Ahli kimia di seluruh dunia mencerminkan komposisi zat sederhana dan kompleks dengan sangat indah dan ringkas dalam bentuk rumus kimia. Rumus kimia adalah analogi dari kata-kata yang ditulis menggunakan huruf – tanda unsur kimia.
Mari kita gunakan simbol kimia untuk mengekspresikan komposisi zat paling umum di Bumi - air. Sebuah molekul air mengandung dua atom hidrogen dan satu atom oksigen. Sekarang mari kita terjemahkan kalimat ini ke dalam rumus kimia menggunakan simbol kimia (hidrogen - H dan oksigen - O). Kami menulis jumlah atom dalam rumus menggunakan indeks - angka di bawah di sebelah kanan simbol kimia (indeks 1 untuk oksigen tidak ditulis): H 2 0 (baca "abu-dua-o").
Rumus zat sederhana hidrogen dan oksigen, yang molekulnya terdiri dari dua atom identik, ditulis sebagai berikut: H 2 (dibaca "abu-dua") dan 0 2 (dibaca "o-dua") (Gbr. 26 ).
Beras. 26.
Model molekul dan rumus oksigen, hidrogen, dan air
Untuk mencerminkan jumlah molekul, koefisien digunakan yang ditulis di depan rumus kimia: misalnya, entri 2CO 2 (baca "dua-ce-o-dua") berarti dua molekul karbon dioksida, yang masing-masing terdiri dari satu atom karbon dan dua atom oksigen.
Koefisien ditulis dengan cara yang sama ketika jumlah atom bebas dari suatu unsur kimia ditunjukkan. Misalnya, kita perlu menuliskan ekspresi: lima atom besi dan tujuh atom oksigen. Lakukan dengan cara ini: 5Fe dan 7O.
Ukuran molekul, dan terlebih lagi atom, sangat kecil sehingga tidak dapat dilihat bahkan di mikroskop optik terbaik, memberikan peningkatan 5-6 ribu kali lipat. Mereka tidak dapat dilihat di mikroskop elektron, memberikan peningkatan 40 ribu kali lipat. Secara alami, ukuran molekul dan atom yang sangat kecil sesuai dengan massanya yang dapat diabaikan. Para ilmuwan telah menghitung, misalnya, bahwa massa atom hidrogen adalah 0,000 000 000 000 000 000 000 001 674 g, yang dapat direpresentasikan sebagai 1,674 10 -24 g, massa atom oksigen adalah 0,000 000 000 000 000 000 000 026 667 g, atau 2,6667 10 -23 g, massa atom karbon adalah 1,993 10 -23 g, dan massa molekul air adalah 3,002 10 -23 g.
Mari kita hitung berapa kali massa atom oksigen lebih besar dari massa atom hidrogen, unsur paling ringan:
Demikian pula, massa atom karbon adalah 12 kali lebih besar dari massa atom hidrogen:
Beras. 27. Massa atom karbon sama dengan massa 12 atom hidrogen
Massa molekul air 18 kali lebih besar dari massa atom hidrogen (Gbr. 28). Nilai-nilai ini menunjukkan berapa kali massa atom unsur kimia tertentu lebih besar daripada massa atom hidrogen, yaitu relatif.
Beras. 27. Massa atom air sama dengan massa 18 atom hidrogen
Saat ini, fisikawan dan kimiawan berpendapat bahwa massa atom relatif suatu unsur adalah nilai yang menunjukkan berapa kali massa atomnya lebih besar dari 1/12 massa atom karbon. Massa atom relatif dilambangkan Ar, di mana r adalah huruf awal dari kata bahasa Inggris relatif, yang berarti "relatif". Misalnya, A r (0) = 16, A r (C) = 12, A r (H) = 1.
Setiap unsur kimia memiliki nilai massa atom relatifnya sendiri (Gbr. 29). Nilai-nilai massa atom relatif unsur-unsur kimia ditunjukkan dalam sel-sel yang sesuai dengannya dalam tabel D. I. Mendeleev.
Beras. 29.
Setiap unsur memiliki massa atom relatifnya sendiri.
Demikian pula, berat molekul relatif suatu zat dilambangkan dengan M r, misalnya, M r (H 2 0) \u003d 18.
Massa atom relatif unsur A r dan massa molekul relatif zat M r adalah besaran yang tidak memiliki satuan ukuran.
Untuk mengetahui massa molekul relatif suatu zat, tidak perlu membagi massa molekulnya dengan massa atom hidrogen. Anda hanya perlu menambahkan massa atom relatif dari unsur-unsur yang membentuk zat, dengan mempertimbangkan jumlah atom, misalnya:
Rumus kimia mengandung informasi penting tentang suatu zat. Misalnya, rumus C0 2 menunjukkan informasi berikut:
Mari kita hitung fraksi massa unsur karbon dan oksigen dalam karbon dioksida CO 2 .
Kata kunci dan frase
- Rumus kimia.
- Indeks dan koefisien.
- Massa atom relatif (A r).
- Berat molekul relatif (M r).
- Fraksi massa suatu unsur dalam suatu zat.
Bekerja dengan komputer
- Lihat aplikasi elektronik. Pelajari materi pelajaran dan selesaikan tugas yang disarankan.
- Cari di Internet untuk alamat email yang dapat berfungsi sebagai sumber tambahan yang mengungkapkan konten kata kunci dan frasa paragraf. Tawarkan bantuan Anda kepada guru dalam mempersiapkan pelajaran baru - buat laporan tentang kata-kata dan frasa kunci dari paragraf berikutnya.
Pertanyaan dan tugas
- Apa arti entri: 3H; 2H2O; 5O2?
- Tuliskan rumus sukrosa jika diketahui bahwa molekulnya mengandung dua belas atom karbon, dua puluh dua atom hidrogen dan sebelas atom oksigen.
- Dengan menggunakan Gambar 2, tuliskan rumus zat dan hitung berat molekul relatifnya.
- Bentuk keberadaan unsur kimia oksigen manakah yang sesuai dengan masing-masing entri berikut: 3O; 5O2; 4CO2?
- Mengapa massa atom relatif suatu unsur dan massa molekul relatif suatu zat tidak memiliki satuan ukuran?
- Di antara zat yang rumusnya SO2 dan SO3, fraksi massa belerang lebih besar? Dukung jawaban Anda dengan perhitungan.
- Hitung fraksi massa unsur dalam asam nitrat HNO 3 .
- Berikan karakterisasi lengkap glukosa C 6 H 12 0 6 menggunakan contoh yang menggambarkan karbon dioksida CO 2.
Hukum dasar kimia
Bagian kimia yang membahas komposisi kuantitatif zat dan perbandingan kuantitatif (massa, volume) antara zat yang bereaksi disebut stoikiometri. Sesuai dengan ini, perhitungan perbandingan kuantitatif antara unsur-unsur dalam senyawa atau antara zat dalam reaksi kimia disebut perhitungan stoikiometri. Mereka didasarkan pada hukum kekekalan massa, keteguhan komposisi, beberapa rasio, serta hukum gas - rasio volumetrik dan Avogadro. Hukum-hukum ini dianggap sebagai hukum dasar stoikiometri.
Hukum kekekalan massa- hukum fisika, yang menurutnya massa sistem fisik dilestarikan dalam semua proses alami dan buatan. Dalam bentuk historis, metafisik, yang menyatakan bahwa materi tidak diciptakan dan tidak dapat dihancurkan, hukum telah dikenal sejak zaman kuno. Kemudian, formulasi kuantitatif muncul, yang menurutnya ukuran jumlah suatu zat adalah berat (nanti - massa). Hukum kekekalan massa secara historis dipahami sebagai salah satu rumusan hukum kekekalan materi. Salah satu yang pertama merumuskannya adalah filsuf Yunani kuno Empedocles (abad V SM): tidak ada yang bisa datang dari ketiadaan, dan apa yang ada tidak akan pernah bisa dihancurkan. Kemudian, tesis serupa diungkapkan oleh Democritus, Aristoteles dan Epicurus (dalam menceritakan kembali Lucretius Cara). Dengan munculnya konsep massa sebagai ukuran jumlah zat, sebanding dengan berat, rumusan hukum kekekalan materi disempurnakan: massa adalah invarian (konservasi), yaitu, dalam semua proses, massa total tidak berkurang dan tidak bertambah(berat, seperti yang sudah disarankan Newton, bukanlah invarian, karena bentuk Bumi jauh dari bola ideal). Sampai penciptaan fisika mikrokosmos, hukum kekekalan massa dianggap benar dan jelas. I. Kant menyatakan hukum ini sebagai postulat ilmu alam (1786). Lavoisier, dalam "Buku Teks Dasar Kimia" (1789), memberikan rumusan kuantitatif yang tepat tentang hukum kekekalan massa materi, tetapi tidak menyatakannya sebagai hukum baru dan penting, tetapi hanya menyebutkannya secara sepintas sebagai fakta yang terkenal dan sudah lama ada. Untuk reaksi kimia, Lavoisier merumuskan hukum sebagai berikut: tidak ada yang terjadi baik dalam proses buatan atau dalam proses alami, dan adalah mungkin untuk mengajukan posisi bahwa dalam setiap operasi [reaksi kimia] ada jumlah materi yang sama sebelum dan sesudahnya, bahwa kualitas dan kuantitas permulaan tetap sama. sama, hanya perpindahan, penataan ulang terjadi.
Pada abad ke-20, dua sifat baru massa ditemukan: 1. Massa suatu benda fisik bergantung pada energi internalnya. Ketika energi eksternal diserap, massa bertambah, ketika hilang, itu berkurang. Oleh karena itu, massa hanya kekal dalam sistem yang terisolasi, yaitu, tanpa adanya pertukaran energi dengan lingkungan eksternal. Terutama terlihat adalah perubahan massa selama reaksi nuklir. Tetapi bahkan dalam reaksi kimia yang disertai dengan pelepasan (atau penyerapan) panas, massa tidak kekal, meskipun dalam hal ini cacat massa dapat diabaikan; 2. Massa bukanlah besaran aditif: massa suatu sistem tidak sama dengan jumlah massa komponen-komponennya. Dalam fisika modern, hukum kekekalan massa terkait erat dengan hukum kekekalan energi dan dilakukan dengan batasan yang sama - pertukaran energi antara sistem dan lingkungan harus diperhitungkan.
Hukum kekekalan komposisi(J.L. Proust, 1801-1808) - senyawa kimia murni apa pun, terlepas dari metode pembuatannya, terdiri dari unsur-unsur kimia yang sama, dan rasio massanya konstan, dan jumlah relatif atomnya dinyatakan dalam bilangan bulat. Ini adalah salah satu hukum dasar kimia. Hukum komposisi tetap berlaku untuk daltonida (senyawa komposisi konstan) dan tidak berlaku untuk berthollides (senyawa komposisi variabel). Namun, secara konvensional, untuk kesederhanaan, komposisi banyak berthollida dicatat sebagai konstan.
Hukum kelipatan rasio ditemukan pada tahun 1803 oleh J. Dalton dan ditafsirkan olehnya dari sudut pandang atomisme. Ini adalah salah satu hukum stoikiometri kimia: jika dua unsur membentuk lebih dari satu senyawa satu sama lain, maka massa salah satu unsur per massa yang sama dari unsur lainnya berhubungan sebagai bilangan bulat, biasanya kecil.
Ngengat. Masa molar
Dalam Sistem Satuan Internasional (SI), satuan besaran suatu zat adalah mol.
tahi lalat- ini adalah jumlah zat yang mengandung unit struktural (molekul, atom, ion, elektron, dll.) sebanyak jumlah atom dalam 0,012 kg isotop karbon 12 C.
Mengetahui massa satu atom karbon (1,933 × 10 -26 kg), Anda dapat menghitung jumlah atom NA dalam 0,012 kg karbon
NA \u003d 0,012 / 1,933 × 10 -26 \u003d 6,02 × 10 23 mol -1
6,02 × 10 23 mol -1 disebut Avogadro konstan(sebutan N A , dimensi 1/mol atau mol -1). Ini menunjukkan jumlah unit struktural dalam mol zat apa pun.
Masa molar- besaran yang sama dengan perbandingan massa suatu zat dengan jumlah zat. Memiliki satuan kg/mol atau g/mol. Biasanya dipanggil M
Secara umum, massa molar suatu zat, dinyatakan dalam g/mol, secara numerik sama dengan atom relatif (A) atau berat molekul relatif (M) zat tersebut. Misalnya, massa atom dan molekul relatif C, Fe, O 2, H 2 O berturut-turut adalah 12, 56, 32, 18, dan massa molarnya masing-masing adalah 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/ mol, 18 g/mol.
Perlu dicatat bahwa massa dan kuantitas suatu zat adalah konsep yang berbeda. Massa dinyatakan dalam kilogram (gram), dan jumlah suatu zat dinyatakan dalam mol. Ada hubungan sederhana antara massa suatu zat (m, g), jumlah zat (ν, mol) dan massa molar (M, g / mol)
m = M; = m/M; M = m/ν.
Dengan menggunakan rumus-rumus ini, mudah untuk menghitung massa sejumlah zat tertentu, atau untuk menentukan jumlah mol suatu zat dalam massanya yang diketahui, atau untuk menemukan massa molar suatu zat.
Massa atom dan molekul relatif
Dalam kimia, bukan nilai massa absolut yang digunakan secara tradisional, tetapi nilai relatif. Sejak tahun 1961, satuan massa atom relatif telah menjadi satuan massa atom (disingkat a.m.u.), yaitu 1/12 massa atom karbon-12, yaitu isotop karbon 12 C.
Berat molekul relatif(M r) suatu zat disebut nilai yang sama dengan rasio massa rata-rata molekul komposisi isotop alami suatu zat dengan 1/12 massa atom karbon 12 C.
Massa molekul relatif secara numerik sama dengan jumlah massa atom relatif dari semua atom yang membentuk molekul, dan mudah dihitung dengan rumus zat, misalnya, rumus zat adalah B x D y C z, maka
M r \u003d xA B + yA D + zA C.
Berat molekul memiliki dimensi a.m.u. dan secara numerik sama dengan massa molar (g/mol).
hukum gas
Keadaan gas sepenuhnya dicirikan oleh suhu, tekanan, volume, massa, dan massa molarnya. Hukum yang menghubungkan parameter ini sangat dekat untuk semua gas, dan benar-benar akurat untuk gas ideal , yang tidak memiliki interaksi antar partikel, dan yang partikelnya merupakan titik material.
Studi kuantitatif pertama tentang reaksi antara gas milik ilmuwan Prancis Gay-Lussac. Dia adalah penulis hukum tentang ekspansi termal gas dan hukum rasio volumetrik. Hukum-hukum ini dijelaskan pada tahun 1811 oleh fisikawan Italia A. Avogadro. Hukum Avogadro - salah satu ketentuan dasar penting kimia, yang menyatakan bahwa " volume yang sama dari gas yang berbeda, yang diambil pada suhu dan tekanan yang sama, mengandung jumlah molekul yang sama».
Konsekuensi dari hukum Avogadro:
1) molekul atom paling sederhana adalah diatomik (H 2, O 2, dll.);
2) jumlah molekul yang sama dari gas yang berbeda dalam kondisi yang sama menempati volume yang sama.
3) dalam kondisi normal, satu mol gas menempati volume yang sama dengan 22,4 dm 3 (l). Volume ini disebut volume molar gas(V o) (kondisi normal - t o \u003d 0 ° C atau
T o \u003d 273 K, R o \u003d 101325 Pa \u003d 101,325 kPa \u003d 760 mm. rt. Seni. = 1 atm).
4) satu mol zat apa pun dan atom elemen apa pun, terlepas dari kondisi dan keadaan agregasi, mengandung jumlah molekul yang sama. Ini Bilangan Avogadro (Konstanta Avogadro) - Secara empiris ditetapkan bahwa angka ini sama dengan
N A \u003d 6.02213 10 23 (molekul).
Dengan demikian: untuk gas 1 mol - 22,4 dm 3 (l) - 6,023 10 23 molekul - M, g / mol;
untuk substansi 1 mol - 6,023 10 23 molekul - M, g / mol.
Menurut hukum Avogadro: pada tekanan dan suhu yang sama, massa (m) gas-gas yang volumenya sama dihubungkan sebagai massa molarnya (M)
m 1 / m 2 \u003d M 1 / M 2 \u003d D,
di mana D adalah kerapatan relatif gas pertama terhadap gas kedua.
Berdasarkan Hukum R. Boyle - E. Mariotte , pada suhu konstan, tekanan yang dihasilkan oleh massa gas tertentu berbanding terbalik dengan volume gas
P o / P 1 \u003d V 1 / V o atau PV \u003d const.
Ini berarti bahwa ketika tekanan meningkat, volume gas berkurang. Hukum ini pertama kali dirumuskan pada tahun 1662 oleh R. Boyle. Karena ilmuwan Prancis E. Mariotte juga terlibat dalam penciptaannya, di negara-negara selain Inggris, hukum ini disebut nama ganda. Ini adalah kasus khusus hukum gas ideal(menggambarkan gas hipotetis, idealnya mematuhi semua hukum perilaku gas).
Oleh Hukum J. Gay-Lussac : pada tekanan tetap, volume gas berubah berbanding lurus dengan suhu mutlak (T)
V 1 /T 1 \u003d V o /T o atau V / T \u003d const.
Hubungan antara volume gas, tekanan dan suhu dapat dinyatakan dengan persamaan umum yang menggabungkan hukum Boyle-Mariotte dan Gay-Lussac ( hukum gas gabungan)
PV / T \u003d P tentang V tentang / T tentang,
di mana P dan V adalah tekanan dan volume gas pada suhu tertentu T; P o dan V o - tekanan dan volume gas dalam kondisi normal (no).
Persamaan Mendeleev-Clapeyron(persamaan keadaan gas ideal) menetapkan rasio massa (m, kg), suhu (T, K), tekanan (P, Pa) dan volume (V, m 3) gas dengan massa molarnya (M, kg / mol)
di mana R adalah konstanta gas universal sama dengan 8,314 J / (mol K). Selain itu, konstanta gas memiliki dua nilai lagi: P - mm Hg, V - cm 3 (ml), R \u003d 62400 ;
P - atm, V - dm 3 (l), R = 0,082.
Tekanan parsial(lat. parsial- sebagian, dari lat. pars- bagian) - tekanan satu komponen campuran gas. Tekanan total campuran gas adalah jumlah dari tekanan parsial komponen-komponennya.
Tekanan parsial gas terlarut dalam cairan adalah tekanan parsial gas yang akan terbentuk dalam fase pembentukan gas dalam kesetimbangan dengan cairan pada suhu yang sama. Tekanan parsial gas diukur sebagai aktivitas termodinamika molekul gas. Gas akan selalu mengalir dari area dengan tekanan parsial tinggi ke area dengan tekanan lebih rendah; dan semakin besar perbedaannya, semakin cepat alirannya. Gas larut, berdifusi dan bereaksi sesuai dengan tekanan parsialnya dan tidak selalu bergantung pada konsentrasi dalam campuran gas. Hukum penambahan tekanan parsial dirumuskan pada tahun 1801 oleh J. Dalton. Pada saat yang sama, pembuktian teoretis yang benar, berdasarkan teori kinetika molekuler, dibuat jauh kemudian. hukum Dalton - dua hukum fisika yang menentukan tekanan total dan kelarutan campuran gas dan dirumuskan olehnya pada awal abad ke-19:
Hukum kelarutan komponen campuran gas: pada suhu konstan, kelarutan dalam cairan tertentu dari masing-masing komponen campuran gas di atas cairan sebanding dengan tekanan parsialnya
Kedua hukum Dalton dipenuhi secara ketat untuk gas ideal. Untuk gas nyata, hukum ini berlaku asalkan kelarutannya rendah dan perilakunya mendekati gas ideal.
Hukum Setara
Jumlah suatu unsur atau zat yang berinteraksi dengan 1 mol atom hidrogen (1 g) atau menggantikan jumlah hidrogen ini dalam reaksi kimia disebut setara dengan elemen atau zat tertentu(E).
massa setara(M e, g / mol) adalah massa satu ekuivalen suatu zat.
Massa ekivalen dapat dihitung dari komposisi senyawa jika massa molar (M) diketahui:
1) M e (elemen): M e \u003d A / B,
di mana A adalah massa atom unsur, B adalah valensi unsur;
2) M e (oksida) \u003d M / 2n (O 2) \u003d M e (elemen.) + M e (O 2) \u003d M e (elemen.) + 8,
di mana n(O 2) adalah jumlah atom oksigen; M e (O 2) \u003d 8 g / mol - massa setara oksigen;
3) M e (hidroksida) \u003d M / n (he-) \u003d M e (elemen.) + M e (OH -) \u003d M e (elemen.) + 17,
di mana n (he-) adalah jumlah gugus OH - ; M e (OH -) = 17 g / mol;
4) M e (asam) \u003d M / n (n +) \u003d M e (H +) + M e (asam. Istirahat.) \u003d 1 + M e (Asam. Istirahat.),
di mana n (n+) adalah jumlah ion H +; M e (H +) \u003d 1 g / mol; M e (asam. Istirahat.) - massa ekivalen residu asam;
5) M e (garam) \u003d M / n me V me \u003d M e (elemen.) + M e (sisa asam),
di mana n me adalah jumlah atom logam; Dalam diri saya - valensi logam.
Ketika memecahkan beberapa masalah yang berisi informasi tentang volume zat gas, disarankan untuk menggunakan nilai volume ekivalen (Ve).
volume setara disebut volume yang ditempati dalam kondisi tertentu
1 setara dengan zat gas. Jadi untuk hidrogen di no. volume setara adalah 22,4 1/2 \u003d 11,2 dm 3, untuk oksigen - 5,6 dm 3.
Menurut hukum kesetaraan: massa (volume) zat m 1 dan m 2 yang bereaksi satu sama lain sebanding dengan massa setara (volume)
m 1 / M e1 \u003d m 2 / M e2.
Jika salah satu zat dalam keadaan gas, maka
m / M e \u003d V tentang / V e.
Jika kedua zat dalam keadaan gas
V o1 / V e 1 \u003d V o2 / V e2.
hukum periodik dan
Struktur atom
Hukum periodik dan sistem periodik unsur berfungsi sebagai dorongan kuat untuk penelitian struktur atom, yang mengubah pemahaman hukum alam semesta dan mengarah pada implementasi praktis gagasan penggunaan energi nuklir.
Pada saat hukum periodik ditemukan, gagasan tentang molekul dan atom baru saja mulai ditegaskan. Selain itu, atom dianggap tidak hanya yang terkecil, tetapi juga partikel dasar (yaitu, tidak dapat dibagi). Bukti langsung dari kerumitan struktur atom adalah ditemukannya peluruhan spontan atom unsur-unsur tertentu, yang disebut radioaktivitas. Pada tahun 1896, fisikawan Prancis A. Becquerel menemukan bahwa bahan yang mengandung uranium menerangi pelat fotografi dalam gelap, mengionisasi gas, dan menyebabkan pancaran zat fluoresen. Belakangan ternyata tidak hanya uranium yang memiliki kemampuan ini. P. Curie dan Maria Sklodowska-Curie menemukan dua unsur radioaktif baru: polonium dan radium.
Sinar katoda, ditemukan oleh W. Crookes dan J. Stoney pada tahun 1891, diusulkan untuk disebut elektron- sebagai partikel dasar listrik. J. Thomson pada tahun 1897, mempelajari aliran elektron, melewatinya melalui medan listrik dan magnet, menetapkan nilai e / m - rasio muatan elektron terhadap massanya, yang membuat ilmuwan R. Milliken pada tahun 1909 menetapkan nilai muatan elektron q = 4,8∙10 -10 unit elektrostatik, atau 1,602∙10 -19 C (Coulomb), dan, dengan demikian, dengan massa elektron -
9.11∙10 -31 kg. Secara konvensional, pertimbangkan muatan elektron sebagai satuan muatan listrik negatif dan berikan nilai (-1). A.G. Stoletov membuktikan bahwa elektron adalah bagian dari semua atom yang ditemukan di alam. Atom bersifat netral secara listrik, artinya mereka umumnya tidak memiliki muatan listrik. Dan ini berarti bahwa komposisi atom, selain elektron, harus mencakup partikel positif.
Model Thomson dan Rutherford
Salah satu hipotesis tentang struktur atom dikemukakan pada tahun 1903 oleh J.J. Thomson. Dia percaya bahwa atom terdiri dari muatan positif, didistribusikan secara merata di seluruh volume atom, dan elektron berosilasi di dalam muatan ini, seperti biji dalam "semangka" atau "puding kismis." Untuk menguji hipotesis Thomson dan lebih akurat menentukan struktur internal atom pada tahun 1909-1911. E. Rutherford, bersama dengan G. Geiger (kemudian penemu penghitung Geiger yang terkenal) dan para siswa, membuat eksperimen asli.
|
Model keplanetan dari struktur atom
Inti dari model planet dari struktur atom dapat dilihat pada pernyataan berikut:
1. Di tengah atom terdapat nukleus bermuatan positif, yang menempati sebagian kecil ruang di dalam atom;
2. Seluruh muatan positif dan hampir seluruh massa atom terkonsentrasi di intinya (massa elektron adalah 1/1823 a.m.u.);
3. Elektron berputar mengelilingi inti. Jumlah mereka sama dengan muatan positif inti.
Model ini ternyata sangat ilustratif dan berguna untuk menjelaskan banyak data eksperimen, tetapi segera mengungkapkan kekurangannya. Secara khusus, sebuah elektron, yang bergerak di sekitar nukleus dengan percepatan (gaya sentripetal bekerja padanya), menurut teori elektromagnetik, harus terus menerus memancarkan energi. Ini akan mengarah pada fakta bahwa elektron harus bergerak mengelilingi inti dalam spiral dan, pada akhirnya, jatuh ke dalamnya. Tidak ada bukti bahwa atom terus-menerus menghilang, oleh karena itu model E. Rutherford agak keliru.
hukum Moseley
Sinar-X ditemukan pada tahun 1895 dan dipelajari secara intensif pada tahun-tahun berikutnya, penggunaannya untuk tujuan eksperimental dimulai: mereka sangat diperlukan untuk menentukan struktur internal kristal, nomor seri elemen kimia. G. Moseley berhasil mengukur muatan inti atom menggunakan sinar-X. Dalam muatan inti inilah perbedaan utama antara inti atom dari unsur-unsur yang berbeda terletak. G. Moseley menyebut muatan inti nomor elemen. Muatan positif satuan kemudian disebut proton(1 1 hal).
Radiasi sinar-X tergantung pada struktur atom dan dinyatakan hukum moseley: akar kuadrat dari kebalikan panjang gelombang bergantung secara linier pada bilangan urut elemen. Ekspresi matematis dari hukum Moseley:
,
di mana l adalah panjang gelombang puncak maksimum dalam spektrum sinar-X; a dan b adalah konstanta yang sama untuk garis-garis sebangun dari deret sinar-X yang diberikan. Nomor seri(Z) adalah jumlah proton dalam inti. Tetapi baru pada tahun 1920 nama " proton dan mempelajari sifat-sifatnya. Muatan proton sama besar dan berlawanan tanda dengan muatan elektron, yaitu 1,602 × 10 -19 C, dan dengan syarat (+1), massa proton adalah 1,67 × 10 -27 kg, yang kira-kira 1836 kali lebih besar dari massa elektron. Dengan demikian, massa atom hidrogen, yang terdiri dari satu elektron dan satu proton, praktis bertepatan dengan massa proton, dilambangkan dengan 1 1 p.
Untuk semua unsur, massa atom lebih besar daripada jumlah massa elektron dan proton yang menyusun komposisinya. Perbedaan antara nilai-nilai ini muncul karena adanya atom dari jenis partikel lain, yang disebut neutron(1 sekitar n), yang ditemukan hanya pada tahun 1932 oleh ilmuwan Inggris D. Chadwick. Neutron hampir sama massanya dengan proton tetapi tidak memiliki muatan listrik. Jumlah proton dan neutron yang terdapat dalam inti atom disebut nomor massa atom. Jumlah proton sama dengan nomor atom unsur, jumlah neutron sama dengan selisih nomor massa (massa atom) dan nomor atom unsur. Inti semua atom dari unsur tertentu memiliki muatan yang sama, yaitu mengandung jumlah proton yang sama, dan jumlah neutron dapat berbeda. Atom-atom yang memiliki muatan inti yang sama, dan oleh karena itu sifat-sifat yang identik, tetapi jumlah neutron yang berbeda, dan, akibatnya, nomor massa yang berbeda disebut isotop ("isos" - sama, "topos" - tempat ). Setiap isotop dicirikan oleh dua nilai: nomor massa (ditampilkan di kiri atas tanda kimia unsur) dan nomor urut (ditampilkan di bawah di sebelah kiri tanda kimia unsur). Misalnya, isotop karbon dengan nomor massa 12 ditulis sebagai: 12 6 C atau 12 C, atau kata-kata: "karbon-12". Isotop dikenal untuk semua unsur kimia. Jadi, oksigen memiliki isotop dengan nomor massa 16, 17, 18: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O. Isotop Kalium: 39 19 K, 40 19 K, 41 19 K. Keberadaan isotop yang menjelaskan permutasi yang di D.I. membuat waktunya Mendeleev. Perhatikan bahwa dia melakukan ini hanya berdasarkan sifat-sifat zat, karena struktur atom belum diketahui. Ilmu pengetahuan modern telah mengkonfirmasi kebenaran ilmuwan besar Rusia. Jadi, kalium alami dibentuk terutama oleh atom-atom dari isotop ringannya, dan argon - oleh yang berat. Oleh karena itu, massa atom relatif kalium lebih kecil daripada argon, meskipun nomor seri (muatan inti) kalium lebih besar.
Massa atom suatu unsur sama dengan nilai rata-rata semua isotop alaminya, dengan mempertimbangkan kelimpahannya. Jadi, misalnya, klorin alami terdiri dari 75,4% isotop dengan nomor massa 35 dan 24,6% isotop dengan nomor massa 37; massa atom rata-rata klorin adalah 35,453. Massa atom unsur yang diberikan dalam sistem periodik
DI. Mendeleev, ada jumlah massa rata-rata campuran alami isotop. Ini adalah salah satu alasan mengapa mereka berbeda dari nilai integer.
Isotop stabil dan tidak stabil. Semua isotop dibagi menjadi: stabil dan radioaktif. Isotop yang stabil tidak mengalami peluruhan radioaktif, itulah sebabnya mengapa mereka diawetkan dalam kondisi alami. Contoh isotop stabil adalah 16 O, 12 C, 19 F. Sebagian besar unsur alam terdiri dari campuran dua atau lebih isotop stabil. Dari semua unsur, timah memiliki jumlah isotop stabil terbesar (10 isotop). Dalam kasus yang jarang terjadi, seperti aluminium atau fluor, hanya satu isotop stabil yang terjadi di alam, dan sisa isotop tidak stabil.
Isotop radioaktif dibagi lagi menjadi alami dan buatan, keduanya meluruh secara spontan, sambil memancarkan partikel atau sampai terbentuk isotop stabil. Sifat kimia semua isotop pada dasarnya sama.
Isotop banyak digunakan dalam kedokteran dan penelitian ilmiah. Radiasi pengion dapat merusak jaringan hidup. Jaringan tumor ganas lebih sensitif terhadap radiasi daripada jaringan sehat. Hal ini memungkinkan untuk mengobati kanker dengan -radiasi (terapi radiasi), yang biasanya diperoleh dengan menggunakan isotop radioaktif kobalt-60. Radiasi diarahkan ke area tubuh pasien yang terkena tumor, sesi pengobatan biasanya berlangsung beberapa menit dan diulang selama beberapa minggu. Selama sesi, semua bagian lain dari tubuh pasien harus ditutup dengan hati-hati dengan bahan tahan radiasi untuk mencegah kerusakan jaringan sehat.
Dalam metode atom berlabel isotop radioaktif digunakan untuk melacak "rute" beberapa elemen dalam tubuh. Jadi, seorang pasien dengan kelenjar tiroid yang sakit disuntik dengan persiapan yodium radioaktif-131, yang memungkinkan dokter untuk memantau perjalanan yodium melalui tubuh pasien. Karena waktu paruh
yodium-131 hanya 8 hari, kemudian radioaktivitasnya menurun dengan cepat.
Yang menarik adalah penggunaan radioaktif karbon-14 untuk menentukan usia objek asal organik berdasarkan metode radiokarbon (geokronologi) yang dikembangkan oleh ahli kimia fisik Amerika W. Libby. Metode ini dianugerahi Hadiah Nobel pada tahun 1960. Ketika mengembangkan metodenya, W. Libby menggunakan fakta yang terkenal tentang pembentukan isotop radioaktif karbon-14 (dalam bentuk karbon monoksida (IV)) di lapisan atas atmosfer bumi selama pemboman atom nitrogen oleh neutron yang merupakan bagian dari sinar kosmik
14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 p
Karbon-14 radioaktif pada gilirannya meluruh, memancarkan partikel- dan kembali menjadi nitrogen
14 6 C → 14 7 N + 0 -1
Atom-atom dari unsur yang berbeda yang memiliki nomor massa yang sama (massa atom) disebut isobar. Dalam sistem periodik dengan Ada 59 pasang dan 6 kembar tiga dari isobar. Misalnya, 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.
Atom-atom dari unsur yang berbeda yang memiliki jumlah neutron yang sama disebut isoton. Misalnya, 136 Ba dan 138 Xe - mereka memiliki 82 neutron dalam inti atom.
hukum periodik dan
Ikatan kovalen
Pada tahun 1907 N.A. Morozov dan kemudian pada tahun 1916-1918. Orang Amerika J. Lewis dan I. Langmuir memperkenalkan konsep pendidikan ikatan kimia oleh pasangan elektron yang sama dan menyarankan bahwa elektron valensi dilambangkan dengan titik
Ikatan yang dibentuk oleh elektron-elektron yang dimiliki oleh dua atom yang berinteraksi disebut kovalen. Menurut Morozov-Lewis-Langmuir:
1) ketika atom berinteraksi di antara mereka, pasangan elektron bersama - umum - terbentuk milik kedua atom;
2) karena pasangan elektron yang sama, setiap atom dalam molekul memperoleh delapan elektron pada tingkat energi eksternal, s 2 p 6;
3) konfigurasi s 2 p 6 merupakan konfigurasi stabil dari gas inert, dan dalam proses interaksi kimia setiap atom cenderung mencapainya;
4) jumlah pasangan elektron yang sama menentukan kovalensi elemen dalam molekul dan sama dengan jumlah elektron dalam atom, yang hilang hingga delapan;
5) valensi atom bebas ditentukan oleh jumlah elektron yang tidak berpasangan.
Menggambarkan ikatan kimia biasa dilakukan dengan cara yang berbeda:
1) dengan bantuan elektron berupa titik-titik yang ditempatkan pada lambang kimia unsur. Kemudian pembentukan molekul hidrogen dapat ditunjukkan oleh skema
H× + H× ® H: H;
2) menggunakan sel kuantum (orbital) sebagai penempatan dua elektron dengan spin berlawanan dalam satu sel kuantum molekul
Diagram tata letak menunjukkan bahwa tingkat energi molekul lebih rendah dari tingkat atom awal, yang berarti bahwa keadaan molekul suatu zat lebih stabil daripada keadaan atom;
3) sering, terutama dalam kimia organik, ikatan kovalen dilambangkan dengan tanda hubung (misalnya, H-H), yang melambangkan sepasang elektron.
Ikatan kovalen dalam molekul klorin juga dilakukan dengan menggunakan dua elektron yang sama, atau pasangan elektron.
Seperti yang Anda lihat, setiap atom klorin memiliki tiga pasangan elektron bebas dan satu elektron tidak berpasangan. Pembentukan ikatan kimia terjadi karena elektron yang tidak berpasangan dari setiap atom. Ikatan elektron yang tidak berpasangan menjadi pasangan elektron yang sama, juga disebut pasangan bersama.
Metode ikatan valensi
Gagasan tentang mekanisme pembentukan ikatan kimia, menggunakan contoh molekul hidrogen, juga berlaku untuk molekul lain. Teori ikatan kimia, yang dibuat atas dasar ini, disebut metode ikatan valensi (MVS). Ketentuan dasar:
1) ikatan kovalen terbentuk sebagai hasil dari tumpang tindih dua awan elektron dengan putaran yang berlawanan arah, dan awan elektron bersama yang terbentuk milik dua atom;
2) ikatan kovalen semakin kuat, semakin banyak awan elektron yang saling tumpang tindih. Tingkat tumpang tindih awan elektron tergantung pada ukuran dan kepadatannya;
3) pembentukan molekul disertai dengan kompresi awan elektron dan penurunan ukuran molekul dibandingkan dengan ukuran atom;
4) elektron s- dan p dari tingkat energi luar dan elektron d dari tingkat energi pra-eksternal mengambil bagian dalam pembentukan ikatan.
Ikatan sigma (s) dan pi (p)
Dalam molekul klorin, masing-masing atomnya memiliki tingkat eksternal lengkap delapan elektron s 2 p 6, dan dua di antaranya (pasangan elektron) sama-sama dimiliki oleh kedua atom. Tumpang tindih awan elektron selama pembentukan molekul ditunjukkan pada gambar.
Skema pembentukan ikatan kimia dalam molekul klorin Cl 2 (a) dan hidrogen klorida HCl (b)
Ikatan kimia di mana garis yang menghubungkan inti atom adalah sumbu simetri dari awan elektron ikatan disebut sigma (σ)-ikatan. Itu terjadi ketika "frontal" tumpang tindih orbital atom. Ikatan dengan orbital s-s yang tumpang tindih dalam molekul H2; Orbital p-p pada molekul Cl2 dan orbital s-p pada molekul HCl adalah ikatan sigma. Kemungkinan tumpang tindih "lateral" orbital atom. Ketika tumpang tindih awan p-elektron berorientasi tegak lurus terhadap sumbu ikatan, mis. sepanjang sumbu y dan z, dua area tumpang tindih terbentuk, terletak di kedua sisi sumbu ini. Ikatan kovalen ini disebut pi(p)-ikatan. Tumpang tindih awan elektron selama pembentukan ikatan lebih sedikit. Selain itu, area tumpang tindih terletak lebih jauh dari inti daripada dalam pembentukan ikatan-σ. Karena alasan ini, ikatan kurang kuat daripada ikatan . Oleh karena itu, energi ikatan rangkap kurang dari dua kali energi ikatan tunggal, yang selalu merupakan ikatan . Selain itu, ikatan memiliki simetri aksial, silinder dan merupakan badan revolusi di sekitar garis yang menghubungkan inti atom. Sebaliknya, ikatan tidak memiliki simetri silinder.
Ikatan tunggal selalu merupakan ikatan murni atau hibrida. Ikatan rangkap terdiri dari satu ikatan - dan satu ikatan yang terletak tegak lurus satu sama lain. Ikatan lebih kuat dari ikatan . Dalam senyawa dengan ikatan rangkap, selalu ada satu ikatan dan satu atau dua ikatan .
Ikatan donor-akseptor
Mekanisme lain untuk pembentukan ikatan kovalen juga dimungkinkan - mekanisme donor-akseptor. Dalam hal ini, ikatan kimia muncul karena awan dua elektron dari satu atom dan orbital bebas atom lain. Perhatikan, sebagai contoh, mekanisme pembentukan ion amonium (NH 4 +). Dalam molekul amonia, atom nitrogen memiliki pasangan elektron bebas (awan dua elektron)
Ion hidrogen memiliki orbital 1s bebas (tidak terisi), yang dapat dilambangkan sebagai + (di sini persegi berarti sel). Ketika ion amonium terbentuk, awan dua elektron nitrogen menjadi umum untuk atom nitrogen dan hidrogen, yaitu berubah menjadi awan elektron molekul. Jadi, ada ikatan kovalen keempat. Proses pembentukan ion amonium dapat diwakili oleh skema
Muatan ion hidrogen menjadi umum (terdelokalisasi, yaitu tersebar di antara semua atom), dan awan dua elektron (pasangan elektron bebas) milik nitrogen menjadi umum dengan H +. Dalam diagram, gambar sel sering dihilangkan.
Atom yang menyediakan pasangan elektron bebas disebut penyumbang , dan atom yang menerimanya (yaitu, menyediakan orbital bebas) disebut akseptor .
Mekanisme pembentukan ikatan kovalen karena awan dua elektron dari satu atom (donor) dan orbital bebas atom lain (akseptor) disebut donor-akseptor. Ikatan kovalen yang terbentuk dengan cara ini disebut ikatan donor-akseptor atau ikatan koordinasi.
Namun, ini bukan jenis ikatan khusus, tetapi hanya mekanisme (metode) yang berbeda untuk pembentukan ikatan kovalen. Sifat-sifat ikatan seperempat N-H pada ion amonium tidak berbeda dengan ketiganya.
Sebagian besar, donor adalah molekul yang mengandung atom N, O, F, Cl yang terikat di dalamnya dengan atom unsur lain. Akseptor dapat berupa partikel dengan level elektronik yang kosong, misalnya atom elemen d dengan sublevel d yang tidak terisi.
Sifat-sifat ikatan kovalen
Panjang tautan adalah jarak antar nuklir. Ikatan kimia semakin kuat semakin pendek panjangnya. Panjang ikatan dalam molekul adalah: HC 3 -CH 3 1,54 ; H 2 C \u003d CH 2
1,33 ; HC≡SN 1.20 .Dalam hal ikatan tunggal, nilai-nilai ini meningkat, reaktivitas senyawa dengan ikatan rangkap meningkat. Ukuran kekuatan ikatan adalah energi ikatan.
Energi ikatan ditentukan oleh jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan. Biasanya diukur dalam kilojoule per mol zat. Ketika multiplisitas ikatan meningkat, energi ikatan meningkat dan panjangnya berkurang. Energi ikatan dalam senyawa (alkana, alkena, alkuna): -С 344 kJ/mol; C=C 615 kJ/mol; 812 kJ/mol. Artinya, energi ikatan rangkap kurang dari dua kali energi ikatan tunggal, dan energi ikatan rangkap tiga kurang dari tiga kali energi ikatan tunggal, sehingga alkuna lebih reaktif dari kelompok hidrokarbon ini.
Di bawah kekenyangan memahami kemampuan atom untuk membentuk sejumlah ikatan kovalen. Misalnya, atom hidrogen (satu elektron tidak berpasangan) membentuk satu ikatan, atom karbon (empat elektron tidak berpasangan dalam keadaan tereksitasi) - tidak lebih dari empat ikatan. Karena kejenuhan ikatan, molekul memiliki komposisi tertentu: H 2 , CH 4 , HCl, dll. Namun, bahkan dengan ikatan kovalen jenuh, molekul yang lebih kompleks dapat dibentuk sesuai dengan mekanisme donor-akseptor.
Orientasi ikatan kovalen menentukan struktur spasial molekul, yaitu bentuknya. Mari kita pertimbangkan ini dengan menggunakan contoh pembentukan molekul HCl, H 2 O, NH 3 .
Menurut MVS, ikatan kovalen terjadi dalam arah tumpang tindih maksimum orbital elektron dari atom yang berinteraksi. Ketika molekul HCl terbentuk, orbital s atom hidrogen tumpang tindih dengan orbital p atom klor. Molekul jenis ini memiliki bentuk linier.
Tingkat terluar atom oksigen memiliki dua elektron yang tidak berpasangan. Orbitalnya saling tegak lurus, mis. terletak relatif satu sama lain pada sudut 90 o. Ketika molekul air terbentuk
Satuan internasional massa atom sama dengan 1/12 massa isotop 12C, isotop utama karbon alami.
1 sma = 1/12 m (12C) = 1,66057 10-24 g
Massa atom relatif (Ar) adalah nilai tak berdimensi yang sama dengan rasio massa rata-rata atom unsur (dengan mempertimbangkan persentase isotop di alam) dengan 1/12 massa atom 12C.
Massa absolut rata-rata atom (m) sama dengan massa atom relatif dikali amu.
(Mg) = 24,312 1,66057 10-24 = 4,037 10-23 g
Berat molekul relatif (Mr) adalah nilai tak berdimensi yang menunjukkan berapa kali massa molekul zat tertentu lebih besar dari 1/12 massa atom karbon 12C.
Mg = mg / (1/12 ma(12C))
mr adalah massa molekul zat yang diberikan;
ma(12C) adalah massa atom karbon 12C.
Mg = Ag(e). Massa molekul relatif suatu zat sama dengan jumlah massa atom relatif semua unsur, dengan mempertimbangkan indeks.
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
Massa mutlak suatu molekul sama dengan massa molekul relatif dikalikan amu. Jumlah atom dan molekul dalam sampel zat biasa sangat besar, oleh karena itu, ketika mengkarakterisasi jumlah zat, unit pengukuran khusus digunakan - mol.
Jumlah zat, mol. Berarti sejumlah elemen struktural (molekul, atom, ion). Dilambangkan , diukur dalam mol. Satu mol adalah jumlah zat yang mengandung partikel sebanyak jumlah atom dalam 12 g karbon. Bilangan Avogadro diQuaregna (NA). Jumlah partikel dalam 1 mol zat apa pun adalah sama dan sama dengan 6,02 1023. (Konstanta Avogadro memiliki dimensi - mol-1).
Berapa banyak molekul yang ada dalam 6,4 g belerang? Berat molekul belerang adalah 32 g / mol. Kami menentukan jumlah g / mol suatu zat dalam 6,4 g belerang:
(s) = m(s) / M(s) = 6,4g / 32 g/mol = 0,2 mol
Mari kita tentukan jumlah unit struktural (molekul) menggunakan konstanta Avogadro NA
N(s) = (s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023
Massa molar menunjukkan massa 1 mol suatu zat (dilambangkan dengan M).
Massa molar suatu zat sama dengan rasio massa zat dengan jumlah yang sesuai dari zat tersebut.
Massa molar suatu zat secara numerik sama dengan massa molekul relatifnya, namun, nilai pertama memiliki dimensi g / mol, dan yang kedua tidak berdimensi.
M = NA m(1 molekul) = NA Mg 1 a.m.u. = (NA 1 sma) Mg = Mg
Ini berarti bahwa jika massa molekul tertentu, misalnya, 80 a.m.u. (SO3), maka massa satu mol molekul adalah 80 g. Konstanta Avogadro adalah faktor proporsionalitas yang memastikan transisi dari rasio molekul ke molar. Semua pernyataan tentang molekul tetap berlaku untuk mol (dengan penggantian, jika perlu, a.m.u. dengan g) Misalnya, persamaan reaksi: 2Na + Cl2 → 2NaCl, berarti dua atom natrium bereaksi dengan satu molekul klorin, atau hal yang sama , dua mol natrium bereaksi dengan satu mol klorin.
Stoikiometri. Hukum kekekalan massa zat. Hukum keteguhan komposisi zat dari struktur molekul. Hukum Avogadro dan akibatnya.
stoikiometri(dari Yunani lainnya"elemen" + "ukuran") - bagian kimia tentang perbandingan reagen dalam reaksi kimia.
Memungkinkan Anda menghitung volume yang diperlukan secara teoritis reagen.
Hukum kekekalan komposisi ditemukan oleh ilmuwan Perancis Louis Jeanne Proust pada tahun 1799 dan dirumuskan:
Setiap zat murni memiliki komposisi kualitatif dan kuantitatif yang konstan, terlepas dari lokasinya di alam dan metode produksi dalam industri.
Misalnya: H 2 O a) komposisi kualitatif - elemen H dan O
b) komposisi kuantitatif - dua atom hidrogen H, satu atom oksigen O.
Air dapat diperoleh:
1. 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - reaksi senyawa.
2. Cu(OH) 2 t°C H 2 O + CuO - reaksi dekomposisi.
3. HCl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl - reaksi penetralan.
Arti dari hukum kekekalan komposisi:
Berdasarkan hukum, konsep "senyawa kimia" dan "campuran zat" dibedakan
· Berbagai perhitungan praktis dapat dibuat atas dasar hukum.
Hukum kekekalan massa materi ditemukan oleh M.V. Lomonosov pada tahun 1748 dan dirumuskan.
