Químicos de todo o mundo refletem a composição de substâncias simples e complexas de forma muito bonita e concisa na forma de fórmulas químicas. Fórmulas químicas são análogos de palavras que são escritas com letras - sinais de elementos químicos.
Vamos usar símbolos químicos para expressar a composição da substância mais comum na Terra - a água. Uma molécula de água contém dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Agora vamos traduzir esta frase em uma fórmula química usando os símbolos químicos (hidrogênio - H e oxigênio - O). Escrevemos o número de átomos na fórmula usando índices - os números abaixo à direita do símbolo químico (o índice 1 para oxigênio não está escrito): H 2 0 (leia "cinza-dois-o").
As fórmulas de substâncias simples de hidrogênio e oxigênio, cujas moléculas consistem em dois átomos idênticos, são escritas da seguinte forma: H 2 (leia-se "cinza-dois") e 0 2 (leia-se "o-dois") (Fig. 26). ).
Arroz. 26.
Modelos de moléculas e fórmulas de oxigênio, hidrogênio e água
Para refletir o número de moléculas, são usados coeficientes que são escritos na frente de fórmulas químicas: por exemplo, a entrada 2CO 2 (leia-se "dois-ce-o-dois") significa duas moléculas de dióxido de carbono, cada uma das quais consiste em uma átomo de carbono e dois átomos de oxigênio.
Coeficientes são escritos de forma semelhante quando o número de átomos livres de um elemento químico é indicado. Por exemplo, precisamos escrever a expressão: cinco átomos de ferro e sete átomos de oxigênio. Faça assim: 5Fe e 7O.
Os tamanhos das moléculas, e ainda mais dos átomos, são tão pequenos que não podem ser vistos mesmo nos melhores microscópios ópticos, dando um aumento de 5 a 6 mil vezes. Eles não podem ser vistos em microscópios eletrônicos, dando um aumento de 40 mil vezes. Naturalmente, o tamanho insignificantemente pequeno de moléculas e átomos corresponde às suas massas insignificantes. Os cientistas calcularam, por exemplo, que a massa de um átomo de hidrogênio é 0,000 000 000 000 000 000 000 001 674 g, que pode ser representada como 1,674 10 -24 g, a massa do átomo de oxigênio é 0,000 000 000 000 000 000 000 026 667 g, ou 2,6667 10 -23 g, a massa de um átomo de carbono é 1,993 10 -23 g e a massa de uma molécula de água é 3,002 10 -23 g.
Vamos calcular quantas vezes a massa de um átomo de oxigênio é maior que a massa de um átomo de hidrogênio, o elemento mais leve:
Da mesma forma, a massa de um átomo de carbono é 12 vezes maior que a massa de um átomo de hidrogênio:
Arroz. 27. A massa de um átomo de carbono é igual à massa de 12 átomos de hidrogênio
A massa de uma molécula de água é 18 vezes maior que a massa de um átomo de hidrogênio (Fig. 28). Esses valores mostram quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento químico é maior que a massa de um átomo de hidrogênio, ou seja, são relativas.
Arroz. 27. A massa de um átomo de água é igual à massa de 18 átomos de hidrogênio
Atualmente, físicos e químicos são da opinião de que a massa atômica relativa de um elemento é um valor que mostra quantas vezes a massa de seu átomo é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono. A massa atômica relativa é denotada Ar, onde r é a letra inicial da palavra inglesa relativa, que significa "relativa". Por exemplo, A r (0) = 16, A r (C) = 12, A r (H) = 1.
Cada elemento químico tem seu próprio valor de massa atômica relativa (Fig. 29). Os valores das massas atômicas relativas dos elementos químicos são indicados nas células correspondentes a eles na tabela de D. I. Mendeleev.
Arroz. 29.
Cada elemento tem sua própria massa atômica relativa.
Da mesma forma, o peso molecular relativo de uma substância é indicado por M r, por exemplo, M r (H 2 0) \u003d 18.
A massa atômica relativa do elemento Ar e a massa molecular relativa da substância M r são quantidades que não possuem unidades de medida.
Para descobrir a massa molecular relativa de uma substância, não é necessário dividir a massa de sua molécula pela massa do átomo de hidrogênio. Você só precisa adicionar as massas atômicas relativas dos elementos que formam a substância, levando em consideração o número de átomos, por exemplo:
Uma fórmula química contém informações importantes sobre uma substância. Por exemplo, a fórmula C0 2 mostra as seguintes informações:
Vamos calcular as frações de massa dos elementos carbono e oxigênio no dióxido de carbono CO 2 .
Palavras-chave e frases
- Fórmula química.
- Índices e coeficientes.
- Massa atômica relativa (A r).
- Peso molecular relativo (Mr).
- Fração de massa de um elemento em uma substância.
Trabalhar com computador
- Consulte o aplicativo eletrônico. Estude o material da lição e complete as tarefas sugeridas.
- Pesquise na Internet endereços de e-mail que possam servir como fontes adicionais que revelem o conteúdo das palavras-chave e frases do parágrafo. Ofereça ao professor sua ajuda na preparação de uma nova lição - faça um relatório sobre as palavras-chave e frases do próximo parágrafo.
Dúvidas e tarefas
- O que significam as entradas: 3H; 2H2O; 5O2?
- Escreva a fórmula da sacarose se souber que sua molécula contém doze átomos de carbono, vinte e dois átomos de hidrogênio e onze átomos de oxigênio.
- Usando a Figura 2, escreva as fórmulas das substâncias e calcule seus pesos moleculares relativos.
- Qual forma de existência do elemento químico oxigênio corresponde a cada uma das seguintes entradas: 3O; 5O2; 4CO2?
- Por que a massa atômica relativa de um elemento e a massa molecular relativa de uma substância não têm unidades de medida?
- Em qual das substâncias cujas fórmulas são SO 2 e SO 3, a fração mássica de enxofre é maior? Comprove sua resposta com cálculos.
- Calcule as frações de massa dos elementos em ácido nítrico HNO 3 .
- Dê uma caracterização completa da glicose C 6 H 12 0 6 usando o exemplo da descrição do dióxido de carbono CO 2.
Leis básicas da química
A seção de química que considera a composição quantitativa das substâncias e as razões quantitativas (massa, volume) entre as substâncias reagentes é chamada estequiometria. De acordo com isso, os cálculos de razões quantitativas entre elementos em compostos ou entre substâncias em reações químicas são chamados cálculos estequiométricos. Eles são baseados nas leis de conservação de massa, constância de composição, proporções múltiplas, bem como leis de gases - proporções volumétricas e Avogadro. Essas leis são consideradas as leis básicas da estequiometria.
Lei da conservação de massa- a lei da física, segundo a qual a massa de um sistema físico é conservada em todos os processos naturais e artificiais. Na forma histórica, metafísica, segundo a qual a matéria é incriada e indestrutível, a lei é conhecida desde os tempos antigos. Mais tarde, surgiu uma formulação quantitativa, segundo a qual a medida da quantidade de uma substância é o peso (mais tarde - massa). A lei da conservação da massa tem sido historicamente entendida como uma das formulações a lei da conservação da matéria. Um dos primeiros a formulá-la foi o antigo filósofo grego Empédocles (século V aC): nada pode vir do nada, e o que é nunca pode ser destruído. Mais tarde, uma tese semelhante foi expressa por Demócrito, Aristóteles e Epicuro (na releitura de Lucrécio Cara). Com o advento do conceito de massa como medida quantidade de substância, proporcional ao peso, a formulação da lei da conservação da matéria foi refinada: a massa é invariante (conservada), ou seja, em todos os processos, a massa total não diminui e não aumenta(o peso, como já sugeriu Newton, não é invariante, pois a forma da Terra está longe de ser uma esfera ideal). Até a criação da física do microcosmo, a lei da conservação da massa era considerada verdadeira e óbvia. I. Kant declarou esta lei um postulado da ciência natural (1786). Lavoisier, em seu "Livro Elementar de Química" (1789), dá uma formulação quantitativa exata da lei de conservação da massa da matéria, mas não a declara ser uma lei nova e importante, mas simplesmente a menciona de passagem como um fato bem conhecido e estabelecido há muito tempo. Para reações químicas, Lavoisier formulou a lei da seguinte forma: nada se cria nem em processos artificiais nem em processos naturais, e é possível estabelecer a posição de que em cada operação [reação química] há a mesma quantidade de matéria antes e depois, que a qualidade e a quantidade dos primórdios permaneceram as mesmas , apenas deslocamentos, rearranjos ocorreram.
No século 20, duas novas propriedades da massa foram descobertas: 1. A massa de um objeto físico depende de sua energia interna. Quando a energia externa é absorvida, a massa aumenta, quando é perdida, diminui. Segue-se que a massa é conservada apenas em um sistema isolado, ou seja, na ausência de troca de energia com o meio externo. Especialmente notável é a mudança na massa durante as reações nucleares. Mas mesmo em reações químicas que são acompanhadas pela liberação (ou absorção) de calor, a massa não é conservada, embora neste caso o defeito de massa seja desprezível; 2. A massa não é uma quantidade aditiva: a massa de um sistema não é igual à soma das massas de seus componentes. Na física moderna, a lei da conservação da massa está intimamente relacionada à lei da conservação da energia e é realizada com a mesma restrição - é necessário levar em consideração a troca de energia entre o sistema e o ambiente.
Lei da constância da composição(J.L. Proust, 1801-1808) - qualquer composto quimicamente puro, independentemente do método de sua preparação, consiste nos mesmos elementos químicos, e as proporções de suas massas são constantes, e os números relativos de seus átomos são expressos em números inteiros.. Esta é uma das leis básicas da química. A lei da constância de composição vale para daltonides (compostos de composição constante) e não vale para berthollides (compostos de composição variável). No entanto, convencionalmente, por simplicidade, a composição de muitos berthollides é registrada como constante.
Lei das razões múltiplas descoberto em 1803 por J. Dalton e interpretado por ele do ponto de vista do atomismo. Esta é uma das leis estequiométricas da química: se dois elementos formam mais de um composto entre si, então as massas de um dos elementos pela mesma massa do outro elemento estão relacionadas como números inteiros, geralmente pequenos.
Mariposa. Massa molar
No Sistema Internacional de Unidades (SI), a unidade de quantidade de uma substância é o mol.
toupeira- esta é a quantidade de uma substância contendo tantas unidades estruturais (moléculas, átomos, íons, elétrons, etc.)
Conhecendo a massa de um átomo de carbono (1,933 × 10 -26 kg), você pode calcular o número de átomos de NA em 0,012 kg de carbono
NA \u003d 0,012 / 1,933 × 10 -26 \u003d 6,02 × 10 23 mol -1
6,02 × 10 23 mol -1 é chamado constante Avogadro(designação NA, dimensão 1/mol ou mol -1). Mostra o número de unidades estruturais em um mol de qualquer substância.
Massa molar- uma quantidade igual à razão entre a massa de uma substância e a quantidade de uma substância. Tem a unidade de kg/mol ou g/mol. Geralmente é chamado de M.
Em geral, a massa molar de uma substância, expressa em g/mol, é numericamente igual ao peso atômico relativo (A) ou peso molecular relativo (M) dessa substância. Por exemplo, as massas atômicas e moleculares relativas de C, Fe, O 2, H 2 O são 12, 56, 32, 18, respectivamente, e suas massas molares são 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol , 18 g, respectivamente./mol.
Deve-se notar que massa e quantidade de uma substância são conceitos diferentes. A massa é expressa em quilogramas (gramas), e a quantidade de uma substância é expressa em mols. Existem relações simples entre a massa de uma substância (m, g), a quantidade de uma substância (ν, mol) e a massa molar (M, g / mol)
m = νM; ν = m/M; M = m/ν.
Usando essas fórmulas, é fácil calcular a massa de uma certa quantidade de uma substância, ou determinar o número de mols de uma substância em sua massa conhecida, ou encontrar a massa molar de uma substância.
Massas atômicas e moleculares relativas
Em química, não são tradicionalmente usados valores absolutos de massas, mas relativos. Desde 1961, a unidade de massas atômicas relativas tem sido a unidade de massa atômica (abreviada como a.m.u.), que é 1/12 da massa do átomo de carbono-12, ou seja, o isótopo de carbono 12 C.
Peso molecular relativo(M r) de uma substância é chamado de valor igual à razão entre a massa média de uma molécula da composição isotópica natural de uma substância para 1/12 da massa de um átomo de carbono 12 C.
A massa molecular relativa é numericamente igual à soma das massas atômicas relativas de todos os átomos que compõem a molécula, e é facilmente calculada pela fórmula da substância, por exemplo, a fórmula da substância é B x D y C z, então
M r \u003d xA B + yA D + zA C.
O peso molecular tem a dimensão a.m.u. e numericamente igual à massa molar (g/mol).
Leis de gás
O estado de um gás é completamente caracterizado por sua temperatura, pressão, volume, massa e massa molar. As leis que relacionam esses parâmetros são muito próximas para todos os gases e absolutamente precisas para gás ideal , em que a interação entre partículas é completamente ausente, e cujas partículas são pontos materiais.
Os primeiros estudos quantitativos de reações entre gases pertencem ao cientista francês Gay-Lussac. Ele é o autor das leis da expansão térmica dos gases e da lei das relações volumétricas. Essas leis foram explicadas em 1811 pelo físico italiano A. Avogadro. Lei de Avogadro - uma das importantes disposições básicas da química, afirmando que " volumes iguais de gases diferentes, tomados à mesma temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas».
Consequências da lei de Avogadro:
1) as moléculas dos átomos mais simples são diatômicas (H 2, O 2, etc.);
2) o mesmo número de moléculas de gases diferentes sob as mesmas condições ocupam o mesmo volume.
3) em condições normais, um mol de qualquer gás ocupa um volume igual a 22,4 dm 3 (l). Esse volume é chamado volume molar de gás(V o) (condições normais - t o \u003d 0 ° C ou
T o \u003d 273 K, R o \u003d 101325 Pa \u003d 101,325 kPa \u003d 760 mm. art. Arte. = 1 atm).
4) um mol de qualquer substância e um átomo de qualquer elemento, independentemente das condições e estado de agregação, contém o mesmo número de moléculas. isto Número de Avogadro (constante de Avogadro) - Estabelecido empiricamente que este número é igual a
NA \u003d 6,02213 10 23 (moléculas).
Nesse caminho: para gases 1 mol - 22,4 dm 3 (l) - 6,023 ∙ 10 23 moléculas - M, g/mol;
para substância 1 mol - 6,023 10 23 moléculas - M, g/mol.
Pela lei de Avogadro: à mesma pressão e às mesmas temperaturas, as massas (m) de volumes iguais de gases estão relacionadas como suas massas molares (M)
m 1 / m 2 \u003d M 1 / M 2 \u003d D,
onde D é a densidade relativa do primeiro gás sobre o segundo.
De acordo com Lei de R. Boyle - E. Mariotte , a temperatura constante, a pressão produzida por uma dada massa de gás é inversamente proporcional ao volume de gás
P o / P 1 \u003d V 1 / V o ou PV \u003d const.
Isso significa que, à medida que a pressão aumenta, o volume do gás diminui. Esta lei foi formulada pela primeira vez em 1662 por R. Boyle. Como o cientista francês E. Mariotte também esteve envolvido em sua criação, em outros países além da Inglaterra, essa lei é chamada de nome duplo. É um caso especial lei dos gases ideais(descrevendo um gás hipotético, obedecendo idealmente todas as leis do comportamento dos gases).
Por Lei de J. Gay-Lussac : a pressão constante, o volume de um gás muda em proporção direta à temperatura absoluta (T)
V 1 /T 1 \u003d V o /T o ou V / T \u003d const.
A relação entre volume de gás, pressão e temperatura pode ser expressa por uma equação geral combinando as leis de Boyle-Mariotte e Gay-Lussac ( lei dos gases combinados)
PV / T \u003d P sobre V sobre / T sobre,
onde P e V são a pressão e o volume do gás a uma dada temperatura T; P o e V o - pressão e volume do gás em condições normais (n.o.).
Equação de Mendeleev-Clapeyron(equação de estado do gás ideal) estabelece a razão entre massa (m, kg), temperatura (T, K), pressão (P, Pa) e volume (V, m 3) de gás com sua massa molar (M, kg / mol)
onde R é a constante universal do gás igual a 8,314 J/(mol K). Além disso, a constante do gás tem mais dois valores: P - mm Hg, V - cm 3 (ml), R \u003d 62400 ;
P - atm, V - dm 3 (l), R = 0,082.
Pressão parcial(lat. parcial- parcial, de lat. pars- parte) - a pressão de um único componente da mistura gasosa. A pressão total de uma mistura gasosa é a soma das pressões parciais de seus componentes.
A pressão parcial de um gás dissolvido em um líquido é a pressão parcial desse gás que se formaria na fase gaseificada em equilíbrio com o líquido na mesma temperatura. A pressão parcial de um gás é medida como a atividade termodinâmica das moléculas do gás. Os gases sempre fluirão de uma área de alta pressão parcial para uma área de menor pressão; e quanto maior a diferença, mais rápido será o fluxo. Os gases dissolvem-se, difundem-se e reagem de acordo com a sua pressão parcial e não dependem necessariamente da concentração na mistura gasosa. A lei da adição de pressões parciais foi formulada em 1801 por J. Dalton. Ao mesmo tempo, a fundamentação teórica correta, baseada na teoria molecular-cinética, foi feita muito mais tarde. Leis de Dalton - duas leis físicas que determinam a pressão total e a solubilidade de uma mistura de gases e formuladas por ele no início do século XIX:
A lei da solubilidade dos componentes de uma mistura gasosa: a uma temperatura constante, a solubilidade em um determinado líquido de cada um dos componentes da mistura gasosa acima do líquido é proporcional à sua pressão parcial
Ambas as leis de Dalton são rigorosamente cumpridas para gases ideais. Para gases reais, essas leis são aplicáveis desde que sua solubilidade seja baixa e seu comportamento seja próximo ao de um gás ideal.
Lei dos Equivalentes
A quantidade de um elemento ou substância que interage com 1 mol de átomos de hidrogênio (1 g) ou substitui essa quantidade de hidrogênio em reações químicas é chamada de o equivalente de um determinado elemento ou substância(E).
Massa equivalente(M e, g/mol) é a massa de um equivalente de uma substância.
A massa equivalente pode ser calculada a partir da composição do composto se as massas molares (M) forem conhecidas:
1) M e (elemento): M e \u003d A / B,
onde A é a massa atômica do elemento, B é a valência do elemento;
2) M e (óxido) \u003d M / 2n (O 2) \u003d M e (elem.) + M e (O 2) \u003d M e (elem.) + 8,
onde n(O 2) é o número de átomos de oxigênio; M e (O 2) \u003d 8 g / mol - massa equivalente de oxigênio;
3) M e (hidróxido) \u003d M / n (he-) \u003d M e (elem.) + M e (OH -) \u003d M e (elem.) + 17,
onde n (he-) é o número de grupos OH - ; Me(OH-) = 17 g/mol;
4) M e (ácidos) \u003d M / n (n +) \u003d M e (H +) + M e (ácido. Rest.) \u003d 1 + M e (Acid. Rest.),
onde n (n+) é o número de íons H+; M e (H+) \u003d 1 g/mol; M e (ácido. Rest.) - a massa equivalente do resíduo ácido;
5) M e (sais) \u003d M / n me V me \u003d M e (elem.) + M e (repouso ácido.),
onde n me é o número de átomos de metal; Em mim - a valência do metal.
Ao resolver alguns problemas contendo informações sobre os volumes de substâncias gasosas, é aconselhável utilizar o valor do volume equivalente (V e).
volume equivalente chamado de volume ocupado sob dadas condições
1 equivalente de uma substância gasosa. Assim, para o hidrogênio em n.o. o volume equivalente é 22,4 1/2 \u003d 11,2 dm 3, para oxigênio - 5,6 dm 3.
De acordo com a lei dos equivalentes: as massas (volumes) das substâncias m 1 e m 2 reagindo entre si são proporcionais às suas massas equivalentes (volumes)
m 1 / M e1 \u003d m 2 / M e2.
Se uma das substâncias estiver no estado gasoso, então
m / M e \u003d V sobre / V e.
Se ambas as substâncias estão no estado gasoso
V o1 / V e 1 \u003d V o2 / V e2.
Lei periódica e
A estrutura do átomo
A lei periódica e o sistema periódico de elementos serviram como um poderoso impulso para a pesquisa sobre a estrutura do átomo, que mudou a compreensão das leis do universo e levou à implementação prática da ideia de usar a energia nuclear.
Quando a lei periódica foi descoberta, as ideias sobre moléculas e átomos estavam apenas começando a ser afirmadas. Além disso, o átomo era considerado não apenas a menor, mas também uma partícula elementar (ou seja, indivisível). Evidência direta da complexidade da estrutura do átomo foi a descoberta do decaimento espontâneo dos átomos de certos elementos, chamados radioatividade. Em 1896, o físico francês A. Becquerel descobriu que materiais contendo urânio iluminam uma chapa fotográfica no escuro, ionizam o gás e causam o brilho de substâncias fluorescentes. Mais tarde descobriu-se que não só o urânio tem essa capacidade. P. Curie e Maria Sklodowska-Curie descobriram dois novos elementos radioativos: polônio e rádio.
Os raios catódicos, descobertos por W. Crookes e J. Stoney em 1891, propuseram chamar elétrons- como partículas elementares de eletricidade. J. Thomson em 1897, estudando o fluxo de elétrons, passando-o por campos elétricos e magnéticos, estabeleceu o valor de e / m - a razão entre a carga do elétron e sua massa, o que levou o cientista R. Milliken em 1909 a estabelecer o valor da carga do elétron q = 4,8∙10 -10 unidades eletrostáticas, ou 1,602∙10 -19 C (Coulomb), e, consequentemente, para a massa do elétron -
9,11∙10 -31 kg. Convencionalmente, considere a carga de um elétron como uma unidade de carga elétrica negativa e atribua-lhe um valor (-1). A.G. Stoletov provou que os elétrons fazem parte de todos os átomos encontrados na natureza. Os átomos são eletricamente neutros, o que significa que geralmente não têm carga elétrica. E isso significa que a composição dos átomos, além dos elétrons, deve incluir partículas positivas.
Modelos de Thomson e Rutherford
Uma das hipóteses sobre a estrutura do átomo foi apresentada em 1903 por J.J. Thomson. Ele acreditava que o átomo consiste em uma carga positiva, distribuída uniformemente por todo o volume do átomo, e elétrons oscilando dentro dessa carga, como sementes em uma "melancia" ou "pudim de passas". Para testar a hipótese de Thomson e determinar com mais precisão a estrutura interna do átomo em 1909-1911. E. Rutherford, juntamente com G. Geiger (mais tarde o inventor do famoso contador Geiger) e estudantes, estabeleceram experimentos originais.
|
Modelo planetário da estrutura do átomo
A essência do modelo planetário da estrutura do átomo pode ser vista nas seguintes afirmações:
1. No centro do átomo está um núcleo carregado positivamente, que ocupa uma parte insignificante do espaço dentro do átomo;
2. Toda a carga positiva e quase toda a massa de um átomo estão concentradas em seu núcleo (a massa de um elétron é 1/1823 a.m.u.);
3. Os elétrons giram em torno do núcleo. Seu número é igual à carga positiva do núcleo.
Esse modelo acabou sendo muito ilustrativo e útil para explicar muitos dados experimentais, mas imediatamente revelou suas deficiências. Em particular, um elétron, movendo-se ao redor do núcleo com aceleração (uma força centrípeta atua sobre ele), deveria, de acordo com a teoria eletromagnética, irradiar energia continuamente. Isso levaria ao fato de que o elétron teria que se mover em torno do núcleo em espiral e, no final, cair nele. Não houve evidência de que os átomos desapareçam continuamente, portanto, conclui-se que o modelo de E. Rutherford é um tanto errôneo.
lei de Moseley
Os raios X foram descobertos em 1895 e intensamente estudados nos anos subsequentes, começou seu uso para fins experimentais: são indispensáveis para determinar a estrutura interna dos cristais, os números de série dos elementos químicos. G. Moseley conseguiu medir a carga do núcleo atômico usando raios-X. É na carga do núcleo que reside a principal diferença entre os núcleos atômicos de diferentes elementos. G. Moseley chamou a carga nuclear número do elemento. As cargas positivas unitárias foram mais tarde chamadas prótons(1 1p).
A radiação de raios X depende da estrutura do átomo e é expressa lei Moseley: as raízes quadradas dos recíprocos dos comprimentos de onda são linearmente dependentes dos números ordinais dos elementos. Expressão matemática da lei de Moseley:
,
onde l é o comprimento de onda do pico máximo no espectro de raios X; a e b são constantes que são as mesmas para linhas semelhantes de uma dada série de raios X. Número de série(Z) é o número de prótons no núcleo. Mas só em 1920 o nome " próton e estudou suas propriedades. A carga de um próton é igual em magnitude e de sinal oposto à carga de um elétron, ou seja, 1,602 × 10 -19 C, e condicionalmente (+1), a massa de um próton é 1,67 × 10 -27 kg, que é aproximadamente 1836 vezes maior que a massa de um elétron. Assim, a massa de um átomo de hidrogênio, consistindo de um elétron e um próton, praticamente coincide com a massa de um próton, denotada por 1 1 p.
Para todos os elementos, a massa de um átomo é maior que a soma das massas dos elétrons e prótons que compõem sua composição. A diferença entre esses valores surge devido à presença nos átomos de outro tipo de partículas, chamadas nêutrons(1 sobre n), que foram descobertos apenas em 1932 pelo cientista inglês D. Chadwick. Os nêutrons são quase iguais em massa aos prótons, mas não têm carga elétrica. A soma do número de prótons e nêutrons contidos no núcleo de um átomo é chamada de o número de massa do átomo. O número de prótons é igual ao número atômico do elemento, o número de nêutrons é igual à diferença entre o número de massa (massa atômica) e o número atômico do elemento. Os núcleos de todos os átomos de um determinado elemento têm a mesma carga, ou seja, contêm o mesmo número de prótons, e o número de nêutrons pode ser diferente. Átomos que têm a mesma carga nuclear e, portanto, propriedades idênticas, mas um número diferente de nêutrons e, consequentemente, diferentes números de massa são chamados isótopos ("isos" - igual, "topos" - lugar ). Cada isótopo é caracterizado por dois valores: um número de massa (mostrado no canto superior esquerdo do sinal químico do elemento) e um número ordinal (mostrado abaixo, à esquerda do sinal químico do elemento). Por exemplo, um isótopo de carbono com um número de massa de 12 é escrito como: 12 6 C ou 12 C, ou as palavras: "carbono-12". Os isótopos são conhecidos por todos os elementos químicos. Assim, o oxigênio tem isótopos com números de massa 16, 17, 18: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O. Isótopos de potássio: 39 19 K, 40 19 K, 41 19 K. É a presença de isótopos que explica esses permutações que em D.I. fez seu tempo Mendeleiev. Observe que ele fez isso apenas com base nas propriedades das substâncias, pois a estrutura dos átomos ainda não era conhecida. A ciência moderna confirmou a correção do grande cientista russo. Assim, o potássio natural é formado principalmente por átomos de seus isótopos leves e argônio - por pesados. Portanto, a massa atômica relativa do potássio é menor que a do argônio, embora o número de série (carga do núcleo) do potássio seja maior.
A massa atômica de um elemento é igual ao valor médio de todos os seus isótopos naturais, levando em consideração sua abundância. Assim, por exemplo, o cloro natural consiste em 75,4% de um isótopo com número de massa de 35 e 24,6% de um isótopo com número de massa de 37; a massa atômica média do cloro é 35,453. Massas atômicas de elementos dadas no sistema periódico
DI. Mendeleev, existem números de massa médios de misturas naturais de isótopos. Esta é uma das razões pelas quais eles são diferentes dos valores inteiros.
Isótopos estáveis e instáveis. Todos os isótopos são divididos em: estável e radioativo. Os isótopos estáveis não sofrem decaimento radioativo, razão pela qual são preservados em condições naturais. Exemplos de isótopos estáveis são 16 O, 12 C, 19 F. A maioria dos elementos naturais é composta por uma mistura de dois ou mais isótopos estáveis. De todos os elementos, o estanho tem o maior número de isótopos estáveis (10 isótopos). Em casos raros, como alumínio ou flúor, apenas um isótopo estável ocorre na natureza e os isótopos restantes são instáveis.
Os isótopos radioativos são subdivididos, por sua vez, em naturais e artificiais, ambos decaindo espontaneamente, enquanto emitem partículas α ou β até a formação de um isótopo estável. As propriedades químicas de todos os isótopos são basicamente as mesmas.
Os isótopos são amplamente utilizados na medicina e na pesquisa científica. A radiação ionizante pode destruir tecidos vivos. Tecidos de tumores malignos são mais sensíveis à radiação do que tecidos saudáveis. Isso possibilita o tratamento de cânceres com radiação γ (terapia de radiação), que geralmente é obtido usando o isótopo radioativo cobalto-60. A radiação é direcionada para a área do corpo do paciente afetada pelo tumor, a sessão de tratamento geralmente dura vários minutos e é repetida por várias semanas. Durante a sessão, todas as outras partes do corpo do paciente devem ser cuidadosamente cobertas com material impermeável à radiação para evitar a destruição de tecidos saudáveis.
No método átomos rotulados isótopos radioativos são usados para traçar a "rota" de algum elemento no corpo. Assim, um paciente com uma glândula tireóide doente é injetado com uma preparação de iodo-131 radioativo, que permite ao médico monitorar a passagem de iodo pelo corpo do paciente. Porque a meia-vida
iodo-131 é de apenas 8 dias, então sua radioatividade diminui rapidamente.
De particular interesse é o uso do carbono-14 radioativo para determinar a idade de objetos de origem orgânica com base no método do radiocarbono (geocronologia) desenvolvido pelo físico-químico americano W. Libby. Este método foi premiado com o Prêmio Nobel em 1960. Ao desenvolver seu método, W. Libby utilizou o fato bem conhecido da formação do isótopo radioativo carbono-14 (na forma de monóxido de carbono (IV)) nas camadas superiores de atmosfera da Terra quando os átomos de nitrogênio são bombardeados por nêutrons que fazem parte dos raios cósmicos
14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 p
O carbono-14 radioativo, por sua vez, decai, emitindo partículas β e voltando a ser nitrogênio
14 6 C → 14 7 N + 0 -1 β
Átomos de elementos diferentes que têm o mesmo número de massa (massas atômicas) são chamados isóbaras. No sistema periódico Com Existem 59 pares e 6 trigêmeos de isóbaras. Por exemplo, 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.
Átomos de elementos diferentes que têm o mesmo número de nêutrons são chamados isótonos. Por exemplo, 136 Ba e 138 Xe - eles têm 82 nêutrons no núcleo de um átomo.
Lei periódica e
ligação covalente
Em 1907 N. A. Morozov e mais tarde em 1916-1918. Os americanos J. Lewis e I. Langmuir introduziram o conceito de educação ligação química por um par de elétrons comum e sugeriu que os elétrons de valência fossem denotados por pontos
Uma ligação formada por elétrons pertencentes a dois átomos em interação é chamada de covalente. De acordo com Morozov-Lewis-Langmuir:
1) quando os átomos interagem entre si, formam-se pares de elétrons compartilhados - comuns - que pertencem a ambos os átomos;
2) devido aos pares de elétrons comuns, cada átomo da molécula adquire oito elétrons no nível de energia externa, s 2 p 6;
3) a configuração s 2 p 6 é uma configuração estável de um gás inerte, e no processo de interação química cada átomo tende a alcançá-la;
4) o número de pares de elétrons comuns determina a covalência do elemento na molécula e é igual ao número de elétrons no átomo, faltando até oito;
5) a valência de um átomo livre é determinada pelo número de elétrons desemparelhados.
A representação de ligações químicas é comum de diferentes maneiras:
1) com a ajuda de elétrons na forma de pontos colocados no símbolo químico do elemento. Então a formação de uma molécula de hidrogênio pode ser mostrada pelo esquema
H× + H×® H: H;
2) usando células quânticas (orbitais) como a colocação de dois elétrons com spins opostos em uma célula quântica molecular
O diagrama de layout mostra que o nível de energia molecular é inferior aos níveis atômicos iniciais, o que significa que o estado molecular de uma substância é mais estável que o estado atômico;
3) muitas vezes, especialmente em química orgânica, uma ligação covalente é representada por um traço (por exemplo, H-H), que simboliza um par de elétrons.
Uma ligação covalente em uma molécula de cloro também é realizada usando dois elétrons comuns, ou um par de elétrons.
Como você pode ver, cada átomo de cloro tem três pares isolados e um elétron desemparelhado. A formação de uma ligação química ocorre devido aos elétrons desemparelhados de cada átomo. Elétrons desemparelhados se ligam em um par comum de elétrons, também chamado de um par compartilhado.
Método de ligação de valência
Idéias sobre o mecanismo de formação de uma ligação química, usando o exemplo de uma molécula de hidrogênio, também se aplicam a outras moléculas. A teoria da ligação química, criada com base nisso, foi chamada de método de ligação de valência (MVS). Disposições básicas:
1) uma ligação covalente é formada como resultado da sobreposição de duas nuvens de elétrons com spins de direções opostas, e a nuvem de elétrons comum formada pertence a dois átomos;
2) a ligação covalente é mais forte, quanto mais as nuvens de elétrons que interagem se sobrepõem. O grau de sobreposição das nuvens de elétrons depende de seu tamanho e densidade;
3) a formação de uma molécula é acompanhada por compressão de nuvens de elétrons e diminuição do tamanho da molécula em relação ao tamanho dos átomos;
4) elétrons s e p do nível de energia externo e elétrons d do nível de energia pré-externo participam da formação da ligação.
Ligações Sigma (s) e pi (p)
Na molécula de cloro, cada um de seus átomos tem um nível externo completo de oito elétrons s 2 p 6, e dois deles (um par de elétrons) pertencem igualmente a ambos os átomos. A sobreposição de nuvens de elétrons durante a formação de uma molécula é mostrada na figura.
Esquema da formação de uma ligação química nas moléculas de cloro Cl 2 (a) e cloreto de hidrogênio HCl (b)
Uma ligação química para a qual a linha que conecta os núcleos atômicos é o eixo de simetria da nuvem de elétrons de ligação é chamada ligação sigma (σ). Ocorre quando ocorre a sobreposição "frontal" de orbitais atômicos. Ligações com orbitais s-s sobrepostos na molécula H 2; Os orbitais p-p na molécula de Cl 2 e os orbitais s-p na molécula de HCl são ligações sigma. Possível sobreposição "lateral" de orbitais atômicos. Ao sobrepor nuvens de elétrons p orientadas perpendicularmente ao eixo de ligação, ou seja, ao longo dos eixos y e z, formam-se duas áreas de sobreposição, localizadas em ambos os lados deste eixo. Essa ligação covalente é chamada ligação pi(p). A sobreposição de nuvens de elétrons durante a formação de uma ligação π é menor. Além disso, as áreas de sobreposição ficam mais distantes dos núcleos do que na formação de uma ligação σ. Devido a estas razões, a ligação π é menos forte do que a ligação σ. Portanto, a energia de uma ligação dupla é menor que o dobro da energia de uma ligação simples, que é sempre uma ligação σ. Além disso, a ligação σ tem simetria axial e cilíndrica e é um corpo de revolução em torno da linha que conecta os núcleos atômicos. A ligação π, ao contrário, não possui simetria cilíndrica.
Uma ligação simples é sempre uma ligação σ pura ou híbrida. Uma ligação dupla consiste em uma ligação σ e uma ligação π localizadas perpendicularmente uma à outra. A ligação σ é mais forte que a ligação π. Em compostos com ligações múltiplas, há sempre uma ligação σ e uma ou duas ligações π.
Vínculo doador-aceitador
Outro mecanismo para a formação de uma ligação covalente também é possível - um doador-aceptor. Neste caso, a ligação química surge devido à nuvem de dois elétrons de um átomo e o orbital livre de outro átomo. Considere, como exemplo, o mecanismo de formação do íon amônio (NH 4 +). Na molécula de amônia, o átomo de nitrogênio tem um par solitário de elétrons (nuvem de dois elétrons)
O íon de hidrogênio tem um orbital 1s livre (não preenchido), que pode ser denotado como Н + (aqui o quadrado significa uma célula). Quando um íon amônio é formado, uma nuvem de dois elétrons de nitrogênio torna-se comum para átomos de nitrogênio e hidrogênio, ou seja, transforma-se em uma nuvem molecular de elétrons. Portanto, há uma quarta ligação covalente. O processo de formação do íon amônio pode ser representado pelo esquema
A carga do íon hidrogênio torna-se comum (é deslocalizado, isto é, disperso entre todos os átomos), e a nuvem de dois elétrons (par de elétrons solitário) pertencente ao nitrogênio torna-se comum com H +. Nos diagramas, a imagem da célula é frequentemente omitida.
Um átomo que fornece um par de elétrons solitário é chamado doador , e o átomo que o aceita (ou seja, fornece um orbital livre) é chamado aceitante .
O mecanismo de formação de uma ligação covalente devido a uma nuvem de dois elétrons de um átomo (doador) e um orbital livre de outro átomo (aceitador) é chamado de doador-aceitador. Uma ligação covalente formada dessa maneira é chamada de doador-aceitador ou ligação de coordenação.
No entanto, este não é um tipo especial de ligação, mas apenas um mecanismo (método) diferente para a formação de uma ligação covalente. As propriedades do quarto de ligação N-H no íon amônio não são diferentes das outras três.
Na maioria das vezes, os doadores são moléculas contendo átomos de N, O, F, Cl ligados a átomos de outros elementos. Um aceptor pode ser uma partícula com níveis eletrônicos vagos, por exemplo, átomos de elementos d com subníveis d não preenchidos.
Propriedades de uma ligação covalente
Comprimento do linké a distância internuclear. Uma ligação química é mais forte quanto menor for o seu comprimento. O comprimento da ligação nas moléculas é: HC 3 -CH 3 1,54 ; H 2 C \u003d CH 2
1,33 ; HC≡SN 1,20 .Em termos de ligações simples, esses valores aumentam, a reatividade de compostos com ligações múltiplas aumenta. A medida da força de ligação é a energia de ligação.
Energia de ligação determinada pela quantidade de energia necessária para quebrar a ligação. Geralmente é medido em quilojoules por mol de uma substância. À medida que a multiplicidade de ligação aumenta, a energia da ligação aumenta e seu comprimento diminui. Energias de ligação em compostos (alcanos, alcenos, alcinos): С-С 344 kJ/mol; C=C 615 kJ/mol; С≡С 812 kJ/mol. Ou seja, a energia de uma ligação dupla é inferior ao dobro da energia de uma ligação simples, e a energia de uma ligação tripla é inferior a três vezes a energia de uma ligação simples, de modo que os alcinos são mais reativos a partir desse grupo de hidrocarbonetos.
Debaixo saciedade compreender a capacidade dos átomos de formar um número limitado de ligações covalentes. Por exemplo, um átomo de hidrogênio (um elétron desemparelhado) forma uma ligação, um átomo de carbono (quatro elétrons desemparelhados em um estado excitado) - não mais que quatro ligações. Devido à saturação das ligações, as moléculas têm uma certa composição: H 2 , CH 4 , HCl, etc. No entanto, mesmo com ligações covalentes saturadas, moléculas mais complexas podem ser formadas de acordo com o mecanismo doador-aceptor.
Orientação A ligação covalente determina a estrutura espacial das moléculas, ou seja, sua forma. Vamos considerar isso usando o exemplo da formação de moléculas de HCl, H 2 O, NH 3.
De acordo com o MVS, uma ligação covalente ocorre na direção de sobreposição máxima dos orbitais eletrônicos dos átomos que interagem. Quando uma molécula de HCl é formada, o orbital s do átomo de hidrogênio se sobrepõe ao orbital p do átomo de cloro. Moléculas deste tipo têm uma forma linear.
O nível externo do átomo de oxigênio tem dois elétrons desemparelhados. Seus orbitais são mutuamente perpendiculares, ou seja, localizados um em relação ao outro em um ângulo de 90 o. Quando uma molécula de água é formada
A unidade internacional de massa atômica é igual a 1/12 da massa do isótopo 12C, o principal isótopo do carbono natural.
1 u = 1/12 m (12C) = 1,66057 10-24 g
A massa atômica relativa (Ar) é uma quantidade adimensional igual à razão entre a massa média de um átomo de elemento (levando em conta a porcentagem de isótopos na natureza) para 1/12 da massa de um átomo de 12C.
A massa absoluta média de um átomo (m) é igual à massa atômica relativa vezes o amu.
(Mg) = 24,312 1,66057 10-24 = 4,037 10-23 g
O peso molecular relativo (Mr) é um valor adimensional que mostra quantas vezes a massa de uma molécula de uma dada substância é maior que 1/12 da massa de um átomo de carbono 12C.
Mg = mg / (1/12 ma(12C))
mr é a massa da molécula da substância dada;
ma(12C) é a massa do átomo de carbono 12C.
Mg = Σ Ag(e). A massa molecular relativa de uma substância é igual à soma das massas atômicas relativas de todos os elementos, levando em consideração os índices.
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
A massa absoluta de uma molécula é igual à massa molecular relativa vezes o amu. O número de átomos e moléculas em amostras comuns de substâncias é muito grande; portanto, ao caracterizar a quantidade de uma substância, é usada uma unidade de medida especial - o mol.
Quantidade de substância, mol. Significa um certo número de elementos estruturais (moléculas, átomos, íons). Denotado ν, medido em mol. Um mol é a quantidade de uma substância que contém tantas partículas quantos átomos existem em 12 g de carbono. Número de Avogadro diQuaregna (NA). O número de partículas em 1 mol de qualquer substância é o mesmo e igual a 6,02 1023. (A constante de Avogadro tem a dimensão - mol-1).
Quantas moléculas existem em 6,4 g de enxofre? O peso molecular do enxofre é de 32 g/mol. Determinamos a quantidade de g / mol de uma substância em 6,4 g de enxofre:
ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol
Vamos determinar o número de unidades estruturais (moléculas) usando a constante de Avogadro NA
N(s) = ν(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023
A massa molar indica a massa de 1 mol de uma substância (indicada por M).
A massa molar de uma substância é igual à razão entre a massa da substância e a quantidade correspondente da substância.
A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecular relativa, porém, o primeiro valor tem a dimensão g/mol, e o segundo é adimensional.
M = NA m(1 molécula) = NA Mg 1 a.m.u. = (NA 1 amu) Mg = Mg
Isso significa que se a massa de uma determinada molécula for, por exemplo, 80 a.m.u. (SO3), então a massa de um mol de moléculas é de 80 g. A constante de Avogadro é um fator de proporcionalidade que garante a transição de razões moleculares para molares. Todas as afirmações sobre moléculas permanecem válidas para mols (com a substituição, se necessário, de a.m.u. por g) Por exemplo, a equação da reação: 2Na + Cl2 → 2NaCl, significa que dois átomos de sódio reagem com uma molécula de cloro, ou que a mesma coisa , dois mols de sódio reagem com um mol de cloro.
Estequiometria. A lei da conservação da massa das substâncias. A lei da constância da composição de substâncias da estrutura molecular. A lei de Avogadro e suas consequências.
estequiometria(a partir de outro gregoστοιχειον "elemento" + μετρειν "medida") - seção química sobre as proporções de reagentes em reações químicas.
Permite calcular teoricamente os volumes necessários reagentes.
Lei da constância da composição foi descoberto pelo cientista francês Louis Jeanne Proust em 1799 e é formulado:
Qualquer substância pura tem uma composição qualitativa e quantitativa constante, independentemente de sua localização na natureza e do método de produção na indústria.
Por exemplo: H 2 O a) composição qualitativa - elementos H e O
b) composição quantitativa - dois átomos de hidrogênio H, um átomo de oxigênio O.
A água pode ser obtida:
1. 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - a reação do composto.
2. Cu(OH) 2 t°C H 2 O + CuO - reação de decomposição.
3. HCl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl - reação de neutralização.
O significado da lei da constância da composição:
Com base na lei, foram distinguidos os conceitos de "composto químico" e "mistura de substâncias"
· Vários cálculos práticos podem ser feitos com base na lei.
A lei da conservação da massa da matéria foi descoberto por M. V. Lomonosov em 1748 e formulado.
