Aatomi-molekulaarteadus on keemia teoreetiline alus. Aatomi molekulaarteadus
KEEMIA PÕHIMÕISTED JA SEADUSED
Ained ja nende omadused. keemia aine
Vaatame ringi. Meie ise ja kõik, mis meid ümbritseb, koosneb ainetest. Asju on palju. Praegu teavad teadlased umbes 10 miljonit orgaanilist ja umbes 100 tuhat anorgaanilised ained. Ja kõiki neid iseloomustavad teatud omadused. Aine omadused on märgid, mille järgi ained erinevad üksteisest või on üksteisega sarnased..
Iga eraldi vaade mateeria, millel on antud tingimustel kindel füüsikalised omadused, nt alumiinium, väävel, vesi, hapnik, nimetatakse aineks.
Keemia uurib ainete koostist, struktuuri, omadusi ja muundumist. Sügavad teadmised keemiast on hädavajalikud kõikide tööstusharude spetsialistidele. Rahvamajandus. Koos füüsika ja matemaatikaga on see aluseks kõrgelt kvalifitseeritud spetsialistide koolitamisele.
Ainetega toimuvad erinevad muutused, näiteks: vee aurustumine, klaasi sulamine, kütuse põlemine, metallide roostetamine jne. Need muutused ainetega on tingitud füüsiline või selleks keemilised nähtused.
Füüsikalisteks nähtusteks nimetatakse selliseid nähtusi, mille puhul need ained ei muutu teisteks, vaid tavaliselt muutub ainult nende agregatsiooni- või vormiseisund.
Keemilised nähtused on sellised nähtused, mille tulemusena tekivad nendest ainetest teised ained. Keemilisi nähtusi nimetatakse keemilisteks muundumisteks või keemilisteks reaktsioonideks.
Keemilistes reaktsioonides muudetakse lähteained teisteks erinevate omadustega aineteks. Seda saab otsustada selle järgi väliseid märke keemilised reaktsioonid: 1) soojuse (vahel valguse) eraldumine; 2) värvimuutus; 3) lõhna välimus; 4) setete teke; 5) gaasi eraldumine.
XVIII-XIX sajandil. M. V. Lomonosovi, Daltoni, Avogadro jt tööde tulemusena püstitati hüpotees aine aatomi- ja molekulaarstruktuuri kohta. See hüpotees põhineb ideel aatomite ja molekulide tegelikust olemasolust. 1860. aastal määratles rahvusvaheline keemikute kongress mõisted selgelt aatom ja molekul. Kõik teadlased aktsepteerisid aatomi-molekulaarset teooriat. Keemilisi reaktsioone hakati käsitlema aatomi- ja molekulaarteaduse seisukohast. XIX lõpus ja XX sajandi alguses. aatomi- ja molekulaarteadus on muutunud teaduslik teooria. Sel ajal tõestasid teadlased eksperimentaalselt, et aatomid ja molekulid eksisteerivad objektiivselt, inimesest sõltumatult.
Praegu on võimalik mitte ainult arvutada üksikute molekulide mõõtmeid ja nende masse, vaid ka määrata aatomite ühendusjärjekorda molekulis. Teadlased määravad kindlaks molekulide vahelise kauguse ja isegi pildistavad mõningaid makromolekule. Nüüdseks on ka teada, et kõik ained ei koosne molekulidest.
Aatomi- ja molekulaardoktriini põhisätted võib sõnastada nii:
1. On molekulaarse ja mittemolekulaarse struktuuriga aineid.
2. Molekul on aine väikseim osake, mis säilitab oma keemilised omadused.
3. Molekulide vahel on tühimikud, mille suurus sõltub sellest agregatsiooni olek ja temperatuur. Suurimad vahemaad on gaasimolekulide vahel. See seletab nende lihtsat kokkusurutavust. Keerulisem on kokku suruda vedelikke, kus molekulidevahelised vahed on palju väiksemad. Tahketes ainetes on molekulide vahelised vahed veelgi väiksemad, mistõttu need peaaegu ei suru kokku.
4. Molekulid on pidevas liikumises. Molekulaarkiirus sõltub temperatuurist. Temperatuuri tõustes molekulide kiirus suureneb.
5. Molekulide vahel on vastastikuse tõmbe- ja tõukejõud. Need jõud avalduvad kõige tugevamalt aastal tahked ained ah, vähemalt – gaasides.
6. Molekulid koosnevad aatomitest, mis nagu molekulidki on pidevas liikumises.
7 Aatomid on väikseimad keemiliselt jagamatud osakesed.
8. Ühte tüüpi aatomid erinevad teist tüüpi aatomitest massi ja omaduste poolest. Iga üksikut aatomitüüpi nimetatakse keemiliseks elemendiks.
9. Kell füüsikalised nähtused Molekulid säilivad, keemilised aga reeglina hävivad. Keemilistes reaktsioonides toimub aatomite ümberpaigutamine.
Aatomi-molekulaarne teooria on loodusteaduste üks peamisi teooriaid. See teooria kinnitab maailma materiaalset ühtsust.
Kaasaegsete ideede kohaselt koosnevad gaasilises ja aurulises olekus olevad ained molekulidest. Tahkes (kristallilises) olekus koosnevad molekulidest ainult molekulaarse struktuuriga ained, näiteks orgaaniline aine, mittemetallid (mõne erandiga), süsinikoksiid (IV), vesi. Enamikul tahketel (kristallilistel) anorgaanilistel ainetel puudub molekulaarne struktuur. Need ei koosne molekulidest, vaid muudest osakestest (ioonidest, aatomitest) ja eksisteerivad makrokehade kujul. Näiteks paljud metallide soolad, oksiidid ja sulfiidid, teemant, räni, metallid.
Molekulaarse struktuuriga ainetes on molekulidevaheline keemiline side vähem tugev kui aatomite vahel. Seetõttu on neil suhteliselt madal sulamis- ja keemistemperatuur. Mittemolekulaarse struktuuriga ainetes on osakeste vaheline keemiline side väga tugev. Seetõttu on neil kõrge sulamis- ja keemistemperatuur. Kaasaegne keemia uurib mikroosakeste (aatomite, molekulide, ioonide jne) ja makrokehade omadusi.
Molekulid ja kristallid koosnevad aatomitest. Iga üksikut aatomitüüpi nimetatakse keemiliseks elemendiks.
Kokku on looduses (Maal) kindlaks tehtud erinevate keemiliste elementide olemasolu (92). Veel 22 elementi saadakse kunstlikult tuumareaktorid ja võimsad kiirendid.
Kõik ained jagunevad lihtsateks ja keerukateks.
Aineid, mis koosnevad ühe elemendi aatomitest, nimetatakse lihtsateks.
Väävel S, vesinik H 2, hapnik O 2, osoon O 3, fosfor P, raud Fe on lihtsad ained.
Aineid, mis koosnevad erinevate elementide aatomitest, nimetatakse ühenditeks..
Näiteks vesi H 2 O koosneb erinevate elementide - vesiniku H ja hapniku O aatomitest; kriit CaCO 3 koosneb elementide kaltsium Ca, süsinik C ja hapniku O aatomitest . Vesi ja kriit on keerulised ained.
Mõistet "lihtne aine" ei saa samastada mõistega "keemiline element". Lihtainet iseloomustab teatud tihedus, lahustuvus, keemis- ja sulamistemperatuur jne.Keemilist elementi iseloomustab teatud positiivne tuumalaeng (järjekorranumber), oksüdatsiooniaste, isotoopkoostis jne.Elemendi omadused viitavad selle üksikud aatomid. Liitained ei koosne lihtainetest, vaid elementidest. Näiteks vesi ei koosne lihtainetest vesinikust ja hapnikust, vaid elementidest vesinik ja hapnik.
Elementide nimed langevad kokku neile vastavate lihtainete nimedega, välja arvatud süsinik.
Palju keemilised elemendid moodustavad mitmeid lihtsaid aineid, mis on erineva struktuuri ja omaduste poolest. Seda nähtust nimetatakse allotroopia ja moodustunud aineid allotroopsed modifikatsioonid või modifikatsioonid. Seega moodustab element hapnik kaks allotroopset modifikatsiooni: hapnik ja osoon; element süsinik - kolm: teemant, grafiit ja karabiin; mitmed modifikatsioonid moodustavad elemendi fosfor.
Allotroopia fenomeni põhjustavad kaks põhjust: 1) erinev number aatomid molekulis, nagu hapnik O2 ja osoon O3; 2) erinevate kristallvormide, nagu teemant, grafiit ja karabiini teke.
2. Stöhhiomeetrilised seadused
stöhhiomeetria– keemia haru, mis tegeleb reageerivate ainete massi- ja ruumalasuhetega. Kreeka keelest tõlgitud sõna "stöhhiomeetria" tähendab " komponent' ja 'mõõta'.
Stöhhiomeetria aluseks on stöhhiomeetrilised seadused: ainete massi jäävus, koostise püsivus, Avogadro seadus, gaaside mahusuhete seadus, ekvivalentide seadus. Nad kinnitasid aatomi-molekulaarset teooriat. Aatom-molekulaarteooria omakorda selgitab stöhhiomeetrilisi seadusi.
Sarnane teave.
Suure panuse aatomi- ja molekulaarteooria arengusse andsid M. V. Lomonosov, J. Dalton, A. Lavoisier, J. Proust, A. Avogadro, J. Berzelius, D. I. Mendelejev, A. M. Butlerov. Esimene, kes määratles keemia teadusena, oli MV Lomonosov. Lomonosov lõi aine struktuuri õpetuse, pani aluse aatomi-molekulaarteooriale. See taandub järgmisele:
1. Iga aine koosneb väikseimatest, edasi füüsikaliselt jagamatutest osakestest (Lomonossov nimetas neid korpuskliteks, hiljem hakati nimetama molekulideks).
2. Molekulid on pidevas spontaanses liikumises.
3. Molekulid koosnevad aatomitest (Lomonosov nimetas neid elementideks).
4. Aatomeid iseloomustab teatud suurus ja mass.
5. Molekulid võivad koosneda nii identsetest kui ka erinevatest aatomitest.
Molekul on väikseim osake aine, mis säilitab oma koostise ja keemilised omadused. Molekuli ei saa edasi lagundada ilma aine keemilisi omadusi muutmata. Aine molekulide vahel on vastastikune külgetõmme, mis on erinevate ainete puhul erinev. Gaasides olevad molekulid tõmbuvad üksteise külge väga nõrgalt, samas kui vedelate ja tahkete ainete molekulide vahel on tõmbejõud suhteliselt suured. Mis tahes aine molekulid on pidevas liikumises. See nähtus seletab näiteks ainete mahu muutumist kuumutamisel.
Aatomid on väikseimad, keemiliselt jagamatud osakesed, mis moodustavad molekule. Aatom on elemendi väikseim osake, mis säilitab oma keemilised omadused. Aatomid erinevad tuumalaengute, massi ja suuruse poolest. Keemilistes reaktsioonides aatomid ei teki ega kao, vaid moodustavad uute ainete molekule. Elementi tuleks käsitleda kui aatomit, millel on sama tuumalaeng.
Keemilised omadused sama keemilise elemendi aatomid on samad, sellised aatomid võivad erineda ainult massi poolest. Sama elemendi erineva massiga aatomite sorte nimetatakse isotoopideks. Seetõttu on aatomeid rohkem kui keemilisi elemente.
On vaja eristada mõisteid "keemiline element" ja "lihtne aine".
Aine on teatud kogum aatomi- ja molekulaarosakesi mis tahes kolmest agregatsiooniolekust.
Aine agregaatolekud - aine olek, mida iseloomustavad teatud omadused (võime säilitada kuju, maht).
Agregatsioonil on kolm peamist olekut: tahke, vedel ja gaasiline. Mõnikord ei ole täiesti õige klassifitseerida plasmat agregatsiooni seisundiks. On ka teisi agregatsiooniseisundeid, näiteks vedelkristallid või Bose-Einsteini kondensaat.
Keemiline element on üldmõiste aatomitest, millel on sama tuumalaeng ja keemilised omadused.
Lihtainele iseloomulikke füüsikalisi omadusi ei saa omistada keemilisele elemendile.
Lihtained on ained, mis koosnevad sama keemilise elemendi aatomitest. Üks ja sama element võib moodustada mitu lihtsat ainet.
Aatomi- ja molekulaarteooria põhisätete kaasaegne esitlus:
1. Kõik ained koosnevad aatomitest.
2. Iga tüübi (elemendi) aatomid on omavahel samad, kuid erinevad mis tahes muu tüübi (elemendi) aatomitest.
3. Aatomite vastasmõjul tekivad molekulid: homonukleaarsed (ühe elemendi aatomite vastastikmõju käigus) või heterotuumalised (erinevate elementide aatomite vastasmõju käigus).
4. Füüsikalistes nähtustes molekulid säilivad, keemilistes nähtustes hävivad; Keemilistes reaktsioonides aatomid, erinevalt molekulidest, säilivad.
5. Keemilised reaktsioonid seisnevad uute ainete moodustumises samadest aatomitest, mis moodustavad algsed ained.
Aatomi-molekulaarne doktriin
Mateeria ja liikumise mõiste
Kaasaegne keemia on üks loodusteadusi, mille teemaks on aine ja see on üksikute keemiliste distsipliinide süsteem - anorgaaniline, analüütiline, füüsikaline, orgaaniline, kolloidne jne.
Kogu meid ümbritsev mitmekesine maailm, kogu objektide ja nähtuste kogumit ühendab ühine mõiste - mateeria, mille jaoks on teada kaks eksisteerimisvormi - aine ja väli.
Aine on materjal, mis koosneb osakestest, millel on oma mass või puhkemass. kaasaegne teadus on teada erinevat tüüpi materjalisüsteeme ja neile vastavaid struktuuritasemeid. Siia kuuluvad nii elementaarosakesed (elektronid, prootonid, neutronid jne) kui ka erineva suurusega makroskoopilised kehad (geoloogilised süsteemid, planeedid, tähed, täheparved, galaktika, galaktikasüsteemid jne.) Tänapäevased teadmised aine ehitusest ulatuvad 10-14 cm enne 10 28 cm(umbes 13 miljardit valgusaastad).
Erinevalt ainest on väli aineline keskkond, milles osakesed interakteeruvad. Näiteks elektroonikaväljas toimub interaktsioon laetud osakeste vahel ning tuumaväljas prootonite ja neutronite vahel.
Aine universaalseteks eksisteerimisvormideks on ruum ja aeg, mida väljaspool mateeriat ei eksisteeri, nagu ei saa olla materiaalseid objekte, millel ei oleks ajalis-ruumilisi omadusi.
Mateeria põhiline ja võõrandamatu omadus on liikumine – selle eksisteerimise viis. Aine liikumise vormid on väga mitmekesised, need on omavahel seotud ja võivad ühelt teisele üle minna. Näiteks võib aine liikumise mehaaniline vorm muutuda elektriliseks, elektriline termiliseks jne. Aine liikumise mõõt, selle kvantitatiivne tunnus on energia.
Keemia definitsioon
Aine liikumise erinevaid vorme uurivad erinevad teadused - füüsika, keemia, bioloogia jne. Keemia uurib aine liikumise keemilist vormi, mille all mõistetakse ainete kvalitatiivset muutust, ühe aine muutumist teiseks. Samal ajal katkevad, ilmuvad uuesti või jaotuvad ümber keemilised sidemed aine moodustavate aatomite vahel. Tulemusena keemilised protsessid ilmuvad uued ained, millel on uued füüsikalised ja keemilised omadused.
Seega on keemia teadus, mis uurib ainete muundumisprotsesse, millega kaasneb koostise, struktuuri ja omaduste muutumine, samuti nende protsesside ja aine muude liikumisvormide vastastikust üleminekut.
Keemia uurimisobjektiks on keemilised elemendid ja nende ühendid. Ainete omadusi ja nende muundumisi uurides avab keemia loodusseadusi, tunneb ainet ja selle liikumist. Keemia kui ühe olulisema fundamentaalse loodusteaduse õpe on vajalik teadusliku maailmapildi kujunemiseks.
Aatomi-molekulaarne doktriin
Aatom-molekulaarse doktriini töötas välja ja esmakordselt rakendas keemias suur vene teadlane M.V. Lomonossov. Tema õpetuse põhisätted on ära toodud teoses "Matemaatilise keemia elemendid". M.V. õpetuste olemus. Lomonosov taandatakse järgmisele.
1. Kõik ained koosnevad "kehadest" (nagu M.V. Lomonosov nimetas molekule). 2. Molekulid koosnevad elementidest (aatomitest). 3. Osakesed – molekulid ja aatomid on pidevas liikumises. 4. Lihtainete molekulid koosnevad identsetest aatomitest, kompleksainete molekulid - erinevatest aatomitest.
Hiljem arendati seda õpetust D. Daltoni ja J. Berzeliuse töödes. Aatom-molekulaarne doktriin keemias kehtestati lõplikult 19. sajandi keskel. 1860. aastal Karlsruhes toimunud rahvusvahelisel keemikute kongressil võeti vastu keemilise elemendi, aatomi ja molekuli mõistete määratlused.
Aatom on keemilise elemendi väikseim osake, millel on oma keemilised omadused ja mis on keemilistes reaktsioonides jagamatu.
Molekul on aine väikseim osake, millel on selle keemilised omadused. Molekuli keemilised omadused määratakse selle koostise ja keemilise struktuuri järgi.
Kõik ained jagunevad lihtsateks ja keerukateks.
Lihtne aine koosneb sama elemendi aatomitest.
Ühend koosneb erinevate elementide aatomitest. Näiteks vaskoksiid (II) moodustuvad elementide vase ja hapniku aatomitest.
Vaid 100 aastat tagasi peeti aatomit jagamatuks objektiks. Kuid kooskõlas kaasaegsed ideed aatomil on keeruline struktuur ja koosneb kolmest subatomaarsest osakesest: prootonitest, neutronitest ja elektronidest. Prootonitel on positiivne laeng; Neutronitel pole laengut, elektronidel aga negatiivne laeng. Prootoni ja elektroni laengud on suuruselt samad. Prootonid ja neutronid koos hõivavad väga väikese ruumala aatomis, mida nimetatakse tuumaks. Enamikülejäänud aatomi ruumala on ruum, milles elektronid liiguvad. Kuna aatomitel puudub puhas elektrilaeng, sisaldab iga aatom võrdse arvu elektrone ja prootoneid. Tuumalaeng määratakse prootonite arvu järgi.
Keemiline element on teatud tüüpi aatomid, mida iseloomustab sama tuumalaeng ja vastavalt sellele on iseloomulik teatud omaduste kogum. Sama elemendi aatomeid, mis erinevad neutronite arvu ja seega ka massi poolest, nimetatakse isotoopideks. Sümbol 12 6 C või lihtsalt 12 C tähendab kuue prootoniga ja kuue neutroniga süsinikuaatomit. Prootonite arvu aatomi tuumas nimetatakse aatomnumbriks. Ülemine indeks (12) nimetatakse massiarvuks ja see näitab prootonite ja neutronite koguarvu aatomi tuumas.
Mõistet "keemiline element" ei saa samastada mõistega "lihtne aine". Lihtainet iseloomustab teatud tihedus, lahustuvus, sulamis- ja keemistemperatuur jne. Need omadused viitavad aatomite hulgale ja on erinevate lihtainete puhul erinevad.
Keemilist elementi iseloomustab teatud tuumalaeng, isotoopkoostis jne. Elemendi omadused viitavad tema üksikutele aatomitele.
Liitained ei koosne lihtainetest, vaid elementidest. Näiteks vesi ei koosne lihtainetest vesinikust ja hapnikust, vaid elementidest vesinik ja hapnik.
Paljud keemilised elemendid moodustavad mitmeid lihtsaid aineid, millel on erinev struktuur ja omadused. Seda nähtust nimetatakse allotroopiaks ja tekkivaid aineid nimetatakse allotroopseteks modifikatsioonideks või modifikatsioonideks. Seega moodustab element hapnik kaks allotroopset modifikatsiooni: hapniku Umbes 2 ja osoon Umbes 3; element süsinik - kolm: teemant, grafiit ja karabiin.
Aine liikumise keemilist vormi uuritakse ja teatakse, mõõtes igale ainele omaseid füüsikalisi omadusi ja füüsikalisi suurusi. Füüsiline kogus on näiteks aine mass, tihedus, sulamistemperatuur. Keemias kasutatakse laialdaselt aine suhtelise aatom- ja molekulmassi mõisteid.
Suhteline aatommass. Aatomite massid on äärmiselt väikesed. Seega on vesinikuaatomi mass 1,674×10 -27 kg, hapnik - 2,667×10 -26 kg. Keemias ei kasutata traditsiooniliselt mitte masside absoluutväärtusi, vaid suhtelisi. Suhteliste masside ühik on aatommassi ühik (lühendatult a.u.m.), mis on 1/12 süsinikuaatomi massid - 12 , st. süsiniku isotoop 6 C - 1,66×10 -27 kg. Kuna enamikul elementidel on erineva massiga aatomeid, on keemilise elemendi suhteline aatommass mõõtmeteta suurus, võrdne suhtega elemendi loomuliku isotoopkoostise aatomi keskmine mass k 1/12 süsinikuaatomi mass.
Märgitakse elemendi suhtelist aatommassi A r. Näiteks,
kus 1,993 10 -26 kg on süsinikuaatomi mass.
Suhteline molekulmass. Suhtelisi molekulmasse, nagu aatommassi, väljendatakse aatommassi ühikutes. Aine suhteline molekulmass on mõõtmeteta suurus, mis on võrdne aine loodusliku isotoopkoostisega molekuli keskmise massi suhtega 1/12 süsinikuaatomi massid 12 6 C.
Märgitakse suhtelist molekulmassi Härra. See on arvuliselt võrdne kõigi aine molekuli moodustavate aatomite suhteliste aatommasside summaga ja arvutatakse aine valemi järgi. Näiteks, Mr (H2O) koosneb 2 A r (H) "2; A r (O) \u003d 1 × 16 \u003d 16; Mr (H2O) \u003d 2 + 16 \u003d 18.
Moth. AT rahvusvaheline süsteemühikut (SI) Mooli võetakse aine koguse ühikuna. Mool on aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuurseid või valemeid (FE)ühikud (molekulid, aatomid, ioonid, elektronid või muud), mitu aatomit sisaldab 0,012 kg süsiniku isotoop 126 C.
 |
Teades ühe süsinikuaatomi massi 12 C (1,993 × 10–26 kg), arvutage aatomite arv N A sisse 0,012 kg süsinik.
Osakeste arv sees 1 mol iga aine on sama. See võrdub 6,02 × 10 23 ja seda nimetatakse Avogadro konstandiks (tähistatud N A, mõõde 1/mol või mol -1). Ilmselgelt sisse 2 mol süsinikku hoitakse 2 × 6,02 × 10 23 aatomid, sisse 3 mol – 3 × 6,02 × 10 23 aatomid.
Molaarmass. Tavaliselt tähistatakse seda M. Molaarmass on väärtus, mis võrdub aine massi ja aine koguse suhtega. Sellel on mõõde kg/mol või g/mol. Näiteks, M = m/n või M = m/n, kus m- mass grammides; n(nu) või n- aine kogus moolides, M- molaarmass sisse g/mol on iga antud aine konstantne väärtus. Niisiis, kui veemolekuli mass on 2,99×10 -26 kg, siis molaarmass M(H2O) = 2,99 × 10 -26 kg × 6,02 × 10 23 mol -1 \u003d 0,018 kg / mol või 18 g/mol. Üldiselt on aine molaarmass väljendatuna g/mol, mis on arvuliselt võrdne selle aine suhtelise aatom- või molekulmassiga.
Näiteks suhtelised aatom- ja molekulmassid C, O2, H2S vastavalt võrdsed 12, 32, 34, ja nende molaarmassid on vastavalt 12, 32, 34 g/mol.
1. loeng
KEEMIA ÕPPEAINE JA TÄHENDUS
1. Keemia aine. Loodusteaduste seas, mis määravad inseneriteadmiste aluse, on keemia oma informatiivse tähtsuse tõttu juhtival kohal. Teadusliku ja tehnilise teabe kogumahust umbes veerand on keemiline.
Kaasaegne keemia definitsioon: keemiateaduste süsteem (orgaaniline, anorgaaniline, analüütiline, füüsikaline keemia jne.), peamine ülesanne mis on molekulide tekke ja hävimise (keemiline side) keemiliste protsesside (reaktsioonide) uurimine, samuti nende protsesside ja aine muude liikumisvormide (elektromagnetväljad ja kiirgus jne) vaheliste seoste ja üleminekute uurimine.
Keemia uurib orgaanilise ja anorgaanilise päritoluga ainete koostist ja struktuuri, ainete interaktsioonivõimet ning keemilise energia ülemineku nähtusi termiliseks, elektriliseks, valguseks jne.
Keemia tähtsus inimkonna olemasolus ja arengus on tohutu. Piisab, kui öelda, et ükski tööstus pole täielik ilma keemiata. Kui vaadata, mis inimest igapäevaelus või tööl ümbritseb, siis need on kõik keemia kingitused ja teod. Keemia tähtsusest erinevates tööstusharudes Põllumajandus ja meditsiin, on kirjutatud terveid raamatuid. Kuulus Inglise füüsik W. Ramsay ütles: "See rahvas, see riik, mis keemia arengus ületab teisi, ületab neid üldises materiaalses heaolus."
Keemia põhiseadused
Aatomi-molekulaarteadus on keemia teoreetiline alus.
Aine on üks aine olemasolu vorme. Aine koosneb üksikutest pisikestest osakestest – molekulidest, aatomitest, ioonidest, millel omakorda on teatud sisemine struktuur. Teisisõnu, mis tahes aine ei ole midagi pidevat, vaid koosneb üksikutest väga väikestest osakestest, aine diskreetsuse (struktuuri katkematuse) printsiip on aatomi-molekulaarteooria aluseks. Ainete omadused sõltuvad seda moodustavate osakeste koostisest ja struktuurist. Enamiku ainete puhul on need osakesed molekulid.
Molekul – aine väikseim osake, millel on selle keemilised omadused. Molekulid omakorda koosnevad aatomitest. Atom – elemendi väikseim osake, millel on selle keemilised omadused.
On vaja eristada mõisteid "lihtne (elementaar)aine" ja "keemiline element". Tegelikult iseloomustavad iga lihtsat ainet teatud füüsikalised ja keemilised omadused. Kui mis tahes lihtne aine astub keemilisesse reaktsiooni ja moodustab uue aine, kaotab see suurema osa oma omadustest. Näiteks raud kaotab väävliga kombineerimisel oma metallilise läike, vormitavuse, magnetilised omadused jne. Samamoodi ei sisaldu vees vesinik ja hapnik, mis on vee osa, mitte gaasilise vesiniku ja hapniku kujul. neile iseloomulike omadustega, kuid elementide kujul - vesinik ja hapnik. Kui need elemendid on "vabas olekus", st. ei ole keemiliselt seotud ühegi teise elemendiga, nad moodustavad lihtsaid aineid. Keemilist elementi võib määratleda kui aatomitüüpi, mida iseloomustab teatud omaduste kogum . Ühe ja sama elemendi aatomite omavahelisel kombineerimisel tekivad lihtained, erinevate elementide aatomite kombinatsioon aga annab kas lihtainete segu või kompleksaine.
Keemilise elemendi olemasolu mitme lihtsa aine kujul nimetatakse allotroopiaks. Samast elemendist moodustatud erinevaid lihtsaid aineid nimetatakse selle elemendi allotroopseteks modifikatsioonideks. Erinevus lihtaine ja elemendi vahel saab eriti selgeks siis, kui kohtab mitut samast elemendist koosnevat lihtainet. Eristatakse koostise allotroopiat ja vormi allotroopiat. Sama elemendi aatomid, mis paiknevad erinevas geomeetrilises järjekorras (kuju allotroopia) või kombineeritakse erineva koostisega molekulideks (koostise allotroopia), moodustavad erinevate füüsikaliste omadustega lihtaineid, millel on sarnased keemilised omadused. Näited on järgmised:
hapnik ja osoon, teemant ja grafiit. 2. Stöhhiomeetrilised seadused. keemiline ekvivalent. Aatomi- ja molekulaarteooria aluseks on keemia põhiseadused, mis avastati 18. ja 19. sajandi vahetusel.
Massi ja energia jäävuse seadus, on loodusteaduse põhiseadus.Esimest korda sõnastas ja eksperimentaalselt põhjendas selle M.V. Lomonosov aastatel 1756-59, hiljem avastas ja kinnitas A.L. Lavoisier: tekkivate reaktsioonisaaduste mass on võrdne algsete reaktiivide massiga. Matemaatilises vormis saab selle kirjutada:
kus i, j on täisarvud, mis on võrdsed reagentide ja produktide arvuga.
AT kaasaegne vorm see seadus on sõnastatud järgmisel viisil: isoleeritud süsteemis on masside ja energiate summa konstantne. Üksikute ainete vaheliste reaktsioonide uurimine ja kvantitatiivne keemiline analüüs põhinevad massi jäävuse seadusel.
Massi ja energia suhte seadus (A. Einstein). Einstein näitas, et energia ja massi vahel on seos, mida kvantitatiivselt väljendab võrrand:
E \u003d mc 2 või Dm \u003d D E/c 2 (2.2)
kus E on energia; m on mass; Koos - valguse kiirus. Seadus on õiglane tuumareaktsioonid, milles väikeste massimuutustega eraldub tohutul hulgal energiat (aatomiplahvatus).
Kompositsiooni püsivuse seadus (J.L. Proust, 1801-1808): olenemata sellest, kuidas see keemiliselt puhas ühend saadakse, on selle koostis konstantne. Seega võib tsinkoksiidi saada väga erinevate reaktsioonide tulemusena:
Zn + 1/2 O 2 \u003d ZnO; ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2; Zn (OH) 2 \u003d ZnO + H 2 O.
Kuid keemiliselt puhas ZnO proov sisaldab alati 80,34% Zn ja 19,66% O.
Koostise püsivuse seadus on täielikult täidetud gaasiliste, vedelate ja mitmete tahkete ainete puhul ( daltoniidid, kuid paljud kristalsed ained säilitavad oma struktuuri muutuva (teatud piirides) koostisega ( bertollid). Nende hulka kuuluvad teatud metallide omavahelised ühendid, üksikud oksiidid, sulfiidid, nitriidid. Järelikult on see seadus kohaldatav ainult ainete suhtes, millel on sõltumata agregatsiooni seisundist molekulaarne struktuur. Ühendustes muutuv koostis sellel seadusel on kohaldatavuse piirid, eriti tahkes olekus olevate ainete puhul, kuna selles olekus omaduste kandjaks ei ole molekul, vaid teatud eri märgiga ioonide kogum, mida nimetatakse faasiks (mittehomogeense süsteemi homogeenne osa, piiratud liidesega) või teisiti öeldes kristallvõred tahketel ainetel on defektid (vabad töökohad ja lisamiskohad).
Ekvivalentide seadus (Richter, 1792-1800): Keemilised elemendid kombineeritakse omavahel massisuhetes, mis on võrdelised nende keemiliste ekvivalentidega:
Selle seaduse alusel tehakse kõik stöhhiomeetrilised arvutused.
keemiline ekvivalent elemendiks nimetatakse sellist kogust, mis ühineb 1 mooli (1,008 g) vesinikuaatomiga või asendab keemilistes ühendites sama arvu vesinikuaatomeid.
Ekvivalentide ja ekvivalentmasside mõiste kehtib ka kompleksainete kohta. Keerulise aine ekvivalent nimetatakse selliseks koguseks, mis interakteerub jääkideta ühe ekvivalendi vesinikuga või üldiselt ühe ekvivalendi mis tahes muu ainega.
Liht- ja kompleksainete ekvivalentide arvutamine:
kus A-r- elemendi aatommass; M A on ühendi molekulmass.
Mitmekordse suhte seadus (D. Dalton, 1808). Kui kaks elementi moodustavad üksteisega mitu keemilist ühendit, käsitletakse nende ühe kogust teise sama koguse suhtes väikeste täisarvudena.
Avogadro seadus (1811). See on üks keemia põhiseadusi: võrdne kogus gaase samades füüsikalistes tingimustes (rõhk ja temperatuur) sisaldab sama number molekulid.
A. Avogadro leidis, et gaasiliste ainete molekulid on kaheaatomilised, mitte H, O, N, Cl, vaid H 2, O 2, N 2, Cl 2. Inertgaaside (need on üheaatomilised) avastamisega leiti aga erandeid.
Esimene tagajärg: 1 mooli mis tahes gaasi normaaltingimustes on maht 22,4 liitrit.
Teine tagajärg: mis tahes gaaside tihedus on seotud nende molekulmassiga: d 1 / d 2 \u003d M 1 / M 2.
Avogadro konstant on osakeste arv, 1 mooli aine kohta 6,02 × 10 23 mol -1.
Keemia põhiseaduste selgitus aatom-molekulaarteooria valguses peitub selle postulaatides:
1) aatomid on aine väikseimad osakesed, mida ei saa jagada koostisosadeks ( keemiliste vahenditega) või muutuda üksteiseks või hävitada;
2) ühe elemendi kõik aatomid on ühesugused ja ühesuguse massiga (kui mitte arvestada isotoopide olemasolu, vt loeng 3);
3) erinevate elementide aatomitel on erinev mass;
4) keemilises reaktsioonis kahe või suur hulk elemendid, nende aatomid on omavahel ühendatud väikeste täisarvude vahekorras;
5) suhtelised massid omavahel ühinevad elemendid on otseselt seotud aatomite endi massidega, s.t. kui 1 g väävlit ühineb 2 g vasega, siis see tähendab, et iga vase aatom kaalub kaks korda rohkem kui väävliaatom;
Ühesõnaga, keemiat “juhivad” täisarvud, mistõttu kõiki neid seadusi nimetatakse stöhhiomeetrilisteks. See on aatom-molekulaarteaduse võidukäik.
3. Aatomi- ja molekulmassid. Moth. Mõelge ühikutele, milles väljendatakse molekulaar- ja aatommassi. 1961. aastal võeti kasutusele suhteliste aatommasside ühtne skaala , mis põhineb 1/12 süsiniku isotoobi 12 C aatomi massist, mida nimetatakse aatommassiühikuks (a.m.u.). Selle kohaselt on praegu elemendi suhteline aatommass (aatommass) selle aatomi massi ja 1/12 aatomi massi suhe 12 C juures.
Samamoodi on lihtsa või keeruka aine suhteline molekulmass (molekulmass) selle molekuli massi suhe
1/12 12 C aatomi massist.Kuna mis tahes molekuli mass on võrdne selle koostisosade aatomite masside summaga, on suhteline molekulmass võrdne vastavate suhteliste aatommasside summaga. Näiteks vee molekulmass, mille molekul sisaldab kahte vesinikuaatomit ja ühte hapnikuaatomit, on: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.
Koos massi- ja ruumalaühikutega kasutab keemia ka aine koguseühikut, mida nimetatakse mooliks. sünnimärk – aine kogus, mis sisaldab nii palju molekule, aatomeid, ioone, elektrone või muid struktuuriüksusi, kui on aatomeid 12 g süsiniku isotoobis 12 C.
Aine kogus moolides on võrdne aine massi suhtega m selle molekulmassile M:
n= m/M. (2.8)
molaarmass ( M) väljendatakse tavaliselt g/mol. Aine molaarmassil, väljendatuna g/mol, on sama arvväärtus kui selle suhtelisel molekulaarmassil (aatommassil). Seega on vesiniku aatommass 1,0079 g/mol, vesiniku molekulmass on 2,0158 g/mol.
Gaasi mahu sõltuvus rõhust ja temperatuurist saab kirjeldada ideaalse gaasi oleku võrrand pV = RT, kehtib ühe mooli gaasi kohta ja moolide arvu arvestades saab sellest kuulus võrrand
Clapeyron – Mendelejev:
pV= n RT (2.9)
kus R– universaalne gaasikonstant (8,31 J/mol×K).
Selle võrrandi ja Avogadro seaduse teise järelduse abil lihtsate mõõteriistade (termomeeter, baromeeter, kaalud) abil 19. sajandi lõpul. on määratud paljude lenduvate liht- ja komplekssete orgaaniliste ja anorgaaniliste ainete molekulmassid. Aastal 1860 I Rahvusvaheline kongress keemikud (Karlsruhe, Saksamaa) võtsid vastu põhimõistete klassikalised definitsioonid: aatom, molekul, element jne, viisid läbi süstemaatika, klassifitseeriti peamised reaktsioonitüübid ja keemiliste ühendite klassid.
4. Anorgaaniliste ühendite põhiklassid. Lihtsate ja keerukate klassifikatsioon keemilised ained põhineb ühe peamise keemilise reaktsiooni – neutraliseerimisreaktsiooni – reagentide ja saaduste arvestamisel. Selle klassifikatsiooni aluse pani I.Ya. Berzelius 1818. aastal, hiljem viimistleti ja täiendati seda oluliselt.
Isegi alkeemikud ühendasid mitmeid lihtsaid aineid, millel on sarnased füüsikalised ja keemilised omadused, nn metallid . Tüüpilisi metalle iseloomustab tempermalmistavus, metalliline läige, kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, keemiliste omaduste järgi on metallid redutseerijad. Ülejäänud lihtained ühendati klassi mittemetallid (metalloidid ). Mittemetallidel on mitmekesisemad füüsikalised ja keemilised omadused. Kui lihtsad ained reageerivad hapnikuga, tekivad need oksiidid . Metallid moodustuvad peamine oksiidid, mittemetallid - happeline . Selliste oksiidide reageerimisel veega vastavalt põhjustel ja happed . Lõpuks viib hapete ja aluste neutraliseerimise reaktsioon moodustumiseni soolad . Sooli võib saada ka aluseliste oksiidide interaktsioonil happeoksiidide või hapetega, happelisi oksiide aluseliste oksiidide või alustega (tabel 1).
Tabel 1
Anorgaaniliste ühendite põhiklasside keemilised omadused
Tuleb rõhutada, et veega reageerivad otse ainult need aluselised oksiidid, mis moodustavad vees lahustuvaid aluseid - leelised . Vees lahustumatuid aluseid (näiteks Cu (OH) 2) saab oksiididest saada ainult kahes etapis:
CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O, CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4.
Oksiidide klassifikatsioon ei piirdu aluseliste ja happelistega. Paljudel oksiididel ja neile vastavatel hüdroksiididel on kaks omadust: nad reageerivad hapetega kui aluste ja alustega kui hapetega (mõlemal juhul tekivad soolad). Neid oksiide ja hüdroksiide nimetatakse amfoteerne :
Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O, Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (tahkete ainete liitmine),
Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (lahuses).
Mõnda oksiidi ei saa seostada neile vastava happe või alusega. Selliseid oksiide nimetatakse mittesoola moodustav nt süsinikmonooksiid (II) CO, lämmastikoksiid (I) N 2 O. Nad ei osale happe-aluse interaktsioonis, kuid võivad osaleda muudes reaktsioonides. Niisiis, N 2 O on tugev oksüdeerija, CO on hea redutseerija. Mõnikord ühendatakse happelised, aluselised ja amfoteersed oksiidid ühte klassi soola moodustav .
Hapete hulgas on anoksiline - näiteks vesinikkloriid (vesinikkloriid) HCl, vesiniksulfiid H 2 S, vesiniktsüaniid (vesiniktsüaniid) HCN. Happe-aluse omaduste järgi nad ei erine hapnikuga küllastunud happed. On ka aineid, millel on põhilised omadused, kuid mis ei sisalda metalliaatomeid, näiteks ammooniumhüdroksiid NH 4 OH - ammoniaagi NH 3 derivaat.
Hapete nimetused on tuletatud hapet moodustavast elemendist. Hapnikuvabade hapete puhul lisatakse hapet moodustava elemendi (või elementide rühma, näiteks CN - tsüaan) nimetus järelliide "o" ja sõnaga "vesinik": H 2 S - vesiniksulfiid, HCN - vesiniktsüaniid.
Hapnikku sisaldavate hapete nimetused sõltuvad hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniastmest. Elemendi maksimaalne oksüdatsiooniaste vastab järelliitele “... n (th)” või “... ow ( th)”, näiteks HNO 3 - lämmastikhape, HClO 4 - perkloorhape, H 2 CrO 4 - kroomhape. Oksüdatsiooniastme vähenedes muutuvad järelliited järgmises järjestuses: “... munav (th)”, “... ist (th)”, “... munav (th)”; näiteks HClO 3 on kloorhape, HClO 2 on kloriid, HOCl on hüpokloorhape. Kui element moodustab happeid ainult kahes oksüdatsiooniastmes, siis elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimetuses kasutatakse järelliidet "... true (th)"; näiteks HNO 2 on lämmastikhape. Happeid, mis sisaldavad oma koostises aatomite rühma -O-O-, võib pidada vesinikperoksiidi derivaatideks. Neid nimetatakse peroksohapeteks (või perhapeteks). Vajadusel asetatakse happe nimes oleva eesliide "perokso" järele numbriline eesliide, mis näitab molekuli moodustava hapet moodustava elemendi aatomite arvu, näiteks: H 2 SO 5, H 2 S 2 O 8.
Ühendite hulgas moodustavad olulise rühma põhjustel (hüdroksiidid), st. hüdroksüülrühmi sisaldavad ained OH - . Hüdroksiidide nimetused on moodustatud sõnast "hüdroksiid" ja elemendi nimetusest genitiivjuhtum, mille järel näidatakse vajaduse korral rooma numbritega sulgudes elemendi oksüdatsiooniaste. Näiteks LiOH on liitiumhüdroksiid, Fe (OH) 2 on raud (II) hüdroksiid.
Aluste iseloomulik omadus on nende võime interakteeruda hapete, happeliste või amfoteersete oksiididega, moodustades sooli, näiteks:
KOH + HCl \u003d KCl + H2O,
Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O
2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O
Protolüütilise (prootoniteooria) seisukohalt on alused ained, mis võivad olla prootoni aktseptorid, s.t. on võimeline vastu võtma vesinikuiooni. Nendest positsioonidest peaksid alused sisaldama mitte ainult aluselisi hüdroksiide, vaid ka mõningaid muid aineid, näiteks ammoniaaki, mille molekul võib kinnitada prootonit, moodustades ammooniumiooni:
NH3 + H+ = NH4+
Tõepoolest, ammoniaak, nagu aluselised hüdroksiidid, on võimeline reageerima hapetega, moodustades soolasid:
NH3 + Hcl \u003d NH4Cl
Sõltuvalt prootonite arvust, mis võivad alusele kinnituda, on ühehappelised alused (näiteks LiOH, KOH, NH 3), kahehappelised [Ca (OH) 2, Fe (OH) 2] jne.
Amfoteersed hüdroksiidid (Al (OH) 3, Zn (OH) 2) on võimelised vesilahustes dissotsieeruma nii hapetena (koos vesiniku katioonide moodustumisega) kui ka alustena (koos hüdroksüülanioonide moodustumisega); nad võivad olla nii prootonite doonorid kui ka aktseptorid. Seetõttu moodustavad amfoteersed hüdroksiidid sooli nii hapete kui ka alustega suhtlemisel. Hapetega suhtlemisel avaldavad amfoteersed hüdroksiidid aluste omadusi ja alustega interakteerudes hapete omadused:
Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O,
Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
On elementide ühendeid hapnikuga, mis koostiselt kuuluvad oksiidide klassi, kuid oma struktuurilt ja omadustelt soolade klassi. Need on niinimetatud peroksiidid ehk peroksiidid. Peroksiidid on vesinikperoksiidi H 2 O 2 soolad, näiteks Na 2 O 2, CaO 2. iseloomulik tunnus Nende ühendite struktuur seisneb selles, et nende struktuuris on kaks omavahel seotud hapnikuaatomit ("hapnikusild"): -О-О-.
soola elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus moodustuvad sisse vesilahus katioon K + ja anioon A -. Sooli võib pidada happemolekuli vesinikuaatomite täieliku või osalise asendamise saadusteks metalliaatomitega või aluselise hüdroksiidi molekuli hüdroksorühmade täielikul või osalisel asendamisel happeliste jääkidega.
Neutraliseerimisreaktsioon ei pruugi lõppeda. Sel juhul liigse happega hapu sool, liigse alusega - peamine (nimetatakse samaväärses vahekorras moodustunud soolasid keskmine ). On selge, et happesoolasid võivad moodustada ainult mitmealuselised happed, aluselisi sooli - ainult polühappealused:
Ca (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2H 2 O,
Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2H 2 O,
2Ca(OH)2 + H2SO4 = (CaOH)2SO4 + 2H2O.
Keemiliste reaktsioonide mitmekesisuse ja tohutu hulga hulgas on nende klassifikatsioon alati olemas olnud. Niisiis, võttes arvesse keemia arengut, eristatakse kolme peamist keemiliste reaktsioonide tüüpi:
1) happe-aluse tasakaal, erijuhud - neutraliseerimine, hüdrolüüs, hapete ja aluste elektrolüütiline dissotsiatsioon;
2) redoks aatomi, iooni, molekuli oksüdatsiooniastme muutumisega. Samal ajal eristatakse oksüdatsiooni ja redutseerimise etappe kui ühe tagasilöögi ja elektronide liitumisprotsessi osasid;
3) kompleksi moodustamine - teatud arvu molekulide või ioonide lisamine metalli kesksele aatomile või ioonile, mis on kompleksimoodustaja, ja esimene - ligandid, mille arvu iseloomustab koordinatsiooniarv (n).
Seda tüüpi keemiliste reaktsioonide järgi klassifitseeritakse ka keemilised ühendid: happed ja alused, oksüdeerivad ja redutseerivad ained, kompleksühendid ja ligandid.
Kaasaegsemas tõlgenduses, võttes arvesse aatomite ja molekulide elektroonilist struktuuri, võib esimest tüüpi reaktsioone määratleda kui reaktsioone prootoni osalusel ja ülekandel, teist tüüpi reaktsioone - elektroni ülekandega, reaktsioone. kolmandat tüüpi - üksiku elektronpaari ülekandega. Esimest tüüpi reaktsioonide kvantitatiivsed mõõdud on näiteks pH, teine - potentsiaal (E, B), potentsiaalide erinevus (Δφ, V) ja kolmas - näiteks teatud koordinatsiooninumbri rakendamine (n ) keemiliste (doonor-aktseptor) sidemete, keskse iooni - kompleksi moodustava aine ligandivälja energia stabiliseerimine
(ΔG, kJ/mol), stabiilsuskonstant.
Aatomi struktuur
1. Ideede arendamine aatomi ehituse kohta. Kui mingi globaalse katastroofi tagajärjel hävineks kogu inimkonna kogutud teaduslik teadmine ja järeltulevatele põlvedele läheks edasi vaid üks fraas, siis milline kõige väiksemast arvust sõnadest koosnev väide tooks kõige rohkem informatsiooni? Selle küsimuse esitas kuulus Ameerika füüsik, Nobeli preemia laureaat Richard Feynman ja ta ise andis sellele järgmise vastuse: see on aatomihüpotees. Kõik kehad koosnevad aatomitest – väikestest kehadest, mis on pidevas liikumises, tõmbavad väikese vahemaa tagant, kuid tõrjuvad, kui ühte neist teisele lähemale suruda. Selle väitega võis aga sisuliselt nõustuda Vana-Kreeka filosoof Demokritos, kes elas 400 eKr. Kaasaegsed inimesed aatomitest rohkem teada, kui nad erinevalt vanadest kreeklastest suutsid luua oma teadmiste põhjal aatomipommid ja tuumaelektrijaamad.
Enne XIX lõpus sisse. pidas aatomit jagamatuks ja muutumatuks osakeseks. Siis aga avastati nähtusi, mida sellest vaatenurgast ei saanud seletada. Elektrokeemilised uuringud G. Davy, M. Faraday näitas, et aatom võib kanda positiivset ja negatiivset laengut, kuna need vabanevad raku katoodil või anoodil. Sellest järgnes elektrilaengu korpuskulaarsus.
Gaaside ergastamise meetodite täiustamine nende spektrite saamiseks, W. Crooks avastas nn katoodkiired (tänapäevastes televiisorites realiseerunud nähtus). Mööda minnes elektrivool läbi torus oleva haruldase gaasi eraldub negatiivsest poolusest (katoodist) - katoodkiirest - nõrga valguse voog. Katoodkiir annab negatiivse laengu kehadele, millele see langeb, ja kaldub toru lähedal asuvate positiivselt laetud kehade poole. Seetõttu on katoodkiir negatiivselt laetud osakeste voog.
Samuti avastati termilise emissiooni ja fotoemissiooni nähtused ( A.G. Stoletov), mis seisneb negatiivselt laetud osakeste väljalöömises temperatuuri ja valguskvantide mõjul, kinnitades tõsiasja, et aatom sisaldab negatiivselt laetud osakesi. A.A. becquerel avastas radioaktiivsuse fenomeni. Abikaasad Curie näitas, et radioaktiivse kiirguse voog on ebahomogeenne ning seda saab eraldada elektri- ja magnetväljaga. Kondensaatorisse sisenev kogukiirgus jaguneb kolmeks osaks: a-kiired (He 2+) kalduvad veidi kondensaatori negatiivse plaadi poole, b-kiired (elektronvoog) kalduvad tugevalt kondensaatori positiivse plaadi poole, g -kiired (elektromagnetlained) ei kaldu üldse elektri- ega magnetvälja kõrvale.
Ja lõpuks röntgenikiirte avastamine Conrad Roentgen näitas, et aatom on kompleksne ja koosneb positiivsetest ja negatiivsetest osakestest, millest väikseimat H. Thomsen nimetas elektroniks. Lisaks R.S. Mulliken mõõtis selle laengut e\u003d -1,6 × 10 -19 C (väikseim võimalik, st elementaarne) ja leidis elektroni massi m= 9,11 × 10 -31 kg.
Aatomi neutraalsus selles olevate elektronide juuresolekul viis järeldusele, et aatomis on piirkond, mis kannab positiivset laengut. Avatuks jäi küsimus elektronide ja oletatavate positiivsete laengute asukohast või paiknemisest aatomites, s.t. küsimus aatomi struktuuri kohta. Nende uuringute põhjal 1903. a. H. Thomsen pakkus välja aatomi mudeli, mida nimetati "rosinapudingiks", positiivne laeng aatomis jaotub ühtlaselt ja sellesse on segatud negatiivne laeng. Kuid edasised uuringud näitasid selle mudeli ebaõnnestumist.
E. Rutherford(1910) lasid a-kiirte voo läbi ainekihi (fooliumi), mõõtes üksikute osakeste läbipainet pärast fooliumi läbimist. Vaatluste tulemusi kokku võttes leidis Rutherford, et õhuke metallekraan on osaliselt läbipaistev a-osakestele, mis lehte läbides kas ei muutnud oma teed või kaldusid väikeste nurkade tõttu kõrvale. Eraldi a-osakesed paiskusid tagasi, nagu pall seinast, justkui kohtaksid nad oma teel ületamatut takistust. Kuna tagasi paiskus väga väike arv fooliumit läbivaid a-osakesi, peaks see takistus hõivama aatomis ruumala, mis on isegi aatomi endaga võrreldes mõõtmatult väiksem, samas kui see peaks olema suur mass, kuna muidu a-osakesed sellest rikošeti ei hakkaks. Nii tekkis hüpotees aatomi tuuma kohta, millesse on koondunud praktiliselt kogu aatomi mass ja kogu positiivne laeng. Sel juhul muutuvad enamiku a-osakeste tee kõrvalekalded väikeste nurkade võrra aatomituuma elektrostaatiliste tõukejõudude mõjul arusaadavaks. Seejärel leiti, et tuuma läbimõõt on umbes 10 -5 nm ja aatomi läbimõõt on 10 -1 nm, s.o. tuuma ruumala on 10 12 korda väiksem aatomi mahust.
Rutherfordi aatomimudelis asub positiivselt laetud tuum aatomi keskmes ja selle ümber liiguvad elektronid, mille arv on võrdne tuuma laenguga või elemendi järjekorranumbriga, nagu planeedid ümber aatomi. Päike (aatomi planeetmudel). Rutherfordi välja töötatud tuumamudel oli suur samm edasi aatomi struktuuri mõistmisel. Seda on kinnitanud suur hulk katseid. Kuid mõnes mõttes oli mudel vastuolus väljakujunenud faktidega. Märgime kahte sellist vastuolu.
Esiteks ei suutnud Rutherfordi aatomi planetaarmudel seletada aatomi stabiilsust. Klassikalise elektrodünaamika seaduste kohaselt kaotab elektron ümber tuuma liikudes paratamatult energiat. Elektroni energiavarustuse vähenemisel peab selle orbiidi raadius pidevalt vähenema ja selle tulemusena langema tuumale ja lakkama olemast. Füüsiliselt on aatom stabiilne süsteem ja võib eksisteerida ilma, et see häviks väga kaua.
Teiseks viis Rutherfordi mudel valede järeldusteni aatomispektrite olemuse kohta. Leelismetallide spektrid osutuvad sarnaseks aatomi vesiniku spektriga ja nende analüüsi tulemusena jõuti järeldusele, et iga leelismetalli aatomite koostises on üks elektron, mis on võrreldes ülejäänud elektronidega nõrgalt seotud tuumaga. Teisisõnu, aatomis ei paikne elektronid tuumast samal kaugusel, vaid kihtidena.
Aatomispektrid saadakse ergastatud aatomite kiirguse (kõrge temperatuuriga leegis või muul viisil) juhtimisel läbi spetsiaalse optiline seade(prisma, prismade või difraktsioonivõrede süsteem), mis lagundab komplekskiirguse kindla lainepikkusega (l) ja vastavalt elektromagnetkiirguse teatud võnkesagedusega monokromaatilisteks komponentideks: n = Koos/l, kus c on valguse kiirus. Iga monokromaatiline kiir registreeritakse vastuvõtuseadme kindlas kohas (fotoplaadid jne). Tulemuseks on selle kiirguse spekter. Aatomispektrid koosnevad üksikutest joontest – need on joonspektrid.
Iga aatomitüüpi iseloomustab spektris rangelt määratletud joonte paigutus, mis ei kordu teist tüüpi aatomites. Sellel põhineb spektraalanalüüsi meetod, mille abil avastati palju elemente. Aatomispektrite joonstruktuur läks vastuollu klassikalise elektrodünaamika seadustega, mille kohaselt peab aatomite spekter elektroni pideva energiaemissiooni tulemusena olema pidev.
2. Vesinikuaatomi Bohri ehitusmudel. Kuna klassikalise elektrodünaamika seadused osutusid elektroni käitumise kirjeldamiseks aatomis rakendamatud, Niels Bohr sõnastas esmalt kvantmehaanika seadustel põhinevad postulaadid.
1. Vesinikuaatomis on orbiidid, mida mööda liikudes elektron ei kiirga. Neid nimetatakse statsionaarseteks.
2. Energia emissioon või neeldumine toimub elektroni ülemineku tulemusena ühelt statsionaarselt orbiidilt teisele. Tuumast kaugel asuvaid orbiite iseloomustab suur energiahulk. Üleminekul madalamalt orbiitilt kõrgemale läheb aatom ergastatud olekusse. Kuid sellises olekus ei saa ta kaua olla. See kiirgab energiat ja naaseb algsesse põhiolekusse. Sel juhul on kiirguskvanti energia võrdne:
h n= E n – E k,
kus n ja k- täisarvud.
3. Laine(kvant)mehaanika alused. Laine (spektraalsete) omaduste seletus tekkis samaaegselt kvantmehaaniliste kontseptsioonidega aatomi ehituse teoorias. Taustaks oli teooria plank keha kiirgus. Ta näitas, et energia muutumine ei toimu pidevalt (vastavalt klassikalise mehaanika seadustele), vaid järsult, osade kaupa, mida nimetati kvantideks. Kvantenergia määratakse Plancki võrrandiga: E = h n, kus h- Plancki konstant on võrdne, 6,63 × 10 -34 J × s,
n on kiirgussagedus. Selgub, et elektronil on korpuskulaarsed omadused (mass, laeng) ja laineomadused - sagedus, lainepikkus.
Mis puudutab Louis de Broglie esitas idee osakeste ja lainete dualismist . Veelgi enam, korpuskulaarlaine dualism on tüüpiline kõikidele mikro- ja makrokosmose objektidele, ainult makroskoopiliste objektide puhul valitseb üks omaduste kogum ja neist räägitakse kui osakestest või lainetest. elementaarosakesed nii need kui ka muud omadused ilmuvad koos. De Broglie võrrand näitab seost osakeste impulsi ja lainepikkuse vahel: l = h/lk = h/m u. Seega saab ümber tuuma tiirlevale elektronile määrata kindla lainepikkuse.
Nende ideede kohaselt on elektron erineva tihedusega pilv, mis on hajutatud aatomi mahus. Seetõttu on elektroni asukoha kirjeldamiseks aatomis vaja sisestada elektrontiheduse tõenäosuslik kirjeldus aatomis, võttes arvesse selle energiat ja ruumilist geomeetriat.
4. Kvantarvud. Orbitaalid. Vesinikuaatomi elektroonilise struktuuri selgitamiseks on välja pakutud neli kvantarvu n, l, m l, s, iseloomustavad elektroni energiaolekut ja käitumist aatomis. Need arvud iseloomustavad ühemõtteliselt elementide perioodilise tabeli mis tahes aatomi elektroni olekut. Iga elektroni jaoks on neil kollektiivselt erinev tähendus.
Peamine kvantarv n iseloomustab elektronpilvede energiat ja suurust. See võtab aatomite 1-8 põhioleku väärtused ja põhimõtteliselt lõpmatuseni. Selle füüsikaline tähendus energiataseme numbrina on aatomis oleva elektroni energia väärtus ja sellest tulenevalt aatomi suurus. Kell P\u003d 1 elektron on esimesel energiatasemel minimaalse koguenergiaga jne. Suurendusega P koguenergia suureneb. Iga energiataseme energiat saab hinnata valemiga: E=- 1 / 13,6 × n 2 . Energiatasemeid tähistatakse tavaliselt järgmiste tähtedega:
| Tähendus ( n) | |||||
| Märge | K | L | M | N | K |
külg, orbitaal(või asimuut)kvantarv l iseloomustab elektronorbitaalide (pilvede) kuju aatomi ümber ja määrab energia muutumise energiataseme piires, s.o. iseloomustab energiat alamtasand. Iga elektronipilve vorm vastab elektroni mehaanilise impulsi teatud väärtusele, mis on määratud külgmise kvantarvuga l, mis jäävad vahemikku 0 kuni P–1: P=1, l=0; P=2, l=0, l=1; P=3, l=0,l=1, l=2 jne. Energia alamtasemed sõltuvalt l tähistatud tähtedega:
| Väärtused ( l) | ||||||
| Tähistus ( V) | s | lk | d | f | g | h |
Neid elektrone, mis on tasemel s, nimetatakse s- elektronid
peal lk tase - p- elektronid, to d tase - d- elektronid.
Elektroni energia sõltub välisest magnetväli. Seda sõltuvust kirjeldab magnetiline kvantarv. Magnetkvantarv m l näitab elektronorbitaali (pilve) orientatsiooni ruumis. Väline elektri- või magnetväli muudab elektronpilvede ruumilist orientatsiooni, lõhestades samal ajal energiat
alamtasandid. Number m l varieerub - l, 0, +l ja võib olla (2× l+1) väärtused:
Kolmest kvantarvust koosnev kogum kirjeldab unikaalselt orbitaali. Seda nimetatakse "ruuduks" - . Elektron kui osake kogeb pöörlemist ümber oma telje – päripäeva ja vastupäeva. Seda kirjeldatakse spin kvantarv s(Prl), mis võtab väärtused ±1/2. Vastandsuunaliste spinnidega elektronide olemasolu aatomis tähistatakse kui "nooled". Seega kirjeldavad neli kvantarvude komplekti elektronide energiat.
5. Mitmeelektronilised aatomid. Elektronide arvu määramine tasanditel ja alamtasanditel. Paljude elektronide aatomites juhivad kvantarvude komplektile vastavat elektroonilist konstruktsiooni kaks postulaadi.
Pauli põhimõte: aatomis ei saa olla kahte elektroni, millel on neli identset kvantarvu (muidu on nad eristamatud, minimaalne energiaerinevus on spinnides). Selle tulemusena ei saa ühes elektronelemendis orbitaali kohta olla rohkem kui kaks vastassuunaliste spinnidega elektroni.
Rakud täidetakse elektronidega vastavalt Gundi reegel. Elektronid täituvad s-, p-, d-, f- orbitaalid nii, et koguspinn on maksimaalne ehk teisisõnu elektronid kipuvad täitma vabu (tühje) orbitaale ja alles siis paarituvad (Pauli järgi):
Võttes arvesse kvantkeemia põhimõtteid, on võimalik konstrueerida mis tahes aatomi elektrooniline konfiguratsioon, nagu on näha tabelist. 2, millest tuletame valemid elektronide arvu määramiseks tasemel 2n 2 , alamtasemel 2(2 l+1). Orbitaalide arv on võrdne väärtuste arvuga m (m = 1, m = 2, m = 3).
Alamtasandite täitmine elektronidega toimub vastavalt Klechkovski reegel. Energiatasemed täidetakse põhi- ja kõrvalkvantarvude summa kasvavas järjekorras n+l.
Kui sellel summal on samad väärtused, siis täidetakse kasvavas järjekorras n. Alamtasandid täidetakse energia kasvavas järjekorras:
1s<< 2s << 2p << 3s << 3p << 4s £ 3d << 4p << 5s £ 4d << 5p << 6s £ 4f £ 5d…
Tabel 2 – Aatomite elektroonilised konfiguratsioonid
Milline tase täitub järgmisena? 4s»3d energia saamiseks. 4s n=3, d=2, summa on 5, n=4, s=0, summa = 4, s.o. täitmiseks kulub 4s jne. Energia on 5s » 4d, summa on 5 ja 6, nii et kõigepealt täidetakse 5s, seejärel 4d. Energia on 6s » 5d » 4f, summa on 6, 7 ja 7. 6s täidetakse alguses. Peamine kvantarv on 4f puhul väiksem, seetõttu täidetakse see alamtase edasi, millele järgneb 5d.
Aatomi elektrooniline konfiguratsioon on kirjutatud valemina, kus elektronide arv alamtasandil on näidatud ülaindeksiga. Näiteks alumiiniumi puhul saate elektroonilise konfiguratsioonivalemi kirjutada kujul 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. See tähendab, et 1s, 2s, 2p, 3s, 3p on 2, 2, 6, 2, 1 elektroni. alamtasandid.
Paljude elektronidega ergastamata aatomis hõivavad elektronid minimaalse energiaga orbitaale. Nad interakteeruvad üksteisega: sisemistel energiatasanditel asuvad elektronid varjavad (varjestavad) välistel tasanditel paiknevaid elektrone positiivse tuuma toime eest. Selline mõju määrab orbitaalide energia suurenemise järjestuse muutuse võrreldes orbitaalide energia suurenemise järjestusega vesinikuaatomis.
Tuleb märkida, et täielikult või pooleldi täidetud elementide puhul d- ja f- alamtasandid jälgivad kõrvalekaldeid sellest reeglist. Näiteks vase aatomi Cu puhul. Elektrooniline konfiguratsioon [Ar] 3d 10 4s 1 vastab madalamale energiale kui konfiguratsioon [Ar] 3d 9 4s 2 (sümbol [Ar] tähendab, et sisemiste elektrooniliste nivoorite struktuur ja täitmine on sama, mis argoonil). Esimene konfiguratsioon vastab põhiolekule ja teine ergastatud olekule.
keemiline side
1. Keemilise sideme olemus. Keemilise sideme selgitamise teooriad põhinevad aatomite Coulombil, kvant- ja lainete vastasmõjul. Esiteks peavad nad selgitama energia juurdekasvu molekulide moodustumisel, keemilise sideme moodustumise mehhanismi, selle parameetreid ja molekulide omadusi.
Keemilise sideme teke on energeetiliselt soodne protsess, millega kaasneb energia vabanemine. Seda kinnitab kahe vesinikuaatomi interaktsiooni kvantmehaaniline arvutus molekuli moodustumisel (Heitler, London). Arvutuse tulemuste põhjal süsteemi potentsiaalse energia sõltuvus E vesinikuaatomite vahelise kauguse kohta r(joonis 4).
Riis. 4. Energia sõltuvus tuumadevahelisest kaugusest.
Kui aatomid lähenevad üksteisele, tekivad nende vahel elektrostaatilised tõmbe- ja tõukejõud. Kui antiparalleelsete spinnidega aatomid lähenevad üksteisele, domineerivad alguses tõmbejõud, mistõttu süsteemi potentsiaalne energia väheneb (kõver 1). Tõukejõud hakkavad domineerima väga väikestel vahemaadel aatomite vahel (tuuma vastasmõju). Teatud kaugusel aatomite vahel r 0 on süsteemi energia minimaalne, mistõttu süsteem muutub kõige stabiilsemaks, tekib keemiline side ja moodustub molekul. Siis r 0 on tuumadevaheline kaugus H 2 molekulis, mis on keemilise sideme pikkus ja süsteemi energia vähenemine r 0 juures on energia juurdekasv keemilise sideme moodustumisel (või keemilise sideme energia E St.). Tuleb märkida, et molekuli dissotsiatsioonienergia aatomiteks on võrdne E sv suurusjärgus ja vastupidine märgiga.
Keemilise sideme kvantmehaaniliseks kirjeldamiseks kasutatakse kahte üksteist täiendavat meetodit: valentssidemete meetodit (BC) ja molekulaarorbitaalide meetodit (MO).
2. Valentssidemete meetod (BC). kovalentne side. Peamine universaalne keemilise sideme tüüp on kovalentne side. Vaatleme kovalentse sideme moodustumise mehhanismi VS-meetodi järgi (vesinikmolekuli moodustumise näitel):
1. Kovalentne side kahe interakteeruva aatomi vahel toimub ühise elektronpaari moodustumisel. Iga aatom annab ühe paaritu elektroni ühise elektronipaari moodustamiseks:
H + H® H : H
Seega on VS-meetodi järgi keemiline side kahetsentriline ja kaheelektroniline.
2. Ühine elektronpaar saab tekkida ainult elektronide interaktsiooni ajal antiparalleelsete spinnidega:
H+¯H ® H¯H.
3. Kovalentse sideme moodustumisel elektronpilved kattuvad:
Seda kinnitab katseliselt määratud tuumadevahelise kauguse väärtus H 2 molekulis, r=0,074 nm, mis on palju väiksem kui kahe vaba vesinikuaatomi raadiuste summa, 2r=0,106 nm.
Kattuvate pilvede piirkonnas on elektrontihedus maksimaalne; kahe elektroni jäämise tõenäosus tuumadevahelises ruumis on palju suurem kui mujal. Tekib süsteem, milles kaks tuuma interakteeruvad elektrostaatiliselt elektronide paariga. See toob kaasa energia suurenemise ja süsteem muutub stabiilsemaks, moodustub molekul. Mida tugevam on kovalentne side, seda rohkem elektronpilved kattuvad.
Kovalentse sideme doonor-aktseptormehhanism. Kovalentse sideme moodustumine võib toimuda ühe aatomi (iooni) üksikute elektronide paari tõttu - doonor ja teise aatomi (iooni) vaba aatomiorbitaal - aktsepteerija. Sellist kovalentse sideme moodustumise mehhanismi nimetatakse doonor-aktseptoriks.
Ammoniaagi molekuli NH 3 moodustumine toimub lämmastikuaatomi kolme paaritu elektroni ja kolmest vesinikuaatomist koosneva paaritu elektroni sotsialiseerimisel kolme ühise elektronpaari moodustumisega. Ammoniaagi molekulis NH 3 on lämmastikuaatomil oma üksik elektronide paar. Vesinikuiooni H + 1s-aatomi orbitaal ei sisalda elektrone (vaba orbitaal). Kui NH 3 molekul ja vesinikioon lähenevad, interakteeruvad lämmastikuaatomi üksik elektronpaar ja vesinikiooni vaba orbitaal keemilise sideme moodustumisega doonor-aktseptormehhanismi ja NH 4 + katiooni kaudu. Tänu doonor-aktseptormehhanismile on lämmastiku valents B=4.
Keemiliste sidemete moodustumine doonor-aktseptormehhanismi poolt on väga levinud nähtus. Niisiis moodustub keemiline side koordineerivates (kompleks)ühendites vastavalt doonor-aktseptor mehhanismile (vt loeng 16).
Vaatleme VS-meetodi raames kovalentse sideme iseloomulikke omadusi: küllastumist ja suunalisust.
Küllastus sidemed on aatomi võime osaleda ainult teatud arvus kovalentsetes sidemetes. Küllastus määratakse aatomi valentsuse järgi. Küllastus iseloomustab molekulis oleva aatomi poolt moodustatud keemiliste sidemete arvu (arvu) ja seda arvu nimetatakse kovalentsuseks (või nagu MO-meetodi puhul sidejärjekorraks).
Aatomi valents on keemilise sideme teoorias laialdaselt kasutatav mõiste. Valentsi all mõistetakse afiinsust, aatomi võimet moodustada keemilisi sidemeid. Valentsuse kvantitatiivne hindamine võib molekuli erinevatel kirjeldamisviisidel erineda. VS-meetodi järgi on aatomi valents (B) võrdne paaritute elektronide arvuga. Näiteks hapniku- ja lämmastikuaatomite elektronrakkude valemitest järeldub, et hapnik on kahevalentne (2s 2 2p 4), lämmastik kolmevalentne (2s 2 2p 3).
Aatomite ergastatud olek (v.s.). Valentsitaseme paariselektrone saab ergastamisel siduda ja liikuda antud valentsitaseme piires kõrgema alamtaseme vabadele aatomiorbitaalidele (AO). Näiteks ergastamata olekus (n.s.) berülliumi puhul B = 0, sest välistasandil pole paarituid elektrone. Ergastatud olekus (ES) hõivavad paarunud elektronid 2s 2 vastavalt 2s 1 ja 2p 1 alamtasandid – В=2.
Ühe rühma p-elementide valentsivõimalused ei pruugi olla samad. Selle põhjuseks on AO ebavõrdne arv erinevatel perioodidel paiknevate elementide aatomite valentstasemes. Näiteks hapniku valents on konstantne B = 2, kuna selle valentselektronid on 2. energiatasemel, kus vabu (vabu) AO-sid pole. Ergastatud olekus on väävli maksimaalne B=6. Seda seletatakse vabade 3D-orbitaalide olemasoluga kolmandal energiatasemel.
Kovalentse sideme suund. Molekulide ruumiline struktuur. Tugevaimad keemilised sidemed tekivad aatomiorbitaalide maksimaalse kattumise (AO) suunas. Kuna AO-del on teatud kuju ja energia, on nende maksimaalne kattumine võimalik hübriidorbitaalide tekkega. AO hübridisatsioon võimaldab selgitada molekulide ruumilist struktuuri, seetõttu iseloomustab kovalentset sidet suunalisus.
3. Aatomiorbitaalide ja ruumilise struktuuri hübridiseerumine
molekulid. Sageli moodustavad aatomid sidemeid erineva energiaolekuga elektronidega. Niisiis, berüllium Be (2s12p1), boori B (2s12p2), süsiniku C (2s12p3) aatomites, s- ja R-elektronid. Kuigi s- ja R-pilved erinevad kuju ja energia poolest, nende osalusel tekkivad keemilised sidemed on samaväärsed ja paiknevad sümmeetriliselt. Tekib küsimus, kuidas oma algolekus ebavõrdsed elektronid moodustavad ekvivalentseid keemilisi sidemeid. Vastus sellele annab aimu valentsorbitaalide hübridisatsioonist.
Vastavalt hübridisatsiooni teooria keemilised sidemed ei moodusta elektrone mitte "puhtatest", vaid "segatud", nn hübriidorbitaalid. Hübridisatsiooni käigus muutub orbitaalide (elektronpilvede) esialgne kuju ja energia ning AO-d tekivad uue, kuid juba sama kuju ja energiaga. Kus hübriidorbitaalide arv on võrdne aatomiorbitaalide arvuga, millest need moodustati.
Riis. 5. Valentsorbitaalide hübridisatsiooni tüübid.
Keskaatomi valentsorbitaalide hübridisatsiooni iseloom ja nende ruumiline paigutus määravad molekulide geomeetria. Jah, kl sp hübridisatsioon Berüllium Be AO-d moodustavad kaks sp-hübriidset AO-d, mis paiknevad 180° nurga all (joonis 5), seega on hübriidorbitaalide osalusel tekkinud sidemete sideme nurk 180°. Seetõttu on BeCl2 molekulil lineaarne kuju. Kell sp 2 hübridisatsioon boor B moodustas kolm sp 2 -hübriidorbitaali, mis paiknesid 120 ° nurga all. Selle tulemusena on BCl 3 molekulil kolmnurkne kuju (kolmnurk). Kell sp 3 hübridisatsioon süsinik AO C, tekib neli hübriidorbitaali, mis on ruumis sümmeetriliselt orienteeritud tetraeedri nelja tipu suhtes, seega on CCl 4 molekulil
ka tetraeedriline. Tetraeedriline kuju on iseloomulik paljudele neljavalentsetele süsinikuühenditele. Lämmastiku- ja booriaatomite orbitaalide sp 3 hübridisatsiooni tõttu on NH 4 + ja BH 4 – samuti tetraeedrilise kujuga.
Fakt on see, et nende molekulide kesksed aatomid, vastavalt C-, N- ja O-aatomid, moodustavad sp 3 hübriidorbitaalide tõttu keemilised sidemed. Süsinikuaatomil on nelja sp 3 hübriidorbitaali jaoks neli paaristamata elektroni. See määrab nelja C-H sideme moodustumise ja vesinikuaatomite paigutuse korrapärase tetraeedri tippudes sidemenurgaga 109°28¢. Lämmastikuaatomil on neli sp 3 hübriidorbitaali, millel on üks jagamata elektronpaar ja kolm paaritut elektroni. Elektronpaar osutub mittesiduvaks ja hõivab ühe neljast hübriidorbitaalist, seega on H 3 N molekulil trigonaalse püramiidi kuju. Mittesiduva elektronpaari tõrjuva toime tõttu on sideme nurk NH 3 molekulis väiksem kui tetraeedriline ja on 107,3°. Hapnikuaatomil on neli sp 3 hübriidorbitaali kahe mittesiduva elektronipaari ja kahe paaritu elektroniga. Nüüd on kaks neljast hübriidorbitaalist hõivatud mittesiduvate elektronide paaridega, seega on H 2 O molekulil nurkne kuju. Kahe mittesiduva elektronpaari tõrjuv toime avaldub suuremal määral, mistõttu sidenurk moondub tetraeedri nurga suhtes veelgi tugevamalt ja veemolekulis on 104,5° (joonis 6).
Riis. 6. Mittesiduvate elektronpaaride mõju
keskne aatom molekulide geomeetrias.
Seega selgitab VS meetod hästi keemiliste sidemete küllastumist ja suunda, selliseid kvantitatiivseid parameetreid nagu energia ( E), keemiliste sidemete pikkus ( l) ja sidenurgad (j) keemiliste sidemete vahel (molekulide struktuur). Seda on mugavalt ja selgelt demonstreeritud aatomite ja molekulide palli- ja pulgamudelitel. VS-meetod selgitab hästi ka molekulide elektrilisi omadusi, mida iseloomustavad aatomite elektronegatiivsus ja molekulide dipoolmoment. Aatomite elektronegatiivsuse all mõistetakse nende võimet olla keemilise sideme moodustumisel positiivsemad või negatiivsemad, ehk teisisõnu võimet tõmmata või loovutada elektrone, moodustades anioone ja katioone. Esiteks kvantitatiivselt
mida iseloomustab ionisatsioonipotentsiaal ( E P.I), teine on elektronide afiinsusenergia ( E S.E).
Tabel 3
Molekulide ja komplekside ruumiline konfiguratsioon AB n
| Keskse aatomi hübridisatsiooni tüüp A | Aatomi elektronpaaride arv | Molekuli tüüp | Ruumiline konfiguratsioon | Näited | |
| siduv | mittesiduvad | ||||
| sp | AB 2 | Lineaarne | BeCl 2 (g), CO 2 | ||
| sp 2 | AB 3 | kolmnurkne | BCl 3, CO 3 2– | ||
| AB 2 | nurk | O 3 | |||
| sp 3 | AB 4 | tetraeedriline | CCl4, NH4, BH4 | ||
| AB 3 | Trigonaal-püramiidne | H3N, H3P | |||
| AB 2 | nurk | H2O | |||
| sp 3 d | AN 5 | Trigonaalne bipüramidaalne | PF 5, SbCl 5 | ||
| AB 4 | Moonutatud tetraeedriline | SF4 | |||
| AB 3 | T-kujuline | ClF 3 | |||
| AB 2 | Lineaarne | XEF 2 | |||
| sp 3 p 2 | AB 6 | oktaeedriline | SF 6 , SiF 6 2– | ||
| AB 5 | Ruutpüramiidne | KUI 5 |
Keemiline termodünaamika
1. Põhimõisted ja definitsioonid.Termodünaamika - see on teadus, mis uurib protsesside kulgemise üldisi mustreid, millega kaasneb energia vabanemine, neeldumine ja muundumine. Keemiline termodünaamika uurib keemilise energia ja selle muude vormide – termilise, valguse, elektrilise jne – vastastikuseid muundumisi, kehtestab nende üleminekute kvantitatiivsed seadused ning võimaldab ennustada ka ainete stabiilsust antud tingimustes ja nende võimet teatud keemilistesse ainetesse siseneda. reaktsioonid. Termokeemia, mis on keemilise termodünaamika haru, uurib keemiliste reaktsioonide termilisi mõjusid.
Hessi seadus. Keemilises termodünaamikas teisendatakse esimene seadus Hessi seaduseks, mis iseloomustab keemiliste reaktsioonide termilisi mõjusid Soojus, nagu ka töö, ei ole oleku funktsioon. Seetõttu, et anda soojusefektile olekufunktsiooni omadus, entalpia (D H), mille suunamuutus on D H=D U+P D V konstantsel rõhul. Pange aga tähele, et P D V= A on laiendustöö ja D H = -Q(tagurpidi märgiga) . Entalpiat iseloomustab süsteemi soojussisaldus, nii et eksotermiline reaktsioon alandab D H. Pange tähele, et soojuse vabanemine keemilises reaktsioonis ( eksotermiline) vastab D-le H < 0, а поглощению (endotermiline) D H> 0. Vanas keemiakirjanduses oli see aktsepteeritud vastupidine märgisüsteem (!) ( K> 0 eksotermiliste reaktsioonide korral ja K < 0 для эндотермических).
Entalpia muutus (termiline efekt) ei sõltu reaktsiooniteest, vaid selle määravad ainult reagentide ja produktide omadused (Hessi seadus, 1836)
Näitame seda järgmise näitega:
C (grafiit) + O 2 (g) = CO 2 (g) D H 1 = -393,5 kJ
C (grafiit) + 1/2 O 2 (g.) \u003d CO (g.) D H 2 = -110,5 kJ
CO (g) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g) D H 3 = -283,0 kJ
Siin ei sõltu CO 2 moodustumise entalpia sellest, kas reaktsioon kulgeb ühes või kahes etapis, vahepealse CO moodustumisega (D H 1 = D H 2+D H 3). Ehk teisisõnu, keemiliste reaktsioonide entalpiate summa tsüklis on null:
kus i on reaktsioonide arv suletud tsüklis.
Igas protsessis, kui ainete lõpp- ja algolek on samad, on kõigi reaktsioonisoojuste summa võrdne nulliga.
Näiteks on meil mitmete keemiliste protsesside jada, mis viivad lõpus algaineni ja mida igaüht iseloomustab oma entalpia, st.
ja vastavalt Hessi seadusele,
D H 1+D H 2+D H 3+D H 4 = 0, (7.4)
Tekkiv soojusefekt on null, sest mõnel etapil soojust eraldub, teistel aga neeldub. See toob kaasa vastastikuse hüvitamise.
Hessi seadus võimaldab arvutada nende reaktsioonide soojusefekte, mille puhul otsene mõõtmine pole võimalik. Näiteks kaaluge reaktsiooni:
H 2 (g) + O 2 (g) \u003d H 2 O 2 (l.) D H 1 = ?
Järgmisi soojusefekte on lihtne katseliselt mõõta:
H2 (g.) + 1/2 O2 (g.) \u003d H2O (l.) D H 2 = -285,8 kJ,
H 2 O 2 (l.) \u003d H 2 O (l.) + 1/2 O 2 (g.) D H 3 = -98,2 kJ.
Neid väärtusi kasutades saate:
D H 1 = D H 2-D H 3 = -285,8 + 98,2 \u003d -187,6 (kJ / mol).
Seega piisab, kui mõõta piiratud arvu reaktsioonide soojusefekte, et teoreetiliselt arvutada mis tahes reaktsiooni soojusefekt. Praktikas tabelina standardsed moodustumise entalpiad D H f° 298 mõõdetud kell T\u003d 298,15 K (25 °C) ja rõhk lk= 101,325 kPa (1 atm), s.o. juures standardtingimused. (Ärge ajage standardtingimusi tavatingimustega segamini!)
Standardne moodustumise entalpia D H f° on entalpia muutus reaktsiooni ajal, kui lihtainetest moodustub 1 mooli ainet:
Ca (tahke) + C (grafiit) + 3/2 O 2 (g) = CaCO 3 (tahke) D H° 298 \u003d -1207 kJ / mol.
Pange tähele, et termokeemiline võrrand näitab ainete agregeeritud olekuid. See on väga oluline, kuna üleminekud koondolekute vahel ( faasisiirded), millega kaasneb soojuse eraldumine või neeldumine:
H2 (g.) + 1/2 O2 (g.) \u003d H2O (l.) D H° 298 \u003d -285,8 kJ / mol,
H2 (g.) + 1/2 O2 (g.) \u003d H20 (g.) D H° 298 \u003d -241,8 kJ / mol.
H 2 O (g) \u003d H 2 O (l.) D H°298 = -44,0 kJ/mol.
Lihtainete moodustumise standardsed entalpiad on võrdne nulliga. Kui lihtne aine võib eksisteerida mitme allotroopse modifikatsiooni kujul, siis D H° = 0 määratakse standardtingimustes kõige stabiilsemale vormile, näiteks hapnik, mitte osoon, grafiit ja mitte teemant:
3/2 O2 (g) = O 3 (g) D H° 298 = 142 kJ/mol,
C (grafiit) = C (teemant) D H° 298 = 1,90 kJ/mol.
Hessi seaduse tagajärg, võttes arvesse ülaltoodut, on see, et entalpia muutus reaktsiooni ajal võrdub produktide moodustumise entalpiate summaga, millest on lahutatud reagentide moodustumise entalpiate summa, võttes arvesse stöhhiomeetrilist. reaktsiooni koefitsiendid:
Sarnane teave.
1.Keemia loodusteaduse õppeainena Keemiaõpingud see aine liikumisvorm, milles aatomite vastastikmõju tekib uute kindlate ainete tekkega. Keemia– teadus ainete jäänustest, struktuurist ja omadustest, nende muundumisest või nende muundumisega kaasnevatest nähtustest. Kaasaegne keemia hõlmab Märksõnad: üldine, orgaaniline, kolloidne, analüütiline, füüsikaline, geoloogiline, biokeemia, ehitusmaterjalide keemia. keemia aine- keemilised elemendid ja nende ühendid, samuti seadused, mis reguleerivad erinevaid keemilisi reaktsioone. ühendab endas füüsilisi ja matemaatilisi ning bioloogia- ja sotsiaalteadusi.
2. Anorgaaniliste ühendite klass. Hapete, aluste, soolade keemilised põhiomadused. Vastavalt anorgaaniliste ühendite omadustele jagatud järgmiseks. klassid: oksiidid, alused, happed, soolad. oksiidid- elementide ühendamine hapnikuga, milles viimane on elektronegatiivsem element, nimelt on selle oksüdatsiooniaste -2. ja ühendatud on ainult element O2.Üldvalem СхОу. Seal on:happeline e-võimeline moodustama sooli aluseliste oksiidide ja alustega (SO3+Na2O=Na2SO4; So3+2NaOH=Na2SO4=H2O), põhi- on võimeline moodustama soola happeliste oksiidide ja hapetega (CaO + CO2 = CaCO3; CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O ), amfoteerne(teile ja põhiline.) Ja sellega ja sellega (ZnO, BeO, Cr2O3, SnO, PbO, MnO2). ja mittesoola moodustav(CO, NO, N2O) Põhjused - ained, mille elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus võib anioon olla ainult hüdroksüülrühm OH. Aluse happesus on hüdroksiidi dissotsiatsiooni käigus tekkinud OH ioonide arv. Hüdroksiidid- OH rühma sisaldavad ained saadakse oksiidide kombineerimisel veega.On olemas 3 liiki: peamine(alused),happeline(hapnikku sisaldavad happed) jaamfoteerne(amfolüüdid näitavad aluselisi ja happelisi omadusi Cr(OH)3,Zn(OH)2,Be(OH)2,Al(OH)3) happed-ained, elektrolüütilise dissotsiatsiooniga kat. Katioon võib olla. ainult + laetud ioon H. On: anoksilised, hapnikku sisaldavad.H arv on happe aluselisus. veemolekulide meta- ja ortovormid. soola-ained, mille elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus võib katiooniks olla ammooniumiioon (NH4) või metalliioon ning aniooniks võib olla mis tahes happejääk Seal on: keskmine(täielik asendus. koosnevad happejäägist ja metalliioonist), hapu e (mittetäielik asendus. asendamata H esinemine koostises), aluseline (mittetäielik asendus. asendamata OH olemasolu) Koostise järgi jagunevad anorgaanilised ained: binaarne- koosneb ainult kahest elemendist, ja mitmeelemendiline- koosneb mitmest elemendist.
3. Aatomi- ja molekulaardoktriini põhisätted
1. Kõik ained koosnevad molekulidest (kehadest), füüsikaliste nähtuste käigus molekulid säilivad, keemiliste nähtuste käigus hävivad.
2. Molekulid koosnevad aatomitest (elementidest), aatomid säilivad keemiliste reaktsioonide käigus.
3. Iga tüübi (elemendi) aatomid on omavahel samad, kuid erinevad mis tahes muud tüüpi aatomitest.
4. Aatomite vastasmõjul tekivad molekulid: homonukleaarsed (ühe elemendi aatomite vastastikmõju käigus) või heterotuumalised (erinevate elementide aatomite vastasmõju käigus).
5. Keemilised reaktsioonid seisnevad uute ainete moodustumisel samadest aatomitest, mis moodustavad algsed ained + 6. molekulid. ja aatomid on pidevas liikumises ning soojus seisneb nende osakeste sisemises liikumises
. Atom on elemendi väikseim osake, mis säilitab oma keemilised omadused. Aatomid erinevad tuumalaengute, massi ja suuruse poolest
Keemiline element- sama asukohaga aatomite tüüp. Tuuma laeng. Lihtainele iseloomulikke füüsikalisi omadusi ei saa omistada keemilisele elemendile. Lihtsad ained- Need on ained, mis koosnevad sama keemilise elemendi aatomitest. 4. Keemia põhiseadused (jäävusseadus, koostise püsivus, mitmekordsed suhted, Avagadro seadus) Kaitseseadus: Reaktsiooni sisenevate ainete mass on võrdne reaktsiooni tulemusena tekkinud ainete massiga. Koostise püsivuse seadus : (igal keemilisel ühendil on sama kvantitatiivne koostis, olenemata selle valmistamismeetodist) Antud ühendi koostises sisalduvate elementide masside suhted on konstantsed ega sõltu selle ühendi saamise meetodist.
Mitme suhte seadus : Kui kaks elementi moodustavad üksteisega mitu keemilist ühendit, siis on nendes ühendites ühe elemendi massid teise sama massi kohta üksteisega seotud väikeste täisarvudena.
Avogadro seadus. Samal temperatuuril ja samal rõhul võetud gaaside võrdsed mahud sisaldavad sama arvu molekule.
5. Ekvivalentide seadus . Aine ekvivalent- see on aine kogus, mis interakteerub 1 mooli vesinikuaatomiga või tõrjub välja sama arvu H-aatomeid kemikaalis. reaktsioonid. Ve (L / Mole) - aine ekvivalentmaht ehk ühe ekvivalendi gaasilises olekus aine maht SEADUS Kõik ained reageerivad keemilistes reaktsioonides ja tekivad samaväärsetes kogustes. Ekvivalentsete masside, mahtude, reageerivate või moodustuvate ainete suhe on otseselt võrdeline nende masside (mahtude) suhtega või E (lihtne) \u003d A (aatommass) / B (elemendi valents) E (happed) \u003d M (moolmass) / alus (happe alus) E (hüdroksiid) \u003d M / hape) Hüdroksiidi happesus) E (soolaoksiidid) \u003d M / a (elemendi kujutise aatomite arv. Oksiid (soolad) * in (selle elemendi või metalli valents)
6. Aatomite ehitus. Tuum. Tuumareaktsioonid. Kiirguse tüübid. Rutherfordi mudel: 1.praktiliselt kogu mass koondub tuumasse 2.+ kompenseeritakse - 3.laeng võrdub rühmanumbriga. Lihtsaim -H vesinik Kaasaegne keemia kontseptsioon. Element on teatud tüüpi aatomid, millel on sama asukoht. Aatomi tuumalaeng koosneb positiivselt laetud tuumast ja elektronkihist. Elektronkiht koosneb elektronidest. Elektronide arv võrdub prootonite arvuga, seega aatomi kui terviku laeng on 0 Prootonite arv, tuuma laeng ja elektronide arv on arvuliselt võrdsed keemilise elemendi järgarvuga. Peaaegu kogu aatomi mass on koondunud tuuma. Elektronid liiguvad ümber aatomituuma mitte juhuslikult, vaid sõltuvalt nende energiast, moodustades nn elektronkihi. Igal elektroonilisel kihil võib asuda teatud arv elektrone: esimesel - mitte rohkem kui 2, teisel - mitte rohkem kui 8, kolmandal - mitte rohkem kui 18. Elektronikihtide arvu määrab periood arv Viimasel (välimisel) kihil olevate elektronide arvu määrab rühma number perioodil, mil metallilised omadused järk-järgult nõrgenevad ja mittemetallide omadused suurenevad Tuumareaktsioon - uute tuumade või osakeste moodustumise protsess tuumade või osakeste kokkupõrke ajal. radioaktiivsus nimetatakse ühe keemilise elemendi ebastabiilse isotoobi spontaanseks muutumiseks teise elemendi isotoobiks, millega kaasneb elementaarosakeste või tuumade emissioon Kiirgusliigid: alfa, beeta (negatiivne ja positiivne) ja gamma. Alfaosake on heeliumi aatomi 4/2He tuum. Alfaosakeste kiirgamisel kaotab tuum kaks prootonit ja kaks neutronit, mistõttu laeng väheneb 2 võrra, massiarv aga 4 võrra. Negatiivne beetaosake on elektron. elektroni väljasaatmisel suureneb tuuma laeng ühe võrra, kuid massiarv ei muutu. ebastabiilne isotoop on nii ergastatud, et osakese emissioon ei too kaasa ergastuse täielikku kadumist, siis paiskab see välja osa puhtast energiast, mida nimetatakse gammakiirguseks. Aatomeid, millel on sama tuumalaeng, kuid erinevad massiarvud, nimetatakse isotoopideks (näiteks 35/17 Cl ja 37/17 Cl) Aatomeid, millel on sama massiarv, kuid tuumas on erinev arv prootoneid, nimetatakse isobaarideks (näiteks 40/19K ja 40/20Ca). Poolväärtusaeg (T ½) on aeg, mis kulub poole radioaktiivse isotoobi esialgsest kogusest lagunemiseks.