Kemistit ympäri maailmaa heijastavat yksinkertaisten ja monimutkaisten aineiden koostumusta erittäin kauniisti ja ytimekkäästi kemiallisten kaavojen muodossa. Kemialliset kaavat ovat analogeja sanoille, jotka on kirjoitettu kirjaimilla - kemiallisten alkuaineiden merkkejä.
Käytetään kemiallisia symboleja ilmaisemaan maan yleisimmän aineen - veden - koostumusta. Vesimolekyylissä on kaksi vetyatomia ja yksi happiatomi. Käännetään nyt tämä lause kemialliseksi kaavaksi käyttämällä kemiallisia symboleja (vety - H ja happi - O). Kirjoitamme atomien lukumäärän kaavaan indekseillä - alla olevat numerot kemiallisen symbolin oikealla puolella (hapen indeksiä 1 ei kirjoiteta): H 2 0 (lue "tuhka-kaksi-o").
Vedyn ja hapen yksinkertaisten aineiden kaavat, joiden molekyylit koostuvat kahdesta identtisestä atomista, kirjoitetaan seuraavasti: H 2 (lue "tuhka-kaksi") ja 0 2 (lue "o-kaksi") (kuva 26). ).
Riisi. 26.
Molekyylimallit ja hapen, vedyn ja veden kaavat
Molekyylien määrän kuvaamiseksi käytetään kertoimia, jotka kirjoitetaan kemiallisten kaavojen eteen: esimerkiksi merkintä 2CO 2 (lue "kaksi-ce-o-kaksi") tarkoittaa kahta hiilidioksidimolekyyliä, joista jokainen koostuu yhdestä hiiliatomi ja kaksi happiatomia.
Kertoimet kirjoitetaan samalla tavalla, kun kemiallisen alkuaineen vapaiden atomien lukumäärä ilmoitetaan. Esimerkiksi meidän on kirjoitettava muistiin lauseke: viisi rautaatomia ja seitsemän happiatomia. Tee se näin: 5Fe ja 7O.
Molekyylien ja vielä enemmän atomien koot ovat niin pieniä, että niitä ei voida nähdä parhaimmillakaan optisilla mikroskoopeilla, mikä lisää 5-6 tuhatta kertaa. Niitä ei voida nähdä elektronimikroskopeissa, mikä lisää 40 tuhatta kertaa. Luonnollisesti molekyylien ja atomien merkityksettömän pieni koko vastaa niiden mitättömiä massoja. Tiedemiehet ovat esimerkiksi laskeneet, että vetyatomin massa on 0,000 000 000 000 000 000 000 001 674 g, joka voidaan esittää muodossa 1,674 10 -24 g, happiatomin massa on 0,000 000 000 000 000 026 667 g tai 2,6667 10 -23 g, hiiliatomin massa on 1,993 10 -23 g ja vesimolekyylin massa on 3,002 10 -23 g.
Lasketaan kuinka monta kertaa happiatomin massa on suurempi kuin vetyatomin, kevyimmän alkuaineen, massa:
Vastaavasti hiiliatomin massa on 12 kertaa suurempi kuin vetyatomin massa:
Riisi. 27. Hiiliatomin massa on yhtä suuri kuin 12 vetyatomin massa
Vesimolekyylin massa on 18 kertaa suurempi kuin vetyatomin massa (kuva 28). Nämä arvot osoittavat, kuinka monta kertaa tietyn kemiallisen alkuaineen atomin massa on suurempi kuin vetyatomin massa, eli ne ovat suhteellisia.
Riisi. 27. Vesiatomin massa on yhtä suuri kuin 18 vetyatomin massa
Tällä hetkellä fyysikot ja kemistit ovat sitä mieltä, että alkuaineen suhteellinen atomimassa on arvo, joka osoittaa kuinka monta kertaa sen atomin massa on suurempi kuin 1/12 hiiliatomin massasta. Suhteellinen atomimassa on merkitty Ar:lla, missä r on englanninkielisen sanan, joka tarkoittaa "suhteellista", alkukirjain. Esimerkiksi A r (0) = 16, A r (C) = 12, A r (H) = 1.
Jokaisella kemiallisella alkuaineella on oma suhteellinen atomimassansa (kuva 29). Kemiallisten alkuaineiden suhteellisten atomimassojen arvot on ilmoitettu niitä vastaavissa soluissa D. I. Mendeleevin taulukossa.
Riisi. 29.
Jokaisella elementillä on oma suhteellinen atomimassansa.
Samoin aineen suhteellinen molekyylipaino merkitään M r:llä, esimerkiksi M r (H 2 0) \u003d 18.
Alkuaineen A r suhteellinen atomimassa ja aineen suhteellinen molekyylimassa M r ovat suureita, joilla ei ole mittayksikköjä.
Aineen suhteellisen molekyylimassan selvittämiseksi ei ole tarpeen jakaa sen molekyylin massaa vetyatomin massalla. Sinun tarvitsee vain lisätä aineen muodostavien alkuaineiden suhteelliset atomimassat ottaen huomioon atomien lukumäärä, esimerkiksi:
Kemiallinen kaava sisältää tärkeitä tietoja aineesta. Esimerkiksi kaava C0 2 näyttää seuraavat tiedot:
Lasketaan alkuaineiden hiilen ja hapen massaosuudet hiilidioksidissa CO 2 .
Avainsanat ja lauseet
- Kemiallinen kaava.
- Indeksit ja kertoimet.
- Suhteellinen atomimassa (A r).
- Suhteellinen molekyylipaino (M r).
- Aineen massaosuus.
Työskentele tietokoneen kanssa
- Katso sähköinen hakemus. Tutustu oppitunnin materiaaliin ja suorita ehdotetut tehtävät.
- Etsi Internetistä sähköpostiosoitteita, jotka voivat toimia lisälähteinä, jotka paljastavat kappaleen avainsanojen ja lauseiden sisällön. Tarjoa opettajalle apuasi uuden oppitunnin valmistelussa - tee raportti seuraavan kappaleen avainsanoista ja lauseista.
Kysymyksiä ja tehtäviä
- Mitä merkinnät tarkoittavat: 3H; 2H20; 5O2?
- Kirjoita muistiin sakkaroosin kaava, jos tiedetään, että sen molekyyli sisältää kaksitoista hiiliatomia, kaksikymmentäkaksi vetyatomia ja yksitoista happiatomia.
- Kirjoita kuvan 2 avulla ylös aineiden kaavat ja laske niiden suhteellinen molekyylipaino.
- Mikä kemiallisen alkuaineen happi olemassaolomuoto vastaa jokaista seuraavista merkinnöistä: 3O; 502; 4CO 2?
- Miksi alkuaineen suhteellisella atomimassalla ja aineen suhteellisella molekyylimassalla ei ole mittayksikköä?
- Missä aineissa, joiden kaavat ovat SO 2 ja SO 3, rikin massaosuus on suurempi? Tue vastaustasi laskelmilla.
- Laske alkuaineiden massaosuudet typpihapossa HNO 3 .
- Anna täydellinen luonnehdinta glukoosista C 6 H 12 0 6 käyttämällä esimerkkiä hiilidioksidin CO 2 kuvauksesta.
Kemian peruslait
Kemian osa, joka ottaa huomioon aineiden kvantitatiivisen koostumuksen ja reagoivien aineiden kvantitatiivisia suhteita (massa, tilavuus) on ns. stoikiometria. Tämän mukaisesti yhdisteiden alkuaineiden tai kemiallisten reaktioiden aineiden välisten kvantitatiivisten suhteiden laskelmia kutsutaan ns. stoikiometriset laskelmat. Ne perustuvat massan säilymisen, koostumuksen pysyvyyden, useiden suhteiden lakeihin sekä kaasulakeihin - tilavuussuhteisiin ja Avogadroon. Näitä lakeja pidetään stoikiometrian peruslakeina.
Massan säilymisen laki- fysiikan laki, jonka mukaan fyysisen järjestelmän massa säilyy kaikissa luonnollisissa ja keinotekoisissa prosesseissa. Historiallisessa, metafyysisessä muodossa, jonka mukaan aine on luomatonta ja tuhoutumatonta, laki on tunnettu muinaisista ajoista lähtien. Myöhemmin ilmestyi kvantitatiivinen muotoilu, jonka mukaan aineen määrän mittana on paino (myöhemmin - massa). Massan säilymisen laki on historiallisesti ymmärretty yhdeksi sanamuodosta aineen säilymisen laki. Yksi ensimmäisistä, jotka muotoili sen, oli antiikin kreikkalainen filosofi Empedokles (5 vuosisata eKr.): mikään ei voi tulla tyhjästä, eikä sitä mikä on, ei voi koskaan tuhota. Myöhemmin samanlaisen teesin esittivät Demokritos, Aristoteles ja Epikuros (Lucretius Caran uudelleen kertomisessa). Massan käsitteen ilmaantuessa mittana aineen määrä painoon suhteutettuna, aineen säilymislain muotoilua jalostettiin: massa on muuttumaton (konservoitunut), eli kaikissa prosesseissa kokonaismassa ei vähene eikä kasva(Kuten Newton jo ehdotti, paino ei ole muuttumaton, koska Maan muoto on kaukana ihanteellisesta pallosta). Mikrokosmoksen fysiikan luomiseen asti massan säilymisen lakia pidettiin tosi ja ilmeisenä. I. Kant julisti tämän lain luonnontieteen postulaatiksi (1786). Lavoisier "Kemian alkeisoppikirjassaan" (1789) antaa tarkan kvantitatiivisen muotoilun aineen massan säilymislaista, mutta ei julista sitä uudeksi ja tärkeäksi laiksi, vaan mainitsee sen vain ohimennen. tunnettu ja vakiintunut tosiasia. Kemiallisia reaktioita varten Lavoisier muotoili lain seuraavasti: mitään ei synny keinotekoisissa eikä luonnollisissa prosesseissa, ja voidaan asettaa asema, että jokaisessa operaatiossa [kemiallinen reaktio] on yhtä paljon ainetta ennen ja jälkeen, että alkujen laatu ja määrä pysyivät samana. , tapahtui vain siirtymiä, uudelleenjärjestelyjä.
1900-luvulla löydettiin kaksi uutta massan ominaisuutta: 1. Fyysisen esineen massa riippuu sen sisäisestä energiasta. Kun ulkoinen energia imeytyy, massa kasvaa, kun sitä häviää, se pienenee. Tästä seuraa, että massa säilyy vain eristetyssä järjestelmässä, toisin sanoen energianvaihdon puuttuessa ulkoisen ympäristön kanssa. Erityisen huomattava on massan muutos ydinreaktioiden aikana. Mutta edes kemiallisissa reaktioissa, joihin liittyy lämmön vapautuminen (tai absorptio), massa ei säily, vaikka tässä tapauksessa massavika on mitätön; 2. Massa ei ole additiivinen suure: järjestelmän massa ei ole yhtä suuri kuin sen komponenttien massojen summa. Nykyaikaisessa fysiikassa massan säilymislaki liittyy läheisesti energian säilymislakiin ja suoritetaan samalla rajoituksella - on tarpeen ottaa huomioon energian vaihto järjestelmän ja ympäristön välillä.
Koostumuksen pysyvyyden laki(J.L. Proust, 1801-1808) - mikä tahansa tietty kemiallisesti puhdas yhdiste, riippumatta sen valmistustavasta, koostuu samoista kemiallisista alkuaineista ja niiden massojen suhteet ovat vakiot ja niiden atomien suhteellinen lukumäärä ilmaistaan kokonaislukuina. Tämä on yksi kemian perussäännöistä. Koostumusvakiolaki pätee daltonideille (yhdisteille, joiden koostumus on vakio) eikä berthollideille (yhdisteille, joiden koostumus vaihtelee). Kuitenkin perinteisesti, yksinkertaisuuden vuoksi, monien berthollidien koostumus kirjataan vakioksi.
Useiden suhteiden laki Löysi vuonna 1803 J. Dalton ja tulkitsi hän atomismin näkökulmasta. Tämä on yksi kemian stoikiometrisistä laeista: jos kaksi alkuainetta muodostavat useamman kuin yhden yhdisteen toistensa kanssa, niin yhden alkuaineen massat toisen alkuaineen samaa massaa kohden liittyvät kokonaislukuina, yleensä pieninä.
Koi. Moolimassa
Kansainvälisessä yksikköjärjestelmässä (SI) aineen määrän yksikkö on mooli.
mooli- tämä on aineen määrä, joka sisältää niin monta rakenneyksikköä (molekyylejä, atomeja, ioneja, elektroneja jne.) kuin on atomeja 0,012 kg:ssa hiili-isotooppia 12 C.
Kun tiedät yhden hiiliatomin massan (1,933 × 10 -26 kg), voit laskea N A-atomien lukumäärän 0,012 kg:ssa hiiltä
N A = 0,012 / 1,933 × 10 -26 \u003d 6,02 × 10 23 mol -1
6,02 × 10 23 mol -1 kutsutaan jatkuva Avogadro(nimitys N A, mitta 1/mol tai mol -1). Se näyttää rakenneyksiköiden lukumäärän minkä tahansa aineen moolissa.
Moolimassa- määrä, joka on yhtä suuri kuin aineen massan suhde aineen määrään. Sen yksikkö on kg/mol tai g/mol. Sitä kutsutaan yleensä nimellä M.
Yleensä aineen moolimassa ilmaistuna g/molissa on numeerisesti yhtä suuri kuin kyseisen aineen suhteellinen atomimassa (A) tai suhteellinen molekyylipaino (M). Esimerkiksi C:n, Fe:n, O 2:n ja H 2 O:n suhteellinen atomi- ja molekyylimassat ovat vastaavasti 12, 56, 32, 18 ja niiden moolimassat ovat vastaavasti 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/ mol, 18 g/mol.
On huomattava, että aineen massa ja määrä ovat eri käsitteitä. Massa ilmaistaan kilogrammoina (grammoina), ja aineen määrä ilmaistaan mooleina. On olemassa yksinkertaisia suhteita aineen massan (m, g), aineen määrän (ν, mol) ja moolimassan (M, g / mol) välillä.
m = νM; v = m/M; M = m/ν.
Näiden kaavojen avulla on helppo laskea tietyn aineen määrän massa tai määrittää aineen moolimäärä sen tunnetussa massassa tai löytää aineen moolimassa.
Suhteelliset atomi- ja molekyylimassat
Kemiassa ei perinteisesti käytetä massojen absoluuttisia arvoja, vaan suhteellisia. Vuodesta 1961 lähtien suhteellisten atomimassojen yksikkö on ollut atomimassayksikkö (lyhennettynä a.m.u.), joka on 1/12 hiili-12-atomin eli hiili-isotoopin 12 C massasta.
Suhteellinen molekyylipaino Aineen (M r) kutsutaan arvoksi, joka on yhtä suuri kuin aineen luonnollisen isotooppikoostumuksen molekyylin keskimääräisen massan suhde 1/12 hiiliatomin massasta 12 C.
Suhteellinen molekyylimassa on numeerisesti yhtä suuri kuin kaikkien molekyylin muodostavien atomien suhteellisten atomimassojen summa, ja se on helppo laskea aineen kaavalla, esimerkiksi aineen kaava on B x D y C z sitten
M r \u003d xA B + yA D + zA C.
Molekyylipainolla on mitat a.m.u. ja numeerisesti yhtä suuri kuin moolimassa (g/mol).
Kaasulait
Kaasun tila on täysin karakterisoitu sen lämpötilalla, paineella, tilavuudella, massalla ja moolimassalla. Näitä parametreja koskevat lait ovat hyvin lähellä kaikkia kaasuja ja ehdottoman tarkkoja kaikille kaasuille ihanteellinen kaasu , jolla ei ole vuorovaikutusta hiukkasten välillä ja jonka hiukkaset ovat aineellisia pisteitä.
Ensimmäiset kaasujen välisten reaktioiden kvantitatiiviset tutkimukset kuuluvat ranskalaiselle tiedemiehelle Gay-Lussacille. Hän on kaasujen lämpölaajenemista koskevien lakien ja tilavuussuhteiden lain kirjoittaja. Nämä lait selitti vuonna 1811 italialainen fyysikko A. Avogadro. Avogadron laki - yksi tärkeimmistä kemian perussäännöistä, jonka mukaan " sama määrä eri kaasuja samassa lämpötilassa ja paineessa, sisältää saman määrän molekyylejä».
Seuraukset Avogadron laista:
1) useimpien yksinkertaisten atomien molekyylit ovat kaksiatomisia (H 2, O 2 jne.);
2) sama määrä eri kaasujen molekyylejä samoissa olosuhteissa vie saman tilavuuden.
3) normaaleissa olosuhteissa yksi mooli mitä tahansa kaasua vie tilavuuden, joka on 22,4 dm 3 (l). Tätä tilavuutta kutsutaan kaasun moolitilavuus(V o) (normaaliolosuhteet - t o \u003d 0 ° C tai
T o \u003d 273 K, R o \u003d 101325 Pa \u003d 101,325 kPa \u003d 760 mm. rt. Taide. = 1 atm).
4) yksi mooli mitä tahansa ainetta ja minkä tahansa alkuaineen atomi, riippumatta aggregaatioolosuhteista ja -tilasta, sisältää saman määrän molekyylejä. Tämä on Avogadron luku (Avogadron vakio) - Empiirisesti osoitettu, että tämä luku on yhtä suuri kuin
N A = 6,02213 10 23 (molekyylit).
Täten: kaasuille 1 mol - 22,4 dm 3 (l) - 6,023 ∙ 10 23 molekyyliä - M, g / mol;
aineelle 1 mol - 6,023 10 23 molekyyliä - M, g/mol.
Avogadron lain mukaan: samassa paineessa ja samoissa lämpötiloissa yhtäläisten kaasujen massat (m) liittyvät niiden moolimassaan (M)
m 1 / m 2 \u003d M 1 / M 2 \u003d D,
missä D on ensimmäisen kaasun suhteellinen tiheys toiseen nähden.
Mukaan R. Boylen laki - E. Mariotte , vakiolämpötilassa tietyn kaasumassan tuottama paine on kääntäen verrannollinen kaasun tilavuuteen
P o / P 1 \u003d V 1 / V o tai PV \u003d vakio.
Tämä tarkoittaa, että paineen kasvaessa kaasun tilavuus pienenee. Tämän lain muotoili ensimmäisen kerran vuonna 1662 R. Boyle. Koska myös ranskalainen tiedemies E. Mariotte oli mukana sen luomisessa, muissa maissa kuin Englannissa, tätä lakia kutsutaan kaksoisnimeksi. Kyseessä on erityinen tapaus ihanteellinen kaasulaki(kuvaa hypoteettista kaasua, ihanteellisesti noudattaen kaikkia kaasujen käyttäytymislakeja).
Tekijä: J. Gay-Lussacin laki : vakiopaineessa kaasun tilavuus muuttuu suoraan suhteessa absoluuttiseen lämpötilaan (T)
V 1 /T 1 \u003d V o /T o tai V / T \u003d vakio.
Kaasun tilavuuden, paineen ja lämpötilan välinen suhde voidaan ilmaista yleisellä yhtälöllä, joka yhdistää Boyle-Mariotte- ja Gay-Lussac-lait ( yhdistetty kaasulaki)
PV / T \u003d P noin V noin / T noin,
jossa P ja V ovat kaasun paine ja tilavuus tietyssä lämpötilassa T; P o ja V o - kaasun paine ja tilavuus normaaleissa olosuhteissa (n.o.).
Mendeleev-Clapeyron yhtälö(ideaalikaasun tilayhtälö) määrittää kaasun massan (m, kg), lämpötilan (T, K), paineen (P, Pa) ja tilavuuden (V, m 3) suhteen sen moolimassaan (M, kg / mol)
jossa R on yleinen kaasuvakio, joka on yhtä suuri kuin 8,314 J/(mol K). Lisäksi kaasuvakiolla on kaksi muuta arvoa: P - mm Hg, V - cm 3 (ml), R \u003d 62400 ;
P - atm, V - dm3 (l), R = 0,082.
Osittainen paine(lat. partialis- osittainen, lat. pars- osa) - kaasuseoksen yhden komponentin paine. Kaasuseoksen kokonaispaine on sen komponenttien osapaineiden summa.
Nesteeseen liuenneen kaasun osapaine on sen kaasun osapaine, joka muodostuisi kaasutusfaasissa tasapainossa nesteen kanssa samassa lämpötilassa. Kaasun osapaine mitataan kaasumolekyylien termodynaamisena aktiivisuutena. Kaasut virtaavat aina korkean osapaineen alueelta alhaisemman paineen alueelle; ja mitä suurempi ero, sitä nopeampi virta on. Kaasut liukenevat, diffundoituvat ja reagoivat osapaineensa mukaan eivätkä välttämättä ole riippuvaisia kaasuseoksen pitoisuudesta. Osapaineiden yhteenlaskulain muotoili J. Dalton vuonna 1801. Samaan aikaan oikea, molekyylikineettiseen teoriaan perustuva teoreettinen perustelu tehtiin paljon myöhemmin. Daltonin lait - kaksi fysikaalista lakia, jotka määräävät kaasuseoksen kokonaispaineen ja liukoisuuden ja jotka hän muotoili 1800-luvun alussa:
Kaasuseoksen komponenttien liukoisuuden laki: vakiolämpötilassa kunkin nesteen yläpuolella olevan kaasuseoksen komponentin liukoisuus tiettyyn nesteeseen on verrannollinen niiden osapaineeseen
Molemmat Daltonin lait täyttyvät tiukasti ihanteellisille kaasuille. Todellisiin kaasuihin sovelletaan näitä lakeja, jos niiden liukoisuus on alhainen ja niiden käyttäytyminen on lähellä ihanteellisen kaasun käyttäytymistä.
Vastaavien laki
Alkuaineen tai aineen määrä, joka on vuorovaikutuksessa 1 moolin vetyatomien (1 g) kanssa tai korvaa tämän määrän vetyä kemiallisissa reaktioissa, on ns. tietyn alkuaineen tai aineen ekvivalentti(E).
Vastaava massa(M e, g / mol) on aineen yhden ekvivalentin massa.
Vastaava massa voidaan laskea yhdisteen koostumuksesta, jos moolimassat (M) tunnetaan:
1) M e (elementti): M e \u003d A / B,
missä A on alkuaineen atomimassa, B on alkuaineen valenssi;
2) M e (oksidi) \u003d M / 2n (O 2) \u003d M e (element.) + M e (O 2) \u003d M e (element.) + 8,
jossa n(O2) on happiatomien lukumäärä; M e (O 2) \u003d 8 g / mol - hapen ekvivalenttimassa;
3) M e (hydroksidi) \u003d M / n (he-) \u003d M e (element.) + M e (OH -) \u003d M e (element.) + 17,
jossa n (he-) on OH-ryhmien lukumäärä -; M e (OH-) = 17 g/mol;
4) M e (hapot) \u003d M / n (n +) \u003d M e (H +) + M e (happo, lepo) \u003d 1 + M e (happo, lepo),
jossa n (n+) on H+ -ionien lukumäärä; M e (H+) \u003d 1 g/mol; M e (acid. Rest.) - happojäännöksen ekvivalenttimassa;
5) M e (suolat) \u003d M / n me V me \u003d M e (element.) + M e (hapan lepo.),
missä n me on metalliatomien lukumäärä; Minussa - metallin valenssi.
Kun ratkaistaan joitakin kaasumaisten aineiden tilavuuksista tietoja sisältäviä tehtäviä, on suositeltavaa käyttää ekvivalenttitilavuuden arvoa (V e).
vastaava tilavuus jota kutsutaan tietyissä olosuhteissa käytetyksi tilavuudeksi
1 ekvivalentti kaasumaista ainetta. Joten vedylle n.o. vastaava tilavuus on 22,4 1/2 \u003d 11,2 dm 3, hapelle - 5,6 dm 3.
Ekvivalenttilain mukaan: keskenään reagoivien aineiden m 1 ja m 2 massat (tilavuudet) ovat verrannollisia niiden ekvivalenttimassoihin (tilavuuksiin)
m 1 / M e1 \u003d m 2 / M e2.
Jos jokin aineista on kaasumaisessa tilassa, niin
m / M e \u003d V noin / V e.
Jos molemmat aineet ovat kaasumaisessa tilassa
V o1 / V e 1 \u003d V o2 / V e2.
Jaksollinen laki ja
Atomin rakenne
Jaksollinen laki ja jaksollinen elementtijärjestelmä toimivat voimakkaana sysäyksenä atomin rakenteen tutkimukselle, mikä muutti ymmärrystä maailmankaikkeuden laeista ja johti ydinenergian käytön idean käytännön toteutukseen.
Kun jaksollinen laki löydettiin, ideat molekyyleistä ja atomeista olivat vasta alkaneet vahvistua. Lisäksi atomia ei pidetty vain pienimpänä, vaan myös elementaarisena (eli jakamattomana) hiukkasena. Suora todiste atomin rakenteen monimutkaisuudesta oli tiettyjen alkuaineiden atomien spontaanin hajoamisen löytö, ns. radioaktiivisuus. Vuonna 1896 ranskalainen fyysikko A. Becquerel havaitsi, että uraania sisältävät materiaalit valaisevat valokuvalevyn pimeässä, ionisoivat kaasua ja aiheuttavat fluoresoivien aineiden hehkua. Myöhemmin kävi ilmi, ettei vain uraanilla ole tätä kykyä. P. Curie ja Maria Sklodowska-Curie löysivät kaksi uutta radioaktiivista alkuainetta: poloniumin ja radiumin.
W. Crookesin ja J. Stoneyn vuonna 1891 löytämät katodisäteet ehdottivat ns. elektroneja- sähkön alkuainehiukkasina. J. Thomson vuonna 1897 tutkiessaan elektronien virtausta, kuljettamalla sen sähkö- ja magneettikenttien läpi, määritti arvon e / m - elektronin varauksen suhteen sen massaan, mikä johti tutkijan R. Millikenin vuonna 1909 määrittämään elektronivarauksen arvo q = 4,8∙10 -10 sähköstaattista yksikköä tai 1,602∙10 -19 C (Coulomb), ja vastaavasti elektronin massalle -
9,11∙10 -31 kg. Perinteisesti katsotaan elektronin varaus negatiivisen sähkövarauksen yksikkönä ja annetaan sille arvo (-1). A.G. Stoletov osoitti, että elektronit ovat osa kaikkia luonnossa esiintyviä atomeja. Atomit ovat sähköisesti neutraaleja, eli niillä ei yleensä ole sähkövarausta. Ja tämä tarkoittaa, että atomien koostumuksessa on elektronien lisäksi oltava positiivisia hiukkasia.
Thomson ja Rutherford mallit
Yhden atomin rakennetta koskevista hypoteeseista esitti vuonna 1903 J.J. Thomson. Hän uskoi, että atomi koostuu positiivisesta varauksesta, joka on jakautunut tasaisesti koko atomin tilavuuteen, ja tämän varauksen sisällä värähtelevistä elektroneista, kuten "vesimelonin" tai "rusinavanukas" siemenistä. Thomsonin hypoteesin testaamiseksi ja atomin sisäisen rakenteen tarkkuuden määrittämiseksi vuosina 1909-1911. E. Rutherford perusti yhdessä G. Geigerin (myöhemmin kuuluisan Geiger-laskurin keksijä) ja opiskelijoiden kanssa alkuperäisiä kokeita.
|
Planetaarinen malli atomin rakenteesta
Atomin rakenteen planeettamallin olemus voidaan nähdä seuraavista väitteistä:
1. Atomin keskellä on positiivisesti varautunut ydin, joka vie merkityksettömän osan atomin sisällä olevasta tilasta;
2. Koko positiivinen varaus ja lähes koko atomin massa on keskittynyt sen ytimeen (elektronin massa on 1/1823 a.m.u.);
3. Elektronit kiertävät ytimen. Niiden lukumäärä on yhtä suuri kuin ytimen positiivinen varaus.
Tämä malli osoittautui erittäin havainnollistavaksi ja hyödylliseksi monien kokeellisten tietojen selittämiseen, mutta se paljasti heti sen puutteet. Erityisesti elektronin, joka liikkuu ytimen ympäri kiihtyvyydellä (keskipetaalinen voima vaikuttaa siihen), tulisi sähkömagneettisen teorian mukaan jatkuvasti säteillä energiaa. Tämä johtaisi siihen, että elektronin pitäisi liikkua ytimen ympäri spiraalimaisesti ja lopulta pudota siihen. Ei ollut todisteita siitä, että atomit katoavat jatkuvasti, joten tästä seuraa, että E. Rutherfordin malli on jossain määrin virheellinen.
Moseleyn laki
Röntgensäteet löydettiin vuonna 1895 ja niitä tutkittiin intensiivisesti seuraavina vuosina, ja niiden käyttö kokeellisiin tarkoituksiin alkoi: ne ovat välttämättömiä kiteiden sisäisen rakenteen, kemiallisten alkuaineiden sarjanumeroiden määrittämisessä. G. Moseley onnistui mittaamaan atomiytimen varauksen röntgensäteiden avulla. Pääasiallinen ero eri alkuaineiden atomiytimien välillä on ytimen varauksessa. G. Moseley kutsui ydinpanosta elementin numero. Yksikköpositiivisia varauksia kutsuttiin myöhemmin protonit(1 1 p).
Röntgensäteily riippuu atomin rakenteesta ja ilmaistaan Moseleyn laki: aallonpituuksien käänteislukujen neliöjuuret riippuvat lineaarisesti elementtien järjestysluvuista. Moseleyn lain matemaattinen ilmaus:
,
jossa l on röntgenspektrin suurimman huipun aallonpituus; a ja b ovat vakioita, jotka ovat samat tietyn röntgensarjan samankaltaisille juoville. Sarjanumero(Z) on protonien lukumäärä ytimessä. Mutta vasta vuonna 1920 nimi " protoni ja tutki sen ominaisuuksia. Protonin varaus on suuruudeltaan yhtä suuri ja etumerkillisesti vastakkainen elektronin varauksen kanssa, eli 1,602 × 10 -19 C, ja ehdollisesti (+1) protonin massa on 1,67 × 10 -27 kg, joka on noin 1836 kertaa suurempi kuin elektronin massa. Siten vetyatomin massa, joka koostuu yhdestä elektronista ja yhdestä protonista, on käytännössä sama kuin protonin massa, jota merkitään 1 1 p.
Kaikilla alkuaineilla atomin massa on suurempi kuin niiden koostumuksen muodostavien elektronien ja protonien massojen summa. Näiden arvojen välinen ero johtuu siitä, että atomeissa on toisen tyyppisiä hiukkasia, joita kutsutaan nimellä neutroneja(1 noin n), jotka englantilainen tiedemies D. Chadwick löysi vasta vuonna 1932. Neutronit ovat massaltaan lähes yhtä suuria kuin protonit, mutta niillä ei ole sähkövarausta. Atomin ytimessä olevien protonien ja neutronien määrän summaa kutsutaan atomin massaluku. Protonien lukumäärä on yhtä suuri kuin alkuaineen atomiluku, neutronien lukumäärä on yhtä suuri kuin alkuaineen massaluvun (atomimassan) ja atomiluvun erotus. Tietyn alkuaineen kaikkien atomien ytimillä on sama varaus, eli ne sisältävät saman määrän protoneja ja neutronien lukumäärä voi olla erilainen. Atomit, joilla on sama ydinvaraus ja siten identtiset ominaisuudet, mutta eri määrä neutroneja ja siten eri massaluvut ovat nimeltään isotoopit ("isos" - yhtä suuri, "topos" - paikka ). Jokaiselle isotoopille on tunnusomaista kaksi arvoa: massaluku (näkyy alkuaineen kemiallisen merkin vasemmassa yläkulmassa) ja järjestysnumero (näkyy alla elementin kemiallisen merkin vasemmalla puolella). Esimerkiksi hiilen isotooppi, jonka massaluku on 12, kirjoitetaan seuraavasti: 12 6 C tai 12 C tai sanat: "hiili-12". Isotoopit tunnetaan kaikista kemiallisista alkuaineista. Joten hapessa on isotooppeja, joiden massaluvut ovat 16, 17, 18: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O. Kaliumin isotoopit: 39 19 K, 40 19 K, 41 19 K. Isotooppien läsnäolo selittää ne. permutaatioita, jotka D.I. tekivät hänen aikansa Mendelejev. Huomaa, että hän teki tämän vain aineiden ominaisuuksien perusteella, koska atomien rakennetta ei vielä tiedetty. Nykyaikainen tiede on vahvistanut suuren venäläisen tiedemiehen oikeellisuuden. Joten luonnollinen kalium muodostuu pääasiassa sen kevyiden isotooppien atomeista ja argon - raskaista. Siksi kaliumin suhteellinen atomimassa on pienempi kuin argonin, vaikka kaliumin sarjanumero (ydinvaraus) on suurempi.
Alkuaineen atomimassa on yhtä suuri kuin sen kaikkien luonnollisten isotooppien keskiarvo, kun otetaan huomioon niiden runsaus. Joten esimerkiksi luonnonkloori koostuu 75,4 %:sta isotoopista, jonka massaluku on 35, ja 24,6 %:sta isotoopista, jonka massaluku on 37; kloorin keskimääräinen atomimassa on 35,453. Alkuaineiden atomimassat jaksollisessa järjestelmässä
DI. Mendeleev, isotooppien luonnollisten seosten keskimääräisiä massalukuja on olemassa. Tämä on yksi syistä, miksi ne eroavat kokonaislukuarvoista.
Vakaat ja epästabiilit isotoopit. Kaikki isotoopit on jaettu: vakaa ja radioaktiivinen. Stabiilit isotoopit eivät hajoa radioaktiivisesti, minkä vuoksi ne säilyvät luonnollisissa olosuhteissa. Esimerkkejä stabiileista isotoopeista ovat 16 O, 12 C, 19 F. Useimmat luonnolliset alkuaineet koostuvat kahden tai useamman stabiilin isotoopin seoksesta. Kaikista alkuaineista tinalla on eniten pysyviä isotooppeja (10 isotooppia). Harvinaisissa tapauksissa, kuten alumiini tai fluori, luonnossa esiintyy vain yksi stabiili isotooppi, ja loput isotoopit ovat epävakaita.
Radioaktiiviset isotoopit jaetaan vuorostaan luonnollisiin ja keinotekoisiin, jotka molemmat hajoavat spontaanisti ja emittoivat α- tai β-hiukkasia, kunnes muodostuu stabiili isotooppi. Kaikkien isotooppien kemialliset ominaisuudet ovat periaatteessa samat.
Isotooppeja käytetään laajasti lääketieteessä ja tieteellisessä tutkimuksessa. Ionisoiva säteily voi tuhota elävää kudosta. Pahanlaatuisten kasvainten kudokset ovat herkempiä säteilylle kuin terveet kudokset. Tämä mahdollistaa syöpien hoidon y-säteily (säteilyhoito), joka saadaan yleensä käyttämällä radioaktiivista isotooppia koboltti-60. Säteily suunnataan potilaan kehon alueelle, johon kasvain vaikuttaa, hoitokerta kestää yleensä useita minuutteja ja toistetaan useita viikkoja. Istunnon aikana kaikki muut potilaan kehon osat on peitettävä huolellisesti säteilyä läpäisemättömällä materiaalilla terveiden kudosten tuhoutumisen estämiseksi.
Menetelmässä leimattuja atomeja radioaktiivisia isotooppeja käytetään jäljittämään jonkin elementin "reitti" kehossa. Joten potilaalle, jolla on sairas kilpirauhanen, ruiskutetaan radioaktiivista jodi-131-valmistetta, jonka avulla lääkäri voi seurata jodin kulkeutumista potilaan kehon läpi. Koska puoliintumisaika
jodi-131 on vain 8 päivää, sitten sen radioaktiivisuus laskee nopeasti.
Erityisen kiinnostavaa on radioaktiivisen hiili-14:n käyttö orgaanista alkuperää olevien esineiden iän määrittämisessä amerikkalaisen fysikaaliskemistin W. Libbyn kehittämän radiohiilimenetelmän (geokronologian) perusteella. Tämä menetelmä palkittiin Nobel-palkinnolla vuonna 1960. W. Libby käytti menetelmäään kehittäessään hyvin tunnettua tosiasiaa radioaktiivisen isotoopin hiili-14 (hiilimonoksidin (IV) muodossa) muodostumisesta ylemmissä kerroksissa. maapallon ilmakehään, kun typpiatomeja pommitetaan neutroneilla, jotka ovat osa kosmisia säteitä
14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 s
Radioaktiivinen hiili-14 puolestaan hajoaa, päästää β-hiukkasia ja muuttuu takaisin typeksi
14 6 C → 14 7 N + 0 -1 β
Kutsutaan eri alkuaineiden atomeja, joilla on samat massaluvut (atomimassat). isobaarit. Jaksottaisessa järjestelmässä kanssa Isobaareja on 59 paria ja 6 triplettiä. Esimerkiksi 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.
Eri alkuaineiden atomeja, joissa on sama määrä neutroneja, kutsutaan isotoneja. Esimerkiksi 136 Ba ja 138 Xe - niillä on 82 neutronia atomin ytimessä.
Jaksollinen laki ja
kovalenttisidos
Vuonna 1907 N.A. Morozov ja myöhemmin vuosina 1916-1918. Amerikkalaiset J. Lewis ja I. Langmuir esittelivät koulutuksen käsitteen kemiallinen sidos yhteisellä elektroniparilla ja ehdotti, että valenssielektroneja merkitään pisteillä
Kahteen vuorovaikutuksessa olevaan atomiin kuuluvien elektronien muodostamaa sidosta kutsutaan kovalenttinen. Morozov-Lewis-Langmuirin mukaan:
1) kun atomit ovat vuorovaikutuksessa niiden välillä, muodostuu yhteisiä - yhteisiä - elektronipareja, jotka kuuluvat molemmille atomeille;
2) yhteisistä elektronipareista johtuen jokainen molekyylin atomi hankkii kahdeksan elektronia ulkoisella energiatasolla, s 2 p 6;
3) s 2 p 6 -konfiguraatio on inertin kaasun stabiili konfiguraatio, ja kemiallisen vuorovaikutuksen prosessissa jokainen atomi pyrkii saavuttamaan sen;
4) yhteisten elektroniparien määrä määrittää molekyylin alkuaineen kovalenttisuuden ja on yhtä suuri kuin elektronien lukumäärä atomissa, josta puuttuu enintään kahdeksan;
5) vapaan atomin valenssi määräytyy parittomien elektronien lukumäärän mukaan.
Kemiallisten sidosten kuvaaminen on tavallista eri tavoilla:
1) elektronien avulla pisteiden muodossa, jotka on sijoitettu alkuaineen kemialliseen symboliin. Sitten vetymolekyylin muodostuminen voidaan osoittaa kaaviolla
H× + H×® H: H;
2) käyttämällä kvanttisoluja (orbitaaleja) kahden elektronin sijoittamiseen, joilla on vastakkaiset spinit yhteen molekyylikvanttikennoon
Asettelukaavio osoittaa, että molekyylien energiataso on alhaisempi kuin alkuperäiset atomitasot, mikä tarkoittaa, että aineen molekyylitila on vakaampi kuin atomitila;
3) usein, erityisesti orgaanisessa kemiassa, kovalenttista sidosta edustaa viiva (esimerkiksi H-H), joka symboloi elektroniparia.
Kovalenttinen sidos kloorimolekyylissä suoritetaan myös käyttämällä kahta yhteistä elektronia tai elektroniparia.
Kuten näet, jokaisessa klooriatomissa on kolme yksinäistä paria ja yksi pariton elektroni. Kemiallisen sidoksen muodostuminen tapahtuu kunkin atomin parittomien elektronien vuoksi. Parittomat elektronit sitoutuvat yhteiseksi elektronipariksi, jota kutsutaan myös nimellä jaettu pari.
Valenssisidosmenetelmä
Ajatukset kemiallisen sidoksen muodostumismekanismista vetymolekyylin esimerkillä pätevät myös muihin molekyyleihin. Tällä perusteella luotua kemiallisen sidoksen teoriaa kutsuttiin valenssisidosmenetelmä (MVS). Perussäännökset:
1) kovalenttinen sidos muodostuu kahden elektronipilven päällekkäisyyden seurauksena, joilla on vastakkaiset spinit, ja muodostunut yhteinen elektronipilvi kuuluu kahdelle atomille;
2) kovalenttinen sidos on sitä vahvempi, mitä enemmän vuorovaikutuksessa olevat elektronipilvet menevät päällekkäin. Elektronipilvien päällekkäisyyden aste riippuu niiden koosta ja tiheydestä;
3) molekyylin muodostumiseen liittyy elektronipilvien puristuminen ja molekyylin koon pieneneminen atomien kokoon verrattuna;
4) sidoksen muodostumiseen osallistuvat ulkoisen energiatason s- ja p-elektronit sekä esiulkoisen energiatason d-elektronit.
Sigma (s) ja pi (p) sidokset
Kloorimolekyylissä jokaisella sen atomilla on kahdeksan elektronin ulkotaso s 2 p 6, joista kaksi (elektronipari) kuuluu yhtä paljon molempiin atomeihin. Elektronipilvien päällekkäisyys molekyylin muodostumisen aikana on esitetty kuvassa.
Kaavio kemiallisen sidoksen muodostumisesta kloorin Cl 2 (a) ja kloorivedyn HCl (b) molekyyleissä
Kemiallista sidosta, jossa atomiytimiä yhdistävä viiva on sitoutuvan elektronipilven symmetria-akseli, kutsutaan ns. sigma (σ)-sidos. Se tapahtuu, kun atomikiertoradat menevät päällekkäin. Sidotaan päällekkäisten s-s-orbitaalien kanssa H2-molekyylissä; p-p-orbitaalit Cl2-molekyylissä ja s-p-orbitaalit HCl-molekyylissä ovat sigma-sidoksia. Mahdollinen atomiorbitaalien "sivuttainen" päällekkäisyys. Kun päällekkäiset p-elektronipilvet ovat kohtisuorassa sidosakseliin nähden, ts. y- ja z-akseleita pitkin muodostuu kaksi päällekkäistä aluetta, jotka sijaitsevat tämän akselin molemmilla puolilla. Tätä kovalenttista sidosta kutsutaan pi(p)-sidos. Elektronipilvien päällekkäisyys π-sidoksen muodostumisen aikana on pienempi. Lisäksi limitysalueet sijaitsevat kauempana ytimistä kuin σ-sidoksen muodostumisessa. Näistä syistä johtuen π-sidos on vähemmän vahva kuin σ-sidos. Siksi kaksoissidoksen energia on pienempi kuin kaksi kertaa yksittäisen sidoksen energia, joka on aina σ-sidos. Lisäksi σ-sidoksella on aksiaalinen, sylinterimäinen symmetria ja se on pyörimiskappale atomiytimiä yhdistävän linjan ympärillä. Päinvastoin, π-sidoksella ei ole sylinterimäistä symmetriaa.
Yksittäinen sidos on aina puhdas tai hybridi σ-sidos. Kaksoissidos koostuu yhdestä σ- ja yhdestä π-sidoksesta, jotka sijaitsevat kohtisuorassa toisiinsa nähden. σ-sidos on vahvempi kuin π-sidos. Yhdisteissä, joissa on useita sidoksia, on aina yksi σ-sidos ja yksi tai kaksi π-sidosta.
Lahjoittajan ja vastaanottajan välinen sidos
Toinen mekanismi kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi on myös mahdollinen - luovuttaja-akseptori. Tässä tapauksessa kemiallinen sidos syntyy yhden atomin kahden elektronin pilven ja toisen atomin vapaan kiertoradan vuoksi. Tarkastellaan esimerkkinä ammoniumionin (NH 4 +) muodostumismekanismia. Ammoniakkimolekyylissä typpiatomilla on yksittäinen elektronipari (kahden elektronin pilvi)
Vetyionissa on vapaa (ei täytetty) 1s-orbitaali, jota voidaan merkitä Н + (tässä neliö tarkoittaa solua). Kun ammoniumioni muodostuu, kahden elektronin typpipilvi tulee yleiseksi typpi- ja vetyatomeille, eli se muuttuu molekyylielektronipilveksi. Joten on olemassa neljäs kovalenttinen sidos. Ammoniumionin muodostumisprosessi voidaan esittää kaaviolla
Vetyionin varaus tulee yleiseksi (se delokalisoituu, eli hajaantuu kaikkien atomien kesken), ja typen kaksielektronipilvi (yksinäinen elektronipari) tulee yhteiseksi H+:n kanssa. Kaavioissa solun kuva jätetään usein pois.
Yksinäisen elektroniparin muodostavaa atomia kutsutaan luovuttaja , ja atomia, joka hyväksyy sen (eli tarjoaa vapaan kiertoradan), kutsutaan tunnustaja .
Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismia, joka johtuu yhden atomin (luovuttaja) kahden elektronin pilvestä ja toisen atomin vapaasta orbitaalista (akseptori), kutsutaan luovuttaja-akseptoriksi. Tällä tavalla muodostunutta kovalenttista sidosta kutsutaan luovuttaja-akseptorisidokseksi tai koordinaatiosidokseksi.
Tämä ei kuitenkaan ole erityinen sidostyyppi, vaan vain erilainen mekanismi (menetelmä) kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi. Ammoniumionin N-H-neljännessidoksen ominaisuudet eivät eroa muista kolmesta.
Suurin osa luovuttajista ovat molekyylejä, jotka sisältävät N, O, F, Cl-atomeja sitoutuneena siihen muiden alkuaineiden atomien kanssa. Akseptori voi olla hiukkanen, jossa on tyhjiä elektronitasoja, esimerkiksi d-alkuaineiden atomit, joilla on täyttämättömiä d-alatasoja.
Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet
Linkin pituus on ytimien välinen etäisyys. Kemiallinen sidos on sitä vahvempi, mitä lyhyempi sen pituus. Sidospituus molekyyleissä on: HC 3 -CH 3 1,54 ; H 2 C \u003d CH 2
1,33 ; HC≡SN 1,20 .Yksittäissidosten osalta nämä arvot kasvavat, monisidoksia sisältävien yhdisteiden reaktiivisuus kasvaa. Sidosvoiman mitta on sidoksen energia.
Sidosenergiaa määräytyy sidoksen katkaisemiseen tarvittavan energiamäärän mukaan. Se mitataan yleensä kilojouleina per mooli ainetta. Kun sidoksen monikertaisuus kasvaa, sidoksen energia kasvaa ja sen pituus lyhenee. Sidosenergiat yhdisteissä (alkaanit, alkeenit, alkyynit): С-С 344 kJ/mol; C=C 615 kJ/mol; С≡С 812 kJ/mol. Toisin sanoen kaksoissidoksen energia on vähemmän kuin kaksi kertaa yksittäisen sidoksen energia ja kolmoissidoksen energia on alle kolme kertaa yksittäisen sidoksen energia, joten alkyynit ovat reaktiivisempia tästä hiilivetyryhmästä.
Alla kylläisyyttä ymmärtää atomien kyvyn muodostaa rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia. Esimerkiksi vetyatomi (yksi pariton elektroni) muodostaa yhden sidoksen, hiiliatomin (neljä paritonta elektronia viritetyssä tilassa) - enintään neljä sidosta. Sidosten kyllästymisen vuoksi molekyyleillä on tietty koostumus: H2, CH4, HCl jne. Kuitenkin jopa tyydyttyneillä kovalenttisilla sidoksilla voidaan muodostaa monimutkaisempia molekyylejä luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti.
Suuntautuminen kovalenttinen sidos määrittää molekyylien avaruudellisen rakenteen eli niiden muodon. Tarkastellaanpa tätä esimerkkiä HCl-, H2O-, NH3-molekyylien muodostumisesta.
MVS:n mukaan kovalenttinen sidos tapahtuu vuorovaikutuksessa olevien atomien elektroniratojen maksimaalisen päällekkäisyyden suunnassa. Kun HCl-molekyyli muodostuu, vetyatomin s-orbitaali limittyy klooriatomin p-orbitaalin kanssa. Tämän tyyppisillä molekyyleillä on lineaarinen muoto.
Happiatomin ulkotasolla on kaksi paritonta elektronia. Niiden kiertoradat ovat keskenään kohtisuorassa, ts. sijaitsevat suhteessa toisiinsa 90 asteen kulmassa. Kun vesimolekyyli muodostuu
Kansainvälinen atomimassan yksikkö on 1/12 luonnonhiilen pääisotoopin 12C-isotoopin massasta.
1 amu = 1/12 m (12C) = 1,66057 10-24 g
Suhteellinen atomimassa (Ar) on dimensioton suure, joka on yhtä suuri kuin alkuaineatomin keskimääräisen massan (ottaen huomioon isotooppien prosenttiosuus luonnossa) suhde 1/12 12C-atomin massasta.
Atomin keskimääräinen absoluuttinen massa (m) on yhtä suuri kuin suhteellinen atomimassa kertaa amu.
(Mg) = 24,312 1,66057 10-24 = 4,037 10-23 g
Suhteellinen molekyylipaino (Mr) on dimensioton arvo, joka osoittaa, kuinka monta kertaa tietyn aineen molekyylin massa on suurempi kuin 1/12 12C-hiiliatomin massasta.
Mg = mg / (1/12 ma(12C))
mr on tietyn aineen molekyylin massa;
ma(12C) on hiiliatomin 12C massa.
Mg = Σ Ag(e). Aineen suhteellinen molekyylimassa on yhtä suuri kuin kaikkien alkuaineiden suhteellisten atomimassojen summa indeksit huomioiden.
Mg (B2O3) \u003d 2 Ar (B) + 3 Ar (O) \u003d 2 11 + 3 16 \u003d 70
Mg(KAl(SO4)2) = 1 Ar(K) + 1 Ar(Al) + 1 2 Ar(S) + 2 4 Ar(O) =
1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = 258
Molekyylin absoluuttinen massa on yhtä suuri kuin suhteellinen molekyylimassa kertaa amu. Atomien ja molekyylien määrä tavallisissa ainenäytteissä on erittäin suuri, joten aineen määrää karakterisoitaessa käytetään erityistä mittayksikköä - moolia.
Aineen määrä, mol. Tarkoittaa tiettyä määrää rakenneelementtejä (molekyylejä, atomeja, ioneja). Merkitään ν, mitattuna mol. Mooli on aineen määrä, joka sisältää niin monta hiukkasta kuin on atomeja 12 grammassa hiiltä. Avogadro diQuaregna -numero (NA). Hiukkasten lukumäärä 1 moolissa mitä tahansa ainetta on sama ja yhtä suuri kuin 6,02 1023. (Avogadron vakiolla on mitat - mol-1).
Kuinka monta molekyyliä on 6,4 grammassa rikkiä? Rikin molekyylipaino on 32 g/mol. Määritämme aineen määrän g / mol 6,4 g:ssa rikkiä:
ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol
Määritetään rakenneyksiköiden (molekyylien) lukumäärä käyttämällä Avogadron vakiota NA
N(s) = ν(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023
Moolimassa ilmaisee aineen 1 moolimassan (merkitty M:llä).
Aineen moolimassa on yhtä suuri kuin aineen massan suhde vastaavaan aineen määrään.
Aineen moolimassa on numeerisesti yhtä suuri kuin sen suhteellinen molekyylimassa, mutta ensimmäisen arvon koko on g / mol ja toinen on dimensioton.
M = NA m(1 molekyyli) = NA Mg 1 a.m.u. = (NA 1 amu) Mg = Mg
Tämä tarkoittaa, että jos tietyn molekyylin massa on esimerkiksi 80 a.m.u. (SO3), niin yhden molekyylimoolin massa on 80 g. Avogadron vakio on suhteellisuustekijä, joka varmistaa siirtymisen molekyylisuhteista moolisuhteisiin. Kaikki molekyylejä koskevat väitteet pätevät mooleille (korvaa tarvittaessa a.m.u g:lla) Esimerkiksi reaktioyhtälö: 2Na + Cl2 → 2NaCl tarkoittaa, että kaksi natriumatomia reagoi yhden kloorimolekyylin kanssa tai että sama asia , kaksi moolia natriumia reagoi yhden moolin kanssa klooria.
Stökiometria. Aineiden massan säilymisen laki. Molekyylirakenteen aineiden koostumuksen pysyvyyden laki. Avogadron laki ja sen seuraukset.
stoikiometria(alkaen muu kreikkalainenστοιχειον "elementti" + μετρειν "mitta") - osa kemia reagenssien suhteista kemialliset reaktiot.
Voit laskea tarvittavat tilavuudet teoreettisesti reagenssit.
Koostumuksen pysyvyyden laki sen löysi ranskalainen tiedemies Louis Jeanne Proust vuonna 1799 ja se on muotoiltu:
Kaikilla puhtailla aineilla on jatkuva laadullinen ja määrällinen koostumus riippumatta sen sijainnista luonnossa ja tuotantotavasta teollisuudessa.
Esimerkiksi: H 2 O a) laadullinen koostumus - alkuaineet H ja O
b) kvantitatiivinen koostumus - kaksi vetyatomia H, yksi happiatomi O.
Vettä saa:
1. 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - yhdisteen reaktio.
2. Cu(OH) 2 t°C H 2O + CuO - hajoamisreaktio.
3. HCl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl - neutralointireaktio.
Koostumuksen pysyvyyden lain merkitys:
Lain perusteella erotettiin käsitteet "kemiallinen yhdiste" ja "aineseos".
· Lain perusteella voidaan tehdä erilaisia käytännön laskelmia.
Aineen massan säilymisen laki löysi M.V. Lomonosov vuonna 1748 ja muotoiltu.
