Atom-moleküler öğretimin temel ilkelerinin modern bir sunumu. Atomik-moleküler bilim

Atomik-moleküler bilim- tüm maddeleri atomlardan oluşan bir molekül kümesi olarak tanımlayan bir dizi hüküm, aksiyom ve yasa.

Antik Yunan filozoflarıÇağımızın başlangıcından çok önce, eserlerinde atomların varlığı teorisini ortaya koymuşlardı. Tanrıların ve diğer dünya güçlerinin varlığını reddederek, tüm anlaşılmaz ve gizemli doğa olaylarını doğal nedenlerle - insan gözüyle görülmeyen parçacıkların - atomların bağlantısı ve ayrılması, etkileşimi ve karışımı - açıklamaya çalıştılar. Ancak yüzyıllar boyunca kilise papazları atom doktrininin taraftarlarına ve takipçilerine zulmetti ve onları zulme maruz bıraktı. Ancak gerekli teknik cihazların eksikliği nedeniyle eski filozoflar doğa olaylarını titizlikle inceleyemediler ve modern "molekül" kavramını "atom" kavramının altına gizlediler.

Sadece 18. yüzyılın ortalarında büyük Rus bilim adamı M.V. Lomonosov kimyada kanıtlanmış atomik-moleküler kavramlar.Öğretisinin ana hükümleri “Matematiksel Kimyanın Unsurları” (1741) ve diğer bazı çalışmalarda ortaya konmuştur. Lomonosov teoriyi adlandırdı parçacık-kinetik teorisi.

M.V. Lomonosov Maddenin yapısındaki iki aşama arasında açıkça ayrım yapılmıştır: elementler (modern anlamda atomlar) ve parçacıklar (moleküller). Onun parçacık-kinetik teorisinin (modern atomik-moleküler öğreti) temeli, maddenin yapısının süreksizliği (ayrıklık) ilkesidir: herhangi bir madde ayrı parçacıklardan oluşur.

1745'te M.V. Lomonosov şunu yazdı:“Element, vücudun daha küçük ve farklı cisimlerden oluşmayan bir parçasıdır... Parçacıklar, elementlerin tek bir küçük kütle halinde toplanmasıdır. Aynı sayıda aynı elemanın aynı şekilde bağlanmasından oluşuyorlarsa homojendirler. Parçacıklar, öğeleri farklı olduğunda ve farklı şekillerde veya farklı sayılarda bağlandığında heterojendir; bedenlerin sonsuz çeşitliliği buna bağlıdır.

Molekül bir maddenin tüm kimyasal özelliklerini taşıyan en küçük parçacığıdır. olan maddeler moleküler yapı, moleküllerden oluşur (çoğu metal olmayan, organik maddeler). İnorganik maddelerin önemli bir kısmı atomlardan oluşur(atomik kristal kafes) veya iyonlar (iyonik yapı). Bu tür maddeler arasında oksitler, sülfitler, çeşitli tuzlar, elmas, metaller, grafit vb. bulunur. Bu maddelerdeki kimyasal özelliklerin taşıyıcısı, temel parçacıkların (iyonlar veya atomlar) bir kombinasyonudur, yani kristal dev bir moleküldür.

Moleküller atomlardan oluşur. Atom- molekülün en küçük, kimyasal olarak bölünemeyen bileşeni.

Moleküler teorinin maddelerde meydana gelen fiziksel olayları açıkladığı ortaya çıktı. Atomların incelenmesi, kimyasal olayların açıklanmasında moleküler teorinin yardımına gelir. Bu teorilerin her ikisi de (moleküler ve atomik) atomik-moleküler teoride birleştirilmiştir. Bu doktrinin özü çeşitli yasa ve yönetmelikler şeklinde formüle edilebilir:

1. maddeler atomlardan oluşur;
2. atomlar etkileşime girdiğinde basit ve karmaşık moleküller oluşur;
3. fiziksel olaylar sırasında moleküller korunur, bileşimleri değişmez; kimyasallarla - yok edilirler, bileşimleri değişir;
4. Maddelerin molekülleri atomlardan oluşur; kimyasal reaksiyonlarda moleküllerin aksine atomlar korunur;
5. bir elementin atomları birbirine benzer ancak diğer elementlerin atomlarından farklıdır;
6. Kimyasal reaksiyonlar, orijinal maddeleri oluşturan aynı atomlardan yeni maddelerin oluşumunu içerir.

Atom-moleküler teorisi sayesinde M.V. Lomonosov haklı olarak bilimsel kimyanın kurucusu olarak kabul edilir.

blog.site, materyalin tamamını veya bir kısmını kopyalarken, orijinal kaynağa bir bağlantı gereklidir.

Atom-moleküler teorinin temelleri Rus bilim adamı M.V. Lomonosov (1741) ve İngiliz bilim adamı J. Dalton (1808) tarafından oluşturuldu.

Atomik-moleküler teori, maddenin yapısının doktrinidir ve ana hükümleri şunlardır:

1. Tüm maddeler moleküllerden ve atomlardan oluşur. Molekül, bir maddenin bağımsız olarak var olabilen ve maddenin temel kimyasal özelliklerini kaybetmeden daha fazla parçalanamayan en küçük parçacığıdır. Bir molekülün kimyasal özellikleri, bileşimi ve kimyasal yapısı tarafından belirlenir.

2. Moleküller sürekli hareket halindedir. Moleküller rastgele ve sürekli hareket eder. Moleküllerin hareket hızı, maddelerin toplanma durumuna bağlıdır. Sıcaklık arttıkça moleküllerin hareket hızı artar.

3. Aynı maddenin molekülleri aynıdır ancak farklı maddelerin molekülleri kütle, boyut, yapı ve kimyasal özellikler bakımından farklılık gösterir. Her madde molekülleri kaldığı sürece var olur. Moleküller yok olur olmaz, söz konusu maddenin varlığı sona erer: yeni moleküller, yeni maddeler ortaya çıkar. Kimyasal reaksiyonlar sırasında bazı maddelerin molekülleri yok edilir ve diğer maddelerin molekülleri oluşur.

4. Moleküller daha küçük parçacıklardan, yani atomlardan oluşur. Atom, bir kimyasal elementin kimyasal olarak parçalanamayan en küçük parçacığıdır.

Dolayısıyla elementin özelliklerini atom belirler.

Atom– pozitif yüklü bir çekirdek ve negatif yüklü elektronlardan oluşan elektriksel olarak nötr bir parçacık.

Kimyasal element belirli bir dizi özellik ile karakterize edilen bir tür atom olarak adlandırılır.

Şu anda bir element, aynı nükleer yüke sahip bir atom türü olarak tanımlanmaktadır.

Molekülleri bir elementin atomlarından oluşan maddelere denir. basit maddeler(C, H2, N2, O3, S8, vb.).

Molekülleri iki veya daha fazla elementin atomlarından oluşan maddelere denir. karmaşık maddeler ( H20, H2S04, KHCO3, vb.). Bir moleküldeki atomların sayısı ve göreceli dizilişi çok önemlidir.

Aynı elementin atomlarının yapı ve özellik bakımından farklı birkaç basit madde oluşturma yeteneğine denir. allotropi, ve oluşan maddeler - allotropik modifikasyonlar veya modifikasyonlar,örneğin, oksijen elementi iki allotropik modifikasyon oluşturur: O2 - oksijen ve O3 - ozon; karbon elementi - üç: elmas, grafit ve karabina vb.

Allotropi fenomeni iki nedenden kaynaklanır: moleküldeki farklı sayıda atom (oksijen O2 ve ozon O3) veya farklı kristal formların oluşumu (elmas, grafit ve karbin).

Elementler genellikle kimyasal sembollerle gösterilir. Her zaman olmalı Unutma, bir kimyasal elementin her sembolü şu anlama gelir:

1. öğe adı;

2. bir atomu;

3. atomlarının bir molü;

4. elementin bağıl atom kütlesi;

5. Kimyasal elementlerin periyodik tablosundaki konumu

DI. Mendeleev.

Yani, örneğin, işaret Sönümüzde olanı gösteriyor:

1. kimyasal element kükürt;

2. bir atomu;

3. bir mol kükürt atomu;

4. Sülfürün atom kütlesi 32 a'dır. u.m. (atom kütle birimi);

5. kimyasal elementlerin periyodik sistemindeki seri numarası D.I. Mendeleyev 16.

Atomların ve moleküllerin mutlak kütleleri ihmal edilebilir düzeydedir, bu nedenle kolaylık olması açısından atomların ve moleküllerin kütlesi bağıl birimlerle ifade edilir. Şu anda atom kütlesinin birimi şu şekilde alınmaktadır: Atomik kütle birimi(kısaltılmış A. yemek yemek.), karbon izotopu 12 C, 1a'nın kütlesinin 1/12'sini temsil eder. e.m. 1,66 × 10-27 kg'dır.

Elementin atom kütlesi a ile ifade edilen atomunun kütlesi denir. yemek yemek.

Elementin bağıl atom kütlesi belirli bir elementin atomunun kütlesinin, karbon izotopu 12 C'nin kütlesinin 1/12'sine oranıdır.

Bağıl atom kütlesi boyutsuz bir miktardır ve gösterilir Ar,

örneğin hidrojen için

oksijen için .

Maddenin moleküler kütlesi a ile ifade edilen molekülün kütlesidir. e.m. Belirli bir maddenin molekülünü oluşturan elementlerin atomik kütlelerinin toplamına eşittir.

Maddenin bağıl moleküler ağırlığı belirli bir maddenin bir molekülünün kütlesinin, karbon izotopu 12 C'nin kütlesinin 1/12'sine oranıdır. Sembolle gösterilir. Bay. Bağıl moleküler kütle, atom sayısı dikkate alınarak molekülde bulunan elementlerin bağıl atom kütlelerinin toplamına eşittir. Örneğin, ortofosforik asit H3P04'ün nispi moleküler kütlesi, molekülde bulunan tüm elementlerin atomlarının kütlesine eşittir:

Bay(H3PO 4) = 1,0079 × 3 + 30,974 × 1 + 15,9994 × 4 = 97,9953 veya ≈ 98

Bağıl molekül ağırlığı, belirli bir maddenin molekülünün kütlesinin 1 a'dan kaç kat daha büyük olduğunu gösterir. yemek yemek.

Kütle birimlerinin yanı sıra kimyada bir maddenin miktar birimi de kullanılır. dua etmek(kısaltma "güve").

Maddenin molü- 12 g (0,012 kg) 12 C karbon izotopunda bulunan molekül, atom, iyon, elektron veya diğer yapısal birimler kadar madde içeren madde miktarı.

Bir karbon atomunun 12 C (1,993 × 10-27 kg) kütlesini bildiğimizde, 0,012 kg karbondaki atom sayısını hesaplayabiliriz:

Herhangi bir maddenin bir molündeki parçacık sayısı aynıdır. 6,02 × 10 23'e eşittir ve denir Avogadro sabiti veya Avogadro sayısı (Yok).

Örneğin, üç mol karbon atomu içerecektir

3 × 6,02 × 10 23 = 18,06 × 10 23 atom

"Köstebek" kavramını kullanırken, her özel durumda tam olarak hangi yapısal birimlerin kastedildiğini belirtmek gerekir. Örneğin, bir mol hidrojen atomu H, bir mol hidrojen molekülü H2, bir mol hidrojen iyonu veya Bir mol parçacık belirli bir kütleye sahiptir.

Molar kütle bir maddenin bir molünün kütlesidir. Mektupla belirtilir M.

Molar kütle sayısal olarak bağıl moleküler kütleye eşittir ve birimleri g/mol veya kg/mol'dür.

Bir maddenin kütlesi ve miktarı farklı kavramlardır. Kütle kg (g) cinsinden, madde miktarı ise mol cinsinden ifade edilir. Bir maddenin kütlesi (m, g), madde miktarı (n, mol) ve molar kütle (M, g/mol) arasında ilişkiler vardır:

n = , g/mol; M = g/mol; m = n × M, g.

Bu formülleri kullanarak bir maddenin belirli bir miktarının kütlesini, bir maddenin molar kütlesini veya bir maddenin miktarını hesaplamak kolaydır.

örnek 1 . 2 mol demir atomunun kütlesi nedir?

Çözüm: Demirin atom kütlesi 56 amu'dur. (yuvarlak), dolayısıyla 1 mol demir atomu 56 g ağırlığındadır ve 2 mol demir atomunun kütlesi 56 × 2 = 112 g'dır.

Örnek 2 . 560 g KOH'ta kaç mol potasyum hidroksit bulunur?

Çözüm: KOH'un moleküler ağırlığı 56 amu'dur. Molar = 56 g/mol. 560 g potasyum hidroksit şunları içerir: 10 mol KOH. Gaz halindeki maddeler için molar hacim kavramı vardır. Vm. Avogadro yasasına göre, normal koşullar altında (basınç 101.325 kPa ve sıcaklık 273 K) herhangi bir gazın bir molü 22,4 litre hacim kaplar. Bu miktara denir molar hacim(2 g hidrojen (H2), 32 g oksijen (O2), vb. tarafından işgal edilir.

Örnek 3 . Normal koşullar altında (no.) 1 litre karbon monoksitin (ΙV) kütlesini belirleyin.

Çözüm: CO2'nin moleküler kütlesi M = 44 amu'dur, dolayısıyla molar kütle 44 g/mol'dür. Avogadro kanununa göre bir mol CO2 no. 22,4 litre hacim kaplar. Dolayısıyla 1 litre C02'nin (n.s.) kütlesi g'ye eşittir.

Örnek 4. Normal koşullar altında (n.s.) 3,4 g hidrojen sülfürün (H 2 S) kapladığı hacmi belirleyin.

Çözüm: Hidrojen sülfürün molar kütlesi 34 g/mol'dür. Buna dayanarak şunu yazabiliriz: Standart koşullarda 34 g H 2 S. 22,4 litre hacim kaplar.

3,4 g ________________________ X l,

dolayısıyla X = l.

Örnek 5. Kaç tane amonyak molekülü var?

a) 1 litrede b) 1 g'da?

Çözüm: Avogadro sayısı 6,02 × 10 23, standart koşullarda 1 mol (17 g/mol) veya 22,4 litredeki molekül sayısını gösterir, dolayısıyla 1 litre şunları içerir:

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

1 g'daki amonyak moleküllerinin sayısı şu orandan bulunur:

dolayısıyla X = 6,02 × 10 23 × 1= 3,5 × 10 22 molekül.

Örnek 6. 1 mol suyun kütlesi nedir?

Çözüm: H2O suyunun moleküler kütlesi 18 amu'dur. (Hidrojenin atom kütlesi – 1, oksijen – 16, toplam 1 + 1 + 16 = 18). Bu, bir mol suyun kütle olarak 18 grama eşit olduğu ve bu su kütlesinin 6,02 x 10 23 su molekülü içerdiği anlamına gelir.

Niceliksel olarak, bir maddenin 1 molünün kütlesi, maddenin atomik veya moleküler kütlesine sayısal olarak eşit olan gram cinsinden kütlesidir.

Örneğin, 1 mol sülfürik asit H2S04'ün kütlesi 98 g'dır.

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

ve bir H 2 SO 4 molekülünün kütlesi eşittir 98 gram= 16,28 × 10 -23 gr

Bu nedenle, herhangi bir kimyasal bileşik, bir molün kütlesi veya molar (molar) kütle ile karakterize edilir. M, g/mol cinsinden ifade edilir (M(H2O) = 18 g/mol ve M(H2S04) = 98 g/mol).

Ders 1

KİMYANIN KONUSU VE ÖNEMİ

1. Kimya konusu. Mühendislik bilgisinin temelini belirleyen doğa bilimleri arasında kimya, bilgi önemi nedeniyle lider konumdadır. Bilindiği gibi bilimsel ve teknik bilgilerin toplam hacminin yaklaşık dörtte biri kimyasaldır.

Kimyanın modern tanımı: asıl görevi moleküllerin oluşumu ve yok edilmesinin (kimyasal bağlanma) kimyasal süreçlerinin (reaksiyonlarının) incelenmesi olan bir kimya bilimleri sistemi (organik, inorganik, analitik, fiziksel kimya vb.), ayrıca bu süreçler ile maddenin diğer hareket biçimleri (elektromanyetik alanlar ve radyasyon vb.) arasındaki ilişkiler ve geçişler.

Kimya, organik ve inorganik kökenli maddelerin bileşimini, yapısını, maddelerin etkileşime girme yeteneğini ve kimyasal enerjinin ısıya, elektriğe, ışığa vb. geçiş olgusunu inceler.

İnsanlığın varoluşunda ve gelişmesinde kimyanın önemi çok büyüktür. Tek bir üretim dalının kimya olmadan yapamayacağını söylemek yeterli. Bir insanı günlük yaşamda veya işte çevreleyen şeylere bakarsanız, bunların hepsi kimyanın armağanları ve eylemleridir. Kimyanın çeşitli endüstrilerde, tarımda ve tıpta önemi hakkında kitaplar yazıldı. Ünlü İngiliz fizikçi W. Ramsay şunları söyledi: "Kimyanın gelişmesinde diğerlerini geride bırakan bu ulus, o ülke, genel maddi refahta da onları aşacaktır."

Kimyanın temel yasaları

Atom-moleküler bilim kimyanın teorik temelidir.

Madde, maddenin varoluş biçimlerinden biridir. Madde, belirli bir iç yapıya sahip olan moleküller, atomlar, iyonlar gibi bireysel küçük parçacıklardan oluşur. Başka bir deyişle, her madde sürekli bir şey değildir, çok küçük bireysel parçacıklardan oluşur; atomik-moleküler öğretinin temeli, maddenin ayrıklığı (yapının süreksizliği) ilkesidir. Maddelerin özellikleri onu oluşturan parçacıkların bileşiminin ve yapısının bir fonksiyonudur. Çoğu madde için bu parçacıklar moleküllerdir.

Molekül – Bir maddenin kimyasal özelliklerini taşıyan en küçük parçacığı. Moleküller de atomlardan oluşur. Atom – Bir elementin kimyasal özelliklerine sahip en küçük parçacığı.

“Basit (temel) madde” ve “kimyasal element” kavramlarını birbirinden ayırmak gerekir. Aslında her basit madde belirli fiziksel ve kimyasal özelliklerle karakterize edilir. Basit bir madde kimyasal reaksiyona girip yeni bir madde oluşturduğunda özelliklerinin çoğunu kaybeder. Örneğin demir kükürt ile birleşerek metalik parlaklığını, işlenebilirliğini, manyetik özelliklerini vb. kaybeder. Aynı şekilde suyun bir parçası olan hidrojen ve oksijen de gaz halindeki hidrojen ve oksijen formunda olmayan suda bulunur. karakteristik özellikleri, ancak elementler biçimindedir - hidrojen ve oksijen. Bu unsurlar “serbest durumda” ise; Başka bir elemente kimyasal olarak bağlanmazlar, basit maddeler oluştururlar. Bir kimyasal element, belirli bir dizi özellik ile karakterize edilen bir atom türü olarak tanımlanabilir. . Aynı elementin atomları birbirleriyle birleştiğinde basit maddeler oluşurken, farklı elementlerin atomlarının birleşimi ya basit maddelerin karışımını ya da karmaşık bir maddeyi verir.

Bir kimyasal elementin birkaç basit madde halinde bulunmasına allotropi denir. Aynı elementin oluşturduğu çeşitli basit maddelere bu elementin allotropik modifikasyonları denir. Basit bir madde ile bir element arasındaki fark, aynı elementten oluşan birkaç basit maddeyle karşılaşıldığında özellikle belirginleşir. Bileşim allotropisi ve form allotropisi vardır. Aynı elementin farklı geometrik düzenlerde düzenlenmiş (şekil allotropisi) veya farklı bileşimdeki moleküller (bileşim allotropisi) halinde birleştirilmiş atomları, benzer kimyasal özelliklere sahip, farklı fiziksel özelliklere sahip basit maddeler oluşturur. Örnekler şunları içerir:
oksijen ve ozon, elmas ve grafit. 2. Stokiyometrik yasalar. Kimyasal eşdeğeri. Atom-moleküler bilimin temeli, 18. ve 19. yüzyılların başında keşfedilen kimyanın temel yasalarıdır.

Kütlelerin ve enerjilerin korunumu kanunu, doğa bilimlerinin temel yasasıdır ve ilk olarak M.V. tarafından formüle edilmiş ve deneysel olarak doğrulanmıştır. 1756-59'da Lomonosov, daha sonra A.L. tarafından keşfedildi ve onaylandı. Lavoisier: Ortaya çıkan reaksiyon ürünlerinin kütlesi, başlangıç ​​reaktiflerinin kütlesine eşittir. Matematiksel formda bu yazılabilir:

Nerede Ben, J– reaktanların ve ürünlerin sayısına eşit tamsayılar.

Modern haliyle bu yasa şu şekilde formüle edilir: yalıtılmış bir sistemde kütlelerin ve enerjilerin toplamı sabittir. Kütlenin korunumu yasası, bireysel maddeler arasındaki reaksiyonların incelenmesine ve niceliksel kimyasal analize dayanmaktadır.

Kütle ve enerji arasındaki ilişkinin yasası (A. Einstein). Einstein, enerji ile kütle arasında aşağıdaki denklemle ölçülen bir ilişki olduğunu gösterdi:

E = mc 2 veya Dm = D e/C 2 (2.2)

burada E enerjidir; m – kütle; İle -ışık hızı. Kanun, kütledeki küçük değişikliklerle büyük miktarda enerjinin açığa çıktığı nükleer reaksiyonlar (atom patlaması) için geçerlidir.

Kompozisyonun değişmezliği yasası (J.L. Proust, 1801-1808): Kimyasal olarak saf olan bu bileşik nasıl elde edilirse edilsin bileşimi sabittir, dolayısıyla çok çeşitli reaksiyonlar sonucunda çinko oksit elde edilebilir:

Zn + 1/2 O2 = ZnO; ZnСO3 = ZnO + C02; Zn(OH)2 = ZnO + H20.

Ancak kimyasal olarak saf bir ZnO numunesi her zaman %80,34 Zn ve %19,66 O içerir.

Bileşimin değişmezliği yasası gaz, sıvı ve bir dizi katı madde için tamamen karşılanmıştır ( renk körü insanlar), ancak birçok kristalli madde, yapılarını değişken (belirli sınırlar dahilinde) bir bileşimle korur ( bertollidler). Bunlar belirli metallerin birbirleriyle olan bileşiklerini, ayrı ayrı oksitleri, sülfürleri ve nitrürleri içerir. Sonuç olarak, bu yasa yalnızca toplanma durumları ne olursa olsun moleküler yapıya sahip olan maddeler için geçerlidir. Değişken bileşimli bileşiklerde, bu yasanın özellikle katı haldeki maddeler için uygulanabilirliği sınırlıdır, çünkü belirli bir durumdaki özelliklerin taşıyıcısı bir molekül değil, faz adı verilen farklı işaretlere sahip belirli bir dizi iyondur (bir heterojen bir sistemin bir arayüzle sınırlı homojen kısmı) veya başka bir deyişle, katıların kristal kafesleri kusurlara sahiptir (boşluklar ve alanların dahil edilmesi).

Eşdeğerler Yasası (Richter, 1792-1800): kimyasal elementler kimyasal eşdeğerleriyle orantılı kütle oranlarında birbirleriyle birleşir:

Tüm stokiyometrik hesaplamalar bu yasa esas alınarak yapılır.

Kimyasal eşdeğeri Bir elementin miktarı, 1 mol (1.008 g) hidrojen atomu ile birleşen veya kimyasal bileşiklerde aynı sayıda hidrojen atomunun yerini alan miktarıdır.

Eşdeğerler ve eşdeğer kütleler kavramı karmaşık maddeler için de geçerlidir. Karmaşık bir maddeye eşdeğer bir eşdeğer hidrojenle veya genel olarak bir eşdeğer başka maddeyle kalıntı bırakmadan reaksiyona giren miktarıdır.

Basit ve karmaşık maddelerin eşdeğerlerinin hesaplanması:

Nerede Ar – elementin atom kütlesi; MA– bileşiğin moleküler ağırlığı.

Katlı oranlar kanunu (D. Dalton, 1808).İki element birbiriyle birden fazla kimyasal bileşik oluşturuyorsa, bunlardan birinin diğerinin aynı miktarına göre miktarı küçük tamsayılarla ilişkilidir.

Avogadro Yasası (1811). Bu kimyanın temel yasalarından biridir: Aynı fiziksel koşullar (basınç ve sıcaklık) altındaki gazların eşit hacimleri aynı sayıda molekül içerir.

A. Avogadro, gaz halindeki maddelerin moleküllerinin H, O, N, Cl değil, H2, O2, N2, Cl2 değil diatomik olduğunu tespit etti. Ancak inert gazların keşfiyle (tek atomludurlar) istisnalar keşfedildi.

İlk sonuç: Normal şartlarda herhangi bir gazın 1 molünün hacmi 22,4 litreye eşittir.

İkinci sonuç: herhangi bir gazın yoğunluğu moleküler kütleleriyle ilişkilidir: d 1 / d 2 = M 1 / M 2.

Avogadro sabiti, 6,02 × 10 23 mol -1 olan bir maddenin 1 molündeki parçacık sayısıdır.

Kimyanın temel yasalarının atomik-moleküler teorinin ışığında açıklanması onun önermelerinde yatmaktadır:

1) atomlar, (kimyasal yollarla) bileşenlerine ayrılamayan, birbirine dönüştürülemeyen veya yok edilemeyen en küçük madde parçacıklarıdır;

2) bir elementin tüm atomları aynıdır ve aynı kütleye sahiptir (izotopların varlığını hesaba katmazsanız, ders 3'e bakınız);

3) farklı elementlerin atomları farklı kütlelere sahiptir;

4) iki veya daha fazla element arasındaki kimyasal reaksiyonda atomları küçük tamsayı oranlarında birbirleriyle birleşir;

5) Birbirleriyle birleşen elementlerin bağıl kütleleri doğrudan atomların kütleleriyle ilişkilidir, yani. 1 g kükürt 2 g bakır ile birleşirse bu, her bir bakır atomunun bir kükürt atomunun iki katı ağırlığında olduğu anlamına gelir;

Kısacası kimya tamsayılar tarafından “kontrol edilir”, bu nedenle tüm bu yasalara stokiyometrik denir. Bu atom-moleküler bilimin zaferidir.

3. Atomik ve moleküler kütleler. Mol. Moleküler ve atomik kütlelerin hangi birimlerde ifade edildiğini düşünelim. 1961'de bağıl atom kütlelerinin birleşik bir ölçeği kabul edildi , Bu, atomik kütle birimi (amu) olarak adlandırılan, karbon izotopu 12 C'nin bir atomunun kütlesinin 1/12'sine dayanmaktadır. Buna göre, şu anda bir elementin bağıl atom kütlesi (atom kütlesi), atomunun kütlesinin, 12 C atomunun kütlesinin 1/12'sine oranıdır.

Benzer şekilde, basit veya karmaşık bir maddenin bağıl molekül ağırlığı (molekül ağırlığı), molekülünün kütlesinin oranıdır.
12 C atomunun kütlesinin 1/12'sine kadar Herhangi bir molekülün kütlesi, kendisini oluşturan atomların kütlelerinin toplamına eşit olduğundan, bağıl moleküler kütle, karşılık gelen bağıl atom kütlelerinin toplamına eşittir. Örneğin molekülünde iki hidrojen atomu ve bir oksijen atomu bulunan suyun moleküler ağırlığı şuna eşittir: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.

Kimyada kütle ve hacim birimlerinin yanı sıra, mol adı verilen bir maddenin miktar birimi de kullanılır. köstebek – 12 g karbon izotopu 12 C'deki atom sayısı kadar molekül, atom, iyon, elektron veya diğer yapısal birim içeren bir maddenin miktarı.

Bir maddenin mol cinsinden miktarı o maddenin kütlesinin oranına eşittir M moleküler ağırlığına kadar M:

n= M/M. (2.8)

Molar kütle ( M) genellikle g/mol cinsinden ifade edilir. Bir maddenin g/mol cinsinden ifade edilen molar kütlesi, onun bağıl moleküler (atomik) kütlesi ile aynı sayısal değere sahiptir. Böylece atomik hidrojenin molar kütlesi 1,0079 g/mol, moleküler hidrojen ise 2,0158 g/mol'dür.

Gaz hacminin basınç ve sıcaklığa bağımlılığı Tarif edilebilir ideal bir gazın durum denklemi pV = RT, Bir mol gaz için geçerlidir ve mol sayısı dikkate alındığında ünlü denklem haline gelir.
Clapeyron-Mendeleev:

pV= N RT (2.9)

Nerede R– evrensel gaz sabiti (8,31 J/mol×K).

Bu denklemi ve Avogadro yasasının ikinci sonucunu kullanarak, 19. yüzyılın sonlarında basit ölçüm aletlerini (termometre, barometre, terazi) kullanarak. Birçok uçucu basit ve karmaşık organik ve inorganik maddenin moleküler kütleleri belirlendi. 1860 yılında, 1. Uluslararası Kimyagerler Kongresi'nde (Karlsruhe, Almanya), temel kavramların klasik tanımları kabul edildi: atom, molekül, element vb., ana reaksiyon türlerinin ve kimyasal bileşik sınıflarının sistematiği ve sınıflandırılması gerçekleştirildi. .

4. Anorganik bileşiklerin ana sınıfları. Basit ve karmaşık kimyasal maddelerin sınıflandırılması, ana kimyasal reaksiyonlardan biri olan nötrleştirme reaksiyonunun reaktifleri ve ürünlerinin dikkate alınmasına dayanmaktadır. Bu sınıflandırmanın temelleri I.Ya. 1818'de Berzelius, daha sonra önemli ölçüde açıklığa kavuşturuldu ve tamamlandı.

Simyacılar ayrıca benzer fiziksel ve kimyasal özelliklere sahip bir dizi basit maddeyi de birleştirdiler. metaller . Tipik metaller dövülebilirlik, metalik parlaklık, yüksek termal ve elektrik iletkenliği ile karakterize edilir; kimyasal özellikleri açısından metaller indirgeyici maddelerdir. Geriye kalan basit maddeler sınıfta birleştirildi metal olmayanlar (metaloidler ). Ametaller daha çeşitli fiziksel ve kimyasal özelliklere sahiptir. Basit maddeler oksijenle etkileşime girdiğinde oluşurlar. oksitler . Metaller formu temel oksitler, metal olmayanlar – asidik . Bu tür oksitlerin su ile reaksiyonunda sırasıyla; zemin Ve asitler . Son olarak asit ve bazların nötrleşme reaksiyonu oluşumuna yol açar. tuzlar . Tuzlar ayrıca bazik oksitlerin asidik oksitler veya asitlerle, asidik oksitlerin bazik oksitler veya bazlarla etkileşimi yoluyla da elde edilebilir (Tablo 1).

tablo 1

İnorganik bileşiklerin ana sınıflarının kimyasal özellikleri

Yalnızca suda çözünür bazlar oluşturan bazik oksitlerin suyla doğrudan reaksiyona girdiği vurgulanmalıdır - alkaliler . Suda çözünmeyen bazlar (örneğin Cu(OH)2) oksitlerden yalnızca iki aşamada elde edilebilir:

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

Oksitlerin sınıflandırılması bazik ve asidik ile sınırlı değildir. Bazı oksitler ve bunlara karşılık gelen hidroksitler ikili özellikler gösterir: bazlar olarak asitlerle ve asitler olarak bazlarla reaksiyona girerler (her iki durumda da tuzlar oluşur). Bu tür oksitler ve hidroksitlere denir amfoterik :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (katıların füzyonu),

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20, Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 (çözelti içinde).

Bazı oksitler karşılık gelen asit veya bazlarla eşleştirilemez. Bu tür oksitlere denir tuz oluşturmayan örneğin karbon monoksit (II) CO, nitrojen oksit (I) N2O. Asit-baz etkileşimlerine katılmazlar, ancak başka reaksiyonlara girebilirler. Yani N2O güçlü bir oksitleyici maddedir, CO ise iyi bir indirgeyici maddedir. Bazen asidik, bazik ve amfoterik oksitler bir sınıf halinde birleştirilir tuz oluşturan .

Asitler arasında öne çıkıyor oksijensiz – örneğin, hidrojen klorür (hidroklorik) HCl, hidrojen sülfür H2S, hidrojen siyanür (hidrosiyanür) HCN. Asit-baz özellikleri bakımından farklılık göstermezler. oksijen içeren asitler Ayrıca, temel özelliklere sahip olan ancak metal atomları içermeyen, örneğin amonyum hidroksit NH4OH - amonyak NH3'ün bir türevi olan maddeler de vardır.

Asitlerin isimleri, asidi oluşturan elementten türetilir. Oksijensiz asitler söz konusu olduğunda, asidi oluşturan elementin (veya CN - siyanojen gibi element grubunun) adına "o" son eki ve "hidrojen" kelimesi eklenir: H 2 S - hidrojen sülfür, HCN - hidrojen siyanür.

Oksijen içeren asitlerin isimleri, asit oluşturan elementin oksidasyon derecesine bağlıdır. Bir elementin maksimum oksidasyon derecesi “... n (th)” veya “... ov (th)” son ekine karşılık gelir, örneğin HNO3 - nitrik asit, HClO 4 - perklorik asit, H2CrO 4 - kromik asit. Oksidasyon durumu azaldıkça ekler şu sırayla değişir: “...ovat(aya)”, “...ist(aya)”, “...ovatist(aya)”; örneğin HClO3 hipoklorözdür, HClO2 klorludur, HOCl hipokloröz asittir. Bir element yalnızca iki oksidasyon durumunda asit oluşturuyorsa, elementin en düşük oksidasyon durumuna karşılık gelen asidi adlandırmak için “...ist(aya)” son eki kullanılır; örneğin HNO2 nitröz asittir. Bileşiminde -O-O- atom grubunu içeren asitler, hidrojen peroksit türevleri olarak kabul edilebilir. Bunlara peroksoasitler (veya perasitler) denir. Gerekirse, "perokso" önekinin ardından asit adına, molekülün bir parçası olan asit oluşturucu elementin atom sayısını gösteren sayısal bir önek yerleştirilir, örneğin: H 2 SO 5, H 2 S 2 Ö 8.

Bileşikler arasında önemli bir grup oluşur zemin (hidroksitler), yani OH- hidroksil grupları içeren maddeler. Hidroksitlerin isimleri “hidroksit” kelimesinden ve genel durumdaki elementin isminden oluşur, bundan sonra gerekirse elementin oksidasyon durumu parantez içinde Romen rakamlarıyla gösterilir. Örneğin LiOH, lityum hidroksittir, Fe(OH)2 ise demir (II) hidroksittir.

Bazların karakteristik bir özelliği, asitlerle, asidik veya amfoterik oksitlerle reaksiyona girerek tuz oluşturabilmeleridir, örneğin:

KOH + HCl = KCl + H20,

Ba(OH)2 + C02 = BaCO3 + H20

2NaOH + Al203 = 2NaAlO2 + H20

Protolitik (proton) teorisi açısından bazlar, proton alıcısı olabilen maddeler olarak kabul edilir; hidrojen iyonlarını bağlayabilmektedir. Bu açıdan bakıldığında, bazlar sadece bazik hidroksitleri değil, aynı zamanda molekülü bir proton ekleyebilen ve bir amonyum iyonu oluşturabilen amonyak gibi diğer bazı maddeleri de içermelidir:

NH3 + H + = NH4 +

Aslında amonyak, bazik hidroksitler gibi asitlerle reaksiyona girerek tuz oluşturabilir:

NH3 + HCl = NH4Cl

Baza bağlanabilen proton sayısına bağlı olarak, tek asitli bazlar (örneğin, LiOH, KOH, NH3), diasit bazlar [Ca(OH) 2, Fe(OH) 2] vb. vardır. .

Amfoterik hidroksitler (Al(OH)3, Zn(OH)2), sulu çözeltilerde hem asitler (hidrojen katyonlarının oluşumuyla) hem de bazlar (hidroksil anyonlarının oluşumuyla) olarak ayrışabilir; protonların hem bağışçısı hem de alıcısı olabilirler. Bu nedenle amfoterik hidroksitler hem asitlerle hem de bazlarla reaksiyona girdiğinde tuzlar oluşturur. Amfoterik hidroksitler asitlerle etkileşime girdiğinde bazların özelliklerini gösterir ve bazlarla etkileşime girdiğinde asitlerin özelliklerini gösterir:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O,

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H20.

Bileşimi oksit sınıfına ait olan, ancak yapısı ve özellikleri tuz sınıfına ait olan oksijenli elementlerin bileşikleri vardır. Bunlara peroksitler veya peroksitler denir. Peroksitler, hidrojen peroksit H202'nin tuzlarıdır, örneğin Na202, CaO2. Bu bileşiklerin yapısının karakteristik bir özelliği, yapılarında birbirine bağlı iki oksijen atomunun (“oksijen köprüsü”) varlığıdır: -O-O-.

Tuzlar elektrolitik ayrışma sırasında sulu bir çözeltide bir K + katyonu ve bir A – anyonu oluştururlar. Tuzlar, bir asit molekülündeki hidrojen atomlarının metal atomlarıyla tamamen veya kısmen değiştirilmesinin ürünleri olarak veya bir bazik hidroksit molekülündeki hidroksil gruplarının asidik kalıntılarla tamamen veya kısmen değiştirilmesinin ürünleri olarak düşünülebilir.

Nötralizasyon reaksiyonu tam olarak ilerlemeyebilir. Bu durumda asit fazlalığı ile ekşi fazla baz içeren tuzlar - temel (eşdeğer oranda oluşan tuzlara denir ortalama ). Asit tuzlarının yalnızca poliasit asitler, bazik tuzlar - yalnızca poliasit bazlar tarafından oluşturulabileceği açıktır:

Ca(OH)2 + 2H2S04 = Ca(HSO4)2 + 2H2O,

Ca(OH)2 + H2S04 = CaS04 + 2H20,

2Ca(OH)2 + H2S04 = (CaOH)2S04 + 2H20.

Çeşitlilik ve çok sayıda kimyasal reaksiyon arasında sınıflandırmaları her zaman mevcut olmuştur. Böylece, kimyanın gelişimi dikkate alındığında, üç ana kimyasal reaksiyon türü ayırt edilir:

1) asit-baz dengesi, özel durumlar - nötrleştirme, hidroliz, asitlerin ve bazların elektrolitik ayrışması;

2) bir atomun, iyonun, molekülün oksidasyon durumundaki değişiklikle redoks. Bu durumda oksidasyon ve indirgeme aşamaları, elektron kaybı ve kazanımı sürecinin parçaları olarak ayrılır;

3) kompleks oluşumu - belirli sayıda molekülün veya iyonun, kompleks oluşturucu bir madde olan metalin merkezi atomuna veya iyonuna bağlanması ve birincisi, sayısı koordinasyon numarası (n) ile karakterize edilen ligandlardır. .

Bu tür kimyasal reaksiyonlara göre kimyasal bileşikler sınıflandırılır: asitler ve bazlar, oksitleyici maddeler ve indirgeyici maddeler, karmaşık bileşikler ve ligandlar.

Daha modern bir yorumda, atomların ve moleküllerin elektronik yapısı dikkate alınarak, birinci tip reaksiyonlar, bir protonun dahil olduğu ve transfer edildiği reaksiyonlar, ikinci tip reaksiyonlar (elektron transferi ile), protonların transfer edildiği reaksiyonlar olarak tanımlanabilir. üçüncü tip – yalnız bir çift elektronun transferiyle. Birinci tip reaksiyonların kantitatif ölçümü, örneğin pH, ikincisi potansiyel (E, B), potansiyel fark (Δφ, V) ve üçüncüsü, örneğin belirli bir koordinasyon numarasının (n) uygulanmasıdır. ) kimyasal (verici-alıcı) bağların, merkezi iyon - kompleks yapıcı maddenin ligand alanının enerji stabilizasyonu
(ΔG, kJ/mol), kararlılık sabiti.

Atomik yapı

1.Atomun yapısına ilişkin fikirlerin geliştirilmesi. Eğer küresel bir felaket sonucunda insanlığın biriktirdiği tüm bilimsel bilgiler yok olsaydı ve gelecek nesillere sadece bir cümle aktarılsaydı, o zaman en az kelimeden oluşan hangi ifade en fazla bilgiyi getirirdi? Bu soru ünlü Amerikalı fizikçi Nobel ödüllü tarafından soruldu. Richard Feynman Kendisi de şu cevabı verdi: Bu atom hipotezidir. Tüm cisimler atomlardan oluşur; sürekli hareket halinde olan, kısa mesafeden çekilen, ancak biri diğerine daha fazla bastırıldığında itilen küçük cisimler. Ancak M.Ö. 400 yıllarında yaşayan antik Yunan filozofu Demokritos da esasen bu ifadeye katılıyor olabilir. Modern insanlar, eski Yunanlıların aksine, bilgilerine dayanarak atom bombaları ve nükleer santraller yaratabilselerdi atomlar hakkında daha fazla şey biliyorlardı.

19. yüzyılın sonuna kadar. atomun bölünmez ve değişmez bir parçacık olduğuna inanıyordu. Ancak daha sonra bu bakış açısıyla açıklanamayan olaylar keşfedildi. Elektrokimyasal araştırma G. Davy, M. Faraday bir atomun, elektrolizörün katot veya anotunda biriken pozitif ve negatif yükleri taşıyabileceğini gösterdi. Elektrik yükünün tanecikli doğası bundan kaynaklanmaktadır.

Spektrumlarını elde etmek için gazların uyarılma yöntemlerini geliştirerek, W. Crooks sözde katot ışınlarını keşfetti (modern televizyonlarda uygulanan bir olgu). Bir elektrik akımı bir tüpün içindeki seyreltilmiş bir gazdan geçtiğinde, negatif kutuptan (katot) zayıf bir ışık akışı (katot ışını) yayılır. Katot ışını, üzerine düştüğü cisimlere negatif yük verir ve tüpe yakın pozitif yüklü cisimlere doğru saptırılır. Bu nedenle katot ışını negatif yüklü parçacıkların akışıdır.

Termal emisyon ve fotoemisyon olgusu da keşfedildi ( A.G. Stoletov), sıcaklık ve ışık kuantumunun etkisi altında negatif yüklü parçacıkların yok edilmesinden oluşur ve atomun negatif yüklü parçacıklar içerdiği gerçeğini doğrular. A.A. Becquerel Radyoaktivite olgusunu keşfetti. eşler Curie radyoaktif radyasyon akışının düzgün olmadığını ve elektrik ve manyetik alanla ayrılabileceğini gösterdi. Kapasitöre giren toplam radyasyon üç kısma ayrılır: a-ışınları (He 2+) kapasitörün negatif plakasına doğru hafifçe saptırılır, b-ışınları (elektron akışı) kapasitörün pozitif plakasına doğru kuvvetli bir şekilde saptırılır, g -ışınlar (elektromanyetik dalgalar) hiçbir elektrik veya manyetik alanda saptırılmaz.

Ve son olarak X ışınlarının keşfi Conrad Röntgen atomun karmaşık olduğunu ve H. Thomsen'in en küçüğüne elektron adını verdiği pozitif ve negatif parçacıklardan oluştuğunu gösterdi. Dahası, R.S. Mullikenşarjını ölçtü e= -1,6×10 -19 C (mümkün olan minimum, yani temel) ve elektronun kütlesini buldu M= 9,11×10 -31 kg.

Bir atomun, içindeki elektronların varlığında nötr olması, atomda pozitif yük taşıyan bir bölgenin olduğu sonucunu doğurdu. Elektronların konumu veya yerleştirilmesi ve atomlardaki varsayılan pozitif yüklerle ilgili soru hala açık. Atomun yapısıyla ilgili soru Bu çalışmalara dayanarak 1903 yılında H.Thomsen"Kuru üzümlü puding" adı verilen bir atom modeli önerdi; atomdaki pozitif yük, arasına serpiştirilmiş bir negatif yük ile eşit şekilde dağıtıldı. Ancak daha ileri araştırmalar bu modelin tutarsızlığını gösterdi.

E.Rutherford(1910) bir malzeme katmanından (folyo) bir a-ışınları akışı geçirerek bireysel parçacıkların folyodan geçtikten sonra sapmasını ölçtüler. Gözlemlerinin sonuçlarını özetleyen Rutherford, ince bir metal ekranın alfa parçacıklarına karşı kısmen şeffaf olduğunu, bu parçacıkların tabakanın içinden geçerken ya yollarını değiştirmediğini ya da küçük açılarda saptığını tespit etti. Bireysel a parçacıkları, sanki yollarında aşılmaz bir engelle karşılaşmışlar gibi, duvardan düşen bir top gibi geriye doğru fırlatıldı. Folyodan geçen çok az sayıda a-parçacığı geri fırlatıldığı için, bu engelin atomda, atomun kendisinden bile ölçülemeyecek kadar küçük bir hacim kaplaması ve büyük bir kütleye sahip olması gerekir; aksi takdirde a- ondan gelen parçacıklar sekmez. Böylece, atomun neredeyse tüm kütlesinin ve tüm pozitif yükün yoğunlaştığı bir atomun çekirdeği hakkında bir hipotez ortaya çıktı. Bu durumda, atom çekirdeğinden gelen elektrostatik itme kuvvetlerinin etkisi altında çoğu alfa parçacığının yolunun küçük açılarla sapması netleşir. Daha sonra çekirdeğin çapının yaklaşık 10-5 nm, atomun çapının ise 10-1 nm olduğu bulundu. çekirdeğin hacmi atomun hacminden 10 12 kat daha azdır.

Rutherford'un önerdiği atom modelinde, atomun merkezinde pozitif yüklü bir çekirdek bulunur ve onun etrafında, etrafındaki gezegenler gibi, sayısı elementin nükleer yüküne veya atom numarasına eşit olan elektronlar hareket eder. Güneş (atomun gezegen modeli). Rutherford'un geliştirdiği nükleer model, atomun yapısının anlaşılmasında ileriye doğru atılmış büyük bir adımdı. Çok sayıda deneyle doğrulanmıştır. Ancak bazı açılardan model köklü gerçeklerle çelişiyordu. Bu türden iki çelişkiye dikkat çekelim.

Birincisi, Rutherford'un atoma ilişkin gezegen modeli, atomun kararlılığını açıklayamıyordu. Klasik elektrodinamik yasalarına göre çekirdeğin etrafında hareket eden elektron kaçınılmaz olarak enerji kaybeder. Bir elektronun enerji rezervi azaldıkça yörüngesinin yarıçapı sürekli olarak azalmalı ve bunun sonucunda çekirdeğe düşerek varlığı sona ermelidir. Fiziksel olarak atom kararlı bir sistemdir ve çok uzun süre bozulmadan var olabilir.

İkincisi, Rutherford'un modeli atom spektrumunun doğası hakkında yanlış sonuçlara varılmasına yol açtı. Alkali metallerin spektrumlarının atomik hidrojenin spektrumuna benzer olduğu ortaya çıktı ve analizleri, her bir alkali metalin atomlarının, geri kalan elektronlara kıyasla çekirdeğe zayıf bir şekilde bağlanan bir elektron içerdiği sonucuna varılmasına yol açtı. Yani bir atomda elektronlar çekirdeğe aynı uzaklıkta değil, katmanlar halinde bulunur.

Atomik spektrumlar, uyarılmış atomların radyasyonunun (yüksek sıcaklıkta bir alev veya başka yollarla), karmaşık radyasyonu belirli bir dalga boyuna sahip monokromatik bileşenlere ayıran özel bir optik cihazdan (prizma, prizma sistemi veya kırınım ızgaraları) geçirilmesiyle elde edilir. (l) ve buna göre belirli bir elektromanyetik radyasyon salınımı frekansıyla: n = İle/l, nerede C- ışık hızı. Her bir monokromatik ışın, alıcı cihazda (fotoplaka vb.) belirli bir konuma kaydedilir. Sonuç, bu radyasyonun bir spektrumudur. Atomik spektrumlar bireysel çizgilerden oluşur; bunlar çizgi spektrumlarıdır.

Her bir atom türü, diğer atom türlerinde tekrarlanmayan, spektrumdaki çizgilerin kesin olarak tanımlanmış bir düzenlemesi ile karakterize edilir. Bu, birçok unsurun keşfedildiği spektral analiz yönteminin temelidir. Atom spektrumunun doğrusallığı, elektronun sürekli enerji emisyonunun bir sonucu olarak atom spektrumunun sürekli olması gerektiğini söyleyen klasik elektrodinamik yasalarıyla çelişiyordu.

2. Bohr hidrojen atomunun yapısının modeli. Klasik elektrodinamik yasalarının bir atomdaki elektronun davranışını tanımlamakta uygulanamaz olduğu ortaya çıktığından, Niels Bohr Kuantum mekaniği yasalarına dayanan ilk formüle edilmiş önermeler.

1. Hidrojen atomunda, elektronun yaymadığı, hareket eden yörüngeler vardır. Bunlara sabit denir.

2. Enerjinin yayılması veya emilmesi, bir elektronun sabit bir yörüngeden diğerine geçişi sonucu meydana gelir. Çekirdeğe uzak yörüngeler büyük bir enerji kaynağı ile karakterize edilir. Alt yörüngelerden üst yörüngelere geçiş sırasında atom uyarılmış duruma geçer. Ancak bu durumda uzun süre kalmayabilir. Enerji yayar ve orijinal temel durumuna geri döner. Bu durumda radyasyon kuantumunun enerjisi şuna eşittir:

H n= E n – Ek,

Nerede N Ve k- bütün sayılar.

3. Dalga (kuantum) mekaniğinin temel prensipleri. Dalga (spektral) özelliklerinin açıklaması, atom yapısı teorisindeki kuantum mekaniği kavramlarıyla eş zamanlı olarak ortaya çıktı. Öncül teoriydi Tahta vücut radyasyonu Enerji değişikliklerinin sürekli olarak (klasik mekaniğin kanunlarına göre) değil, kuantum adı verilen kısımlarda spazmodik olarak meydana geldiğini gösterdi. Kuantum enerjisi Planck denklemi ile belirlenir: e = H n, nerede H - Planck sabiti 6,63×10 –34 J×s'ye eşittir,
n – radyasyon frekansı. Elektronun parçacık özelliklerine (kütle, yük) ve dalga özelliklerine - frekans, dalga boyu - sahip olduğu ortaya çıktı.

Buna bağlı Louis de Broglie parçacık-dalga dualizmi fikrini ortaya attı . Dahası, dalga-parçacık ikiliği, mikro ve makro dünyanın tüm nesnelerinin karakteristik özelliğidir; yalnızca makroskobik nesneler için özellik gruplarından biri baskındır ve bunlardan parçacıklar veya dalgalar olarak söz edilir ve temel parçacıklar için her iki özellik de birlikte kendilerini gösterir. De Broglie denklemi parçacığın momentumu ile dalga boyu arasındaki ilişkiyi gösterir: l = H/P = H/M sen. Böylece bir çekirdeğin etrafında dönen bir elektrona belirli bir dalga boyu atanabilir.

Bu fikirlere göre elektron, bir atomun hacmine yayılmış, farklı yoğunluklara sahip bir buluttur. Sonuç olarak, bir atomdaki bir elektronun konumunu tanımlamak için, enerjisini ve uzaysal geometrisini hesaba katarak bir atomdaki elektron yoğunluğunun olasılıksal bir tanımını yapmak gerekir.

4. Kuantum sayıları. Yörüngeler. Hidrojen atomunun elektronik yapısını açıklamak için dört kuantum sayısı önerilmiştir. N, ben, m l, S, Bir atomdaki elektronun enerji durumunu ve davranışını karakterize eder. Bu sayılar, Periyodik Element Tablosu'ndaki herhangi bir atomun elektronunun durumunu benzersiz bir şekilde karakterize eder. Her elektron için toplu olarak farklı değerlere sahiptirler.

Baş kuantum sayısı n Elektron bulutlarının enerjisini ve boyutunu karakterize eder. 1-8 arasındaki atomların temel durumları için ve prensip olarak sonsuza kadar değerler alır. Enerji düzeyi sayısı olarak fiziksel anlamı, bir atomdaki elektronun enerji değeri ve bunun sonucunda da atomun boyutudur. Şu tarihte: P=1 elektron toplam minimum enerjiye sahip birinci enerji seviyesindedir, vb. Artırırken P toplam enerji artar. Her enerji seviyesinin enerjisi şu formül kullanılarak tahmin edilebilir: E = - 1 / 13,6 ×n 2. Enerji seviyeleri genellikle aşağıdaki harflerle belirtilir:

Yan, yörünge(veya azimut)kuantum sayısı l Bir atomun etrafındaki elektron yörüngelerinin (bulutların) şeklini karakterize eder ve enerji seviyesindeki enerji değişimini belirler; enerjiyi karakterize eder alt seviye. Elektron bulutunun her şekli, yan kuantum sayısıyla belirlenen, elektronun mekanik momentumunun belirli bir değerine karşılık gelir. ben 0 ila 0 arasında değişen P–1: P=1, ben=0; P=2, ben=0, ben=1; P=3, ben=0,ben=1, ben=2 vb. Enerji alt seviyeleri şunlara bağlıdır: ben harflerle gösterilir:

S seviyesindeki elektronlara denir. S- elektronlar,
Açık P seviye – P- elektronlar, açık D seviye – D- elektronlar.

Elektronların enerjisi dış manyetik alana bağlıdır. Bu bağımlılık manyetik kuantum sayısıyla tanımlanır. Manyetik kuantum sayısı m l elektron yörüngesinin (bulut) uzaysal yönelimini gösterir. Harici bir elektrik veya manyetik alan, elektron bulutlarının uzaysal yönelimini değiştirir ve enerji bölünmesi meydana gelir.
alt seviyeler. Sayı m l arasında değişir – ben, 0, +ben ve sahip olabilir (2× ben+1) değerler:

Üç kuantum sayısının birleşimi benzersiz bir şekilde yörüngeyi tanımlar. “Kare” -  olarak belirtilir. Bir parçacık olarak elektron, kendi ekseni etrafında saat yönünde ve saat yönünün tersine dönme deneyimi yaşar. Açıklanıyor spin kuantum sayısı s(Hanım), ±1/2 değerlerini alır. Zıt yönlü spinlere sahip bir atomda elektronların varlığı “oklarla” gösterilir. Yani kuantum sayılarının dört kümesi elektronların enerjisini tanımlar.

5. Çok elektronlu atomlar. Seviye ve alt seviyelerdeki elektron sayısının belirlenmesi.Çok elektronlu atomlarda, bir dizi kuantum sayısına göre elektron dizilimi iki varsayım tarafından yönetilir.

Pauli ilkesi: Bir atomda dört özdeş kuantum sayısına sahip iki elektron olamaz (aksi takdirde bunlar ayırt edilemez, minimum enerji farkı spinlerdedir). Sonuç olarak, bir yörüngedeki bir elektron hücresinde spinleri zıt yönde olan ikiden fazla elektron bulunamaz.

Hücrelerin elektronlarla doldurulması aşağıdakilere uygun olarak gerçekleştirilir: Hund kuralı. Elektronlar doluyor S-, P-, D-, F- yörüngeler, toplam dönüş maksimum olacak şekilde döner veya başka bir deyişle, elektronlar boş (boş) yörüngeleri doldurma eğilimindedir ve ancak o zaman eşleşir (Pauli'ye göre):

Kuantum kimyasının ilkelerini dikkate alarak herhangi bir atomun elektronik konfigürasyonunu aşağıdaki şekilde oluşturmak mümkündür. 2, 2n 2 düzeyinde, 2(2) düzeyindeki elektron sayısını belirlemek için formüller türetiyoruz. ben+1). Yörünge sayısı m'nin değerlerinin sayısına eşittir (m=1, m=2, m=3).

Alt seviyelerin elektronlarla doldurulması aşağıdakilere uygun olarak gerçekleştirilir: Klechkovsky'nin kuralı. Enerji seviyelerinin doldurulması, ana ve ikincil kuantum sayılarının toplamına göre artan sırada gerçekleşir. n+l.

Bu toplam aynı değerlere sahipse doldurma artan sırada gerçekleştirilir N. Alt seviyeler artan enerji sırasına göre doldurulur:

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

Tablo 2 - Atomların elektronik konfigürasyonları

Sonraki hangi seviye doldurulur? Enerjide 4s»3d. 4s n=3, d=2, toplam 5, n=4, s=0, toplam = 4, yani. 4'ler dolduruluyor vb. Enerji 5s » 4d, toplamı 5 ve 6 olduğundan önce 5s, sonra 4d doldurulur. Enerji 6s » 5d » 4f'dir, toplamı 6, 7 ve 7'dir. Başlangıçta 6s doldurulur. Ana kuantum sayısı 4f için daha küçüktür, bu nedenle bu alt seviye daha da doldurulur ve ardından 5d gelir.

Bir atomun elektronik konfigürasyonu, bir alt seviyedeki elektron sayısının bir üst simge ile gösterildiği bir formül olarak yazılır. Örneğin alüminyum için elektron konfigürasyon formülünü 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 olarak yazabilirsiniz. Bu, 1s, 2s, 2p, 3s, 3p'de 2, 2, 6, 2, 1 elektron olduğu anlamına gelir. alt seviyeler.

Çok elektronlu uyarılmamış bir atomda, elektronlar minimum enerjili yörüngeleri işgal eder. Birbirleriyle etkileşime girerler: iç enerji seviyelerinde bulunan elektronlar, pozitif çekirdeğin etkisinden dolayı dış seviyelerde bulunan elektronları perdeler (karanlık). Bu etki, hidrojen atomundaki artan yörünge enerjisi dizisine kıyasla artan yörünge enerjisi dizisindeki değişimi belirler.

Tamamen veya yarı dolu elemanlar için dikkat edilmelidir. D- Ve F-Alt düzeylerde bu kuraldan sapmalar görülmektedir. Örneğin bakır atomu Cu durumunda. Elektronik konfigürasyon [Аr] 3d 10 4s 1, konfigürasyondan daha düşük enerjiye karşılık gelir [Аr] 3d 9 4s 2 (sembol [Аr], dahili elektronik seviyelerin yapısının ve dolumunun argondaki ile aynı olduğu anlamına gelir). İlk konfigürasyon temel duruma, ikincisi ise uyarılmış duruma karşılık gelir.

Kimyasal bağ

1. Kimyasal bağın doğası. Kimyasal bağları açıklayan teoriler atomların Coulomb, kuantum ve dalga etkileşimlerine dayanmaktadır. Öncelikle moleküllerin oluşumu sırasındaki enerji kazanımını, kimyasal bağ oluşum mekanizmasını, parametrelerini ve moleküllerin özelliklerini açıklamaları gerekir.

Kimyasal bir bağın oluşumu enerji açısından olumlu bir süreçtir ve buna enerjinin salınması eşlik eder. Bu, bir molekülün oluşumu sırasında iki hidrojen atomunun etkileşiminin kuantum mekaniksel hesaplamasıyla doğrulanır (Heitler, Londra). Hesaplama sonuçlarına dayanarak, sistemin potansiyel enerjisinin bağımlılığı türetilir e hidrojen atomları arasındaki mesafe hakkında R(Şekil 4).

Pirinç. 4. Enerjinin nükleer mesafeye bağımlılığı.

Atomlar birbirine yaklaştığında aralarında elektrostatik çekim ve itme kuvvetleri ortaya çıkar. Antiparalel spinlere sahip atomlar bir araya gelirse, başlangıçta çekici kuvvetler baskın olur, dolayısıyla sistemin potansiyel enerjisi azalır (eğri 1). İtme kuvvetleri atomlar arasındaki çok küçük mesafelerde (nükleer etkileşimler) hakim olmaya başlar. R 0 atomları arasında belirli bir mesafede sistemin enerjisi minimumdur, böylece sistem en kararlı hale gelir, kimyasal bir bağ oluşur ve bir molekül oluşur. Daha sonra R 0, H2 molekülündeki kimyasal bağın uzunluğu olan çekirdekler arası mesafedir ve r'de sistemin enerjisindeki azalma, kimyasal bir bağın oluşumu sırasındaki enerji kazancıdır (veya bir kimyasal bağın enerjisidir) e sv). Bir molekülün atomlara ayrışma enerjisinin eşit olduğuna dikkat edilmelidir. e büyüklük olarak sv ve işaret olarak zıttır.

Bir kimyasal bağın kuantum mekaniksel tanımı için iki tamamlayıcı yöntem kullanılır: değerlik bağı (VB) yöntemi ve moleküler yörünge (MO) yöntemi.

2. Değerlik bağı (VB) yöntemi. Kovalent bağ. Ana evrensel kimyasal bağ türü kovalent bir bağdır. BC yöntemini kullanarak (bir hidrojen molekülünün oluşumu örneğini kullanarak) bir kovalent bağ oluşum mekanizmasını ele alalım:

1. Etkileşen iki atom arasındaki kovalent bağ, ortak bir elektron çiftinin oluşmasıyla gerçekleştirilir. Her atom, ortak bir elektron çifti oluşturmak için eşlenmemiş bir elektrona katkıda bulunur:

N·+·N ® N : N

Dolayısıyla BC yöntemine göre kimyasal bağ iki merkezli ve iki elektronludur.

2. Ortak bir elektron çifti ancak elektronların antiparalel spinlerle etkileşimi yoluyla oluşturulabilir:

Н+¯Н ® Н¯Н.

3. Kovalent bir bağ oluştuğunda elektron bulutları üst üste gelir:

Bu, H2 molekülündeki nükleer mesafenin deneysel olarak belirlenen değeri, r = 0.074 nm ile doğrulanır; bu, iki serbest hidrojen atomunun yarıçaplarının toplamından önemli ölçüde daha azdır, 2r = 0.106 nm.

Bulut örtüşme bölgesinde elektron yoğunluğu maksimumdur; çekirdekler arasındaki boşlukta iki elektronun bulunma olasılığı diğer yerlere göre çok daha fazladır. İki çekirdeğin bir çift elektronla elektrostatik olarak etkileşime girdiği bir sistem ortaya çıkar. Bu, enerji kazancına yol açar ve sistem daha kararlı hale gelir ve bir molekül oluşur. Elektron bulutları ne kadar üst üste binerse, kovalent bağ o kadar güçlü olur.

Kovalent bağların verici-alıcı mekanizması. Kovalent bir bağın oluşumu, bir atomun (iyon) kendi yalnız elektron çifti nedeniyle meydana gelebilir - bağışçı ve başka bir atomun (iyon) serbest atomik yörüngesi – akseptör. Bu kovalent bağ oluşumu mekanizmasına donör-alıcı denir.

Amonyak molekülü NH3'ün oluşumu, bir nitrojen atomunun üç eşleşmemiş elektronunun ve üç hidrojen atomunun bir eşleşmemiş elektronunun üç ortak elektron çifti oluşturmak üzere paylaşılmasıyla gerçekleşir. Amonyak molekülü NH3'te nitrojen atomunun kendi yalnız elektron çifti vardır. Hidrojen iyonu H+'nın 1s atomik yörüngesi elektron içermez (boş yörünge). NH3 molekülü ve hidrojen iyonu birbirine yaklaştığında, nitrojen atomunun yalnız elektron çifti ve hidrojen iyonunun boş yörüngesi, donör-alıcı mekanizması ve NH4+ katyonu aracılığıyla kimyasal bir bağ oluşturmak üzere etkileşime girer. Verici-alıcı mekanizması nedeniyle nitrojenin değeri B = 4'tür.

Verici-alıcı mekanizması tarafından kimyasal bağların oluşması çok yaygın bir olgudur. Böylece, verici-alıcı mekanizmasına göre koordinasyon (karmaşık) bileşiklerde kimyasal bir bağ oluşur (bkz. Ders 16).

BC yöntemi çerçevesinde kovalent bir bağın karakteristik özelliklerini ele alalım: doygunluk ve yönlülük.

Doyma Bağlanma, bir atomun yalnızca belirli sayıda kovalent bağa katılma yeteneğidir. Doygunluk atomun değerliğine göre belirlenir. Doygunluk, bir moleküldeki bir atomun oluşturduğu kimyasal bağların sayısını (sayısını) karakterize eder ve bu sayıya kovalentlik (veya MO yönteminde olduğu gibi bağ sırası) denir.

Bir atomun değerliliği, kimyasal bağların incelenmesinde yaygın olarak kullanılan bir kavramdır. Değerlik, afiniteyi, yani bir atomun kimyasal bağlar oluşturma yeteneğini ifade eder. Değerliliğin niceliksel değerlendirmesi, bir molekülü tanımlamanın farklı yollarına göre farklılık gösterebilir. BC yöntemine göre, bir atomun (B) değerliliği eşleşmemiş elektronların sayısına eşittir. Örneğin, oksijen ve nitrojen atomlarının elektron hücresi formüllerinden, oksijenin iki değerlikli (2s 2 2p 4) ve nitrojenin üç değerlikli (2s 2 2p 3) olduğu sonucu çıkar.

Atomların uyarılmış hali (v.s.). Değerlik seviyesindeki eşleştirilmiş elektronlar, uyarıldığında eşleşmeden çıkarılabilir ve belirli bir değerlik düzeyinde daha yüksek bir alt seviyenin serbest atomik yörüngelerine (AO) aktarılabilir. Örneğin, uyarılmamış durumdaki (n.s.) berilyum için B = 0, çünkü Dış seviyede eşleşmemiş elektron yoktur. Uyarılmış durumda (ES), eşleştirilmiş elektronlar 2s 2 sırasıyla 2s 1 ve 2p 1 alt düzeylerini işgal eder - B = 2.

Aynı gruptaki p elemanlarının değerlik yetenekleri aynı olmayabilir. Bunun nedeni, farklı periyotlarda bulunan elementlerin atomlarının değerlik düzeyindeki AO sayısının eşit olmamasıdır. Örneğin oksijen, değerlik elektronları boş (serbest) AO'ların bulunmadığı enerji seviyesi 2'de olduğundan, sabit bir B = 2 değerlik sergiler. Uyarılmış durumdaki kükürtün maksimum B=6'sı vardır. Bu, üçüncü enerji seviyesinde boş 3 boyutlu yörüngelerin varlığıyla açıklanmaktadır.

Kovalent bağın yönü. Moleküllerin uzaysal yapısı. En güçlü kimyasal bağlar atomik yörüngelerin (AO) maksimum örtüşmesi yönünde ortaya çıkar. AO'ların belirli bir şekli ve enerjisi olduğundan maksimum örtüşmeleri hibrit yörüngelerin oluşmasıyla mümkündür. AO hibridizasyonu moleküllerin uzaysal yapısını açıklamayı mümkün kılar, bu nedenle kovalent bağ yönlülük ile karakterize edilir.

3. Atomik yörüngelerin ve uzaysal yapının melezleşmesi
moleküller. Atomlar sıklıkla farklı enerji durumlarındaki elektronlarla bağlar oluşturur. Böylece bağ oluşumunda berilyum Be (2s12р1), bor B (2s12р2), karbon C (2s12р3) atomları rol alır. S- Ve R-elektronlar. Rağmen S- Ve R-bulutlar şekil ve enerji bakımından farklılık gösterir, katılımlarıyla oluşan kimyasal bağlar eşdeğerdir ve simetrik olarak yerleştirilmiştir. Eşit olmayan başlangıç ​​durumuna sahip elektronların nasıl eşdeğer kimyasal bağlar oluşturduğu sorusu ortaya çıkıyor. Bunun cevabı değerlik yörüngelerinin hibridizasyonu hakkında fikir verir.

Buna göre melezleşme teorileri kimyasal bağlar "saf" olanların değil, "karışık" olanların elektronları tarafından oluşturulur. hibrit yörüngeler. Hibritleşme sırasında, yörüngelerin (elektron bulutları) orijinal şekli ve enerjisi değişir ve yeni ancak aynı şekil ve enerjiye sahip AO'lar oluşur. burada Hibrit yörüngelerin sayısı atomik yörüngelerin sayısına eşittir, nereden oluştular.

Pirinç. 5. Değerlik yörüngelerinin hibridizasyon türleri.

Merkezi atomun değerlik yörüngelerinin hibridizasyonunun doğası ve bunların uzaysal düzenlemeleri, moleküllerin geometrisini belirler. Evet ne zaman sp hibridizasyonu Berilyum Be AO'larda, 180°'lik bir açıyla yerleştirilmiş iki sp-hibrit AO ortaya çıkar (Şekil 5), dolayısıyla hibrit yörüngelerin katılımıyla oluşan bağlar 180°'lik bir bağ açısına sahiptir. Bu nedenle BeCl 2 molekülü doğrusal bir şekle sahiptir. Şu tarihte: sp 2 -hibridizasyon bor B'de 120°'lik bir açıyla konumlanmış üç sp2 hibrit yörüngesi oluşur. Sonuç olarak BCl3 molekülü üçgen bir şekle (üçgen) sahiptir. Şu tarihte: sp3 -hibridizasyon AO karbon C, uzayda tetrahedronun dört köşesine simetrik olarak yönlendirilen dört hibrit yörünge ortaya çıkar, bu nedenle CCl 4 molekülü
ayrıca tetrahedral şekil. Dört yüzlü şekil birçok dört değerlikli karbon bileşiğinin karakteristiğidir. Nitrojen ve bor atomlarının yörüngelerinin sp3 hibritleşmesi nedeniyle, NH4+ ve BH4 de tetrahedral bir şekle sahiptir.

Gerçek şu ki, bu moleküllerin merkezi atomları, sırasıyla C, N ve O atomları, sp3 hibrit yörüngeleri nedeniyle kimyasal bağlar oluşturur. Karbon atomunun dört sp3 hibrit yörüngesi başına dört eşleşmemiş elektronu vardır. Bu, dört C-H bağının oluşumunu ve hidrojen atomlarının 109°28¢ bağ açısına sahip düzenli bir tetrahedronun köşelerindeki düzenini belirler. Nitrojen atomunun dört sp3 hibrit yörüngesi başına bir yalnız elektron çifti ve üç eşleşmemiş elektronu vardır. Elektron çiftinin bağlanmadığı ve dört hibrit yörüngeden birini işgal ettiği ortaya çıktı, dolayısıyla H3N molekülü bir üçgen piramit şekline sahip oldu. Bağlanmayan elektron çiftinin itici etkisi nedeniyle NH3 molekülündeki bağ açısı tetrahedral olandan daha küçüktür ve 107,3°'dir. Oksijen atomunun dört sp3 hibrit yörüngesi başına iki bağlanmayan elektron çifti ve iki eşleşmemiş elektronu vardır. Artık dört hibrit yörüngeden ikisi bağlanmayan elektron çiftleri tarafından işgal edilmiştir, dolayısıyla H2O molekülü açısal bir şekle sahiptir. Bağlanmayan iki elektron çiftinin itici etkisi daha büyük ölçüde ortaya çıkar, bu nedenle bağ açısı tetrahedral olana karşı daha da güçlü bir şekilde bozulur ve bir su molekülünde 104,5° olur (Şekil 6).

Pirinç. 6. Bağlanmayan elektron çiftlerinin etkisi
Moleküllerin geometrisindeki merkez atom.

Böylece BC yöntemi, enerji gibi niceliksel parametreler gibi kimyasal bağların doygunluğunu ve yönünü iyi açıklar ( e), kimyasal bağların uzunluğu ( ben) ve kimyasal bağlar (moleküllerin yapısı) arasındaki bağ açıları (j). Bu, atom ve moleküllerin top ve çubuk modelleri kullanılarak uygun ve açık bir şekilde gösterilmiştir. BC yöntemi aynı zamanda atomların elektronegatifliği ve moleküllerin dipol momenti ile karakterize edilen moleküllerin elektriksel özelliklerini de iyi bir şekilde açıklar. Atomların elektronegatifliği, kimyasal bir bağ oluştururken daha pozitif veya negatif olma yeteneklerini, başka bir deyişle elektronları çekme veya bağışlama, anyon ve katyon oluşturma yeteneklerini ifade eder. Birincisi niceliksel
iyonizasyon potansiyeli ile karakterize edilir ( e P.I), ikincisi elektron ilgisi enerjisidir ( e S.E).

Tablo 3

Moleküllerin ve komplekslerin uzaysal konfigürasyonu AB n

Kimyasal termodinamik

1. Temel kavramlar ve tanımlar.Termodinamik – Enerjinin serbest bırakılması, emilmesi ve dönüştürülmesinin eşlik ettiği genel süreç modellerini inceleyen bir bilimdir. Kimyasal termodinamik kimyasal enerjinin ve diğer formlarının (termal, ışık, elektrik vb.) karşılıklı dönüşümlerini inceler, bu geçişlerin niceliksel yasalarını oluşturur ve ayrıca maddelerin belirli koşullar altında stabilitesini ve belirli durumlara girme yeteneklerini tahmin etmeyi mümkün kılar. kimyasal reaksiyonlar. Termokimya Kimyasal termodinamiğin bir dalı olan kimyasal reaksiyonların termal etkilerini inceler.

Hess yasası. Kimyasal termodinamikte birinci yasa, kimyasal reaksiyonların termal etkilerini karakterize eden Hess yasasına dönüştürülür.Isı, iş gibi, durumun bir fonksiyonu değildir. Bu nedenle, termal etkiye bir durum fonksiyonu özelliği kazandırmak için entalpi (D H), yön değişimi D olan H= D sen+P D V sürekli basınç altında. şunu not edelim P D V= A – genişletme çalışması ve D H = –Q(ters işaretli) . Entalpi, sistemin ısı içeriği ile karakterize edilir, böylece ekzotermik reaksiyon D'yi düşürür. H. Lütfen kimyasal bir reaksiyonda ısının açığa çıktığını unutmayın ( ekzotermik) D'ye karşılık gelir H < 0, а поглощению (endotermik) D H> 0. Eski kimya literatüründe kabul edildi zıt işaret sistemi (!) ( Q ekzotermik reaksiyonlar için > 0 ve Q < 0 для эндотермических).

Entalpideki değişiklik (termal etki) reaksiyon yoluna bağlı değildir, yalnızca reaktanların ve ürünlerin özelliklerine göre belirlenir (Hess yasası, 1836)

Bunu aşağıdaki örnekle gösterelim:

C(grafit) + O 2 (g) = C02 (g) D H 1 = –393,5kJ

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

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

Burada, CO2 oluşum entalpisi, reaksiyonun bir aşamada mı yoksa iki aşamada mı ilerlediğine bağlı değildir; ara CO (D) oluşumu ile H 1 = D H 2+gün H 3). Veya başka bir deyişle çevrimdeki kimyasal reaksiyonların entalpilerinin toplamı sıfırdır:

Nerede Ben– kapalı bir döngüdeki reaksiyonların sayısı.

Maddelerin son ve başlangıç ​​hallerinin aynı olduğu herhangi bir hal değişiminde reaksiyon ısılarının toplamı sıfırdır.

Örneğin, sonuçta orijinal maddeye yol açan ve her biri kendi entalpisi ile karakterize edilen çeşitli kimyasal işlemlerden oluşan bir diziye sahibiz;

ve Hess yasasına göre,

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

Ortaya çıkan termal etki sıfırdır çünkü ısı bazı aşamalarda açığa çıkar ve diğerlerinde emilir. Bu karşılıklı tazminata yol açar.

Hess kanunu, doğrudan ölçümü mümkün olmayan reaksiyonların termal etkilerini hesaplamamıza olanak tanır. Örneğin reaksiyonu düşünün:

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

Aşağıdaki termal etkiler deneysel olarak kolayca ölçülebilir:

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

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

Bu değerleri kullanarak şunları elde edebilirsiniz:

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

Bu nedenle herhangi bir reaksiyonun termal etkisini teorik olarak hesaplamak için sınırlı sayıda reaksiyonun termal etkilerini ölçmek yeterlidir. Uygulamada tablo halinde standart oluşum entalpileri D HF° 298'de ölçüldü T=298,15 K (25°C) ve basınç P= 101,325 kPa (1 atm), yani. en standart koşullar. (Standart koşulları normal koşullarla karıştırmayın!)

Standart oluşum entalpisi D HF° basit maddelerden 1 mol madde oluşumunun reaksiyonu sırasında entalpideki değişimdir:

Ca (katı) + C (grafit) + 3/2 O2 (g) = CaCO3 (katı) D H° 298 =–1207 kJ/mol.

Termokimyasal denklemin maddelerin toplu hallerini gösterdiğini lütfen unutmayın. Bu çok önemlidir, çünkü toplama durumları arasındaki geçişler ( faz geçişleri) ısının salınması veya emilmesiyle birlikte gerçekleşir:

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.

Basit maddelerin standart oluşum entalpilerinin sıfır olduğu varsayılmaktadır. Basit bir madde birkaç allotropik modifikasyon şeklinde mevcut olabiliyorsa, o zaman D H° = 0, standart koşullar altında en kararlı forma atanır; örneğin ozon değil oksijen, elmas değil grafit:

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

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

Yukarıdakileri dikkate alan Hess yasasının bir sonucu, reaksiyon sırasında entalpideki değişimin, ürünlerin oluşum entalpilerinin toplamı eksi reaktanların oluşum entalpilerinin toplamına eşit olmasıdır. reaksiyonun stokiyometrik katsayıları:

İlgili bilgi.

Kimyanın temel kavramları, stokiyometri yasaları

Kimyasal atomizm (atomik-moleküler teori), tarihsel olarak modern kimya biliminin temelini oluşturan ilk temel teorik kavramdır. Bu teorinin oluşumu yüz yıldan fazla sürdü ve M.V. gibi seçkin kimyagerlerin faaliyetleriyle ilişkilendiriliyor. Lomonosov, A.L. Lavoisier, J. Dalton, A. Avogadro, S. Cannizzaro.

Modern atom-moleküler teori bir dizi hüküm şeklinde sunulabilir:

1. Kimyasal maddeler ayrık (süreksiz) bir yapıya sahiptir. Madde parçacıkları sürekli kaotik termal hareket halindedir.

2. Bir kimyasal maddenin temel yapı birimi atomdur.

3. Bir kimyasal maddedeki atomlar, moleküler parçacıklar veya atomik agregatlar (molekül üstü yapılar) oluşturmak üzere birbirlerine bağlanır.

4. Karmaşık maddeler (veya kimyasal bileşikler) farklı elementlerin atomlarından oluşur. Basit maddeler bir elementin atomlarından oluşur ve homonükleer kimyasal bileşikler olarak düşünülmelidir.

Atom-moleküler teorinin temel prensiplerini formüle ederken, modern kimyada temel oldukları için daha ayrıntılı olarak tartışılması gereken birkaç kavramı tanıtmak zorunda kaldık. Bunlar “atom” ve “molekül”, daha doğrusu atomik ve moleküler parçacık kavramlarıdır.

Atomik parçacıklar, atomun kendisini, atomik iyonları, atomik radikalleri ve atomik radikal iyonları içerir.

Atom, bir kimyasal elementin kimyasal özelliklerinin taşıyıcısı olan, pozitif yüklü bir çekirdek ve bir elektron kabuğundan oluşan, elektriksel açıdan nötr en küçük parçacığıdır.

Atomik iyon elektrostatik yüke sahip olan ancak eşleşmemiş elektronları olmayan atomik bir parçacıktır, örneğin Cl - bir klorür anyonudur, Na + bir sodyum katyonudur.

Atomik radikal- eşleşmemiş elektronlar içeren elektriksel olarak nötr bir atomik parçacık. Örneğin hidrojen atomu aslında bir atomik radikaldir - H × .

Elektrostatik yüke ve eşlenmemiş elektronlara sahip olan atom parçacığına ne ad verilir? atomik radikal iyon. Böyle bir parçacığın bir örneği, d-alt seviyesinde (3d 5) beş eşleşmemiş elektron içeren Mn 2+ katyonudur.

Bir atomun en önemli fiziksel özelliklerinden biri kütlesidir. Bir atomun kütlesinin mutlak değeri ihmal edilebilir olduğundan (bir hidrojen atomunun kütlesi 1,67 × 10-27 kg'dır), kimya, izotop karbon atomunun kütlesinin 1/12'sinin olduğu bağıl bir kütle ölçeği kullanır. Birim olarak 12 seçilmiştir. Bağıl atom kütlesi, bir atomun kütlesinin, 12 C izotopunun bir karbon atomunun kütlesinin 1/12'sine oranıdır.

Periyodik sistemde D.I. Mendeleev, çoğunlukla bir elementin atom kütlesine doğadaki içerikleriyle orantılı olarak katkıda bulunan çeşitli izotoplarla temsil edilen elementlerin ortalama izotop atom kütlelerini sunar. Böylece, klor elementi iki izotopla temsil edilir - 35 Cl (%75 mol.) ve 37 Cl (%25 mol.). Klor elementinin ortalama izotop kütlesi 35.453 amu'dur. (atom kütle birimleri) (35×0,75 + 37×0,25).

Atomik parçacıklara benzer şekilde, moleküler parçacıklar moleküllerin kendisini, moleküler iyonları, moleküler radikalleri ve radikal iyonları içerir.

Moleküler parçacık, bir maddenin kimyasal özelliklerinin taşıyıcısı olan, birbirine bağlı atomik parçacıkların en küçük kararlı topluluğudur. Molekül elektrostatik yükten yoksundur ve eşlenmemiş elektronu yoktur.

moleküler iyon elektrostatik yüke sahip olan ancak eşleşmemiş elektronları olmayan moleküler bir parçacıktır, örneğin NO3 - bir nitrat anyonudur, NH4 + bir amonyum katyonudur.

moleküler radikal eşleşmemiş elektronlar içeren elektriksel olarak nötr bir moleküler parçacıktır. Çoğu radikal kısa ömürlü reaksiyon parçacıklarıdır (10-3-10-5 s düzeyinde), ancak şu anda oldukça kararlı radikaller bilinmektedir. Yani metil radikali × CH3 tipik düşük kararlı bir parçacıktır. Ancak içindeki hidrojen atomlarının yerini fenil radikalleri alırsa stabil bir moleküler radikal olan trifenilmetil oluşur.

NO veya NO2 gibi tek sayıda elektrona sahip moleküller de oldukça kararlı serbest radikaller olarak kabul edilebilir.

Elektrostatik yüke ve eşlenmemiş elektronlara sahip olan moleküler parçacıklara denir. moleküler radikal iyon. Böyle bir parçacığa örnek olarak oksijen radikal katyonu – ×O2+ verilebilir.

Bir molekülün önemli bir özelliği bağıl molekül ağırlığıdır. Bağıl moleküler kütle (Mr), izotopların doğal içeriği dikkate alınarak hesaplanan bir molekülün ortalama izotop kütlesinin, 12 C izotopunun bir karbon atomunun kütlesinin 1/12'sine oranıdır..

Böylece herhangi bir kimyasal maddenin en küçük yapı biriminin bir atom, daha doğrusu atomik bir parçacık olduğunu öğrendik. Buna karşılık, inert gazlar hariç herhangi bir maddede atomlar birbirine kimyasal bağlarla bağlanır. Bu durumda iki tür maddenin oluşumu mümkündür:

· kararlı bir yapıya sahip en küçük kimyasal özellik taşıyıcılarını izole etmenin mümkün olduğu moleküler bileşikler;

· Atomik parçacıkların kovalent, iyonik veya metalik bağlarla bağlandığı atomik agregatlar olan supramoleküler yapıya sahip bileşikler.

Buna göre supramoleküler yapıya sahip maddeler atomik, iyonik veya metalik kristallerdir. Buna karşılık moleküler maddeler moleküler veya moleküler iyonik kristaller oluşturur. Normal koşullar altında gaz veya sıvı agregasyon halinde olan maddeler de moleküler bir yapıya sahiptir.

Aslında, belirli bir kimyasal maddeyle çalışırken, tek tek atomlar veya moleküllerle değil, organizasyon düzeyleri aşağıdaki diyagramla gösterilebilecek çok sayıda parçacıktan oluşan bir koleksiyonla ilgileniyoruz:

Makro cisimler olan büyük parçacık dizilerinin niceliksel bir açıklaması için, yapısal elemanlarının kesin olarak tanımlanmış bir sayısı olarak özel bir "madde miktarı" kavramı tanıtıldı. Bir maddenin miktar birimi moldür. Bir mol bir miktar maddedir(N) 12 g karbon izotop 12 C'de bulunan atom sayısı kadar yapısal veya formül birimi içeren.Şu anda bu sayı oldukça doğru bir şekilde ölçülmektedir ve 6,022 × 10 23'tür (Avogadro sayısı, N A). Atomlar, moleküller, iyonlar, kimyasal bağlar ve mikro dünyanın diğer nesneleri yapısal birimler olarak hareket edebilir. “Formül birimi” kavramı, supramoleküler yapıya sahip maddeler için kullanılır ve onu oluşturan elementler arasındaki en basit ilişki (brüt formül) olarak tanımlanır. Bu durumda formül birimi molekül görevi üstlenir. Örneğin, 1 mol kalsiyum klorür, 6.022 × 1023 formül birimi - CaCl2 içerir.

Bir maddenin önemli özelliklerinden biri de molar kütlesidir (M, kg/mol, g/mol). Molar kütle, bir maddenin bir molünün kütlesidir. Bir maddenin bağıl moleküler kütlesi ve molar kütlesi sayısal olarak aynıdır ancak farklı boyutlara sahiptir; örneğin su için M r = 18 (bağıl atomik ve moleküler kütleler boyutsuz değerlerdir), M = 18 g/mol. Madde miktarı ve molar kütle basit bir ilişkiyle ilişkilidir:

17. ve 18. yüzyılların başında formüle edilen temel stokiyometrik yasalar, kimyasal atomizmin oluşumunda önemli bir rol oynadı.

1. Kütlenin Korunumu Kanunu (M.V. Lomonosov, 1748).

Reaksiyon ürünlerinin kütlelerinin toplamı, etkileşime giren maddelerin kütlelerinin toplamına eşittir.. Matematiksel formda bu yasa aşağıdaki denklemle ifade edilir:

Bu yasaya bir ek, bir elementin kütlesinin korunumu yasasıdır (A. Lavoisier, 1789). Bu kanuna göre Kimyasal reaksiyon sırasında her elementin kütlesi sabit kalır.

Kanunlar M.V. Lomonosova ve A. Lavoisier atom teorisi çerçevesinde basit bir açıklama buldular. Aslında, herhangi bir reaksiyon sırasında, kimyasal elementlerin atomları değişmeden ve sabit miktarlarda kalır; bu, hem her bir elementin kütlesinin ayrı ayrı sabitliğini hem de bir bütün olarak madde sisteminin sabitliğini gerektirir.

Göz önünde bulundurulan yasalar kimya için belirleyici öneme sahiptir, çünkü kimyasal reaksiyonların denklemler kullanılarak modellenmesine ve bunlara dayanarak nicel hesaplamalar yapılmasına olanak tanır. Ancak kütlenin korunumu yasasının tam olarak doğru olmadığını da belirtmek gerekir. Görelilik teorisinden de anlaşılacağı gibi (A. Einstein, 1905), enerjinin serbest bırakılmasıyla meydana gelen herhangi bir sürece, denklem uyarınca sistemin kütlesinde bir azalma eşlik eder:

Burada DE açığa çıkan enerji, Dm sistemin kütlesindeki değişim, c ışığın boşluktaki hızıdır (3,0×10 8 m/s). Sonuç olarak kütlenin korunumu yasasının denklemi aşağıdaki biçimde yazılmalıdır:

Böylece ekzotermik reaksiyonlara kütlede bir azalma eşlik eder ve endotermik reaksiyonlara kütlede bir artış eşlik eder. Bu durumda kütlenin korunumu kanunu şu şekilde formüle edilebilir: yalıtılmış bir sistemde kütlelerin ve azaltılmış enerjilerin toplamı sabit bir miktardır. Ancak termal etkileri yüzlerce kJ/mol cinsinden ölçülen kimyasal reaksiyonlar için kütle kusuru 10 -8 -10 -9 g'dır ve deneysel olarak tespit edilemez.

2. Kompozisyonun Değişmezliği Yasası (J. Proust, 1799-1804).

Moleküler yapıya sahip bireysel bir kimyasal madde, hazırlanma yönteminden bağımsız olarak sabit bir niteliksel ve niceliksel bileşime sahiptir.. Sabit bileşim kanununa uyan bileşiklere denir renk körü. Daltonidlerin tümü şu anda bilinen organik bileşiklerdir (yaklaşık 30 milyon) ve kısmen (yaklaşık 100 bin) inorganik maddedir. Moleküler olmayan bir yapıya sahip maddeler ( Bertolidler), bu yasaya uymaz ve numune alma yöntemine bağlı olarak değişken bir bileşime sahip olabilir. Bunların çoğunluğunu (yaklaşık 500 bin) inorganik maddeler içerir. Bunlar esas olarak d elementlerinin ikili bileşikleridir (oksitler, sülfitler, nitrürler, karbürler, vb.). Değişken bileşimli bir bileşiğin bir örneği, bileşimi TiO 1.46 ila TiO 1.56 arasında değişen titanyum(III) oksittir. Bertolid formüllerinin değişken bileşimi ve mantıksızlığının nedeni, kristalin bazı temel hücrelerinin bileşimindeki değişikliklerdir (kristal yapıdaki kusurlar), bu, maddenin özelliklerinde keskin bir değişiklik gerektirmez. Daltonidler için böyle bir olay imkansızdır çünkü molekülün bileşimindeki bir değişiklik yeni bir kimyasal bileşiğin oluşumuna yol açar.

3. Eşdeğerler kanunu (I. Richter, J. Dalton, 1792-1804).

Reaksiyona giren maddelerin kütleleri eşdeğer kütleleriyle doğru orantılıdır.

burada E A ve E B reaksiyona giren maddelerin eşdeğer kütleleridir.

Bir maddenin eşdeğer kütlesi eşdeğerinin molar kütlesidir.

Eşdeğer, asit-baz reaksiyonlarında bir hidrojen katyonu, redoks reaksiyonlarında bir elektron veren veya kazanan veya değişim reaksiyonlarında başka herhangi bir maddenin bir eşdeğeri ile etkileşime giren gerçek veya koşullu bir parçacıktır.. Örneğin, metalik çinko bir asitle reaksiyona girdiğinde, bir çinko atomu iki hidrojen atomunun yerini alarak iki elektron verir:

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

Zn 0 - 2e - = Zn 2+

Bu nedenle çinkonun eşdeğeri atomunun 1/2'sidir, yani. 1/2 Zn (koşullu parçacık).

Bir maddenin molekül veya formül biriminin hangi kısmının eşdeğer olduğunu gösteren sayıya eşdeğerlik faktörü - f e denir.. Eşdeğer kütle veya eşdeğer molar kütle, eşdeğerlik faktörünün ve molar kütlenin çarpımı olarak tanımlanır:

Örneğin, bir nötrleştirme reaksiyonunda sülfürik asit iki hidrojen katyonunu verir:

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

Buna göre sülfürik asidin eşdeğeri 1/2 H 2 SO 4, eşdeğerlik faktörü 1/2, eşdeğer kütlesi ise (1/2) × 98 = 49 g/mol'dür. Potasyum hidroksit bir hidrojen katyonunu bağlar, dolayısıyla eşdeğeri formül birimidir, eşdeğerlik faktörü bire eşittir ve eşdeğer kütle molar kütleye eşittir, yani. 56 g/mol.

Ele alınan örneklerden, eşdeğer kütle hesaplanırken eşdeğerlik faktörünün belirlenmesinin gerekli olduğu açıktır. Bunun için bir takım kurallar vardır:

1. Bir asit veya bazın eşdeğerlik faktörü 1/n'ye eşittir; burada n, reaksiyona katılan hidrojen katyonlarının veya hidroksit anyonlarının sayısıdır.

2. Tuz eşdeğerlik faktörü, birlik bölümünün metal katyon veya asit kalıntısının değerliği (v) ile tuzdaki sayıları (n) çarpımına bölünmesine eşittir (formüldeki stokiyometrik indeks):

Örneğin Al 2 (SO 4) 3 - f e = 1/6 için

3. Bir oksitleyici ajanın (indirgeyici ajan) eşdeğerlik faktörü, birlik bölümünün, kendisi tarafından eklenen (bağışlanan) elektron sayısına bölünmesine eşittir.

Aynı bileşiğin farklı reaksiyonlarda farklı eşdeğerlik faktörüne sahip olabileceğine dikkat edilmelidir. Örneğin asit-baz reaksiyonlarında:

H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H2Of e (H3PO4) = 1

H3PO4 + 2KOH = K2HPO4 + 2H2Of e (H3PO4) = 1/2

H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2Of e (H3PO4) = 1/3

veya redoks reaksiyonlarında:

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

İnsanın atomların ve moleküllerin varlığına ilişkin ilk tahminlerinden (eski Yunan bilim adamı Leucippus'un felsefi öğretisi; MÖ 500-400) bize ulaşan, resmi atom-moleküler bilim teorisinin yaratılmasına kadar (I Uluslararası). Almanya'da Kimyagerler Kongresi; 1860 d.) üzerinden neredeyse 2500 yıl geçti.

Atomik-moleküler teorinin temel ilkeleri:

• Tüm maddeler atomlardan, moleküllerden ve iyonlardan oluşur.
• Her bir atom tipine kimyasal element denir.
• Aynı elementin tüm atomları aynıdır ancak diğer kimyasal elementlerin atomlarından farklıdır.
• Moleküller atomlardan oluşur.
• Moleküllerin bileşimi kimyasal bir formülle gösterilir.
• Atomlar, moleküller, iyonlar sürekli hareket halindedir.
• Kimyasal reaksiyonlar sırasında, moleküller bazı moleküllerden diğerlerinin oluştuğu değişikliklere uğrar; fiziksel reaksiyonlar sırasında, bir maddenin moleküllerinin bileşimi değişmeden kalır.

Atom maddenin bölünemeyen en küçük parçacığıdır. Elektriksel olarak nötrdür (atom çekirdeğinin pozitif yükü, çekirdeğin etrafında dönen elektronların negatif yükü ile telafi edilir). Atomik yapıya bakınız.

Çekirdeğindeki yük aynı olan belirli bir atom türüne ne ad verilir? kimyasal element.

Kimyasal elementler, elementin Latince adının ilk harfleri olan kimyasal sembollerle gösterilir: O (Oksijenyum - oksijen), H (Hidrojenyum - hidrojen), vb.

Şu anda bilim tarafından bilinen tüm kimyasal elementler, bir elementin atom numarasının atomunun çekirdeğinin yüküne (çekirdeğin içerdiği proton sayısı) eşit olduğu D. I. Mendeleev tarafından periyodik element sisteminde özetlenmiştir.

Dünyadaki en yaygın kimyasal element oksijendir, bunu silikon, alüminyum, demir, kalsiyum, sodyum, potasyum, magnezyum ve karbon takip eder. Diğer tüm kimyasal elementlerin payı yer kabuğunun kütlesinin %1'inden azdır. Evrendeki en yaygın elementler hidrojen ve helyumdur.

Yukarıda belirtildiği gibi, çeşitli elementlerin bileşikleri moleküller oluşturur ve bunlar da basit veya karmaşık maddeler oluşturabilir.

Basit maddeler yalnızca bir kimyasal elementin (O 2, H 2, N 2) atomlarından oluşur.

Basit maddeler ise metallere (86 element) ve metal olmayanlara ayrılır. Metaller, iyi elektriksel ve termal iletkenliklerini ve karakteristik metalik parlaklığını belirleyen serbest elektronlara sahiptir.

Karmaşık maddelerçeşitli kimyasal elementlerin (H 2 O, H 2 SO 4, HCl) atomlarından oluşur.

Bazı kimyasal elementler birkaç basit madde formunda mevcut olabilir (örneğin, O2 - oksijen, O3 - ozon vb.), bunlar sözde allotropik modifikasyonlar. Bu durumda allotropi, yalnızca bir elementin farklı sayıda atomundan değil, aynı zamanda maddenin kristal kafesinin yapısından da (karbon - elmas, grafit, karbinin allotropik modifikasyonları) kaynaklanabilir.