Физическая география часть 30

FjiftBft X

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ

1. ПРЕДМЕТ ХИМИИ.

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Основные понятия хнмни

Химия — наука о веществах, их строении, свой­ствах и превращениях. Вещество — это любая со­вокупность атомов и молекул.

Атом — наименьшая частица элемента в хими­ческих соединениях (определение XIX века). Со­временное определение: атом — это электроней­тральная частица, состоящая из положительно за­ряженного ядра и отрицательно заряженных элек­тронов.

Химический, элемент — это вид атомов, харак­теризующихся определенным зарядом ядра.

Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами (опреде­ление XIX века). Современное определение: мо­лекула — это наименьшая электронейтральная за­мкнутая совокупность атомов, образующих опреде­ленную структуру с помощью химических связей.

Вещества делятся на индивидуальные вещества (химические соединения), образованные молекула­ми или атомами одного сорта, и смеси, состоящие из нескольких индивидуальных веществ, не взаи­модействующих друг с другом.

Индивидуальные вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества образованы атомами одного элемента (О3, Вгг, алмаз (С)), сложные ве­щества образованы атомами разных элементов (эта­нол С2Н5ОН, серная кислота H2SO4).

Один элемент может образовывать несколько простых веществ. Это явление называется аллотро­пия, а простые вещества называются аллотропны­ми формами (модификациями) элемента.

Все химические элементы обозначают символа­ми по их латинским названиям (углерод — С от слова Carboneum). Состав соединений обозначается с помощью химических формул, которые состоят из символов элементов и подстрочных индексов, ука­зывающих число атомов данного элемента в составе молекулы. Химические формулы газообразных ве­ществ отражают состав молекулы (Н2, Не, COCI2,

О3), а формулы твердых и жидких веществ, как правило, описывают простейшее соотношение ато­мов элементов (CaS, С, Н2О).

Превращения веществ, сопровождающиеся из­менением их состава и (или) строения, называют­ся химическими реакциями. При химических ре­акциях число атомов каждого элемента сохраня­ется. Химические реакции записываются посред­ством химических уравнений и схем. В химиче­ских уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой ча­стях, что отражает закон сохранения массы.

Коэффициенты перед формулами веществ в хи­мических уравнениях называются стехиометриче – скими коэффициентами. Количества веществ, ко­торые точно соответствуют уравнению реакции, на­зываются стехиометрическими количествами.

Классификация химических реакций.

1) По типу взаимодействия: реакции

а) разложения Hg(N03)2 – Hg + 2NOa + О2;

б) соединения СаС03 + С02 + Н20 – Са(НСОа)2;

в) замещения C11SO4 + Fe = FeS04 + Си;

г) обмена MgO + H2S04 – MgS04 + Н20.

2) По изменению степеней окисления:

а) реакции, протекающие без изменения степе­ней окисления элементов:

NaOH + НС1 – NaCl + Н20;

б) окислительно-восстановительные, реакции, протекающие с изменением степени окисления хо­тя бы одного элемента:

2Cu° + Og – 2Си+20~2.

3) По тепловому эффекту:

а) экзотермические реакции, протекающие с выделением теплоты (+Q):

Fe203 + 2А1 – А1203 + 2Fe + Q;

б) эндотермические реакции, протекающие с по­глощением теплоты (-Q):

N2 + 02 = 2NO – Q.

4) По направлению протекания процесса:

а) необратимые реакции, которые протекают только в прямом направлении:

AgN03 + NaCl – AgClJ. + NaN03;

б) обратимые реакции, которые протекают од­новременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (реакции не идут до конца):

2S02 + 02 2S03.

Масса атомов и молекул. Для измерения масс атомов и молекул в физике и химии принята еди­ная система измерения. Атомная единица массы равна 1/12 массы атома углерода 12С.

1 а. е.м. – l/12w(t2C) – 1,66057- 10~27 кг – — 1,66057- Ю-24 г.

Относительная атомная масса элемента (обо­значается Аг) — это безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома С. При расчете относительной атом­ной массы учитывается распространенность изото­пов элементов в земной коре.

Абсолютная масса атома равна относительной атомной массе, умноженной на 1 а. е.м.:

т(С1) – 35,453 • 1,66057 • 10″24 – 5,8 8 72 • 10~23 г.

Относительная молекулярная масса соедине­ния (обозначается Мг) — это безразмерная величи­на, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома 12С. Относительная молекуляр­ная масса равна сумме относительных масс атомов, входящих в состав молекулы.

Мг(N20) – 2 • A,-(N) + Ar(O) – — 2 • 14,0067+ 15,9994 = 44,0128.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на 1 а. е.м.

Моль — это количество вещества, которое содер­жит столько же частиц (молекул, атомов, ионов, злектронов), сколько атомов углерода содержится в 12 г изотопа 12С.

1 9

Число атомов в 12 г изотопа С равно:

Na – 6,022 • 1023.

Таким образом, моль вещества содержит 6,022 X X 10 частиц этого вещества. Физическая вели­чина N а называется постоянной Авогадро и имеет размерность [#д] — моль-1.

Молярная масса (обозначается М) — это мас­са 1 моля вещества. Численные значения моляр­ной массы М и относительной молекулярной мас­сы Мг равны, однако первая величина имеет раз­мерность [М] — г/моль, а вторая безразмерна.

Число молей (I/), содержащееся в веществе мас­сой т г, определяется по формуле

Основные законы хнмки

Закон сохранения массы (М. Ломоносов, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступив­ших в химическую реакцию, равна массе всех про­дуктов реакции.

Периодический закон (Д. Менделеев, 1869): свойства простых веществ, а также формы и свой­ства соединений элементов находятся в периодиче­ской зависимости от заряда ядра элемента.

Существует ряд частных законов химии, кото­рые имеют ограниченную область применимости.

Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независи­мо от способа их получения.

Известны соединения переменного состава, для которых закон Пруста несправедлив, например сверхпроводники общей формулы УВагСизОу-д..

Решающую роль в доказательстве существова­ния атомов и молекул сыграли газовые законы.

Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808): объемы газов, вступающих в реакцию, а так­же объемы газообразных продуктов реакции, отно­сятся друг к другу как небольшие целые числа.

Закон Авогадро: в равных объемах любых газов при постоянных температуре и давлении содержит­ся одинаковое число молекул.

Закон Авогадро является следствием уравнения Клапейрона—Менделеева:

PV – uRT,

или

PV – (т/М) • RT,

где Р — давление газа, V — его объем, и — коли­чество газа (в молях), R — универсальная газовая постоянная, Т — абсолютная температура, m — масса газа, М — его молярная масса.

Численное значение R зависит от размерности давления (объем газов, как правило, выражают в литрах). Если[Р] — кПа, тоR — 8,314 ДжДмоль-К); если [Р] — атм, то R — 0,082 л-атм/(моль-К).

Нормальные условия для газов: Ра – 101,325 кПа – 1 атм, Т0 – 273,15 К = 0°С. При нормальных условиях объем одного моля газа равен:

V», – RTo/Po = 22,4 л/моль.

Количество газа при нормальных условиях рас­считывают по формуле:

I/ – V(n)/V„, – К/22,4.

При произвольных условиях количество газа рассчитывают по уравнению Клапейрона—Менде­леева

Плотность газов прямо пропорциональна их мо­лярной массе при заданных давлении и температу­ре:

p-m/V – PM/(RT) – (P/RT) • М.

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Плот­ность газа В по газу А определяется следующим образом:

DA(B) – f>(B)/f>(A) – М(В)/М(А).

Средняя молярная масса смеси п газов равна об­щей массе смеси, деленной на общее число молей:

!»!+••• + тп М1 «vi + • • • + Мп ‘ vn

iW ср в ———- [1]—– в ———– .

V\ + • • • + Vn VI +•••+ Vn

2. СТРОЕНИЕ АТОМА.

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ.

АТОМНОЕ ЯДРО. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Планетарная модель строения атома была предложена в результате открытия ядра атома Ре – зерфордом:

1. В центре атома находится положительно за­ряженное ядро, занимающее ничтожную часть про­странства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а. е.м.).

3. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращают­ся электроны. Их число равно заряду ядра.

Ядро атома

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Оно характеризует­ся тремя параметрами: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношением:

А – Z + N.

Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента. ‘

Заряд ядра обычно пишут внизу слева от сим­вола элемента, а массовое число — вверху слева (заряд ядра часто опускают).

Пример. irAt: ядро этого атома содержит 18 протонов и 22 нейтрона.

Атомы, ядра которых содержат одинаковое чи­сло протонов и разное число нейтронов, называются изотопами, например: 1 §С и ‘цС. Изотопы водоро­да имеют специальные символы и названия: ‘Н — протий, 2D — дейтерий, 3Т — тритий. Химические свойства изотопов идентичны, некоторые физиче­ские свойства очень незначительно различаются.

Радиоактивность. Существует три основных ви­да самопроизвольных ядерных превращений.

1. а-распад. Ядро испускает а-частицу, кото­рая представляет собой ядро атома гелия 4 Не и со­стоит из двух протонов и двух нейтронов. При а – распаде массовое число изотопа уменьшается на 4, а заряд ядра — на 2, например:

2ЦКа-»21|Кп+1Не.

2. (3-распад. В неустойчивом ядре нейтрон пре­вращается в протон, при этом ядро испускает элек­трон (уЗ-частицу) и антинейтрино:

п р + е + v.

При /3-распаде массовое число изотопа не изменя­ется, поскольку общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1, на­пример:

234ТЧ, 234Т>_ 4. оо 90Th 91Ра + _1е.

3. 7-распад. Возбужденное ядро испускает элек­тромагнитное излучение с очень малой длиной вол­ны и очень высокой частотой (7-излучение), при этом энергия ядра уменьшается, массовое число и заряд ядра остаются неизменными.

Самопроизвольный распад всех ядер описывает­ся одним и тем же уравнением:

m(t) = т(0) •

где m(t) и т(0) — массы изотопа в момент време­ни t и в начальный момент времени, 7*1/2 — пери­од полураспада, который является постоянным для данного изотопа. За время /2 распадается ровно половина всех ядер данного изотопа.

Электронные конфигурации атомов

Теория Бора. Основные постулаты:

»

1. Электрон может вращаться вокруг ядра по строго определенным (стационарным) круговым орбитам. При движении по этим орбитам элек­трон не излучает энергию. Радиус орбиты г и ско – рость электрона v связаны квантовым соотношени­ем Бора:

j mvr — nh/2n,

где т — масса электрона, п — номер орбиты, h — постоянная Планка (Л — 6,625 • 10 Дж-с).

2. Энергия излучается и поглощается только при переходе с одной орбиты на другую. Частота излучения (поглощения) и связана с энергией орбит соотношением:

Ei – Ez – hi/.

Теория Бор а’справедлива только для атома во­дорода.

Квантовая теория строения атома. В основе со­временной теории строения атома (квантовой ме­ханики атома) лежат следующие основные поло­жения:

1. Электрон имеет двойственную (корпуску – лярно волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна. Длина волны элек­трона Л и его скорость v связаны соотношени­ем де Бройля:

Л – h/mv,

где т — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точ­нее мы измеряем скорость, тем больше неопреде­ленность в координате, и наоборот. Математи­ческим выражением принципа неопределенности служит соотношение

Дж • т • Av > Л/47Г,

где Ах — неопределенность положения координа­ты, Av — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по опреде­ленным траекториям, а может находиться в лю­бой части околоядерного пространства. Простран­ство вокруг ядра, в котором вероятность нахожде­ния электрона достаточно велика, называют орби – талью.

Квантовые числа электрона. Согласно кванто­вой механике, движение электрона в атоме описы­вается пятью квантовыми числами: главным п, побочным (орбитальным) I, магнитным mi, спино­вым а и проекцией спина (магнитным спиновым чи­слом) nig.

Главное квантовое число п определяет общую энергию электрона. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (п = 1, 2, 3, … ).

Побочное (орбитальное) квантовое число I ха­рактеризует форму орбитали. Оно может прини­мать целые значения от 0 до п-1 (I — 0,1,… , п-1). Обычно численные значения I принято обозначать следующими буквенными символами:

Значение I 0 12 3 4

Буквенное обозначение s р d f g

В этом случае говорят о s-, р-, d-, /-, g – орбиталях.

Набор орбиталей с одинаковыми значениями п называется оболочкой (или энергетическим уров­нем), с одинаковыми значениями п я I — подобо – лоч-кой (подуровнем), например: 2s – подуровень.

Магнитное квантовое число mi характеризу­ет направление орбитали в пространстве. Оно может принимать любые целые значения от – I до +1, включая 0, т. е. всего (21 + 1) значений. Например, при I — 1 mi — -1,0,-1-1. При за­данном главном квантовом числе п возможна од­на 8-орбиталь, три р-орбитали, пять d-орбиталей и семь /-орбиталей.

Каждый электрон характеризуется спиновым квантовым числом е. Спин — это чисто кванто­вое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Для всех электронов абсолютное значе­ние спина всегда равно a — 1/2. Проекция спина на ось г (магнитное спиновое число ma) может иметь лишь два значения: т3 — +1/2 или тя — —1/2.

Принципы заполнения орбиталей.

1) Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа (п, I, mi и тя) были бы одинаковы.

Эквивалентное определение: на каждой орбита­ли может находиться не более двух электронов.

2) Принцип наименьшей энергии: в основном со­стоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной.

Энергия орбиталей увеличивается в следующем порядке: Is < 2s < 2р < 3s < Sp < 4s <

< 3d < Ар < 5s < 4d < 5р < 6s < 4/ < 5d <

< 6p < 7s < 5/ < 6d < Ip.

Как видно из этого ряда, чем меньше сумма п+1, тем меньше энергия орбитали. При заданном зна­чении п + 1 наименьшую энергию имеет орбиталь с наименьшим п.

3) Правило Гунда. В основном состоянии атом должен иметь максимально возможное число неспа – ренных электронов в пределах определенного под­уровня.

Принцип наименьшей энергии и правило Гунда справедливы только для основных состояний ато­мов. В возбужденных состояниях электроны могут находиться на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

Периодический закон и периодическая таблица Д. И. Менделеева

Современная формулировка периодического за­кона: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в пе­риодической зависимости от заряда ядра элемен­та.

Физический смысл периодичности химических свойств состоит в периодическом изменении кон­фигурации электронов на внешнем энергетическом уровне (валентных электронов) с увеличением за­ряда ядра.

Графическим изображением периодического за­кона является периодическая таблица. Она состо­ит из 7 периодов и 8 групп.

Период — это совокупность элементов с одина­ковым максимальным значением главного кванто­вого числа валентных электронов (с одинаковым номером внешнего энергетического уровня), рав­ным номеру периода.

Периоды могут состоять из 2, 8, 18 или 32 эле­ментов в зависимости от максимального числа элек­тронов на внешнем энергетическом уровне.

В коротких периодах металлические свойства ослабляются, а неметаллические усиливаются с увеличением порядкового номера элемента.

Группа — совокупность элементов с одинако­вым числом валентных электронов, равным номеру группы. Валентные электроны акр соответствуют элементам главных подгрупп, валентные электро­ны d и f — элементам побочных подгрупп.

Во всех группах металлические свойства усили­ваются с увеличением порядкового номера. Все эле­менты побочных подгрупп являются металлами.

3. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. ВАЛЕНТНОСТЬ ЭЛЕМЕНТОВ

Виды химической связи

СН:1—

i<

\

Химическая связь — это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электрона­ми. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восъмиэлектрон – ную (октет) или двухэлектронную (дублет) оболоч­ки. Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная, метал­лическая.

Ковалентиая свяэь. Связь, осуществляемая за счет образования электронной пары, принадлежа­щей обоим атомам, называется ковалентной. Раз­личают обменный и донорно-акцепторный механиз­мы образования ковалентной связи.

1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электрон­ную пару:

н – + – н-+н:н, н – + -с): -+ н:с!:.

2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары сво­бодную орбиталь:

Н г JJ т +

H:N: + н+ -+ H:N:H

н L н.

Два атома могут обобществить несколько пар электронов. В этом случае говорят о кратных свя­зях:

—► :Nj|N: (или N = N) — тройная

связь.

Если электронная плотность расположена сим­метрично между атомами, ковалентная связь на­зывается неполярной. Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалент­ная связь называется полярной. Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрица – тельностей атомов.

Электроотрицательность — это способность атома притягивать электронную плотность от дру­гих атомов. Самый электроотрицательный эле­мент — фтор, самый электроположительный — це­зий.

Ионная связь. Если разность электроотрица – тельностей атомов велика, то электронная пара, осуществляющая связь, переходит к одному из ато­мов, и оба атома превращаются в ионы. Химиче­ская связь между ионами, осуществляемая за счет электростатического притяжения, называется ион­ной связью.

Водородная связь — это связь между положи­тельно заряженным атомом водорода одной моле­кулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично элек­тростатический, частично донорно-акцепторпый характер.

Примеры. (Н20)2, (СН3СООН)2

б – 6+ б – S+ лО HOv

О—Н — О—Н _ J V

I

,.С—СН3

Н

ОН – О

Водородная связь изображена точками.

Наличие водородной связи объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот.

Металлическая связь. Валентные электроны ме­таллов достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. Поэтому металл

содержит ряд положительных ионов, расположен­ных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сво­бодно перемещающихся по всему кристаллу. Элек­троны в металле осуществляют связь между всеми атомами металла. Такой тип связи называется ме­таллической связью.