απομονωθούν οι μικρότεροι φορείς χημικών ιδιοτήτων που έχουν σταθερή δομή.

· ενώσεις υπερμοριακής δομής, οι οποίες είναι ατομικά συσσωματώματα στα οποία τα ατομικά σωματίδια συνδέονται με ομοιοπολικούς, ιοντικούς ή μεταλλικούς δεσμούς.

Κατά συνέπεια, ουσίες που έχουν υπερμοριακή δομή είναι ατομικοί, ιοντικοί ή μεταλλικοί κρύσταλλοι. Με τη σειρά τους, οι μοριακές ουσίες σχηματίζουν μοριακούς ή μοριακούς-ιοντικούς κρυστάλλους. Οι ουσίες που βρίσκονται υπό κανονικές συνθήκες σε αέρια ή υγρή κατάσταση συσσωμάτωσης έχουν επίσης μοριακή δομή.

Στην πραγματικότητα, όταν εργαζόμαστε με μια συγκεκριμένη χημική ουσία, δεν έχουμε να κάνουμε με μεμονωμένα άτομα ή μόρια, αλλά με μια συλλογή πολύ μεγάλου αριθμού σωματιδίων, τα επίπεδα οργάνωσης των οποίων μπορούν να παρασταθούν από το ακόλουθο διάγραμμα:

Για μια ποσοτική περιγραφή μεγάλων σειρών σωματιδίων, που είναι μακροσώματα, εισήχθη μια ειδική έννοια της «ποσότητας ύλης», ως αυστηρά καθορισμένος αριθμός των δομικών της στοιχείων. Η μονάδα ποσότητας μιας ουσίας είναι το mole. Ένας τυφλοπόντικας είναι μια ποσότητα ουσίας(n) , που περιέχει τόσες δομικές μονάδες ή μονάδες τύπου όσα υπάρχουν άτομα που περιέχονται σε 12 g ισοτόπου άνθρακα 12 C.Επί του παρόντος, αυτός ο αριθμός είναι μετρημένος με μεγάλη ακρίβεια και είναι 6.022 × 10 23 (αριθμός Avogadro, N A). Άτομα, μόρια, ιόντα, χημικοί δεσμοί και άλλα αντικείμενα του μικροκόσμου μπορούν να λειτουργήσουν ως δομικές μονάδες. Η έννοια της «μονάδας τύπου» χρησιμοποιείται για ουσίες με υπερμοριακή δομή και ορίζεται ως η απλούστερη σχέση μεταξύ των συστατικών στοιχείων της (ακαθάριστος τύπος). Σε αυτή την περίπτωση, η μονάδα τύπου αναλαμβάνει το ρόλο ενός μορίου. Για παράδειγμα, 1 mole χλωριούχου ασβεστίου περιέχει 6,022 × 10 23 μονάδες τύπου - CaCl 2.

Ένα από τα σημαντικά χαρακτηριστικά μιας ουσίας είναι η μοριακή της μάζα (M, kg/mol, g/mol). Μοριακή μάζα είναι η μάζα ενός mol μιας ουσίας. Η σχετική μοριακή μάζα και η μοριακή μάζα μιας ουσίας είναι αριθμητικά ίδιες, αλλά έχουν διαφορετικές διαστάσεις, για παράδειγμα, για το νερό M r = 18 (οι σχετικές ατομικές και μοριακές μάζες είναι αδιάστατες τιμές), M = 18 g/mol. Η ποσότητα της ουσίας και η μοριακή μάζα σχετίζονται με μια απλή σχέση:

Οι βασικοί στοιχειομετρικοί νόμοι που διατυπώθηκαν στις αρχές του 17ου και 18ου αιώνα έπαιξαν σημαντικό ρόλο στο σχηματισμό του χημικού ατομισμού.

1. Νόμος διατήρησης μάζας (M.V. Lomonosov, 1748).

Το άθροισμα των μαζών των προϊόντων αντίδρασης είναι ίσο με το άθροισμα των μαζών των ουσιών που αλληλεπιδρούν. Σε μαθηματική μορφή, αυτός ο νόμος εκφράζεται με την ακόλουθη εξίσωση:

Μια προσθήκη σε αυτόν τον νόμο είναι ο νόμος της διατήρησης της μάζας ενός στοιχείου (A. Lavoisier, 1789). Σύμφωνα με τον νόμο αυτό Κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, η μάζα κάθε στοιχείου παραμένει σταθερή.

Νόμοι M.V. Η Lomonosova και ο A. Lavoisier βρήκαν μια απλή εξήγηση στο πλαίσιο της ατομικής θεωρίας. Πράγματι, κατά τη διάρκεια κάθε αντίδρασης, τα άτομα των χημικών στοιχείων παραμένουν αμετάβλητα και σε σταθερές ποσότητες, γεγονός που συνεπάγεται τόσο τη σταθερότητα της μάζας κάθε στοιχείου ξεχωριστά όσο και το σύστημα των ουσιών στο σύνολό του.

Οι υπό εξέταση νόμοι είναι καθοριστικής σημασίας για τη χημεία, καθώς επιτρέπουν σε κάποιον να μοντελοποιεί χημικές αντιδράσεις χρησιμοποιώντας εξισώσεις και να εκτελεί ποσοτικούς υπολογισμούς με βάση αυτές. Θα πρέπει να σημειωθεί, ωστόσο, ότι ο νόμος της διατήρησης της μάζας δεν είναι απολύτως ακριβής. Όπως προκύπτει από τη θεωρία της σχετικότητας (A. Einstein, 1905), κάθε διαδικασία που συμβαίνει με την απελευθέρωση ενέργειας συνοδεύεται από μείωση της μάζας του συστήματος σύμφωνα με την εξίσωση:

όπου DE είναι η εκλυόμενη ενέργεια, Dm είναι η μεταβολή της μάζας του συστήματος, c είναι η ταχύτητα του φωτός στο κενό (3,0×10 8 m/s). Ως αποτέλεσμα, η εξίσωση του νόμου της διατήρησης της μάζας θα πρέπει να γραφτεί με την ακόλουθη μορφή:

Έτσι, οι εξώθερμες αντιδράσεις συνοδεύονται από μείωση της μάζας και οι ενδόθερμες από αύξηση της μάζας. Στην περίπτωση αυτή, ο νόμος της διατήρησης της μάζας μπορεί να διατυπωθεί ως εξής: σε ένα απομονωμένο σύστημα το άθροισμα των μαζών και των μειωμένων ενεργειών είναι μια σταθερή ποσότητα. Ωστόσο, για χημικές αντιδράσεις των οποίων τα θερμικά αποτελέσματα μετρώνται σε εκατοντάδες kJ/mol, το ελάττωμα μάζας είναι 10 -8 -10 -9 g και δεν μπορεί να ανιχνευθεί πειραματικά.

2. Νόμος της σταθερότητας της σύνθεσης (J. Proust, 1799-1804).

Μια μεμονωμένη χημική ουσία μοριακής δομής έχει σταθερή ποιοτική και ποσοτική σύνθεση, ανεξάρτητα από τη μέθοδο παρασκευής της.. Οι ενώσεις που υπακούουν στο νόμο της σταθερής σύνθεσης ονομάζονται αχρωματοψία. Τα δαλτονίδια είναι όλες σήμερα γνωστές οργανικές ενώσεις (περίπου 30 εκατομμύρια) και μέρος (περίπου 100 χιλιάδες) ανόργανων ουσιών. Ουσίες με μη μοριακή δομή ( Μπερτολίδης), δεν υπακούουν σε αυτόν τον νόμο και μπορεί να έχουν μεταβλητή σύνθεση, ανάλογα με τη μέθοδο λήψης του δείγματος. Αυτές περιλαμβάνουν την πλειοψηφία (περίπου 500 χιλιάδες) ανόργανων ουσιών. Πρόκειται κυρίως για δυαδικές ενώσεις d-στοιχείων (οξείδια, σουλφίδια, νιτρίδια, καρβίδια κ.λπ.). Ένα παράδειγμα μιας ένωσης μεταβλητής σύνθεσης είναι το οξείδιο του τιτανίου(III), η σύνθεση του οποίου ποικίλλει από TiO 1,46 έως TiO 1,56. Ο λόγος για τη μεταβλητή σύνθεση και τον παραλογισμό των τύπων Bertolide είναι αλλαγές στη σύνθεση ορισμένων από τα στοιχειώδη κύτταρα του κρυστάλλου (ελαττώματα στην κρυσταλλική δομή), που δεν συνεπάγονται απότομη αλλαγή στις ιδιότητες της ουσίας. Για τους Daltonids, ένα τέτοιο φαινόμενο είναι αδύνατο, αφού μια αλλαγή στη σύνθεση του μορίου οδηγεί στο σχηματισμό μιας νέας χημικής ένωσης.

3. Νόμος των ισοδυνάμων (I. Richter, J. Dalton, 1792-1804).

Οι μάζες των ουσιών που αντιδρούν είναι ευθέως ανάλογες με τις ισοδύναμες μάζες τους.

όπου Ε Α και Ε Β είναι οι ισοδύναμες μάζες των αντιδρώντων ουσιών.

Η ισοδύναμη μάζα μιας ουσίας είναι η μοριακή μάζα του ισοδύναμου της.

Ισοδύναμο είναι ένα πραγματικό ή υπό όρους σωματίδιο που δίνει ή κερδίζει ένα κατιόν υδρογόνου σε αντιδράσεις οξέος-βάσης, ένα ηλεκτρόνιο στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής ή αλληλεπιδρά με ένα ισοδύναμο οποιασδήποτε άλλης ουσίας σε αντιδράσεις ανταλλαγής. Για παράδειγμα, όταν ο μεταλλικός ψευδάργυρος αντιδρά με ένα οξύ, ένα άτομο ψευδαργύρου εκτοπίζει δύο άτομα υδρογόνου, δίνοντας δύο ηλεκτρόνια:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H2

Zn 0 - 2e - = Zn 2+

Επομένως, το ισοδύναμο του ψευδαργύρου είναι το 1/2 του ατόμου του, δηλ. 1/2 Zn (σωματίδιο υπό όρους).

Ο αριθμός που δείχνει ποιο μέρος του μορίου ή της μονάδας τύπου μιας ουσίας είναι ισοδύναμο ονομάζεται συντελεστής ισοδυναμίας - f e. Η ισοδύναμη μάζα ή η μοριακή μάζα ισοδυνάμου ορίζεται ως το γινόμενο του συντελεστή ισοδυναμίας και της μοριακής μάζας:

Για παράδειγμα, σε μια αντίδραση εξουδετέρωσης, το θειικό οξύ δίνει δύο κατιόντα υδρογόνου:

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

Κατά συνέπεια, το ισοδύναμο του θειικού οξέος είναι 1/2 H 2 SO 4, ο συντελεστής ισοδυναμίας είναι 1/2 και η ισοδύναμη μάζα είναι (1/2) × 98 = 49 g/mol. Το υδροξείδιο του καλίου δεσμεύει ένα κατιόν υδρογόνου, επομένως το ισοδύναμό του είναι η μονάδα τύπου, ο συντελεστής ισοδυναμίας είναι ίσος με ένα και η ισοδύναμη μάζα είναι ίση με τη μοριακή μάζα, δηλ. 56 g/mol.

Από τα παραδείγματα που εξετάστηκαν, είναι σαφές ότι κατά τον υπολογισμό της ισοδύναμης μάζας, είναι απαραίτητο να προσδιοριστεί ο συντελεστής ισοδυναμίας. Υπάρχουν διάφοροι κανόνες για αυτό:

1. Ο συντελεστής ισοδυναμίας ενός οξέος ή μιας βάσης είναι ίσος με 1/n, όπου n είναι ο αριθμός των κατιόντων υδρογόνου ή των ανιόντων υδροξειδίου που συμμετέχουν στην αντίδραση.

2. Ο συντελεστής ισοδυναμίας άλατος είναι ίσος με το πηλίκο της μονάδας διαιρούμενο με το γινόμενο του σθένους (v) του μεταλλικού κατιόντος ή του υπολείμματος οξέος και του αριθμού τους (n) στο άλας (στοιχειομετρικός δείκτης στον τύπο):

Για παράδειγμα, για το Al 2 (SO 4) 3 - f e = 1/6

3. Ο συντελεστής ισοδυναμίας ενός οξειδωτικού παράγοντα (αναγωγικός παράγοντας) ισούται με το πηλίκο της μονάδας διαιρεμένο με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που συνδέονται (δωρίζονται) από αυτόν.

Πρέπει να δοθεί προσοχή στο γεγονός ότι η ίδια ένωση μπορεί να έχει διαφορετικό παράγοντα ισοδυναμίας σε διαφορετικές αντιδράσεις. Για παράδειγμα, σε αντιδράσεις οξέος-βάσης:

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

ή σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής:

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

Από τη στιγμή των πρώτων εικασιών του ανθρώπου για την ύπαρξη ατόμων και μορίων (η φιλοσοφική διδασκαλία του αρχαίου Έλληνα επιστήμονα Λεύκιππου· 500-400 π.Χ.), που έφτασε μέχρι εμάς, μέχρι τη δημιουργία της επίσημης θεωρίας της ατομικής-μοριακής επιστήμης (I International Συνέδριο Χημικών στη Γερμανία· 1860 δ.) έχουν περάσει σχεδόν 2500 χρόνια.

Βασικές αρχές της ατομικής-μοριακής θεωρίας:

• Όλες οι ουσίες αποτελούνται από άτομα, μόρια και ιόντα.
• Κάθε μεμονωμένος τύπος ατόμου ονομάζεται χημικό στοιχείο.
• Όλα τα άτομα του ίδιου στοιχείου είναι ίδια, αλλά διαφορετικά από τα άτομα οποιουδήποτε άλλου χημικού στοιχείου.
• Τα μόρια αποτελούνται από άτομα.
• Η σύνθεση των μορίων υποδεικνύεται με έναν χημικό τύπο.
• Τα άτομα, τα μόρια, τα ιόντα βρίσκονται σε συνεχή κίνηση.
• Κατά τις χημικές αντιδράσεις, τα μόρια υφίστανται αλλαγές, κατά τις οποίες σχηματίζονται άλλα από ορισμένα μόρια· κατά τη διάρκεια των φυσικών αντιδράσεων, η σύνθεση των μορίων μιας ουσίας παραμένει αμετάβλητη.

Ατομοείναι το μικρότερο αδιαίρετο σωματίδιο της ύλης. Είναι ηλεκτρικά ουδέτερο (το θετικό φορτίο του ατομικού πυρήνα αντισταθμίζεται από το αρνητικό φορτίο των ηλεκτρονίων που περιστρέφονται γύρω από τον πυρήνα). Δείτε την ατομική δομή.

Ένας συγκεκριμένος τύπος ατόμου, που χαρακτηρίζεται από το ίδιο φορτίο στον πυρήνα του, ονομάζεται χημικό στοιχείο.

Τα χημικά στοιχεία χαρακτηρίζονται με χημικά σύμβολα, τα οποία είναι τα αρχικά γράμματα της λατινικής ονομασίας του στοιχείου: O (Oxygenium - oxygen), H (Hydrogenium - hydrogen) κ.λπ.

Όλα τα χημικά στοιχεία που είναι επί του παρόντος γνωστά στην επιστήμη συνοψίζονται στο περιοδικό σύστημα στοιχείων του D. I. Mendeleev, στο οποίο ο ατομικός αριθμός ενός στοιχείου είναι ίσος με το φορτίο του πυρήνα του ατόμου του (ο αριθμός των πρωτονίων που περιέχονται στον πυρήνα).

Το πιο κοινό χημικό στοιχείο στη Γη είναι το οξυγόνο και ακολουθούν το πυρίτιο, το αλουμίνιο, ο σίδηρος, το ασβέστιο, το νάτριο, το κάλιο, το μαγνήσιο και ο άνθρακας. Το μερίδιο όλων των άλλων χημικών στοιχείων είναι μικρότερο από το 1% της μάζας του φλοιού της γης. Τα πιο κοινά στοιχεία στο Σύμπαν είναι το υδρογόνο και το ήλιο.

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, ενώσεις διαφόρων στοιχείων σχηματίζουν μόρια, τα οποία, με τη σειρά τους, μπορούν να σχηματίσουν απλές ή σύνθετες ουσίες.

Απλές ουσίεςαποτελούνται από άτομα ενός μόνο χημικού στοιχείου (O 2, H 2, N 2).

Οι απλές ουσίες, με τη σειρά τους, χωρίζονται σε μέταλλα (86 στοιχεία) και αμέταλλα. Τα μέταλλα έχουν ελεύθερα ηλεκτρόνια, γεγονός που καθορίζει την καλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα και τη χαρακτηριστική μεταλλική λάμψη τους.

Σύνθετες ουσίεςαποτελούνται από άτομα πολλών χημικών στοιχείων (H 2 O, H 2 SO 4, HCl).

Ορισμένα χημικά στοιχεία μπορούν να υπάρχουν με τη μορφή πολλών απλών ουσιών (για παράδειγμα, O 2 - οξυγόνο, O 3 - όζον κ.λπ.), αυτά είναι τα λεγόμενα αλλοτροπικές τροποποιήσεις. Σε αυτή την περίπτωση, η αλλοτροπία μπορεί να προκληθεί όχι μόνο από διαφορετικό αριθμό ατόμων ενός στοιχείου, αλλά και από τη δομή του κρυσταλλικού πλέγματος της ουσίας (αλλοτροπικές τροποποιήσεις άνθρακα - διαμαντιού, γραφίτη, καρβίνη).