Atoom-moleculaire wetenschap is de theoretische basis van de scheikunde. Atomaire moleculaire wetenschap

BASISCONCEPTEN EN WETTEN VAN DE CHEMIE

Stoffen en hun eigenschappen. Scheikunde onderwerp

Laten we rondkijken. Wijzelf en alles om ons heen bestaan ​​uit stoffen. Er zijn veel stoffen. Momenteel kennen wetenschappers ongeveer 10 miljoen organische en ongeveer 100 duizend. anorganische stoffen. En ze worden allemaal gekenmerkt door bepaalde eigenschappen. Eigenschappen van een stof zijn de kenmerken waardoor stoffen van elkaar verschillen of op elkaar lijken..

Elk aparte soorten materie die, onder gegeven omstandigheden, zekerheid heeft fysieke eigenschappen, bijv. aluminium, zwavel, water, zuurstof, substantie genoemd.

Scheikunde bestudeert de samenstelling, structuur, eigenschappen en transformatie van stoffen. Diepgaande kennis van de chemie is absoluut noodzakelijk voor specialisten in alle industrieën nationale economie. Samen met natuurkunde en wiskunde vormt het de basis voor de opleiding van hooggekwalificeerde specialisten.

Bij stoffen treden verschillende veranderingen op, bijvoorbeeld: verdamping van water, smelten van glas, verbranding van brandstof, roesten van metalen, etc. Deze veranderingen bij stoffen kunnen worden toegeschreven aan fysiek of te chemische verschijnselen.

Fysische verschijnselen zijn die waarbij deze stoffen niet in andere veranderen, maar meestal alleen hun aggregatietoestand of vorm verandert.

Chemische verschijnselen zijn die verschijnselen die resulteren in de vorming van andere stoffen uit bepaalde stoffen. Chemische verschijnselen worden chemische transformaties of chemische reacties genoemd

Bij chemische reacties worden uitgangsstoffen omgezet in andere stoffen met andere eigenschappen. Dit kan beoordeeld worden door uiterlijke tekenen chemische reacties: 1) het vrijkomen van warmte (soms licht); 2) kleurverandering; 3) het verschijnen van geur; 4) vorming van sediment; 5) gasafgifte.

Atoom-moleculaire wetenschap

In de XVIII – XIX eeuw. Als resultaat van het werk van M.V. Lomonosov, Dalton, Avogadro en anderen werd een hypothese naar voren gebracht over de atomair-moleculaire structuur van materie. Deze hypothese is gebaseerd op het idee van het werkelijke bestaan ​​van atomen en moleculen. In 1860 definieerde het Internationale Congres van Chemici de concepten duidelijk atoom en molecuul. Alle wetenschappers aanvaardden de atomair-moleculaire doctrine. Chemische reacties werden bekeken vanuit het oogpunt van de atoom-moleculaire theorie. Eind 19e en begin 20e eeuw. atomair-moleculaire wetenschap is geworden wetenschappelijke theorie. Op dit moment hebben wetenschappers experimenteel bewezen dat atomen en moleculen objectief bestaan, onafhankelijk van mensen.

Momenteel is het niet alleen mogelijk om de grootte van individuele moleculen en hun massa te berekenen, maar ook om de volgorde van verbinding van atomen in een molecuul te bepalen. Wetenschappers bepalen de afstand tussen moleculen en fotograferen zelfs enkele macromoleculen. Het is inmiddels ook bekend dat niet alle stoffen uit moleculen bestaan.

Basisbepalingen van atomair-moleculair onderwijs kan als volgt worden geformuleerd:

1. Er zijn stoffen met moleculaire en niet-moleculaire structuur.

2. Een molecuul is het kleinste deeltje van een stof dat zijn chemische eigenschappen behoudt.

3. Er zijn gaten tussen moleculen, waarvan de grootte afhangt staat van aggregatie en temperatuur. De grootste afstanden bestaan ​​tussen gasmoleculen. Dit verklaart hun gemakkelijke samendrukbaarheid. Vloeistoffen waarbij de ruimtes tussen de moleculen veel kleiner zijn, zijn moeilijker te comprimeren. In vaste stoffen zijn de ruimtes tussen moleculen nog kleiner, waardoor ze nauwelijks comprimeren.

4. Moleculen zijn continu in beweging. De bewegingssnelheid van moleculen is afhankelijk van de temperatuur. Naarmate de temperatuur stijgt, neemt de snelheid van de moleculaire beweging toe.

5. Tussen moleculen bestaan ​​krachten van wederzijdse aantrekking en afstoting. Deze krachten komen het meest tot uiting in vaste stoffen ah, op zijn minst – in gassen.

6. Moleculen bestaan ​​uit atomen die, net als moleculen, continu in beweging zijn.

7 Atomen zijn de kleinste chemisch ondeelbare deeltjes.

8. Atomen van het ene type verschillen van atomen van een ander type wat betreft massa en eigenschappen. Elk individueel type atoom wordt een chemisch element genoemd.

9. Bij fysieke verschijnselen moleculen blijven behouden, maar worden meestal vernietigd door chemische reacties. Bij chemische reacties vindt er een herschikking van atomen plaats.

De atoom-moleculaire theorie is een van de belangrijkste theorieën van de natuurwetenschappen. Deze theorie bevestigt de materiële eenheid van de wereld.

Volgens moderne concepten bestaan ​​stoffen in gas- en damptoestand uit moleculen. In de vaste (kristallijne) toestand bestaan ​​bijvoorbeeld alleen stoffen met een moleculaire structuur uit moleculen organisch materiaal, niet-metalen (op enkele uitzonderingen na), koolmonoxide (IV), water. De meeste vaste (kristallijne) anorganische stoffen hebben geen moleculaire structuur. Ze bestaan ​​niet uit moleculen, maar uit andere deeltjes (ionen, atomen) en bestaan ​​in de vorm van macrolichamen. Bijvoorbeeld veel zouten, oxiden en sulfiden van metalen, diamant, silicium, metalen.

Bij stoffen met een moleculaire structuur zijn de chemische bindingen tussen moleculen minder sterk dan tussen atomen. Daarom hebben ze relatief lage smelt- en kookpunten. Bij stoffen met een niet-moleculaire structuur is de chemische binding tussen deeltjes erg sterk. Daarom hebben ze hoge smelt- en kookpunten. De moderne chemie bestudeert de eigenschappen van microdeeltjes (atomen, moleculen, ionen, enz.) en macrolichamen.

Moleculen en kristallen bestaan ​​uit atomen. Elk individueel type atoom wordt een chemisch element genoemd.

In totaal is het bestaan ​​van (92) verschillende chemische elementen in de natuur (op aarde) vastgesteld. Nog eens 22 elementen worden kunstmatig verkregen kernreactor en krachtige versnellers.

Alle stoffen zijn onderverdeeld in eenvoudig en complex.

Stoffen die uit atomen van één element bestaan, worden eenvoudig genoemd.

Zwavel S, waterstof H2, zuurstof O2, ozon O3, fosfor P, ijzer Fe zijn eenvoudige stoffen.

Stoffen die uit atomen van verschillende elementen bestaan, worden complex genoemd.

Water H 2 O bestaat bijvoorbeeld uit atomen van verschillende elementen: waterstof H en zuurstof O; krijt CaCO 3 bestaat uit atomen van de elementen calcium Ca, koolstof C en zuurstof O . Water en krijt zijn complexe stoffen.

Het concept van “eenvoudige stof” kan niet worden geïdentificeerd met het concept van “chemisch element”. Een eenvoudige stof wordt gekenmerkt door een bepaalde dichtheid, oplosbaarheid, kook- en smeltpunten, enz. Een chemisch element wordt gekenmerkt door een bepaalde positieve nucleaire lading (rangnummer), oxidatietoestand, isotopensamenstelling, enz. De eigenschappen van een element hebben betrekking op zijn individuele atomen. Complexe stoffen bestaan ​​niet uit eenvoudige stoffen, maar uit elementen. Water bestaat bijvoorbeeld niet uit de eenvoudige stoffen waterstof en zuurstof, maar uit de elementen waterstof en zuurstof.

De namen van de elementen vallen samen met de namen van hun overeenkomstige eenvoudige stoffen, met uitzondering van koolstof.

Veel chemische elementen vormen verschillende eenvoudige stoffen, verschillend qua structuur en eigenschappen. Dit fenomeen heet allotropie en de gevormde stoffen allotrope modificaties of wijzigingen. Het element zuurstof vormt dus twee allotrope modificaties: zuurstof en ozon; element koolstof - drie: diamant, grafiet en karabijn; Verschillende modificaties vormen het element fosfor.

Het fenomeen allotropie wordt veroorzaakt door twee redenen: 1) ander nummer atomen in een molecuul, bijvoorbeeld zuurstof O 2 en ozon O 3 ; 2) de vorming van verschillende kristallijne vormen, zoals diamant, grafiet en karabijn.

2. Stoichiometrische wetten

Stoïchiometrie- een tak van de chemie die zich bezighoudt met massa- en volumerelaties tussen reagerende stoffen. Vertaald uit het Grieks betekent het woord ‘stoichiometrie’ ‘ bestanddeel' en 'meten'.

De basis van stoichiometrie is stoichiometrische wetten: behoud van massa van stoffen, constantheid van samenstelling, wet van Avogadro, wet van volumetrische verhoudingen van gassen, wet van equivalenten. Zij bevestigden de atoom-moleculaire theorie. Op haar beurt verklaart de atoom-moleculaire theorie de stoichiometrische wetten.

Gerelateerde informatie.

M.V. Lomonosov, J. Dalton, A. Lavoisier, J. Proust, A. Avogadro, J. Berzelius, D.I. Mendelejev, A.M. Butlerov hebben een grote bijdrage geleverd aan de ontwikkeling van de atomair-moleculaire wetenschap. De eerste die scheikunde als een wetenschap definieerde, was M.V. Lomonosov. Lomonosov creëerde de leer van de structuur van de materie en legde de basis voor de atoom-moleculaire theorie. Het komt neer op de volgende bepalingen:

1. Elke substantie bestaat uit kleine, fysiek ondeelbare deeltjes (Lomonosov noemde ze bloedlichaampjes, later werden ze moleculen genoemd).

2. Moleculen zijn voortdurend in beweging.

3. Moleculen bestaan ​​uit atomen (Lomonosov noemde ze elementen).

4. Atomen worden gekenmerkt door een bepaalde grootte en massa.

5. Moleculen kunnen zowel uit identieke als uit verschillende atomen bestaan.

Het molecuul is kleinste deeltje stoffen die de samenstelling en chemische eigenschappen ervan behouden. Het molecuul kan niet verder worden gefragmenteerd zonder de chemische eigenschappen van de stof te veranderen. Er bestaat een wederzijdse aantrekkingskracht tussen de moleculen van een stof, die voor verschillende stoffen varieert. Moleculen in gassen trekken elkaar zeer zwak aan, terwijl de aantrekkingskrachten tussen moleculen in vloeistoffen en vaste stoffen relatief sterk zijn. De moleculen van welke stof dan ook zijn voortdurend in beweging. Dit fenomeen verklaart bijvoorbeeld de verandering in het volume van stoffen bij verhitting.

Atomen zijn de kleinste, chemisch ondeelbare deeltjes waaruit moleculen bestaan. Een atoom is het kleinste deeltje van een element dat zijn chemische eigenschappen behoudt. Atomen verschillen in nucleaire ladingen, massa en grootte. Bij chemische reacties verschijnen of verdwijnen atomen niet, maar vormen ze moleculen van nieuwe stoffen. Een element moet worden beschouwd als een soort atomen met dezelfde nucleaire lading.

Chemische eigenschappen atomen van hetzelfde chemische element zijn identiek; dergelijke atomen kunnen alleen in massa verschillen. Rassen van atomen van hetzelfde element met verschillende massa's worden isotopen genoemd. Daarom zijn er meer soorten atomen dan chemische elementen.

Er moet onderscheid worden gemaakt tussen de concepten ‘chemisch element’ en ‘eenvoudige substantie’.

Een stof is een bepaalde verzameling atomaire en moleculaire deeltjes in een van de drie aggregatietoestanden.

De geaggregeerde toestand van een stof is een toestand van een stof die wordt gekenmerkt door bepaalde eigenschappen (het vermogen om vorm en volume te behouden).

Er zijn drie hoofdtoestanden van aggregatie: vast, vloeibaar en gas. Soms is het niet helemaal correct om plasma als een aggregatietoestand te classificeren. Er zijn andere aggregatietoestanden, bijvoorbeeld vloeibare kristallen of Bose-Einstein-condensaat.

Een chemisch element is een algemeen concept van atomen met dezelfde nucleaire lading en chemische eigenschappen.

Fysische eigenschappen die kenmerkend zijn voor een eenvoudige stof kunnen niet worden toegeschreven aan een chemisch element.

Eenvoudige stoffen zijn stoffen die bestaan ​​uit atomen van hetzelfde chemische element. Hetzelfde element kan verschillende eenvoudige stoffen vormen.

Moderne presentatie van de belangrijkste bepalingen van atomair-moleculair onderwijs:

1. Alle stoffen bestaan ​​uit atomen.
2. Atomen van elk type (element) zijn identiek aan elkaar, maar verschillen van atomen van elk ander type (element).
3. Wanneer atomen interageren, worden moleculen gevormd: homonucleair (wanneer atomen van één element interageren) of heteronucleair (wanneer atomen van verschillende elementen interageren).
4. Tijdens fysische verschijnselen blijven moleculen behouden, tijdens chemische verschijnselen worden ze vernietigd; Bij chemische reacties blijven atomen, in tegenstelling tot moleculen, behouden.
5. Chemische reacties omvatten de vorming van nieuwe stoffen uit dezelfde atomen waaruit de oorspronkelijke stoffen bestaan.

Atoom-moleculaire wetenschap

Het concept van materie en beweging

Moderne scheikunde is een van de natuurwetenschappen, waarvan het studieonderwerp materie is en een systeem is van individuele chemische disciplines - anorganisch, analytisch, fysisch, organisch, colloïdaal, enz.

De hele diverse wereld om ons heen, de hele reeks objecten en verschijnselen is verenigd door een gemeenschappelijk concept: materie, waarvoor twee bestaansvormen bekend zijn: substantie en veld.

Materie is een materiële formatie bestaande uit deeltjes die hun eigen massa of rustmassa hebben. Moderne wetenschap Er zijn verschillende soorten materiaalsystemen en de bijbehorende structurele materieniveaus bekend. Deze omvatten zowel elementaire deeltjes (elektronen, protonen, neutronen, enz.) als macroscopische lichamen van verschillende groottes (geologische systemen, planeten, sterren, sterrenhopen, de Melkweg, systemen van sterrenstelsels, enz.). De moderne kennis van de structuur van materie strekt zich uit van 10 -14cm voor 10 28 cm(ongeveer 13 miljard lichtjaren).

In tegenstelling tot materie is een veld een materieel medium waarin deeltjes op elkaar inwerken. In een elektronisch veld vindt bijvoorbeeld interactie plaats tussen geladen deeltjes, en in een nucleair veld vindt interactie plaats tussen protonen en neutronen.

De universele bestaansvormen van materie zijn ruimte en tijd, die buiten de materie niet bestaan, net zoals er geen materiële objecten kunnen bestaan ​​die geen spatiotemporele eigenschappen hebben.

De fundamentele en integrale eigenschap van materie is beweging – de manier van bestaan. De bewegingsvormen van materie zijn zeer divers, ze zijn onderling gerelateerd en kunnen van de een naar de ander bewegen. De mechanische vorm van beweging van materie kan bijvoorbeeld transformeren in een elektrische vorm, een elektrische vorm in een thermische vorm, enz. De maatstaf voor de beweging van materie, het kwantitatieve kenmerk ervan, is energie.

Definitie van scheikunde

Verschillende vormen van beweging van materie worden door verschillende wetenschappen bestudeerd: natuurkunde, scheikunde, biologie, enz. De scheikunde bestudeert de chemische vorm van beweging van materie, die wordt opgevat als een kwalitatieve verandering in stoffen, de transformatie van sommige stoffen in andere. In dit geval worden de chemische bindingen tussen de atomen waaruit de stof bestaat verbroken, opnieuw naar voren gebracht of opnieuw verdeeld. Als gevolg chemische processen er ontstaan ​​nieuwe stoffen met nieuwe fysisch-chemische eigenschappen.

Scheikunde is dus een wetenschap die de processen van transformatie van stoffen bestudeert, vergezeld van veranderingen in samenstelling, structuur en eigenschappen, evenals wederzijdse overgangen tussen deze processen en andere vormen van beweging van materie.

Het object van studie in de scheikunde zijn chemische elementen en hun verbindingen. Door de eigenschappen van stoffen en hun transformaties te bestuderen, onthult de chemie de natuurwetten en kent ze materie en haar beweging. De studie van de scheikunde als een van de belangrijkste fundamentele natuurwetenschappen is noodzakelijk voor de vorming van een wetenschappelijk wereldbeeld.

Atoom-moleculaire wetenschap

De atoom-moleculaire wetenschap werd ontwikkeld en voor het eerst toegepast in de scheikunde door de grote Russische wetenschapper M.V. Lomonosov. De belangrijkste bepalingen van zijn onderwijs zijn uiteengezet in het werk "Elements of Mathematical Chemistry". De essentie van de leer van M.V. Lomonosov komt op het volgende neer.

1. Alle stoffen bestaan ​​uit ‘lichaampjes’ (zoals M.V. Lomonosov moleculen noemde). 2. Moleculen zijn opgebouwd uit elementen (atomen). 3. Deeltjes - moleculen en atomen zijn continu in beweging. 4. Moleculen van eenvoudige stoffen bestaan ​​uit identieke atomen, moleculen van complexe stoffen - van verschillende atomen.

Deze leer werd later ontwikkeld in de werken van D. Dalton en J. Berzelius. De atoom-moleculaire theorie in de scheikunde werd uiteindelijk in het midden van de 19e eeuw vastgesteld. Op het Internationale Congres van Chemici in Karlsruhe in 1860 werden definities van de concepten van een chemisch element, atoom en molecuul aangenomen.

Een atoom is het kleinste deeltje van een chemisch element dat zijn chemische eigenschappen heeft en ondeelbaar is in chemische reacties.

Een molecuul is het kleinste deeltje van een stof dat zijn chemische eigenschappen heeft. De chemische eigenschappen van een molecuul worden bepaald door de samenstelling en chemische structuur.

Alle stoffen zijn onderverdeeld in eenvoudig en complex.

Een eenvoudige substantie bestaat uit atomen van hetzelfde element.

Een complexe stof bestaat uit atomen van verschillende elementen. Bijvoorbeeld koperoxide (II) gevormd door atomen van de elementen koper en zuurstof.

Nog maar 100 jaar geleden werd het atoom gezien als een ondeelbare entiteit. Echter, volgens moderne ideeën het atoom heeft complexe structuur en bestaat uit drie subatomaire deeltjes: protonen, neutronen en elektronen. Protonen hebben een positieve lading; neutronen hebben geen lading en elektronen hebben een negatieve lading. De ladingen op het proton en het elektron zijn even groot. Protonen en neutronen bezetten samen een heel klein volume van een atoom, de kern genoemd. Meest De rest van het volume van het atoom is de ruimte waarin elektronen bewegen. Omdat atomen geen netto elektrische lading hebben, bevat elk atoom een ​​gelijk aantal elektronen en protonen. De lading van de kern wordt bepaald door het aantal protonen.

Een chemisch element is een type atomen dat wordt gekenmerkt door dezelfde nucleaire lading en dienovereenkomstig wordt gekenmerkt door een bepaalde reeks eigenschappen. Atomen van hetzelfde element die verschillen in het aantal neutronen, en dus in massa, worden isotopen genoemd. Symbool 12 6 C of gewoon 12 C betekent een koolstofatoom met zes protonen en zes neutronen. Het aantal protonen in de kern van een atoom wordt het atoomnummer genoemd. Superscript (12) wordt het massagetal genoemd en geeft het totale aantal protonen en neutronen in de kern van een atoom aan.

Het concept van “chemisch element” kan niet worden geïdentificeerd met het concept van “eenvoudige stof”. Een eenvoudige stof wordt gekenmerkt door een bepaalde dichtheid, oplosbaarheid, smelt- en kookpunten, enz. Deze eigenschappen hebben betrekking op een reeks atomen en zijn verschillend voor verschillende eenvoudige stoffen.

Een chemisch element wordt gekenmerkt door een bepaalde nucleaire lading, isotopensamenstelling, enz. De eigenschappen van een element hebben betrekking op zijn individuele atomen.

Complexe stoffen bestaan ​​niet uit eenvoudige stoffen, maar uit elementen. Water bestaat bijvoorbeeld niet uit de eenvoudige stoffen waterstof en zuurstof, maar uit de elementen waterstof en zuurstof.

Veel chemische elementen vormen verschillende eenvoudige stoffen die qua structuur en eigenschappen verschillen. Dit fenomeen wordt allotropie genoemd en de resulterende stoffen worden allotrope modificaties of modificaties genoemd. Het element zuurstof vormt dus twee allotrope modificaties: zuurstof O2 en ozon O3; koolstofelement - drie: diamant, grafiet en karabijn.

De chemische vorm van de beweging van materie wordt bestudeerd en bekend door het meten van de fysische eigenschappen en fysische grootheden die inherent zijn aan elke stof. Fysieke afmetingen is bijvoorbeeld de massa van een stof, de dichtheid, het smeltpunt. In de scheikunde worden de concepten van relatieve atomaire en moleculaire massa van een stof veel gebruikt.

Relatieve atomaire massa. De massa's van atomen zijn extreem klein. De massa van een waterstofatoom is dus 1.674×10-27 kg, zuurstof - 2,667×10-26 kg. In de scheikunde gebruiken ze traditioneel relatieve in plaats van absolute massawaarden. De eenheid van relatieve massa is de atomaire massa-eenheid (afgekort a.e.m.), wat vertegenwoordigt 1/12 massa van koolstofatomen - 12 , d.w.z. koolstof isotoop 6 C - 1,66×10-27kg. Omdat de meeste elementen atomen hebben met verschillende massa's, is de relatieve atoommassa van een chemisch element een dimensieloze grootheid. gelijk aan de verhouding gemiddelde massa van een atoom van de natuurlijke isotopensamenstelling van een element k 1/12 massa van een koolstofatoom.

De relatieve atomaire massa van een element wordt aangegeven met Een r. Bijvoorbeeld,

Waar 1.993·10-26 kg– massa van een koolstofatoom.

Relatief molecuulgewicht. Relatieve molecuulmassa's worden, net als atoommassa's, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden. De relatieve molecuulmassa van een stof is een dimensieloze grootheid die gelijk is aan de verhouding tussen de gemiddelde massa van een molecuul en de natuurlijke isotopensamenstelling van de stof. 1/12 massa van koolstofatomen 12 6 C.

Het relatieve molecuulgewicht wordt aangegeven met Dhr. Het is numeriek gelijk aan de som van de relatieve atoommassa's van alle atomen waaruit het molecuul van een stof bestaat, en wordt berekend met behulp van de formule van de stof. Bijvoorbeeld, M r (H 2 O) uit zal bestaan 2 A r (N)» 2; EEN r (O) = 1 × 16 = 16; M r (H 2 O) = 2 + 16 = 18.

Mol. IN internationaal systeem eenheden (SI) De eenheid van hoeveelheid van een stof wordt als een mol beschouwd. Een mol is de hoeveelheid van een stof die zoveel structurele of formulevormige stoffen bevat (FE) eenheden (moleculen, atomen, ionen, elektronen of andere), hoeveel atomen zitten er in 0,012 kg koolstof isotoop 12 6 C.

De massa van één koolstofatoom kennen 12 C (1,993 x 10 -26 kg), bereken het aantal atomen N.A V 0,012 kg koolstof.

Aantal deeltjes binnen 1 mol elke stof is hetzelfde. Het is gelijk 6,02×10 23 en wordt de constante van Avogadro genoemd (aangeduid N.A, afmeting 1/mol of mol -1). Uiteraard, binnen 2 mol koolstof zal worden vastgehouden 2×6,02×10 23 atomen, in 3 mol - 3 × 6,02 × 10 23 atomen.

Molaire massa. Meestal wordt het aangewezen M. Molaire massa is een waarde die gelijk is aan de verhouding tussen de massa van een stof en de hoeveelheid stof. Het heeft een dimensie kg/mol of g/mol. Bijvoorbeeld, M = m/n of M = m/n, Waar M- massa in grammen; N(naakt) of N- hoeveelheid stof in mol, M- molmassa binnen g/mol- een constante waarde voor elke gegeven stof. Dus als de massa van een watermolecuul gelijk is aan 2,99×10-26kg, dan de molaire massa M(H2O) = 2,99×10 -26 kg × 6,02×10 23 mol -1 = 0,018 kg/mol of 18 g/mol. Over het algemeen is dit de molaire massa van een stof, uitgedrukt in g/mol, is numeriek gelijk aan de relatieve atomaire of relatieve moleculaire massa van deze stof.

Bijvoorbeeld relatieve atomaire en moleculaire massa's C, O2, H2S respectievelijk gelijk 12, 32, 34, en hun molmassa's zijn respectievelijk 12, 32, 34 g/mol.

Lezing 1

ONDERWERP EN BELANG VAN CHEMIE

1. Onderwerp scheikunde. Onder de natuurwetenschappen die de basis vormen voor technische kennis, neemt de scheikunde een leidende positie in vanwege haar informatieve betekenis. Zoals bekend is ongeveer een kwart van de totale hoeveelheid wetenschappelijke en technische informatie chemisch.

Moderne definitie van chemie: systeem van chemische wetenschappen (organisch, anorganisch, analytisch, fysische chemie enz.), hoofdtaak dat is de studie van chemische processen (reacties) van de vorming en vernietiging van moleculen (chemische bindingen), evenals de relaties en overgangen tussen deze processen en andere vormen van materiebewegingen (elektromagnetische velden en straling, enz.).

Chemie bestudeert de samenstelling, structuur van stoffen van organische en anorganische oorsprong, het vermogen van stoffen om te interageren en het fenomeen van de overgang van chemische energie in warmte, elektriciteit, licht, enz.

Het belang van chemie in het bestaan ​​en de ontwikkeling van de mensheid is enorm. Het volstaat te zeggen dat geen enkele productietak zonder chemie kan. Als je kijkt naar wat een persoon omringt in het dagelijks leven of op het werk, zijn dit allemaal gaven en daden van de chemie. Over het belang van chemie in verschillende industrieën, landbouw Er zijn hele boeken geschreven over geneeskunde. Bekend Engelse natuurkundige W. Ramsay zei: “Die natie, dat land, dat andere overtreft in de ontwikkeling van de chemie, zal hen overtreffen in het algemene materiële welzijn.”

Basiswetten van de chemie

Atoom-moleculaire wetenschap is de theoretische basis van de scheikunde.

Substantie is een van de bestaansvormen van materie. Materie bestaat uit individuele kleine deeltjes - moleculen, atomen, ionen, die op hun beurt een bepaalde waarde hebben interne structuur. Met andere woorden, elke substantie is niet iets continus, maar bestaat uit individuele, zeer kleine deeltjes; de basis van de atomair-moleculaire leer is het principe van discretie (discontinuïteit van de structuur) van de materie. De eigenschappen van stoffen zijn een functie van de samenstelling en structuur van de deeltjes waaruit ze bestaan. Voor de meeste stoffen zijn deze deeltjes moleculen.

Molecuul – het kleinste deeltje van een stof dat zijn chemische eigenschappen heeft. Moleculen bestaan ​​op hun beurt weer uit atomen. Atoom – het kleinste deeltje van een element dat zijn chemische eigenschappen heeft.

Er moet onderscheid worden gemaakt tussen de concepten ‘eenvoudige (elementaire) substantie’ en ‘chemisch element’. In feite wordt elke eenvoudige substantie gekenmerkt door bepaalde fysische en chemische eigenschappen. Wanneer een eenvoudige stof een chemische reactie ondergaat en een nieuwe stof vormt, verliest deze de meeste eigenschappen. IJzer verliest bijvoorbeeld, gecombineerd met zwavel, zijn metaalglans, kneedbaarheid, magnetische eigenschappen, enz. Op dezelfde manier zitten waterstof en zuurstof, die deel uitmaken van water, in water en niet in de vorm van gasvormig waterstof en zuurstof met hun karakteristieke eigenschappen, maar dan in de vorm van elementen – waterstof en zuurstof. Als deze elementen zich in een ‘vrije staat’ bevinden, d.w.z. zijn niet chemisch gebonden aan een ander element, ze vormen eenvoudige stoffen. Een chemisch element kan worden gedefinieerd als een type atoom dat wordt gekenmerkt door een bepaalde reeks eigenschappen . Wanneer atomen van hetzelfde element met elkaar combineren, worden eenvoudige stoffen gevormd, terwijl de combinatie van atomen van verschillende elementen een mengsel van eenvoudige stoffen of een complexe stof oplevert.

Het bestaan ​​van een chemisch element in de vorm van verschillende eenvoudige stoffen wordt allotropie genoemd. Verschillende eenvoudige stoffen gevormd door hetzelfde element worden allotrope modificaties van dit element genoemd. Het verschil tussen een eenvoudige substantie en een element wordt vooral duidelijk wanneer je meerdere eenvoudige substanties tegenkomt die uit hetzelfde element bestaan. Er is allotropie van samenstelling en allotropie van vorm. Atomen van hetzelfde element, gerangschikt in verschillende geometrische orden (vorm-allotropie) of gecombineerd tot moleculen met een verschillende samenstelling (samenstelling-allotropie), vormen eenvoudige stoffen met verschillende fysische eigenschappen met vergelijkbare chemische eigenschappen. Voorbeelden zijn onder meer:
zuurstof en ozon, diamant en grafiet. 2. Stoichiometrische wetten. Chemisch equivalent. De basis van de atoom-moleculaire wetenschap zijn de basiswetten van de scheikunde, ontdekt aan het begin van de 18e en 19e eeuw.

Wet van behoud van massa's en energieën, is de basiswet van de natuurwetenschap en werd voor het eerst geformuleerd en experimenteel onderbouwd door M.V. Lomonosov in 1756-59, later werd het ontdekt en bevestigd door A.L. Lavoisier: de massa van de resulterende reactieproducten is gelijk aan de massa van de initiële reagentia. In wiskundige vorm kan dit worden geschreven:

Waar i, J– gehele getallen gelijk aan het aantal reactanten en producten.

IN moderne vorm deze wet is opgesteld op de volgende manier: in een geïsoleerd systeem is de som van massa's en energieën constant. De wet van behoud van massa is gebaseerd op de studie van reacties tussen individuele stoffen en kwantitatieve chemische analyse.

De wet van de relatie tussen massa en energie (A. Einstein). Einstein toonde aan dat er een verband bestaat tussen energie en massa, gekwantificeerd door de vergelijking:

E = mc 2 of Dm = D E/C 2 (2.2)

waarbij E energie is; m – massa; Met - lichtsnelheid. De wet is eerlijk voor nucleaire reacties, waarbij een enorme hoeveelheid energie vrijkomt bij kleine veranderingen in de massa (atoomexplosie).

Wet van de constantheid van de compositie (J.L. Proust, 1801-1808): Hoe deze chemisch zuivere verbinding ook wordt verkregen, de samenstelling ervan is constant. Zinkoxide kan dus worden verkregen als resultaat van een grote verscheidenheid aan reacties:

Zn + 1/2 O2 = ZnO; ZnСO 3 = ZnO + CO 2; Zn(OH)2 = ZnO + H2O.

Maar een chemisch zuiver ZnO-monster bevat altijd 80,34% Zn en 19,66% O.

Aan de wet van de constantheid van de samenstelling is volledig voldaan voor gasvormige, vloeibare en een aantal vaste stoffen ( kleurenblinde mensen), veel kristallijne stoffen behouden echter hun structuur met een variabele (binnen bepaalde grenzen) samenstelling ( berthollides). Deze omvatten verbindingen van bepaalde metalen met elkaar, individuele oxiden, sulfiden en nitriden. Bijgevolg is deze wet alleen van toepassing op stoffen die, ongeacht hun aggregatietoestand, een moleculaire structuur hebben. Bij verbindingen variabele samenstelling deze wet heeft beperkingen van toepasbaarheid, vooral voor stoffen in een vaste toestand, aangezien de drager van eigenschappen in een bepaalde toestand geen molecuul is, maar een bepaalde reeks ionen met verschillende tekens, een zogenaamde fase (een homogeen deel van een inhomogeen systeem , beperkt door de interface), of, anders gezegd kristalroosters vaste stoffen hebben gebreken (vacatures en insluitsels van knooppunten).

Wet van equivalenten (Richter, 1792-1800): chemische elementen combineren met elkaar in massaverhoudingen die evenredig zijn met hun chemische equivalenten:

Alle stoichiometrische berekeningen worden op basis van deze wet uitgevoerd.

Chemisch equivalent van een element is de hoeveelheid ervan die zich combineert met 1 mol (1,008 g) waterstofatomen of hetzelfde aantal waterstofatomen in chemische verbindingen vervangt.

Het concept van equivalenten en equivalente massa's is ook van toepassing op complexe stoffen. Equivalent aan een complexe stof is de hoeveelheid ervan die zonder residu reageert met één equivalent waterstof of, in het algemeen, met één equivalent van een andere stof.

Berekening van equivalenten van eenvoudige en complexe stoffen:

Waar Een r – atoommassa van het element; M.A– molecuulgewicht van de verbinding.

De wet van meerdere verhoudingen (D. Dalton, 1808). Als twee elementen verschillende chemische verbindingen met elkaar vormen, wordt de hoeveelheid van één ervan, gerelateerd aan dezelfde hoeveelheid van de ander, gerelateerd als kleine gehele getallen.

De wet van Avogadro (1811). Dit is een van de basiswetten van de scheikunde: gelijke volumes gassen onder dezelfde fysieke omstandigheden (druk en temperatuur) bevatten het zelfde nummer moleculen.

A. Avogadro stelde vast dat de moleculen van gasvormige stoffen diatomisch zijn, niet H, O, N, Cl, maar H 2, O 2, N 2, Cl 2. Met de ontdekking van inerte gassen (ze zijn monatomisch) werden echter uitzonderingen ontdekt.

Eerste gevolg: 1 mol van welk gas dan ook heeft onder normale omstandigheden een volume gelijk aan 22,4 liter.

Tweede gevolg: de dichtheden van alle gassen zijn gerelateerd aan hun molecuulmassa: d 1 / d 2 = M 1 / M 2.

De constante van Avogadro is het aantal deeltjes in 1 mol van een stof 6,02 × 10 23 mol -1.

De verklaring van de fundamentele wetten van de scheikunde in het licht van de atoom-moleculaire theorie ligt in de postulaten ervan:

1) atomen zijn de kleinste materiedeeltjes die niet in hun samenstellende delen kunnen worden verdeeld ( door chemische middelen) of in elkaar overgaan, of vernietigen;

2) alle atomen van één element zijn identiek en hebben dezelfde massa (als je geen rekening houdt met het bestaan ​​van isotopen, zie college 3);

3) atomen van verschillende elementen hebben verschillende massa's;

4) tijdens een chemische reactie tussen twee of een groot aantal elementen, hun atomen zijn met elkaar verbonden in kleine gehele verhoudingen;

5) relatieve massa's elementen die met elkaar combineren, houden rechtstreeks verband met de massa van de atomen zelf, d.w.z. als 1 g zwavel zich combineert met 2 g koper, betekent dit dat elk koperatoom twee keer zoveel weegt als een zwavelatoom;

Kortom, de chemie wordt ‘gecontroleerd’ door gehele getallen, en daarom worden al deze wetten stoichiometrisch genoemd. Dit is de triomf van de atomair-moleculaire wetenschap.

3. Atoom- en molecuulmassa's. Mol. Laten we eens kijken in welke eenheden moleculaire en atomaire massa's worden uitgedrukt. In 1961 werd een uniforme schaal van relatieve atoommassa's aangenomen , die is gebaseerd op 1/12 van de massa van een atoom van de koolstofisotoop 12 C, de atomaire massa-eenheid (amu) genoemd. In overeenstemming hiermee is momenteel de relatieve atomaire massa (atoommassa) van een element de verhouding van de massa van zijn atoom tot 1/12 van de massa van een 12 C-atoom.

Op dezelfde manier is het relatieve molecuulgewicht (molecuulgewicht) van een eenvoudige of complexe stof de verhouding van de massa van zijn molecuul
tot 1/12 van de massa van een 12 C-atoom. Omdat de massa van elk molecuul gelijk is aan de som van de massa's van de samenstellende atomen, is de relatieve molecuulmassa gelijk aan de som van de overeenkomstige relatieve atoommassa's. Het molecuulgewicht van water, waarvan het molecuul twee waterstofatomen en één zuurstofatoom bevat, is bijvoorbeeld gelijk aan: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.

Naast eenheden voor massa en volume gebruiken ze in de scheikunde ook een eenheid voor de hoeveelheid van een stof, de mol. Wrat – de hoeveelheid van een stof die evenveel moleculen, atomen, ionen, elektronen of andere structurele eenheden bevat als er atomen zijn in 12 g van de koolstofisotoop 12 C.

De hoeveelheid van een stof in mol is gelijk aan de verhouding van de massa van de stof M tot zijn molecuulgewicht M:

n = M/M. (2.8)

Molaire massa ( M) wordt gewoonlijk uitgedrukt in g/mol. De molaire massa van een stof, uitgedrukt in g/mol, heeft dezelfde numerieke waarde als de relatieve moleculaire (atoom)massa. De molaire massa van atomaire waterstof is dus 1,0079 g/mol, en moleculaire waterstof 2,0158 g/mol.

Afhankelijkheid van het gasvolume van druk en temperatuur kan worden beschreven toestandsvergelijking van een ideaal gas pV = RT, geldig voor één mol gas, en rekening houdend met het aantal mol wordt dit de beroemde vergelijking
Clapeyron-Mendelejev:

pV= N RT (2.9)

Waar R– universele gasconstante (8,31 J/mol×K).

Met behulp van deze vergelijking en het tweede uitvloeisel van de wet van Avogadro, met behulp van eenvoudige meetinstrumenten (thermometer, barometer, weegschaal), aan het einde van de 19e eeuw. De molecuulmassa's van veel vluchtige, eenvoudige en complexe organische en anorganische stoffen werden bepaald. In 1860 op I Internationaal Congres scheikundigen (Karlsruhe, Duitsland) namen klassieke definities van basisconcepten over: atoom, molecuul, element, enz., Systematiek en classificatie van de belangrijkste soorten reacties en klassen van chemische verbindingen werden uitgevoerd.

4. Hoofdklassen van anorganische verbindingen. Classificatie van eenvoudig en complex chemische substanties is gebaseerd op de beschouwing van de reagentia en producten van een van de belangrijkste chemische reacties: de neutralisatiereactie. De basis voor deze classificatie werd gelegd door I.Ya. Berzelius in 1818, later werd het aanzienlijk verduidelijkt en aangevuld.

Alchemisten combineerden ook een aantal eenvoudige stoffen met soortgelijke fysische en chemische eigenschappen metalen . Typische metalen worden gekenmerkt door kneedbaarheid, metaalglans, hoge thermische en elektrische geleidbaarheid in termen van hun chemische eigenschappen; metalen zijn reductiemiddelen. De overige eenvoudige stoffen werden gecombineerd in de klas niet-metalen (metalloïden ). Niet-metalen hebben meer uiteenlopende fysische en chemische eigenschappen. Wanneer eenvoudige stoffen interageren met zuurstof, vormen ze zich oxiden . Er vormen zich metalen eenvoudig oxiden, niet-metalen – zuur . Bij de reactie van dergelijke oxiden met respectievelijk water gronden En zuren . Ten slotte leidt de neutralisatiereactie van zuren en basen tot de vorming zouten . Zouten kunnen ook worden verkregen door de interactie van basische oxiden met zure oxiden of zuren, en zure oxiden met basische oxiden of basen (Tabel 1).

tafel 1

Chemische eigenschappen van de belangrijkste klassen van anorganische verbindingen

Benadrukt moet worden dat alleen die basische oxiden die in water oplosbare basen vormen direct met water reageren - alkaliën . In water onoplosbare basen (bijvoorbeeld Cu(OH) 2) kunnen slechts in twee fasen uit oxiden worden verkregen:

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

De classificatie van oxiden is niet beperkt tot basisch en zuur. Een aantal oxiden en hun overeenkomstige hydroxiden vertonen dubbele eigenschappen: ze reageren met zuren als basen en met basen als zuren (in beide gevallen worden zouten gevormd). Dergelijke oxiden en hydroxiden worden genoemd amfoteer :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (fusie van vaste stoffen),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (in oplossing).

Sommige oxiden kunnen niet worden gekoppeld aan het overeenkomstige zuur of de overeenkomstige base. Dergelijke oxiden worden genoemd niet-zoutvormend bijvoorbeeld koolmonoxide (II) CO, stikstofoxide (I) N 2 O. Ze nemen niet deel aan zuur-base-interacties, maar kunnen andere reacties aangaan. N 2 O is dus een sterk oxidatiemiddel, CO is een goed reductiemiddel. Soms worden zure, basische en amfotere oxiden gecombineerd tot een klasse zoutvorming .

Onder de zuren vallen op zuurstofvrij – bijvoorbeeld waterstofchloride (zoutzuur) HCl, waterstofsulfide H 2 S, waterstofcyanide (hydrocyanide) HCN. In termen van zuur-base-eigenschappen verschillen ze niet van zuurstofhoudend zuren Er zijn ook stoffen die basiseigenschappen hebben, maar geen metaalatomen bevatten, bijvoorbeeld ammoniumhydroxide NH 4 OH - een derivaat van ammoniak NH 3.

De namen van zuren zijn afgeleid van het element dat het zuur vormt. In het geval van zuurstofvrije zuren worden het achtervoegsel “o” en het woord “waterstof” toegevoegd aan de naam van het element (of een groep elementen, bijvoorbeeld CN - cyaan) dat het zuur vormt: H 2 S - waterstofsulfide, HCN - waterstofcyanide.

De namen van zuurstofhoudende zuren zijn afhankelijk van de mate van oxidatie van het zuurvormende element. De maximale oxidatiegraad van een element komt overeen met het achtervoegsel "... n (th)" of "... ov (th)", bijvoorbeeld HNO 3 - salpeterzuur, HClO 4 - perchloorzuur, H 2 CrO 4 - chroomzuur. Naarmate de oxidatietoestand afneemt, veranderen de achtervoegsels in de volgende volgorde: “...ovat(aya)”, “…ist(aya)”, “…ovatist(aya)”; HClO 3 is bijvoorbeeld hypochloorzuur, HClO 2 is chloorhoudend en HOCl is hypochloorzuur. Als een element in slechts twee oxidatietoestanden zuren vormt, wordt het achtervoegsel “...ist(aya)” gebruikt om het zuur te noemen dat overeenkomt met de laagste oxidatietoestand van het element; HNO2 is bijvoorbeeld salpeterigzuur. Zuren die de atomengroep -O-O- in hun samenstelling bevatten, kunnen worden beschouwd als derivaten van waterstofperoxide. Ze worden peroxozuren (of perzuren) genoemd. Indien nodig wordt na het voorvoegsel “peroxo” een numeriek voorvoegsel in de naam van het zuur geplaatst dat het aantal atomen van het zuurvormende element aangeeft dat deel uitmaakt van het molecuul, bijvoorbeeld: H 2 SO 5, H 2 S 2 O 8.

Onder de verbindingen wordt een belangrijke groep gevormd gronden (hydroxiden), d.w.z. stoffen die hydroxylgroepen OH - bevatten. De namen van hydroxiden worden gevormd uit het woord "hydroxide" en de naam van het element erin genitief geval, waarna, indien nodig, de oxidatietoestand van het element tussen haakjes in Romeinse cijfers wordt aangegeven. LiOH is bijvoorbeeld lithiumhydroxide, Fe(OH)2 is ijzer(II)hydroxide.

Een karakteristieke eigenschap van basen is hun vermogen om te reageren met zuren, zure of amfotere oxiden om zouten te vormen, bijvoorbeeld:

KOH + HCl = KCl + H2O,

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

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

Vanuit het oogpunt van de protolytische (proton) theorie worden basen beschouwd als stoffen die protonacceptoren kunnen zijn, d.w.z. in staat waterstofionen te binden. Vanuit dit oogpunt moeten basen niet alleen basische hydroxiden omvatten, maar ook enkele andere stoffen, bijvoorbeeld ammoniak, waarvan het molecuul een proton kan toevoegen en een ammoniumion kan vormen:

NH3 + H+ = NH4+

Ammoniak kan, net als basische hydroxiden, reageren met zuren om zouten te vormen:

NH3 + HCl = NH4Cl

Afhankelijk van het aantal protonen dat zich aan de base kan hechten, zijn er enkelvoudige zuurbasen (bijvoorbeeld LiOH, KOH, NH 3), dizuurbasen [Ca(OH) 2, Fe(OH) 2], enz. .

Amfotere hydroxiden (Al(OH) 3, Zn(OH) 2) kunnen in waterige oplossingen dissociëren als zuren (onder vorming van waterstofkationen) en als basen (onder vorming van hydroxylanionen); ze kunnen zowel donor als acceptor van protonen zijn. Daarom vormen amfotere hydroxiden zouten wanneer ze reageren met zowel zuren als basen. Bij interactie met zuren vertonen amfotere hydroxiden de eigenschappen van basen, en bij interactie met basen de eigenschappen van zuren:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O,

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

Er zijn verbindingen van elementen met zuurstof, die qua samenstelling tot de klasse van oxiden behoren, maar qua structuur en eigenschappen tot de klasse van zouten behoren. Dit zijn zogenaamde peroxiden, oftewel peroxiden. Peroxiden zijn zouten van waterstofperoxide H 2 O 2, bijvoorbeeld Na 2 O 2, CaO 2. Karakteristieke eigenschap De structuur van deze verbindingen is de aanwezigheid in hun structuur van twee onderling verbonden zuurstofatomen (“zuurstofbrug”): -O-O-.

Zouten bij elektrolytische dissociatie vormen ze zich waterige oplossing kation K + en anion A – . Zouten kunnen worden beschouwd als producten van de volledige of gedeeltelijke vervanging van waterstofatomen in een zuurmolecuul door metaalatomen of als producten van de volledige of gedeeltelijke vervanging van hydroxylgroepen in een basisch hydroxidemolecuul door zure resten.

Het kan zijn dat de neutralisatiereactie niet volledig verloopt. In dit geval, met een overmaat aan zuur, zuur zout, met overtollige base - eenvoudig (zouten gevormd in een equivalente verhouding worden genoemd gemiddeld ). Het is duidelijk dat zure zouten alleen kunnen worden gevormd door polyzuurzuren, basische zouten - alleen door polyzuurbasen:

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O,

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O,

2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = (CaOH) 2 SO 4 + 2H 2 O.

Onder de diversiteit en het enorme aantal chemische reacties is hun classificatie altijd aanwezig geweest. Rekening houdend met de ontwikkeling van de chemie worden dus drie hoofdtypen chemische reacties onderscheiden:

1) zuur-base-evenwicht, speciale gevallen - neutralisatie, hydrolyse, elektrolytische dissociatie van zuren en basen;

2) redox met een verandering in de oxidatietoestand van een atoom, ion, molecuul. In dit geval worden de stadia van oxidatie en reductie onderscheiden als delen van één proces van elektronenverlies en -winst;

3) complexvorming - de hechting van een bepaald aantal moleculen of ionen aan het centrale atoom of ion van het metaal, dat een complexvormer is, en de eerste zijn liganden, waarvan het aantal wordt gekenmerkt door het coördinatiegetal (n) .

Volgens dit soort chemische reacties worden chemische verbindingen geclassificeerd: zuren en basen, oxidatiemiddelen en reductiemiddelen, complexe verbindingen en liganden.

In een modernere interpretatie, rekening houdend met de elektronische structuur van atomen en moleculen, kunnen reacties van het eerste type worden gedefinieerd als reacties waarbij een proton betrokken is en de overdracht ervan, reacties van het tweede type – met de overdracht van een elektron, reacties van het derde type – met de overdracht van een eenzaam elektronenpaar. De kwantitatieve maatstaf voor reacties van het eerste type is bijvoorbeeld de pH, de tweede - potentieel (E, B), potentiaalverschil (Δφ, V) en de derde - bijvoorbeeld de implementatie van een bepaald coördinatiegetal (n ) van chemische (donor-acceptor) bindingen, energiestabilisatie van het ligandveld van het centrale ion – complexvormer
(ΔG, kJ/mol), stabiliteitsconstante.

Atoom structuur

1. Ontwikkeling van ideeën over de structuur van het atoom. Als als gevolg van een mondiale catastrofe alle door de mensheid verzamelde wetenschappelijke kennis vernietigd zou worden en slechts één zinsnede aan toekomstige generaties zou worden doorgegeven, welke uitspraak, samengesteld uit de minste woorden, zou dan de meeste informatie opleveren? Deze vraag werd gesteld door de beroemde Amerikaanse natuurkundige, Nobel laureaat Richard Feynman en hijzelf gaf het volgende antwoord: dit is de atomaire hypothese. Alle lichamen bestaan ​​uit atomen: kleine lichamen die voortdurend in beweging zijn, op korte afstand worden aangetrokken, maar worden afgestoten als een van hen dichter bij de ander wordt gedrukt. De oude Griekse filosoof Democritus, die 400 jaar voor Christus leefde, kon het echter in wezen eens zijn met deze verklaring. Moderne mensen meer over atomen zouden weten als ze, in tegenstelling tot de oude Grieken, op basis van hun kennis konden creëren atoombommen en kerncentrales.

Voor eind XIX V. geloofde dat het atoom een ​​ondeelbaar en onveranderlijk deeltje was. Maar toen werden er verschijnselen ontdekt die vanuit dit gezichtspunt onverklaarbaar waren. Elektrochemisch onderzoek G. Davy, M. Faraday toonde aan dat een atoom positieve en negatieve ladingen kan dragen wanneer deze worden afgezet op de kathode of anode van de elektrolyseur. Vandaar het corpusculaire karakter van de elektrische lading.

Door de methoden voor de excitatie van gassen te verbeteren om hun spectra te verkrijgen, W. Crooks ontdekte de zogenaamde kathodestralen (een fenomeen geïmplementeerd in moderne televisies). Bij het passeren elektrische stroom Door het ijle gas dat in de buis is ingesloten, komt een stroom zwak licht voort uit de negatieve pool (kathode) - de kathodestraal. De kathodestraal geeft een negatieve lading aan de lichamen waarop hij valt en wordt afgebogen naar positief geladen lichamen dichtbij de buis. Daarom is de kathodestraal een stroom negatief geladen deeltjes.

De verschijnselen thermische emissie en foto-emissie werden ook ontdekt ( A.G. Stoletov), bestaande uit het uitschakelen van negatief geladen deeltjes onder invloed van temperatuur en lichtkwanta, wat bevestigt dat het atoom negatief geladen deeltjes bevat. AA Becquerel ontdekte het fenomeen radioactiviteit. Echtgenoten Curie toonde aan dat de flux van radioactieve straling niet-uniform is en kan worden gescheiden door een elektrisch en magnetisch veld. De totale straling die de condensator binnenkomt, is verdeeld in drie delen: a-stralen (He 2+) worden enigszins afgebogen naar de negatieve plaat van de condensator, b-stralen (elektronenstroom) worden sterk afgebogen naar de positieve plaat van de condensator, g -stralen (elektromagnetische golven) worden in geen enkel elektrisch of magnetisch veld afgebogen.

En tot slot de ontdekking van röntgenstraling Conrad Röntgen toonde aan dat het atoom complex is en bestaat uit positieve en negatieve deeltjes, waarvan H. Thomsen de kleinste het elektron noemde. Bovendien, R.S. Mulliken zijn lading gemeten e= -1,6×10 -19 C (minimaal mogelijk, d.w.z. elementair) en vond de massa van het elektron M= 9,11×10-31kg.

De neutraliteit van een atoom in de aanwezigheid van elektronen erin leidde tot de conclusie dat er een gebied in het atoom was dat een positieve lading droeg. De vraag blijft open over de locatie of plaatsing van elektronen en veronderstelde positieve ladingen in atomen, d.w.z. vraag over de structuur van het atoom. Gebaseerd op deze onderzoeken, in 1903 H. Thomsen stelde een model van het atoom voor, dat ‘rozijnenpudding’ werd genoemd, waarbij de positieve lading in het atoom gelijkmatig wordt verdeeld met een negatieve lading ertussen. Maar verder onderzoek toonde de inconsistentie van dit model aan.

E. Rutherford(1910) liet een stroom a-stralen door een laag materiaal (folie) gaan, waarbij de afbuiging van individuele deeltjes werd gemeten nadat ze door de folie waren gegaan. Rutherford vatte de resultaten van zijn waarnemingen samen en stelde vast dat een dun metalen scherm gedeeltelijk transparant was voor alfadeeltjes, die, wanneer ze door de plaat gingen, ofwel hun pad niet veranderden of onder kleine hoeken werden afgebogen. Individuele a-deeltjes werden als een bal van een muur teruggeslingerd, alsof ze onderweg een onoverkomelijk obstakel waren tegengekomen. Omdat een zeer klein aantal a-deeltjes die door de folie gingen, werd teruggeworpen, zou dit obstakel een volume in het atoom moeten innemen dat zelfs in vergelijking met het atoom zelf onmetelijk kleiner is, en tegelijkertijd zou het een volume in het atoom moeten innemen dat onmetelijk kleiner is, zelfs in vergelijking met het atoom zelf. grote massa, omdat er anders geen a-deeltjes zouden afketsen. Zo verscheen er een hypothese over de kern van een atoom, waarin bijna de gehele massa van het atoom en alle positieve lading geconcentreerd zijn. In dit geval worden de afwijkingen van het pad van de meeste alfadeeltjes onder kleine hoeken onder invloed van elektrostatische afstotingskrachten van de atoomkern duidelijk. Later werd gevonden dat de diameter van de kern ongeveer 10-5 nm is, en de diameter van het atoom 10-1 nm, d.w.z. het volume van de kern is 10 12 maal kleiner dan het volume van het atoom.

In het door Rutherford voorgestelde atoommodel bevindt zich een positief geladen kern in het midden van het atoom en bewegen er elektronen omheen, waarvan het aantal gelijk is aan de lading van de kern of het atoomnummer van het element, zoals planeten eromheen. de zon (planetair model van het atoom). Het door Rutherford ontwikkelde nucleaire model was een grote stap voorwaarts in het begrijpen van de structuur van het atoom. Het is bevestigd door een groot aantal experimenten. In sommige opzichten was het model echter in tegenspraak met gevestigde feiten. Laten we twee van dergelijke tegenstrijdigheden opmerken.

Ten eerste kon Rutherfords planetaire model van het atoom de stabiliteit van het atoom niet verklaren. Volgens de wetten van de klassieke elektrodynamica verliest een elektron, dat rond een kern beweegt, onvermijdelijk energie. Naarmate de energiereserve van een elektron afneemt, moet de straal van zijn baan voortdurend afnemen en als gevolg daarvan op de kern vallen en ophouden te bestaan. Fysisch gezien is een atoom een ​​stabiel systeem en kan het extreem lang zonder vernietiging bestaan.

Ten tweede leidde het model van Rutherford tot onjuiste conclusies over de aard van atomaire spectra. De spectra van alkalimetalen blijken vergelijkbaar te zijn met het spectrum van atomaire waterstof, en hun analyse leidde tot de conclusie dat de atomen van elk alkalimetaal één elektron bevatten, zwak gebonden aan de kern vergeleken met de resterende elektronen. Met andere woorden: in een atoom bevinden de elektronen zich niet op dezelfde afstand van de kern, maar in lagen.

Atoomspectra worden verkregen door straling van aangeslagen atomen (in een vlam op hoge temperatuur of op een andere manier) door een speciaal apparaat te leiden optisch apparaat(prisma, systeem van prisma's of diffractieroosters), dat complexe straling ontleedt in monochromatische componenten met een bepaalde golflengte (l) en dienovereenkomstig met een bepaalde frequentie van oscillaties van elektromagnetische straling: n = Met/l, waar C- lichtsnelheid. Elke monochromatische straal wordt geregistreerd op een specifieke locatie in het ontvangende apparaat (fotoplaat, enz.). Het resultaat is een spectrum van deze straling. Atoomspectra bestaan ​​uit individuele lijnen - dit zijn lijnspectra.

Elk type atoom wordt gekenmerkt door een strikt gedefinieerde rangschikking van lijnen in het spectrum die niet worden herhaald in andere soorten atomen. Dit is de basis van de methode van spectrale analyse, met behulp waarvan veel elementen werden ontdekt. De lineariteit van atomaire spectra was in tegenspraak met de wetten van de klassieke elektrodynamica, volgens welke het spectrum van atomen continu zou moeten zijn als resultaat van de continue emissie van energie door het elektron.

2. Model van de structuur van het Bohr-waterstofatoom. Omdat de wetten van de klassieke elektrodynamica niet toepasbaar bleken te zijn om het gedrag van een elektron in een atoom te beschrijven, Niels Bohr eerste geformuleerde postulaten gebaseerd op de wetten van de kwantummechanica.

1. Er zijn banen in het waterstofatoom, die bewegen waarlangs het elektron niet uitzendt. Ze worden stationair genoemd.

2. Emissie of absorptie van energie vindt plaats als gevolg van de overgang van een elektron van de ene stationaire baan naar de andere. Banen ver van de kern worden gekenmerkt door een grote hoeveelheid energie. Tijdens de overgang van lagere naar hogere banen komt het atoom in een aangeslagen toestand. Maar het kan zijn dat hij niet lang in deze toestand zal blijven. Het zendt energie uit en keert terug naar zijn oorspronkelijke grondtoestand. In dit geval is de energie van het stralingskwantum gelijk aan:

H n = Nl – Ek,

Waar N En k- hele getallen.

3. Basisprincipes van golf(kwantum)mechanica. De verklaring van golf- (spectrale) eigenschappen ontstond gelijktijdig met kwantummechanische concepten in de theorie van de atomaire structuur. Het uitgangspunt was de theorie Plank lichaamsstraling Hij toonde aan dat energieveranderingen niet continu plaatsvinden (volgens de wetten van de klassieke mechanica), maar krampachtig, in delen die quanta werden genoemd. De kwantumenergie wordt bepaald door de vergelijking van Planck: E = H n, waar H - De constante van Planck is gelijk aan 6,63×10 –34 J×s,
n – stralingsfrequentie. Het blijkt dat het elektron corpusculaire eigenschappen (massa, lading) en golfeigenschappen heeft - frequentie, golflengte.

Hierdoor Louis de Broglie bracht het idee van deeltjesgolf-dualisme naar voren . Bovendien is het deeltjes-golf-dualisme kenmerkend voor alle objecten in de micro- en macrowereld; voor macroscopische objecten overheerst een van de reeksen eigenschappen, en er wordt over gesproken als deeltjes of golven elementaire deeltjes beide eigenschappen verschijnen samen. De vergelijking van De Broglie toont de relatie tussen deeltjesmomentum en golflengte: l = H/P = H/M u. Zo kan aan een elektron dat rond een kern roteert een bepaalde golflengte worden toegewezen.

Volgens deze ideeën is een elektron een wolk, uitgesmeerd in het volume van een atoom, met verschillende dichtheden. Om de positie van een elektron in een atoom te beschrijven, is het daarom noodzakelijk om een ​​probabilistische beschrijving van de elektronendichtheid in een atoom te introduceren, rekening houdend met zijn energie en ruimtelijke geometrie.

4. Kwantumgetallen. orbitalen. Er zijn vier kwantumgetallen voorgesteld om de elektronische structuur van het waterstofatoom te verklaren N, l, ml, S, karakteriseren van de energietoestand en het gedrag van een elektron in een atoom. Deze getallen karakteriseren op unieke wijze de toestand van het elektron van elk atoom van het periodiek systeem der elementen. Voor elk elektron hebben ze gezamenlijk verschillende waarden.

Hoofdkwantumgetal n karakteriseert de energie en de grootte van elektronenwolken. Er zijn waarden nodig voor de grondtoestanden van atomen 1-8 en in principe tot in het oneindige. De fysieke betekenis ervan als energieniveaugetal is de energiewaarde van een elektron in een atoom en, als gevolg daarvan, de grootte van het atoom. Bij P=1 elektron bevindt zich op het eerste energieniveau met totale minimale energie, enz. Bij het verhogen P totale energie neemt toe. De energie van elk energieniveau kan worden geschat met behulp van de formule: E = - 1 / 13,6 ×n 2. Energieniveaus worden gewoonlijk als volgt met letters aangeduid:

Betekenis ( N)
Benamingen	K	L	M	N	Q

Kant, orbitaal(of azimutaal)kwantumgetal l karakteriseert de vorm van elektronenorbitalen (wolken) rond een atoom en bepaalt de verandering in energie binnen het energieniveau, d.w.z. kenmerkt energie subniveau. Elke vorm van de elektronenwolk komt overeen met een bepaalde waarde van het mechanische momentum van het elektron, bepaald door het zijkwantumgetal l, die variëren van 0 tot P–1: P=1, l=0; P=2, l=0, l=1; P=3, l=0,l=1, l=2, enz. Energie-subniveaus afhankelijk van l aangegeven met letters:

Waarden ( l)
Notatie ( V)	S	P	D	F	G	H

De elektronen die zich op het s-niveau bevinden, worden genoemd S- elektronen,
op P niveau - P- elektronen, op D niveau - D- elektronen.

De energie van elektronen is afhankelijk van het externe magnetisch veld. Deze afhankelijkheid wordt beschreven door het magnetische kwantumgetal. Magnetisch kwantumgetal ml geeft de ruimtelijke oriëntatie van de elektronenorbitaal (wolk) aan. Een extern elektrisch of magnetisch veld verandert de ruimtelijke oriëntatie van elektronenwolken en er vindt energiesplitsing plaats.
subniveaus. Nummer ml het varieert van - l, 0, +l en kan (2× l+1) waarden:

De combinatie van drie kwantumgetallen beschrijft op unieke wijze de orbitaal. Het wordt aangeduid als een “vierkant” - . Een elektron als deeltje ervaart rotatie rond zijn eigen as - met de klok mee en tegen de klok in. Het is beschreven spinkwantumgetal s(Mevr), die waarden ±1/2 aanneemt. De aanwezigheid van elektronen in een atoom met tegengesteld gerichte spins wordt aangegeven als “pijlen”. Dus de vier sets kwantumgetallen beschrijven de energie van elektronen.

5. Multi-elektronenatomen. Bepaling van het aantal elektronen op niveaus en subniveaus. In multi-elektronenatomen wordt de elektronenrangschikking in overeenstemming met een reeks kwantumgetallen bepaald door twee postulaten.

Pauli-principe: in een atoom kunnen er geen twee elektronen zijn die vier identieke kwantumgetallen hebben (anders zijn ze niet van elkaar te onderscheiden, het minimale energieverschil zit in de spins). Als gevolg hiervan kunnen er in één elektronencel in een orbitaal niet meer dan twee elektronen zijn met tegengesteld gerichte spins.

Het vullen van cellen met elektronen wordt uitgevoerd in overeenstemming met Hunds heerschappij. Elektronen vullen zich S-, P-, D-, F- orbitalen op zo'n manier dat de totale spin maximaal is, of, met andere woorden, elektronen hebben de neiging om lege (lege) orbitalen te vullen, en pas dan te paren (volgens Pauli):

Rekening houdend met de principes van de kwantumchemie is het mogelijk om de elektronische configuratie van elk atoom te construeren, zoals volgt uit de tabel. 2, waaruit we formules afleiden voor het bepalen van het aantal elektronen op het 2n 2-niveau, op het 2(2 l+1). Het aantal orbitalen is gelijk aan het aantal waarden van m (m=1, m=2, m=3).

Het vullen van subniveaus met elektronen wordt uitgevoerd in overeenstemming met Het bewind van Kletsjkovski. Het vullen van energieniveaus vindt plaats in oplopende volgorde van de som van de hoofd- en secundaire kwantumgetallen n+l.

Als deze som dezelfde waarden heeft, wordt het vullen in oplopende volgorde uitgevoerd N. Subniveaus worden gevuld in volgorde van toenemende energie:

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

Tabel 2 - Elektronische configuraties van atomen

Welk niveau wordt hierna gevuld? 4s»3d in energie. 4s n=3, d=2, som is 5, n=4, s=0, som = 4, d.w.z. 4s worden gevuld, enz. Energie 5s » 4d, de som is 5 en 6, daarom wordt eerst 5s gevuld en daarna 4d. De energie is 6s » 5d » 4f, de som is 6, 7 en 7. 6s wordt aan het begin ingevuld. Het hoofdkwantumgetal is kleiner voor 4f, daarom wordt dit subniveau verder gevuld, gevolgd door 5d.

De elektronische configuratie van een atoom wordt geschreven als een formule, waarbij het aantal elektronen op een subniveau wordt aangegeven door een superscript. Voor aluminium kun je de elektronenconfiguratieformule bijvoorbeeld schrijven als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Dit betekent dat er 2, 2, 6, 2, 1 elektronen zijn in de 1s, 2s, 2p, 3s, 3p subniveaus.

In een niet-geëxciteerd atoom met meerdere elektronen bezetten elektronen orbitalen met minimale energie. Ze werken met elkaar samen: elektronen die zich op de interne energieniveaus bevinden, schermen (duistere) elektronen die zich op de externe niveaus bevinden, af van de werking van de positieve kern. Deze invloed bepaalt de verandering in de volgorde van toenemende orbitale energie vergeleken met de volgorde van toenemende orbitale energie in het waterstofatoom.

Opgemerkt moet worden dat voor elementen met volledig of half gevuld D- En F-afwijkingen van deze regel worden op subniveaus waargenomen. Bijvoorbeeld in het geval van het koperatoom Cu. De elektronische configuratie [Аr] 3d 10 4s 1 komt overeen met lagere energie dan de configuratie [Аr] 3d 9 4s 2 (het symbool [Аr] betekent dat de structuur en vulling van interne elektronische niveaus hetzelfde is als in argon). De eerste configuratie komt overeen met de grondtoestand en de tweede met de aangeslagen toestand.

Chemische binding

1. De aard van de chemische binding. Theorieën om chemische bindingen te verklaren zijn gebaseerd op Coulomb-, kwantum- en golfinteracties van atomen. Allereerst moeten ze de winst aan energie verklaren tijdens de vorming van moleculen, het mechanisme van de vorming van een chemische binding, de parameters ervan en de eigenschappen van de moleculen.

De vorming van een chemische binding is een energetisch gunstig proces en gaat gepaard met het vrijkomen van energie. Dit wordt bevestigd door een kwantummechanische berekening van de interactie van twee waterstofatomen tijdens de vorming van een molecuul (Heitler, Londen). Op basis van de berekeningsresultaten wordt de afhankelijkheid van de potentiële energie van het systeem afgeleid E over de afstand tussen waterstofatomen R(Afb. 4).

Rijst. 4. Afhankelijkheid van energie van internucleaire afstand.

Wanneer atomen dichter bij elkaar komen, ontstaan ​​er elektrostatische aantrekkings- en afstotingskrachten tussen hen. Als atomen met antiparallelle spins bij elkaar komen, overheersen aanvankelijk de aantrekkingskrachten, waardoor de potentiële energie van het systeem afneemt (curve 1). Repulsieve krachten beginnen te domineren op zeer kleine afstanden tussen atomen (nucleaire interacties). Op een bepaalde afstand tussen de atomen r 0 is de energie van het systeem minimaal, waardoor het systeem het meest stabiel wordt, er een chemische binding ontstaat en een molecuul wordt gevormd. Dan R 0 is de internucleaire afstand in het H2-molecuul, wat de lengte is van de chemische binding, en de afname van de energie van het systeem bij r 0 is de energiewinst tijdens de vorming van een chemische binding (of de energie van een chemische binding E sv). Opgemerkt moet worden dat de energie van dissociatie van een molecuul in atomen gelijk is aan E sv in grootte en tegengesteld in teken.

Voor een kwantummechanische beschrijving van een chemische binding worden twee complementaire methoden gebruikt: de valentiebindingsmethode (VB) en de moleculaire orbitale methode (MO).

2. Valentiebindingsmethode (VB). Covalente binding. Het belangrijkste universele type chemische binding is een covalente binding. Laten we het mechanisme van de vorming van een covalente binding bekijken met behulp van de BC-methode (aan de hand van het voorbeeld van de vorming van een waterstofmolecuul):

1. Een covalente binding tussen twee op elkaar inwerkende atomen wordt tot stand gebracht door de vorming van een gemeenschappelijk elektronenpaar. Elk atoom draagt ​​één ongepaard elektron bij om een ​​gemeenschappelijk elektronenpaar te vormen:

N·+·N ® N : N

Volgens de BC-methode is de chemische binding dus twee centra en twee elektronen.

2. Een gemeenschappelijk elektronenpaar kan alleen worden gevormd door de interactie van elektronen met antiparallelle spins:

Н+¯Н ® Н¯Н.

3. Wanneer een covalente binding wordt gevormd, overlappen elektronenwolken elkaar:

Dit wordt bevestigd door de experimenteel bepaalde waarde van de internucleaire afstand in het H2-molecuul, r = 0,074 nm, wat aanzienlijk minder is dan de som van de stralen van twee vrije waterstofatomen, 2r = 0,106 nm.

In het gebied waar de wolken elkaar overlappen, is de elektronendichtheid maximaal, d.w.z. de kans dat twee elektronen zich in de ruimte tussen de kernen bevinden, is veel groter dan op andere plaatsen. Er ontstaat een systeem waarin twee kernen elektrostatisch interageren met een paar elektronen. Dit leidt tot energiewinst, het systeem wordt stabieler en er wordt een molecuul gevormd. Hoe meer de elektronenwolken elkaar overlappen, hoe sterker de covalente binding.

Donor-acceptormechanisme van covalente bindingen. De vorming van een covalente binding kan plaatsvinden als gevolg van het eigen eenzame elektronenpaar van één atoom (ion) - donor en een vrije atomaire orbitaal van een ander atoom (ion) – acceptor. Dit mechanisme voor de vorming van covalente bindingen wordt donor-acceptor genoemd.

De vorming van het ammoniakmolecuul NH 3 vindt plaats door het delen van drie ongepaarde elektronen van een stikstofatoom en één ongepaard elektron van drie waterstofatomen om drie gemeenschappelijke elektronenparen te vormen. In het ammoniakmolecuul NH 3 heeft het stikstofatoom zijn eigen vrije elektronenpaar. De 1s atomaire orbitaal van het waterstofion H + bevat geen elektronen (lege orbitaal). Wanneer het NH 3-molecuul en het waterstofion elkaar naderen, werken het eenzame elektronenpaar van het stikstofatoom en de lege orbitaal van het waterstofion samen om een ​​chemische binding te vormen via het donor-acceptormechanisme en het NH 4 + kation. Vanwege het donor-acceptormechanisme is de valentie van stikstof B = 4.

De vorming van chemische bindingen door het donor-acceptormechanisme is een veel voorkomend fenomeen. Zo wordt er een chemische binding gevormd in coördinerende (complexe) verbindingen volgens het donor-acceptormechanisme (zie lezing 16).

Laten we, binnen het raamwerk van de BC-methode, de karakteristieke eigenschappen van een covalente binding bekijken: verzadiging en directionaliteit.

Verzadiging Binding is het vermogen van een atoom om slechts aan een bepaald aantal covalente bindingen deel te nemen. Verzadiging wordt bepaald door de valentie van het atoom. Verzadiging karakteriseert het aantal (aantal) chemische bindingen gevormd door een atoom in een molecuul, en dit aantal wordt covalentie genoemd (of, zoals bij de MO-methode, bindingsvolgorde).

De valentie van een atoom is een concept dat veel wordt gebruikt bij de studie van chemische bindingen. Valentie verwijst naar affiniteit, het vermogen van een atoom om chemische bindingen te vormen. Kwantitatieve beoordeling van de valentie kan verschillen voor verschillende manieren om een ​​molecuul te beschrijven. Volgens de BC-methode is de valentie van een atoom (B) gelijk aan het aantal ongepaarde elektronen. Uit de elektronencelformules van zuurstof- en stikstofatomen volgt bijvoorbeeld dat zuurstof tweewaardig is (2s 2 2p 4) en stikstof driewaardig (2s 2 2p 3).

Opgewonden toestand van atomen (v.s.). Gepaarde elektronen van het valentieniveau kunnen, wanneer ze worden opgewonden, worden ontkoppeld en overgebracht naar vrije atomaire orbitalen (AO) van een hoger subniveau binnen een bepaald valentieniveau. Voor beryllium in een niet-aangeslagen toestand (ns) bijvoorbeeld B = 0, omdat Er zijn geen ongepaarde elektronen op het buitenste niveau. In de aangeslagen toestand (ES) bezetten gepaarde elektronen 2s 2 respectievelijk de subniveaus 2s 1 en 2p 1 - B = 2.

De valentiemogelijkheden van p-elementen van dezelfde groep zijn mogelijk niet hetzelfde. Dit komt door het ongelijke aantal AO's in het valentieniveau van atomen van elementen die zich in verschillende perioden bevinden. Zuurstof vertoont bijvoorbeeld een constante valentie B = 2, omdat de valentie-elektronen zich op energieniveau 2 bevinden, waar er geen lege (vrije) AO's zijn. Zwavel in aangeslagen toestand heeft een maximum van B=6. Dit wordt verklaard door de aanwezigheid van lege 3D-orbitalen op het derde energieniveau.

Richting van covalente binding. Ruimtelijke structuur van moleculen. De sterkste chemische bindingen ontstaan ​​in de richting van maximale overlap van atomaire orbitalen (AO). Omdat AO's een bepaalde vorm en energie hebben, is hun maximale overlap mogelijk met de vorming van hybride orbitalen. AO-hybridisatie maakt het mogelijk om de ruimtelijke structuur van moleculen te verklaren, daarom wordt de covalente binding gekenmerkt door directionaliteit.

3. Hybridisatie van atomaire orbitalen en ruimtelijke structuur
moleculen. Atomen vormen vaak bindingen met elektronen van verschillende energietoestanden. Zo nemen de atomen van beryllium Be (2s12р1), boor B (2s12р2), koolstof C (2s12р3) deel aan de vorming van bindingen S- En R-elektronen. Hoewel S- En R-wolken verschillen in vorm en energie, de chemische bindingen gevormd met hun deelname blijken gelijkwaardig te zijn en symmetrisch gelokaliseerd. De vraag rijst hoe elektronen met een ongelijke begintoestand gelijkwaardige chemische bindingen vormen. Het antwoord hierop geeft inzicht in de hybridisatie van valentie-orbitalen.

Volgens hybridisatie theorieën chemische bindingen worden gevormd door elektronen, niet door ‘zuivere’ elektronen, maar door ‘gemengde’ elektronen, de zogenaamde hybride orbitalen. Tijdens hybridisatie veranderen de oorspronkelijke vorm en energie van de orbitalen (elektronenwolken) en worden AO's met een nieuwe, maar identieke vorm en energie gevormd. Waarin het aantal hybride orbitalen is gelijk aan het aantal atomaire orbitalen, waaruit ze zijn gevormd.

Rijst. 5. Soorten hybridisatie van valentie-orbitalen.

De aard van de hybridisatie van de valentie-orbitalen van het centrale atoom en hun ruimtelijke ordening bepalen de geometrie van de moleculen. Ja wanneer sp-hybridisatie In beryllium Be AO's ontstaan ​​twee sp-hybride AO's, gelegen onder een hoek van 180 ° (Fig. 5), vandaar dat de bindingen gevormd met de deelname van hybride orbitalen een bindingshoek van 180 ° hebben. Daarom heeft het BeCl2-molecuul een lineaire vorm. Bij sp2-hybridisatie boor B worden drie sp 2 hybride orbitalen gevormd, gelegen onder een hoek van 120°. Als gevolg hiervan heeft het BCl 3-molecuul een trigonale vorm (driehoek). Bij sp3-hybridisatie AO koolstof C, er ontstaan ​​vier hybride orbitalen, die symmetrisch in de ruimte zijn georiënteerd ten opzichte van de vier hoekpunten van de tetraëder, daarom heeft het CCl 4-molecuul
ook tetraëdrische vorm. De tetraëdrische vorm is kenmerkend voor veel tetravalente koolstofverbindingen. Door sp 3 -hybridisatie van de orbitalen van stikstof- en booratomen, hebben NH 4 + en BH 4 – ook een tetraëdrische vorm.

Feit is dat de centrale atomen van deze moleculen, respectievelijk de C-, N- en O-atomen, chemische bindingen vormen als gevolg van sp 3 hybride orbitalen. Het koolstofatoom heeft vier ongepaarde elektronen per vier sp 3 hybride orbitalen. Dit bepaalt de vorming van vier C-H-bindingen en de rangschikking van waterstofatomen op de hoekpunten van een regelmatige tetraëder met een bindingshoek van 109°28¢. Het stikstofatoom heeft één eenzaam elektronenpaar en drie ongepaarde elektronen per vier sp 3 hybride orbitalen. Het elektronenpaar blijkt niet-bindend te zijn en bezet een van de vier hybride orbitalen, zodat het H 3 N-molecuul de vorm heeft van een trigonale piramide. Door de afstotende werking van het niet-bindende elektronenpaar is de bindingshoek in het NH3-molecuul kleiner dan de tetraëdrische en bedraagt ​​107,3°. Het zuurstofatoom heeft twee niet-bindende elektronenparen en twee ongepaarde elektronen per vier sp 3 hybride orbitalen. Nu worden twee van de vier hybride orbitalen bezet door niet-bindende elektronenparen, waardoor het H 2 O-molecuul een hoekige vorm heeft. Het afstotende effect van twee niet-bindende elektronenparen manifesteert zich in grotere mate, daarom is de bindingshoek ten opzichte van de tetraëdrische hoek nog sterker vervormd en bedraagt ​​in een watermolecuul 104,5° (Fig. 6).

Rijst. 6. Effect van niet-bindende elektronenparen
centraal atoom op de geometrie van moleculen.

De BC-methode verklaart dus goed de verzadiging en richting van chemische bindingen, zoals kwantitatieve parameters als energie ( E), lengte van chemische bindingen ( l) en bindingshoeken (j) tussen chemische bindingen (structuur van moleculen). Dit wordt handig en duidelijk aangetoond met behulp van kogel-en-stokmodellen van atomen en moleculen. De BC-methode verklaart ook goed de elektrische eigenschappen van moleculen, gekenmerkt door de elektronegativiteit van atomen en het dipoolmoment van moleculen. Elektronegativiteit van atomen verwijst naar hun vermogen om positiever of negatiever te zijn bij het vormen van een chemische binding, of met andere woorden, het vermogen om elektronen aan te trekken of te doneren, waardoor anionen en kationen worden gevormd. De eerste is kwantitatief
gekenmerkt door ionisatiepotentieel ( E P.I), de tweede is de energie van elektronenaffiniteit ( E Z.E.).

tafel 3

Ruimtelijke configuratie van moleculen en complexen AB n

Type hybridisatie van het centrale atoom A	Aantal elektronenparen van atoom A	Molecuultype	Ruimtelijke configuratie	Voorbeelden
Verbinden	niet-bindend
sp			AB2	Lineair	BeCl 2 (g), CO 2
sp2			AB3	Driehoekig	BCl 3 , CO 3 2–
			AB2	Hoek	O3
sp3			AB4	Tetraëdrisch	CCl4, NH4, BH4
			AB3	Trigonaal-piramidale	H3N,H3P
			AB2	Hoek	H2O
sp3d			EEN 5	Trigonaal bipyramidaal	PF5, SbCl5
			AB4	Vervormde tetraëdrische	SF 4
			AB3	T-vormig	CLF 3
			AB2	Lineair	XeF 2
sp3 d2			AB6	Octaëdrische	SF 6, SiF 6 2–
			AB5	Vierkant-piramidevormig	ALS 5

Chemische thermodynamica

1. Basisconcepten en definities.Thermodynamica – is een wetenschap die de algemene patronen van processen bestudeert die gepaard gaan met het vrijkomen, absorberen en transformeren van energie. Chemische thermodynamica bestudeert de wederzijdse transformaties van chemische energie en haar andere vormen – thermisch, licht, elektrisch, enz., stelt de kwantitatieve wetten van deze overgangen vast, en maakt het ook mogelijk om de stabiliteit van stoffen onder bepaalde omstandigheden te voorspellen en hun vermogen om bepaalde chemische reacties. Thermochemie, een tak van de chemische thermodynamica, bestudeert de thermische effecten van chemische reacties.

De wet van Hess. In de chemische thermodynamica wordt de eerste wet omgezet in de wet van Hess, die de thermische effecten van chemische reacties karakteriseert. Warmte is, net als arbeid, geen functie van de staat. Om het thermische effect de eigenschap van een toestandsfunctie te geven, moet enthalpie (D H), waarvan de richtingsverandering D is H= D U+P D V bij constante druk. Laten we dat opmerken P D V= A – uitbreidingswerkzaamheden, en D H = –Q(met tegengesteld teken) . Enthalpie wordt gekenmerkt door de warmte-inhoud van het systeem, zodat de exotherme reactie D verlaagt H. Houd er rekening mee dat het vrijkomen van warmte bij een chemische reactie ( exotherm) komt overeen met D H < 0, а поглощению (endotherm) D H> 0. In de oude chemische literatuur werd dit geaccepteerd tegenovergestelde systeem van tekens (!) ( Q> 0 voor exotherme reacties en Q < 0 для эндотермических).

De verandering in enthalpie (thermisch effect) is niet afhankelijk van het reactiepad, maar wordt alleen bepaald door de eigenschappen van de reactanten en producten (wet van Hess, 1836)

Laten we dit aantonen met het volgende voorbeeld:

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

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

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

Hier hangt de enthalpie van de vorming van CO 2 niet af van het feit of de reactie in één of in twee fasen verloopt, met tussenliggende vorming van CO (D H 1 = D H 2+D H 3). Of met andere woorden: de som van de enthalpieën van chemische reacties in de cyclus is nul:

Waar i– aantal reacties in een gesloten cyclus.

In elk proces waarbij de eind- en begintoestand van stoffen hetzelfde zijn, is de som van alle reactiewarmte nul.

We hebben bijvoorbeeld een opeenvolging van verschillende chemische processen die uiteindelijk leiden tot de oorspronkelijke stof en die elk worden gekenmerkt door hun eigen enthalpie, d.w.z.

en volgens de wet van Hess,

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

Het resulterende thermische effect is nul omdat in sommige fasen warmte vrijkomt en in andere wordt geabsorbeerd. Dit leidt tot wederzijdse compensatie.

Met de wet van Hess kunnen we de thermische effecten berekenen van die reacties waarvoor directe meting onmogelijk is. Beschouw bijvoorbeeld de reactie:

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

De volgende thermische effecten kunnen eenvoudig experimenteel worden gemeten:

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

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

Met behulp van deze waarden kunt u het volgende verkrijgen:

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

Het is dus voldoende om de thermische effecten van een beperkt aantal reacties te meten om vervolgens theoretisch het thermische effect van elke reactie te berekenen. In de praktijk in tabelvorm standaard vormingsenthalpieën D Hf° 298 gemeten bij T=298,15 K (25°C) en druk P= 101,325 kPa (1 atm), d.w.z. bij standaard voorwaarden. (Verwar standaardomstandigheden niet met normale omstandigheden!)

Standaard vormingsenthalpie D Hf° is de verandering in enthalpie tijdens de reactie van de vorming van 1 mol van een stof uit eenvoudige stoffen:

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

Houd er rekening mee dat de thermochemische vergelijking de aggregatieve toestanden van stoffen aangeeft. Dit is erg belangrijk, omdat overgangen tussen aggregatietoestanden ( faseovergangen) gaan gepaard met het vrijkomen of absorberen van warmte:

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

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

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

Er wordt aangenomen dat de standaardenthalpieën voor de vorming van eenvoudige stoffen nul zijn. Als een eenvoudige stof kan bestaan ​​in de vorm van verschillende allotrope modificaties, dan is D H° = 0 wordt toegewezen aan de meest stabiele vorm onder standaardomstandigheden, bijvoorbeeld zuurstof, en niet ozon, grafiet en geen diamant:

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

C (grafiet) = C (diamant) D H° 298 = 1,90 kJ/mol.

Een gevolg van de wet van Hess, rekening houdend met het bovenstaande, is dat de verandering in enthalpie tijdens de reactie gelijk zal zijn aan de som van de enthalpieën van de vorming van de producten minus de som van de enthalpieën van de vorming van de reactanten, rekening houdend met de stoichiometrische coëfficiënten van de reactie:

Gerelateerde informatie.

1. Scheikunde als onderwerp van de natuurwetenschappen Chemische studies die vorm van beweging van materie waarbij de interactie van atomen plaatsvindt met de vorming van nieuwe specifieke stoffen. Scheikunde-de wetenschap van de samenstelling, structuur en eigenschappen van stoffen, hun transformaties of de verschijnselen die met deze transformaties gepaard gaan. Moderne chemie omvat: algemeen, organisch, colloïdaal, analytisch, fysisch, geologisch, biochemie, chemie van bouwmaterialen. Scheikunde onderwerp- chemische elementen en hun verbindingen, evenals de wetten die verschillende chemische reacties beheersen. verbindt fysisch-wiskundige en biologisch-sociale wetenschappen.

2.Klasse anorganische verbindingen. Chemische basiseigenschappen van zuren, basen, zouten. Volgens de eigenschappen van anorganische verbindingen zijn verdeeld in sporen. Klassen: oxiden, basen, zuren, zouten. Oxiden- een combinatie van elementen met zuurstof, waarbij laatstgenoemde een meer elektronegatief element is, namelijk een oxidatietoestand van -2. en alleen het element O2 is verbonden. De algemene formule is CxOy. Er zijn:zuur e-in staat tot zoutvorming met basische oxiden en basen (SO3+Na2O=Na2SO4; So3+2NaOH=Na2SO4=H2O), voornaamst- in staat zouten te vormen met zure oxiden en zuren (CaO+CO2=CaCO3; CaO+2HCl=CaCl2+H2O ), amfoteer(naar jou en de basis) en met dit en met dat (ZnO, BeO, Cr2O3, SnO, PbO, MnO2). en niet-zoutvormend(CO,NO,N2O) Gronden - stoffen, tijdens de elektrolytische dissociatie waarvan het anion kan alleen hydroxylgroep OH. De zuurgraad van een base is het aantal OH-ionen dat wordt gevormd tijdens de dissociatie van hydroxide. Hydroxiden zijn stoffen die de OH-groep bevatten, verkregen door oxiden met water te combineren 3 soorten: eenvoudig(bases)zuur(zuurstofhoudende zuren) enamfoteer(Amfolyten - vertonen basische en zure eigenschappen Cr(OH)3,Zn(OH)2,Be(OH)2,Al(OH)3) Zuren-stoffen tijdens elektrolytische dissociatie cat. Kation m.b. alleen + geladen ion H. Er zijn: zuurstofvrij, zuurstofhoudend Het H-getal is de basiciteit van het zuur. meta- en orthovormen van watermoleculen. Zouten-stoffen, tijdens de elektrolytische dissociatie waarvan het kation een ammoniumion (NH4) of een metaalion kan zijn, en het anion een zuur residu kan zijn Er zijn: gemiddeld(volledige substitutie. Bestaat uit een zuurresidu en een metaalion), zuur e (onvolledige substitutie. aanwezigheid van ongesubstitueerde H in de samenstelling), basisch (onvolledige substitutie. aanwezigheid van ongesubstitueerde OH) Op basis van de samenstelling worden anorganische stoffen onderverdeeld in binair– bestaande uit slechts twee elementen, en meerdere elementen– bestaande uit verschillende elementen.

3. Basisbepalingen van het atomair-moleculaire onderwijs

1. Alle stoffen bestaan ​​uit moleculen (lichaampjes); bij fysische verschijnselen blijven de moleculen behouden, maar bij chemische verschijnselen worden ze vernietigd.

2. Moleculen bestaan ​​uit atomen (elementen); chemische reacties, atomen blijven behouden.

3. Atomen van elk type (element) zijn identiek aan elkaar, maar verschillen van atomen van elk ander type.

4. Wanneer atomen interageren, worden moleculen gevormd: homonucleair (wanneer atomen van één element interageren) of heteronucleair (wanneer atomen van verschillende elementen interageren).

5. Chemische reacties omvatten de vorming van nieuwe stoffen uit dezelfde atomen waaruit de oorspronkelijke stoffen + 6. moleculen bestaan. en de atomen zijn voortdurend in beweging, en warmte bestaat uit de interne beweging van deze deeltjes

. Atoom- het kleinste deeltje van een element dat zijn chemische eigenschappen behoudt. Atomen verschillen in nucleaire ladingen, massa en grootte

Chemish element- type atomen met dezelfde positie. Kernlading. Fysische eigenschappen die kenmerkend zijn voor een eenvoudige stof kunnen niet worden toegeschreven aan een chemisch element. Simpele stoffen- dit zijn stoffen die bestaan ​​uit atomen van hetzelfde chemische element. 4. Basiswetten van de scheikunde (behoudswet, constantheid van de samenstelling, meerdere verhoudingen, de wet van Avagadro) Behoudsrecht: De massa van stoffen die reageren is gelijk aan de massa van stoffen die als gevolg van de reactie worden gevormd. Wet van constantheid van compositie : (elke chemische verbinding heeft dezelfde kwantitatieve samenstelling, ongeacht de bereidingswijze) De verhoudingen tussen de massa's van de elementen die deel uitmaken van de samenstelling van een bepaalde verbinding zijn constant en zijn niet afhankelijk van de methode om deze verbinding te verkrijgen.

Wet van veelvouden : Als twee elementen meerdere chemische verbindingen met elkaar vormen, dan zijn de massa's van een van de elementen in deze verbindingen per dezelfde massa van de ander als kleine gehele getallen aan elkaar gerelateerd.

De wet van Avogadro. Gelijke volumes van alle gassen die bij dezelfde temperatuur en dezelfde druk worden ingenomen, bevatten hetzelfde aantal moleculen.

5. Wet van equivalenten . Equivalent van stof- dit is de hoeveelheid stof die interageert met 1 mol waterstofatoom of hetzelfde aantal H-atomen in een chemische stof verdringt. Reacties. Ve (L/Mol) is het equivalente volume van een stof, dat wil zeggen het volume van één equivalent van een stof in gasvormige toestand WET: Alle stoffen reageren in chemische reacties en worden in gelijkwaardige hoeveelheden gevormd. De verhouding van equivalente massa's, volumes, reagerende of vormende stoffen is recht evenredig met de verhouding van hun massa's (volumes) of E (eenvoudig) = A (atoommassa) / B (valentie van het element) E (zuren) = M ( molaire massa) / basisch (zuur-base) E(Hydroxide)=M/Zuur)Zuurgraad van hydroxide) E(zoutoxiden) = M/a (aantal atomen van een element in het monster. Oxide (zouten) * in (valentie van dit element of metaal)

6. Structuur van atomen. Kern. Kernreacties. Soorten straling. Rutherford-model: 1.bijna alle massa is geconcentreerd in de kern 2.+ wordt gecompenseerd – 3.lading is gelijk aan het groepsnummer. De eenvoudigste is H-waterstof Het moderne concept van chemie. Een element is een type atoom met dezelfde positie. Volgens de nucleaire lading bestaat een atoom uit een positief geladen kern en een elektronenschil. De elektronenschil wordt gevormd door elektronen. Het aantal elektronen is gelijk aan het aantal protonen, daarom is de lading van het atoom als geheel 0. Het aantal protonen, de lading van de kern en het aantal elektronen zijn numeriek gelijk aan het atoomnummer van het chemische element . Bijna alle massa van een atoom is geconcentreerd in de kern. Elektronen bewegen zich rond de kern van een atoom, niet willekeurig, maar afhankelijk van de energie die ze hebben, en vormen de zogenaamde elektronenlaag. Elke elektronische laag kan een bepaald aantal elektronen bevatten: op de eerste - niet meer dan 2, op de tweede - niet meer dan 8, op de derde - niet meer dan 18. Het aantal elektronische lagen wordt bepaald door het periodenummer. Het aantal elektronen op de laatste (buitenste) laag wordt bepaald door het groepsnummer gedurende de periode dat er een geleidelijke verzwakking is van de metallische eigenschappen en een toename van de eigenschappen van niet-metalen Een kernreactie is het proces van vorming van nieuwe kernen of deeltjes tijdens botsingen van kernen of deeltjes. Radioactiviteit heet de spontane transformatie van een onstabiele isotoop van één chemisch element in een isotoop van een ander element, vergezeld van de emissie van elementaire deeltjes of kernen. Soorten straling: alfa, bèta (negatief en positief) en gamma. Alfadeeltje is de kern van een heliumatoom 4/2He. Wanneer alfadeeltjes worden uitgezonden, verliest de kern twee protonen en twee neutronen, waardoor de lading met 2 afneemt en het massagetal met 4. Een negatief bètadeeltje is een elektron. Wanneer een elektron wordt uitgezonden, neemt de nucleaire lading met één toe, maar het massagetal verandert niet. Als de onstabiele isotoop zo opgewonden raakt dat de emissie van het deeltje niet leidt tot volledige verwijdering van de excitatie, dan zendt hij een deel van pure energie uit, genaamd gammastraling. Atomen met dezelfde nucleaire lading, maar met verschillende massagetallen, worden isotopen genoemd (bijvoorbeeld 35/17 Cl en 37/17Cl) Atomen met dezelfde massagetallen, maar met een ander aantal protonen in de kern, worden isobaren genoemd (bijvoorbeeld 40/19K en 40/20Ca) De halfwaardetijd (T ½) is de tijd waarin de helft van de oorspronkelijke hoeveelheid van een radioactieve isotoop vervalt.