Chimiștii din întreaga lume reflectă foarte frumos și concis compoziția substanțelor simple și complexe, sub formă de formule chimice. Formulele chimice sunt analogi ale cuvintelor care sunt scrise folosind litere - semne ale elementelor chimice.
Să folosim simboluri chimice pentru a exprima compoziția celei mai comune substanțe de pe Pământ - apa. O moleculă de apă conține doi atomi de hidrogen și un atom de oxigen. Acum să traducem această propoziție într-o formulă chimică folosind simbolurile chimice (hidrogen - H și oxigen - O). Scriem numărul de atomi în formulă folosind indici - numerele de mai jos în dreapta simbolului chimic (indicele 1 pentru oxigen nu este scris): H 2 0 (a se citi „cenusa-două-o”).
Formulele substanţelor simple de hidrogen şi oxigen, ale căror molecule sunt formate din doi atomi identici, sunt scrise astfel: H 2 (se citeşte „cenuşă-doi”) şi 0 2 (se citeşte „o-doi”) (Fig. 26). ).
Orez. 26.
Modele de molecule și formule de oxigen, hidrogen și apă
Pentru a reflecta numărul de molecule, se folosesc coeficienți care sunt înscriși în fața formulelor chimice: de exemplu, intrarea 2CO 2 (a se citi „două-ce-o-două”) înseamnă două molecule de dioxid de carbon, fiecare dintre acestea fiind formată dintr-un atom de carbon și doi atomi de oxigen.
Coeficienții se scriu în mod similar atunci când este indicat numărul de atomi liberi ai unui element chimic. De exemplu, trebuie să notăm expresia: cinci atomi de fier și șapte atomi de oxigen. Procedați astfel: 5Fe și 7O.
Dimensiunile moleculelor, și cu atât mai mult ale atomilor, sunt atât de mici încât nu pot fi văzute nici la cele mai bune microscoape optice, dând o creștere de 5-6 mii de ori. Ele nu pot fi văzute la microscoapele electronice, dând o creștere de 40 de mii de ori. Desigur, dimensiunea neglijabil de mică a moleculelor și atomilor corespunde maselor lor neglijabile. Oamenii de știință au calculat, de exemplu, că masa unui atom de hidrogen este de 0,000 000 000 000 000 000 000 001 674 g, care poate fi reprezentată ca 1,674 10 -24 g, masa atomului de oxigen este 0,000 000 000 000 000 000 026 667 g, sau 2,6667 10 -23 g, masa unui atom de carbon este de 1,993 10 -23 g, iar masa unei molecule de apă este de 3,002 10 -23 g.
Să calculăm de câte ori masa unui atom de oxigen este mai mare decât masa unui atom de hidrogen, cel mai ușor element:
În mod similar, masa unui atom de carbon este de 12 ori mai mare decât masa unui atom de hidrogen:
Orez. 27. Masa unui atom de carbon este egală cu masa a 12 atomi de hidrogen
Masa unei molecule de apă este de 18 ori mai mare decât masa unui atom de hidrogen (Fig. 28). Aceste valori arată de câte ori masa unui atom al unui anumit element chimic este mai mare decât masa unui atom de hidrogen, adică sunt relative.
Orez. 27. Masa unui atom de apă este egală cu masa a 18 atomi de hidrogen
În prezent, fizicienii și chimiștii sunt de părere că masa atomică relativă a unui element este o valoare care arată de câte ori masa atomului său este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon. Masa atomică relativă se notează Ar, unde r este litera inițială a cuvântului englez relative, care înseamnă „relativ”. De exemplu, A r (0) = 16, A r (C) = 12, A r (H) = 1.
Fiecare element chimic are propria sa valoare a masei atomice relative (Fig. 29). Valorile maselor atomice relative ale elementelor chimice sunt indicate în celulele corespunzătoare acestora din tabelul lui D. I. Mendeleev.
Orez. 29.
Fiecare element are propria sa masă atomică relativă.
În mod similar, greutatea moleculară relativă a unei substanțe este notată cu M r, de exemplu, M r (H 2 0) \u003d 18.
Masa atomică relativă a elementului A r și masa moleculară relativă a substanței M r sunt mărimi care nu au unități de măsură.
Pentru a afla masa moleculară relativă a unei substanțe, nu este necesar să se împartă masa moleculei acesteia la masa atomului de hidrogen. Trebuie doar să adăugați masele atomice relative ale elementelor care formează substanța, ținând cont de numărul de atomi, de exemplu:
O formulă chimică conține informații importante despre o substanță. De exemplu, formula C0 2 arată următoarele informații:
Să calculăm fracțiile de masă ale elementelor carbon și oxigen în dioxid de carbon CO 2 .
Cuvinte cheie și expresii
- Formula chimica.
- Indici și coeficienți.
- Masa atomică relativă (A r).
- Greutatea moleculară relativă (M r).
- Fracția de masă a unui element dintr-o substanță.
Lucrați cu computerul
- Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile propuse.
- Căutați pe Internet adrese de e-mail care pot servi ca surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și al frazelor din paragraf. Oferă profesorului ajutorul tău în pregătirea unei noi lecții - întocmește un raport asupra cuvintelor și expresiilor cheie din următorul paragraf.
Întrebări și sarcini
- Ce înseamnă intrările: 3H; 2H20; 5O2?
- Scrieți formula zaharozei dacă se știe că molecula sa conține doisprezece atomi de carbon, douăzeci și doi de atomi de hidrogen și unsprezece atomi de oxigen.
- Folosind figura 2, notați formulele substanțelor și calculați greutățile moleculare relative ale acestora.
- Carei forme de existenta a elementului chimic oxigen corespunde fiecaruia dintre urmatoarele intrari: 3O; 5O2; 4CO 2 ?
- De ce masa atomică relativă a unui element și masa moleculară relativă a unei substanțe nu au unități de măsură?
- În care dintre substanțele ale căror formule sunt SO 2 și SO 3, fracția de masă a sulfului este mai mare? Susține-ți răspunsul cu calcule.
- Calculați fracțiile de masă ale elementelor din acidul azotic HNO 3 .
- Oferiți o caracterizare completă a glucozei C 6 H 12 0 6 folosind exemplul de descriere a dioxidului de carbon CO 2.
Legile de bază ale chimiei
Secțiunea de chimie care are în vedere compoziția cantitativă a substanțelor și raporturile cantitative (masă, volum) dintre substanțele care reacţionează se numește stoichiometrie. În conformitate cu aceasta, calculele raporturilor cantitative între elementele din compuși sau între substanțele din reacții chimice se numesc calcule stoichiometrice. Ele se bazează pe legile de conservare a masei, constanța compoziției, rapoarte multiple, precum și legile gazelor - rapoarte volumetrice și Avogadro. Aceste legi sunt considerate a fi legile de bază ale stoichiometriei.
Legea conservării masei- legea fizicii, conform căreia masa unui sistem fizic este conservată în toate procesele naturale și artificiale.În forma istorică, metafizică, conform căreia materia este necreată și indestructibilă, legea este cunoscută din cele mai vechi timpuri. Ulterior, a apărut o formulare cantitativă, conform căreia măsura cantității unei substanțe este greutatea (mai târziu - masa). Legea conservării masei a fost înțeleasă istoric ca una dintre formulări legea conservării materiei. Unul dintre primii care l-au formulat a fost filozoful grec antic Empedocles (sec. V î.Hr.): nimic nu poate veni din nimic, iar ceea ce este nu poate fi niciodată distrus. Mai târziu, o teză similară a fost exprimată de Democrit, Aristotel și Epicur (în repovestirea lui Lucretius Cara). Odată cu apariția conceptului de masă ca măsură cantitate de substanță, proporțional cu greutatea, s-a rafinat formularea legii conservării materiei: masa este invariantă (conservată), adică în toate procesele masa totală nu scade și nu crește(greutatea, așa cum a sugerat deja Newton, nu este o invariantă, deoarece forma Pământului este departe de a fi o sferă ideală). Până la crearea fizicii microcosmosului, legea conservării masei era considerată adevărată și evidentă. I. Kant a declarat această lege un postulat al științei naturale (1786). Lavoisier, în „Manualul său elementar de chimie” (1789), oferă o formulare cantitativă exactă a legii conservării masei materiei, dar nu o declară a fi vreo lege nouă și importantă, ci pur și simplu o menționează în treacăt ca un fapt cunoscut si demult stabilit. Pentru reacțiile chimice, Lavoisier a formulat legea după cum urmează: nimic nu se întâmplă nici în procesele artificiale, nici în cele naturale și se poate susține poziția că în fiecare operație [reacție chimică] există aceeași cantitate de materie înainte și după, că calitatea și cantitatea începuturilor au rămas la fel, au avut loc doar deplasari, rearanjamente.
În secolul XX au fost descoperite două noi proprietăți ale masei: 1. Masa unui obiect fizic depinde de energia sa internă. Când energia externă este absorbită, masa crește, când se pierde, scade. Rezultă că masa se conserva doar într-un sistem izolat, adică în absența schimbului de energie cu mediul extern. Mai ales remarcabilă este modificarea masei în timpul reacțiilor nucleare. Dar chiar și în reacțiile chimice care sunt însoțite de eliberarea (sau absorbția) de căldură, masa nu se conserva, deși în acest caz defectul de masă este neglijabil; 2. Masa nu este o mărime aditivă: masa unui sistem nu este egală cu suma maselor componentelor sale. În fizica modernă, legea conservării masei este strâns legată de legea conservării energiei și se realizează cu aceeași restricție - este necesar să se țină cont de schimbul de energie între sistem și mediu.
Legea constanței compoziției(J.L. Proust, 1801-1808) - orice compus chimic pur, indiferent de metoda de preparare, constă din aceleași elemente chimice, iar rapoartele maselor lor sunt constante, iar numerele relative ale atomilor lor sunt exprimate în numere întregi. Aceasta este una dintre legile de bază ale chimiei. Legea constanței compoziției este valabilă pentru daltonide (compuși cu compoziție constantă) și nu este valabilă pentru berhollide (compuși cu compoziție variabilă). Cu toate acestea, în mod convențional, pentru simplitate, compoziția multor berhollide este înregistrată ca constantă.
Legea rapoartelor multiple descoperit în 1803 de J. Dalton şi interpretat de acesta din punctul de vedere al atomismului. Aceasta este una dintre legile stoichiometrice ale chimiei: dacă două elemente formează mai mult de un compus unul cu celălalt, atunci masele unuia dintre elemente pentru aceeași masă a celuilalt element sunt legate ca numere întregi, de obicei mici.
Molie. Masă molară
În Sistemul Internațional de Unități (SI), unitatea de măsură a unei substanțe este molul.
cârtiță- aceasta este cantitatea de substanță care conține tot atâtea unități structurale (molecule, atomi, ioni, electroni etc.) câte atomi există în 0,012 kg din izotopul de carbon 12 C.
Cunoscând masa unui atom de carbon (1,933 × 10 -26 kg), puteți calcula numărul de atomi de N A în 0,012 kg de carbon
N A \u003d 0,012 / 1,933 × 10 -26 \u003d 6,02 × 10 23 mol -1
6,02 × 10 23 mol -1 se numește constant Avogadro(denumirea NA, dimensiunea 1/mol sau mol -1). Acesta arată numărul de unități structurale dintr-un mol de orice substanță.
Masă molară- o cantitate egală cu raportul dintre masa unei substanțe și cantitatea unei substanțe. Are unitatea kg/mol sau g/mol. De obicei este denumit M.
În general, masa molară a unei substanțe, exprimată în g/mol, este numeric egală cu greutatea relativă atomică (A) sau relativă moleculară (M) a acelei substanțe. De exemplu, masele atomice și moleculare relative ale C, Fe, O 2, H 2 O sunt 12, 56, 32, 18, respectiv, iar masele lor molare sunt, respectiv, 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/ mol, 18 g/mol.
Trebuie remarcat faptul că masa și cantitatea unei substanțe sunt concepte diferite. Masa este exprimată în kilograme (grame), iar cantitatea unei substanțe este exprimată în moli. Există relații simple între masa unei substanțe (m, g), cantitatea unei substanțe (ν, mol) și masa molară (M, g / mol)
m = vM; v = m/M; M = m/ν.
Folosind aceste formule, este ușor să calculați masa unei anumite cantități de substanță sau să determinați numărul de moli ai unei substanțe în masa ei cunoscută sau să găsiți masa molară a unei substanțe.
Mase atomice și moleculare relative
În chimie, nu se folosesc valori absolute ale maselor, ci cele relative. Din 1961, unitatea de masă atomică relativă este unitatea de masă atomică (abreviată ca a.m.u.), care este 1/12 din masa atomului de carbon-12, adică izotopul de carbon 12 C.
Greutatea moleculară relativă(M r) a unei substanțe se numește valoare egală cu raportul dintre masa medie a unei molecule din compoziția izotopică naturală a unei substanțe și 1/12 din masa unui atom de carbon 12 C.
Masa moleculară relativă este numeric egală cu suma maselor atomice relative ale tuturor atomilor care alcătuiesc molecula și se calculează ușor prin formula substanței, de exemplu, formula substanței este B x D y C z, atunci
M r \u003d xA B + yA D + zA C.
Greutatea moleculară are dimensiunea a.m.u. și numeric egal cu masa molară (g/mol).
Legile gazelor
Starea unui gaz este complet caracterizată prin temperatură, presiune, volum, masă și masa molară. Legile care leagă acești parametri sunt foarte apropiate pentru toate gazele și absolut exacte pentru gaz ideal , care nu are interacțiune între particule și ale cărui particule sunt puncte materiale.
Primele studii cantitative ale reacțiilor dintre gaze aparțin omului de știință francez Gay-Lussac. Este autorul legilor privind dilatarea termică a gazelor și al legii rapoartelor volumetrice. Aceste legi au fost explicate în 1811 de către fizicianul italian A. Avogadro. Legea lui Avogadro - una dintre prevederile de bază importante ale chimiei, afirmând că „ volume egale de gaze diferite, luate la aceeași temperatură și presiune, conțin același număr de molecule».
Consecințe din legea lui Avogadro:
1) moleculele majorității atomilor simpli sunt diatomice (H 2, O 2 etc.);
2) același număr de molecule de gaze diferite în aceleași condiții ocupă același volum.
3) în condiţii normale, un mol din orice gaz ocupă un volum egal cu 22,4 dm 3 (l). Acest volum se numește volumul molar de gaz(V o) (condiții normale - t o \u003d 0 ° C sau
Până la \u003d 273 K, R o \u003d 101325 Pa \u003d 101,325 kPa \u003d 760 mm. rt. Artă. = 1 atm).
4) un mol din orice substanță și un atom al oricărui element, indiferent de condițiile și starea de agregare, conține același număr de molecule. Aceasta este Numărul lui Avogadro (constanta lui Avogadro) - Stabilit empiric că acest număr este egal cu
N A \u003d 6,02213 10 23 (molecule).
Prin urmare: pentru gaze 1 mol - 22,4 dm 3 (l) - 6,023 ∙ 10 23 molecule - M, g / mol;
pentru substanță 1 mol - 6,023 10 23 molecule - M, g/mol.
Conform legii lui Avogadro: la aceeași presiune și aceleași temperaturi, masele (m) de volume egale de gaze sunt legate de masele lor molare (M)
m 1 / m 2 \u003d M 1 / M 2 \u003d D,
unde D este densitatea relativă a primului gaz față de al doilea.
Conform Legea lui R. Boyle - E. Mariotte , la temperatura constanta, presiunea produsa de o masa data de gaz este invers proportionala cu volumul de gaz
P o / P 1 \u003d V 1 / V o sau PV \u003d const.
Aceasta înseamnă că pe măsură ce presiunea crește, volumul gazului scade. Această lege a fost formulată pentru prima dată în 1662 de R. Boyle. Întrucât în crearea sa a fost implicat și omul de știință francez E. Mariotte, în alte țări decât Anglia, această lege se numește dublu nume. Este un caz special legea gazelor ideale(descriind un gaz ipotetic, în mod ideal respectând toate legile comportamentului gazelor).
De Legea lui J. Gay-Lussac : la presiune constantă, volumul unui gaz se modifică direct proporțional cu temperatura absolută (T)
V 1 /T 1 \u003d V o /T o sau V / T \u003d const.
Relația dintre volumul gazului, presiune și temperatură poate fi exprimată printr-o ecuație generală care combină legile Boyle-Mariotte și Gay-Lussac ( legea gazelor combinate)
PV / T \u003d P despre V despre / T despre,
unde P și V sunt presiunea și volumul gazului la o temperatură dată T; P o și V o - presiunea și volumul gazului în condiții normale (n.o.).
Ecuația Mendeleev-Clapeyron(ecuația de stare a gazului ideal) stabilește raportul dintre masa (m, kg), temperatura (T, K), presiunea (P, Pa) și volumul (V, m 3) al gazului cu masa sa molară (M, kg / mol)
unde R este constanta universală a gazului egală cu 8,314 J/(mol K). În plus, constanta gazului are încă două valori: P - mm Hg, V - cm 3 (ml), R \u003d 62400 ;
P - atm, V - dm3 (l), R = 0,082.
Presiune parțială(lat. partialis- parțial, din lat. alin- parte) - presiunea unui singur component al amestecului de gaze. Presiunea totală a unui amestec de gaze este suma presiunilor parțiale ale componentelor sale.
Presiunea parțială a unui gaz dizolvat într-un lichid este presiunea parțială a gazului care s-ar forma în faza de gazare în echilibru cu lichidul la aceeași temperatură. Presiunea parțială a unui gaz este măsurată ca activitate termodinamică a moleculelor de gaz. Gazele vor curge întotdeauna dintr-o zonă de presiune parțială ridicată într-o zonă de presiune mai scăzută; și cu cât diferența este mai mare, cu atât fluxul va fi mai rapid. Gazele se dizolvă, difuzează și reacționează în funcție de presiunea lor parțială și nu sunt neapărat dependente de concentrația din amestecul de gaze. Legea adunării presiunilor parțiale a fost formulată în 1801 de J. Dalton. Totodată, fundamentarea teoretică corectă, bazată pe teoria molecular-cinetică, a fost făcută mult mai târziu. legile lui Dalton - două legi fizice care determină presiunea totală și solubilitatea unui amestec de gaze și formulate de el la începutul secolului al XIX-lea:
Legea solubilității componentelor unui amestec de gaze: la o temperatură constantă, solubilitatea într-un lichid dat a fiecăruia dintre componentele amestecului de gaze deasupra lichidului este proporțională cu presiunea parțială a acestora.
Ambele legi ale lui Dalton sunt strict îndeplinite pentru gazele ideale. Pentru gazele reale, aceste legi sunt aplicabile cu condiția ca solubilitatea lor să fie scăzută și comportamentul lor să fie apropiat de cel al unui gaz ideal.
Legea echivalentelor
Cantitatea dintr-un element sau substanță care interacționează cu 1 mol de atomi de hidrogen (1 g) sau înlocuiește această cantitate de hidrogen în reacții chimice se numește echivalentul unui anumit element sau substanță(E).
Masa echivalenta(Me, g / mol) este masa unui echivalent al unei substanțe.
Masa echivalentă poate fi calculată din compoziția compusului dacă se cunosc masele molare (M):
1) M e (element): M e \u003d A / B,
unde A este masa atomică a elementului, B este valența elementului;
2) M e (oxid) \u003d M / 2n (O 2) \u003d M e (elem.) + M e (O 2) \u003d M e (elem.) + 8,
unde n(O2) este numărul de atomi de oxigen; M e (O 2) \u003d 8 g / mol - masa echivalentă de oxigen;
3) M e (hidroxid) \u003d M / n (he-) \u003d M e (elem.) + M e (OH -) \u003d M e (elem.) + 17,
unde n (he-) este numărul de grupări OH -; Me (OH-) = 17 g/mol;
4) M e (acizi) \u003d M / n (n +) \u003d M e (H +) + M e (acid. Rest.) \u003d 1 + M e (Acid. Rest.),
unde n (n+) este numărul de ioni H +; M e (H +) \u003d 1 g / mol; M e (acid. Rest.) - masa echivalentă a reziduului acid;
5) M e (săruri) \u003d M / n me V me \u003d M e (elem.) + M e (repaus acid.),
unde n me este numărul de atomi de metal; În mine - valența metalului.
La rezolvarea unor probleme care conţin informaţii despre volumele de substanţe gazoase, este indicat să se folosească valoarea volumului echivalent (V e).
volum echivalent numit volumul ocupat în condiţii date
1 echivalent al unei substanțe gazoase. Deci pentru hidrogen la n.o. volumul echivalent este de 22,4 1/2 \u003d 11,2 dm 3, pentru oxigen - 5,6 dm 3.
Conform legii echivalentelor: masele (volumele) substantelor m 1 si m 2 care reactioneaza intre ele sunt proportionale cu masele lor echivalente (volumele)
m 1 / M e1 \u003d m 2 / M e2.
Dacă una dintre substanțe este în stare gazoasă, atunci
m / M e \u003d V despre / V e.
Dacă ambele substanţe sunt în stare gazoasă
V o1 / V e 1 \u003d V o2 / V e2.
Dreptul periodic şi
Structura atomului
Legea periodică și sistemul periodic de elemente au servit ca un impuls puternic pentru cercetarea structurii atomului, care a schimbat înțelegerea legilor universului și a condus la implementarea practică a ideii de utilizare a energiei nucleare.
În momentul în care legea periodică a fost descoperită, ideile despre molecule și atomi abia începeau să fie afirmate. Mai mult, atomul a fost considerat nu numai cel mai mic, ci și o particulă elementară (adică indivizibilă). Dovada directă a complexității structurii atomului a fost descoperirea dezintegrarii spontane a atomilor anumitor elemente, numite radioactivitate. În 1896, fizicianul francez A. Becquerel a descoperit că materialele care conțin uraniu luminează o placă fotografică în întuneric, ionizează gazul și provoacă strălucirea substanțelor fluorescente. Mai târziu s-a dovedit că nu numai uraniul are această capacitate. P. Curie și Maria Sklodowska-Curie au descoperit două noi elemente radioactive: poloniul și radiul.
Raze catodice, descoperite de W. Crookes și J. Stoney în 1891, au propus să apeleze electroni- ca particule elementare de electricitate. J. Thomson în 1897, studiind fluxul de electroni, trecându-l prin câmpuri electrice și magnetice, a stabilit valoarea e/m - raportul dintre sarcina electronului și masa sa, ceea ce l-a determinat pe omul de știință R. Milliken în 1909 să stabilească valoarea sarcinii electronilor q = 4,8∙10 -10 unități electrostatice, sau 1,602∙10 -19 C (Coulomb) și, în consecință, la masa electronului -
9,11∙10 -31 kg. În mod convențional, considerați sarcina unui electron ca o unitate de sarcină electrică negativă și atribuiți-i o valoare (-1). A.G. Stoletov a demonstrat că electronii fac parte din toți atomii găsiți în natură. Atomii sunt neutri din punct de vedere electric, ceea ce înseamnă că în general nu au sarcină electrică. Și asta înseamnă că compoziția atomilor, pe lângă electroni, trebuie să includă particule pozitive.
Modelele Thomson și Rutherford
Una dintre ipotezele despre structura atomului a fost înaintată în 1903 de J.J. Thomson. El credea că atomul constă dintr-o sarcină pozitivă, distribuită uniform în volumul atomului, și electroni care oscilează în interiorul acestei sarcini, ca semințele dintr-un „pepene verde” sau „budincă de stafide”. Pentru a testa ipoteza Thomson și a determina mai precis structura internă a atomului în 1909-1911. E. Rutherford, împreună cu G. Geiger (mai târziu inventatorul celebrului contor Geiger) și studenți, au pus la cale experimente originale.
|
Model planetar al structurii atomului
Esența modelului planetar al structurii atomului poate fi văzută în următoarele afirmații:
1. În centrul atomului se află un nucleu încărcat pozitiv, care ocupă o parte nesemnificativă a spațiului din interiorul atomului;
2. Întreaga sarcină pozitivă și aproape întreaga masă a unui atom sunt concentrate în nucleul său (masa unui electron este 1/1823 a.m.u.);
3. Electronii se rotesc în jurul nucleului. Numărul lor este egal cu sarcina pozitivă a nucleului.
Acest model s-a dovedit a fi foarte ilustrativ și util pentru explicarea multor date experimentale, dar și-a dezvăluit imediat deficiențele. În special, un electron, care se deplasează în jurul nucleului cu accelerație (o forță centripetă acționează asupra lui), ar trebui, conform teoriei electromagnetice, să radieze continuu energie. Acest lucru ar duce la faptul că electronul ar trebui să se miște în jurul nucleului într-o spirală și, în final, să cadă în el. Nu a existat nicio dovadă că atomii dispar continuu, de aici rezultă că modelul lui E. Rutherford este oarecum eronat.
legea lui Moseley
Razele X au fost descoperite în 1895 și studiate intens în anii următori, a început utilizarea lor în scopuri experimentale: sunt indispensabile pentru determinarea structurii interne a cristalelor, a numerelor de serie ale elementelor chimice. G. Moseley a reușit să măsoare sarcina nucleului atomic folosind raze X. În sarcina nucleului se află principala diferență dintre nucleele atomice ale diferitelor elemente. G. Moseley a numit încărcătura nucleară numărul elementului. Sarcinile pozitive ale unității au fost numite ulterior protoni(1 1 p).
Radiația cu raze X depinde de structura atomului și este exprimată legea Moseley: rădăcinile pătrate ale reciprocelor lungimilor de undă sunt dependente liniar de numerele ordinale ale elementelor. Exprimarea matematică a legii lui Moseley:
,
unde l este lungimea de undă a vârfului maxim din spectrul de raze X; a și b sunt constante care sunt aceleași pentru linii similare ale unei anumite serii de raze X. Număr de serie(Z) este numărul de protoni din nucleu. Dar abia prin 1920 numele " protonși i-a studiat proprietățile. Sarcina unui proton este egală ca mărime și semn opus sarcinii unui electron, adică 1,602 × 10 -19 C, iar în mod condiționat (+1), masa unui proton este de 1,67 × 10 -27 kg, care este de aproximativ 1836 de ori mai mare decât masa unui electron . Astfel, masa unui atom de hidrogen, constând dintr-un electron și un proton, coincide practic cu masa unui proton, notată cu 1 1 p.
Pentru toate elementele, masa unui atom este mai mare decât suma maselor electronilor și protonilor care formează compoziția lor. Diferența dintre aceste valori apare din cauza prezenței în atomi a unui alt tip de particule, numite neutroni(1 despre n), care au fost descoperite abia în 1932 de omul de știință englez D. Chadwick. Neutronii sunt aproape egali ca masă cu protonii, dar nu au sarcină electrică. Se numește suma numărului de protoni și neutroni conținute în nucleul unui atom numărul de masă al atomului. Numărul de protoni este egal cu numărul atomic al elementului, numărul de neutroni este egal cu diferența dintre numărul de masă (masa atomică) și numărul atomic al elementului. Nucleele tuturor atomilor unui element dat au aceeași sarcină, adică conțin același număr de protoni, iar numărul de neutroni poate fi diferit. Se numesc atomii care au aceeași sarcină nucleară și, prin urmare, proprietăți identice, dar un număr diferit de neutroni și, în consecință, numere de masă diferite. izotopi ("isos" - egal, "topos" - loc ). Fiecare izotop este caracterizat de două valori: un număr de masă (afișat în partea din stânga sus a semnului chimic al elementului) și un număr ordinal (afișat mai jos în stânga semnului chimic al elementului). De exemplu, un izotop de carbon cu un număr de masă de 12 este scris ca: 12 6 C sau 12 C, sau cuvintele: „carbon-12”. Izotopii sunt cunoscuți pentru toate elementele chimice. Deci, oxigenul are izotopi cu numere de masă 16, 17, 18: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O. Izotopi de potasiu: 39 19 K, 40 19 K, 41 19 K. Prezența izotopilor explică acele permutări care în D.I.-au făcut timpul Mendeleev. Rețineți că a făcut acest lucru numai pe baza proprietăților substanțelor, deoarece structura atomilor nu era încă cunoscută. Știința modernă a confirmat corectitudinea marelui om de știință rus. Deci, potasiul natural este format în principal din atomii izotopilor săi ușori, iar argonul - din cei grei. Prin urmare, masa atomică relativă a potasiului este mai mică decât cea a argonului, deși numărul de serie (sarcina nucleului) al potasiului este mai mare.
Masa atomică a unui element este egală cu valoarea medie a tuturor izotopilor săi naturali, ținând cont de abundența acestora. Deci, de exemplu, clorul natural este format din 75,4% dintr-un izotop cu un număr de masă de 35 și 24,6% dintr-un izotop cu un număr de masă de 37; masa atomică medie a clorului este de 35,453. Masele atomice ale elementelor date în sistemul periodic
DI. Mendeleev, există numere de masă medii ale amestecurilor naturale de izotopi. Acesta este unul dintre motivele pentru care sunt diferite de valorile întregi.
Izotopi stabili și instabili. Toți izotopii sunt împărțiți în: stabil și radioactiv. Izotopii stabili nu suferă dezintegrare radioactivă, motiv pentru care sunt conservați în condiții naturale. Exemple de izotopi stabili sunt 16 O, 12 C, 19 F. Cele mai multe elemente naturale constau dintr-un amestec de doi sau mai mulți izotopi stabili. Dintre toate elementele, staniul are cel mai mare număr de izotopi stabili (10 izotopi). În cazuri rare, cum ar fi aluminiul sau fluorul, în natură apare un singur izotop stabil, iar izotopii rămași sunt instabili.
Izotopii radioactivi sunt împărțiți, la rândul lor, în naturali și artificiali, ambii se descompun spontan, în timp ce emit particule α sau β până când se formează un izotop stabil. Proprietățile chimice ale tuturor izotopilor sunt practic aceleași.
Izotopii sunt folosiți pe scară largă în medicină și cercetarea științifică. Radiațiile ionizante pot distruge țesutul viu. Țesuturile tumorilor maligne sunt mai sensibile la radiații decât țesuturile sănătoase. Acest lucru face posibilă tratarea cancerelor cu radiații γ (radioterapie), care se obține de obicei folosind izotopul radioactiv cobalt-60. Radiația este direcționată către zona corpului pacientului afectată de tumoră, ședința de tratament durează de obicei câteva minute și se repetă timp de câteva săptămâni. În timpul ședinței, toate celelalte părți ale corpului pacientului trebuie acoperite cu grijă cu material impermeabil la radiații pentru a preveni distrugerea țesuturilor sănătoase.
In metoda atomi marcați izotopii radioactivi sunt folosiți pentru a trasa „traseul” unui element din organism. Deci, unui pacient cu o glandă tiroida bolnavă i se injectează un preparat de iod radioactiv-131, care permite medicului să monitorizeze trecerea iodului prin corpul pacientului. Pentru că timpul de înjumătățire
iod-131 este de numai 8 zile, apoi radioactivitatea sa scade rapid.
Un interes deosebit este utilizarea carbonului radioactiv-14 pentru determinarea vârstei obiectelor de origine organică pe baza metodei radiocarbonului (geocronologia) dezvoltată de chimistul fizician american W. Libby. Această metodă a fost distinsă cu Premiul Nobel în 1960. La dezvoltarea metodei sale, W. Libby a folosit binecunoscutul fapt al formării izotopului radioactiv carbon-14 (sub formă de monoxid de carbon (IV)) în straturile superioare ale atmosfera pământului când atomii de azot sunt bombardați de neutroni care fac parte din razele cosmice
14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 p
Carbonul-14 radioactiv se descompune la rândul său, emițând particule β și transformându-se înapoi în azot
14 6 C → 14 7 N + 0 -1 β
Se numesc atomii de elemente diferite care au aceleasi numere de masa (masa atomica). izobare.În sistemul periodic cu Există 59 de perechi și 6 tripleți de izobare. De exemplu, 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.
Se numesc atomii de elemente diferite care au același număr de neutroni izotone. De exemplu, 136 Ba și 138 Xe - au 82 de neutroni în nucleul unui atom.
Dreptul periodic şi
legătură covalentă
În 1907 N.A. Morozov și mai târziu în 1916-1918. Americanii J. Lewis și I. Langmuir au introdus conceptul de educație legătură chimică printr-o pereche de electroni comunăși a sugerat ca electronii de valență să fie notați cu puncte
O legătură formată din electroni aparținând a doi atomi care interacționează se numește covalent. Potrivit lui Morozov-Lewis-Langmuir:
1) când atomii interacționează între ei, se formează perechi de electroni împărtășiți - comuni - care aparțin ambilor atomi;
2) datorită perechilor de electroni comuni, fiecare atom din moleculă capătă opt electroni la nivelul energiei externe, s 2 p 6;
3) configurația s 2 p 6 este o configurație stabilă a unui gaz inert, iar în procesul de interacțiune chimică fiecare atom tinde să ajungă la el;
4) numărul de perechi de electroni comuni determină covalența elementului din moleculă și este egal cu numărul de electroni din atom, lipsind până la opt;
5) valența unui atom liber este determinată de numărul de electroni nepereche.
Reprezentarea legăturilor chimice este obișnuită în diferite moduri:
1) cu ajutorul electronilor sub formă de puncte plasate la simbolul chimic al elementului. Apoi formarea unei molecule de hidrogen poate fi arătată prin schemă
H× + H×® H: H;
2) folosind celule cuantice (orbitali) ca plasare a doi electroni cu spini opuși într-o celulă cuantică moleculară
Diagrama de prezentare arată că nivelul de energie moleculară este mai scăzut decât nivelurile atomice inițiale, ceea ce înseamnă că starea moleculară a unei substanțe este mai stabilă decât starea atomică;
3) adesea, în special în chimia organică, o legătură covalentă este reprezentată printr-o liniuță (de exemplu, H-H), care simbolizează o pereche de electroni.
O legătură covalentă într-o moleculă de clor este, de asemenea, realizată folosind doi electroni comuni sau o pereche de electroni.
După cum puteți vedea, fiecare atom de clor are trei perechi singure și un electron nepereche. Formarea unei legături chimice are loc datorită electronilor neperechi ai fiecărui atom. Electronii neperechi se leagă într-o pereche comună de electroni, numită și o pereche comună.
Metoda legăturii de valență
Ideile despre mecanismul de formare a unei legături chimice, folosind exemplul unei molecule de hidrogen, se aplică și altor molecule. Teoria legăturii chimice, creată pe această bază, a fost numită metoda legăturii de valență (MVS). Dispoziții de bază:
1) se formează o legătură covalentă ca urmare a suprapunerii a doi nori de electroni cu spini direcționați opus, iar norul de electroni comun format aparține la doi atomi;
2) legătura covalentă este cu atât mai puternică, cu atât norii de electroni care interacționează se suprapun. Gradul de suprapunere a norilor de electroni depinde de mărimea și densitatea acestora;
3) formarea unei molecule este însoțită de compresia norilor de electroni și scăderea dimensiunii moleculei față de dimensiunea atomilor;
4) la formarea legăturii iau parte electronii s- și p ai nivelului de energie exterior și electronii d ai nivelului de energie pre-extern.
Legături sigma (s) și pi (p).
În molecula de clor, fiecare dintre atomii săi are un nivel extern complet de opt electroni s 2 p 6, iar doi dintre ei (o pereche de electroni) aparțin în mod egal ambilor atomi. Suprapunerea norilor de electroni în timpul formării unei molecule este prezentată în figură.
Schema formării unei legături chimice în moleculele de clor Cl 2 (a) și clorură de hidrogen HCl (b)
O legătură chimică pentru care linia care leagă nucleele atomice este axa de simetrie a norului de electroni de legătură se numește legătură sigma (σ).. Apare atunci când suprapunerea „frontală” a orbitalilor atomici. Legături cu orbitali s-s suprapusi în molecula H2; Orbitii p-p din molecula de Cl 2 și orbitalii s-p din molecula de HCl sunt legături sigma. Posibilă suprapunere „laterală” a orbitalilor atomici. La suprapunerea norilor de electroni p orientați perpendicular pe axa legăturii, i.e. de-a lungul axelor y și z se formează două zone de suprapunere, situate pe ambele părți ale acestei axe. Această legătură covalentă se numește pi(p)-legatură. Suprapunerea norilor de electroni în timpul formării unei legături π este mai mică. În plus, zonele de suprapunere se află mai departe de nuclee decât în formarea unei legături σ. Din aceste motive, legătura π este mai puțin puternică decât legătura σ. Prin urmare, energia unei legături duble este mai mică de două ori energia unei legături simple, care este întotdeauna o legătură σ. În plus, legătura σ are simetrie axială, cilindrică și este un corp de revoluție în jurul liniei care leagă nucleele atomice. Legătura π, dimpotrivă, nu are simetrie cilindrică.
O legătură simplă este întotdeauna o legătură σ pură sau hibridă. O legătură dublă constă dintr-o legătură σ și una π situate perpendicular una pe cealaltă. Legătura σ este mai puternică decât legătura π. În compușii cu legături multiple, există întotdeauna o legătură σ și una sau două legături π.
Legătura donor-acceptor
Un alt mecanism pentru formarea unei legături covalente este, de asemenea, posibil - unul donor-acceptor. În acest caz, legătura chimică apare datorită norului de doi electroni al unui atom și orbitalului liber al altui atom. Luați în considerare, ca exemplu, mecanismul de formare a ionului de amoniu (NH 4 +). În molecula de amoniac, atomul de azot are o singură pereche de electroni (nor cu doi electroni)
Ionul de hidrogen are un orbital 1s liber (neumplut), care poate fi notat ca Н + (aici pătratul înseamnă o celulă). Când se formează un ion de amoniu, un nor cu doi electroni de azot devine comun pentru atomii de azot și hidrogen, adică se transformă într-un nor de electroni moleculari. Deci, există o a patra legătură covalentă. Procesul de formare a ionului de amoniu poate fi reprezentat prin schemă
Sarcina ionului de hidrogen devine comună (este delocalizat, adică dispersat între toți atomii), iar norul cu doi electroni (perechea de electroni singura) aparținând azotului devine comun cu H +. În diagrame, imaginea celulei este adesea omisă.
Se numește un atom care oferă o pereche de electroni singuratică donator , iar atomul care îl acceptă (adică oferă un orbital liber) se numește acceptor .
Mecanismul de formare a unei legături covalente datorată unui nor de doi electroni al unui atom (donator) și unui orbital liber al altui atom (acceptor) se numește donor-acceptor. O legătură covalentă formată în acest fel se numește legătură donor-acceptor sau legătură de coordonare.
Cu toate acestea, acesta nu este un tip special de legătură, ci doar un mecanism (metodă) diferit pentru formarea unei legături covalente. Proprietățile legăturii sfert N-H în ionul de amoniu nu sunt diferite de celelalte trei.
În cea mai mare parte, donatorii sunt molecule care conțin atomi de N, O, F, Cl legați în ea cu atomi de alte elemente. Un acceptor poate fi o particulă cu niveluri electronice vacante, de exemplu, atomi de elemente d cu subniveluri d neumplute.
Proprietățile unei legături covalente
Lungimea link-ului este distanța internucleară. O legătură chimică este mai puternică cu cât lungimea ei este mai mică. Lungimea legăturii în molecule este: HC 3 -CH 3 1,54 ; H 2 C \u003d CH 2
1,33 ; HC≡SN 1,20 .În ceea ce privește legăturile simple, aceste valori cresc, reactivitatea compușilor cu legături multiple crește. Măsura rezistenței legăturii este energia legăturii.
Energie legată determinată de cantitatea de energie necesară pentru a rupe legătura. De obicei, se măsoară în kilojuli pe mol de substanță. Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, energia legăturii crește și lungimea acesteia scade. Energii de legătură în compuși (alcani, alchene, alchine): С-С 344 kJ/mol; C=C 615 kJ/mol; С≡С 812 kJ/mol. Adică, energia unei legături duble este mai mică de două ori energia unei legături simple, iar energia unei legături triple este mai mică de trei ori energia unei legături simple, astfel încât alchinele sunt mai reactive din acest grup de hidrocarburi.
Sub satietate înțelegeți capacitatea atomilor de a forma un număr limitat de legături covalente. De exemplu, un atom de hidrogen (un electron nepereche) formează o legătură, un atom de carbon (patru electroni nepereche în stare excitată) - nu mai mult de patru legături. Din cauza saturaţiei legăturilor, moleculele au o anumită compoziţie: H 2 , CH 4 , HCl etc. Cu toate acestea, chiar și cu legături covalente saturate, se pot forma molecule mai complexe conform mecanismului donor-acceptor.
Orientare legătura covalentă determină structura spațială a moleculelor, adică forma lor. Să luăm în considerare acest lucru folosind exemplul formării moleculelor de HCl, H 2 O, NH 3.
Conform MVS, o legătură covalentă are loc în direcția suprapunerii maxime a orbitalilor de electroni ai atomilor care interacționează. Când se formează o moleculă de HCl, orbitalul s al atomului de hidrogen se suprapune cu orbitalul p al atomului de clor. Moleculele de acest tip au o formă liniară.
Nivelul exterior al atomului de oxigen are doi electroni nepereche. Orbitii lor sunt reciproc perpendiculari, adică. situate una fata de alta la un unghi de 90 o. Când se formează o moleculă de apă
Unitatea internațională de masă atomică este egală cu 1/12 din masa izotopului 12C, izotopul principal al carbonului natural.
1 amu = 1/12 m (12C) = 1,66057 10-24 g
Masa atomică relativă (Ar) este o valoare adimensională egală cu raportul dintre masa medie a unui atom de element (ținând cont de procentul de izotopi din natură) și 1/12 din masa unui atom de 12C.
Masa absolută medie a unui atom (m) este egală cu masa atomică relativă înmulțită cu amu.
(Mg) = 24,312 1,66057 10-24 = 4,037 10-23 g
Masa moleculară relativă (Mr) este o valoare adimensională care arată de câte ori masa unei molecule dintr-o anumită substanță este mai mare decât 1/12 din masa unui atom de carbon 12C.
Mg = mg / (1/12 ma(12C))
mr este masa moleculei substanței date;
ma(12C) este masa atomului de carbon 12C.
Mg = Σ Ag(e). Masa moleculară relativă a unei substanțe este egală cu suma maselor atomice relative ale tuturor elementelor, ținând cont de indici.
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
Masa absolută a unei molecule este egală cu masa moleculară relativă multiplicată cu amu. Numărul de atomi și molecule din probele obișnuite de substanțe este foarte mare, prin urmare, atunci când se caracterizează cantitatea unei substanțe, se folosește o unitate specială de măsură - molul.
Cantitatea de substanță, mol. Înseamnă un anumit număr de elemente structurale (molecule, atomi, ioni). Notat ν, măsurat în mol. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține atâtea particule câte atomi există în 12 g de carbon. Numărul Avogadro diQuaregna (NA). Numărul de particule din 1 mol de orice substanță este același și egal cu 6,02 1023. (constanta lui Avogadro are dimensiunea - mol-1).
Câte molecule sunt în 6,4 g de sulf? Greutatea moleculară a sulfului este de 32 g/mol. Determinăm cantitatea de g/mol dintr-o substanță în 6,4 g de sulf:
ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol
Să determinăm numărul de unități structurale (molecule) folosind constanta Avogadro NA
N(s) = ν(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023
Masa molară indică masa a 1 mol dintr-o substanță (notat cu M).
Masa molară a unei substanțe este egală cu raportul dintre masa substanței și cantitatea corespunzătoare de substanță.
Masa molară a unei substanțe este numeric egală cu masa sa moleculară relativă, cu toate acestea, prima valoare are dimensiunea g / mol, iar a doua este adimensională.
M = NA m(1 moleculă) = NA Mg 1 a.m.u. = (NA 1 amu) Mg = Mg
Aceasta înseamnă că dacă masa unei anumite molecule este, de exemplu, 80 a.m.u. (SO3), atunci masa unui mol de molecule este de 80 g. Constanta lui Avogadro este un factor de proporționalitate care asigură trecerea de la raportul molecular la cel molar. Toate afirmatiile referitoare la molecule raman valabile pentru moli (cu inlocuirea, daca este cazul, a a.m.u. cu g) De exemplu, ecuatia reactiei: 2Na + Cl2 → 2NaCl, inseamna ca doi atomi de sodiu reactioneaza cu o molecula de clor, sau ca acelasi lucru , doi moli de sodiu reacţionează cu un mol de clor.
Stoichiometria. Legea conservării masei substanțelor. Legea constanței compoziției substanțelor din structura moleculară. Legea lui Avogadro și consecințele ei.
stoichiometrie(din altul grecescστοιχειον „element” + μετρειν „măsură”) - secțiune chimie despre raporturile de reactivi în reacții chimice.
Vă permite să calculați teoretic volumele necesare reactivi.
Legea constanței compoziției a fost descoperit de omul de știință francez Louis Jeanne Proust în 1799 și este formulat:
Orice substanță pură are o compoziție calitativă și cantitativă constantă, indiferent de locația sa în natură și de metoda de producție în industrie.
De exemplu: H 2 O a) compoziţia calitativă - elementele H şi O
b) compoziție cantitativă - doi atomi de hidrogen H, un atom de oxigen O.
Apa poate fi obtinuta:
1. 2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O - reacția compusului.
2. Cu(OH) 2 t°C H 2 O + CuO - reacție de descompunere.
3. HCl + NaOH \u003d H 2 O + NaCl - reacție de neutralizare.
Semnificația legii constanței compoziției:
Pe baza legii s-au distins conceptele de „compus chimic” și „amestec de substanțe”
· Pe baza legii se pot face diverse calcule practice.
Legea conservării masei materiei a fost descoperit de M.V. Lomonosov în 1748 și a formulat.
