Общая химия основные понятия и законы химии

Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Основные понятия и законы химии

I. Основные понятия и законы химии [c.356]

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ и ЗАКОНЫ ХИМИИ [c.14]

Глава . ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ. [c.5]

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ [c.5]

В третьем издании практически заново написано большинство глав, а их количество увеличено до 20. Впервые введены главы, освещающие важные проблемы современной химии глава 18 — Бионеорганическая химия и глава 20 — Химическая экология . Основные понятия и законы химии, ранее составляющие содержание главы 1, даны теперь в более детальном изложении в главах 1 ( Химическая эволюция материи ), 2 ( Основные этапы развития химии ) и 3 ( Количественные соотношения в химии ). Введение этих глав позволило рассмотреть вопросы атомистики с более общих естественно-научных и философских позиций, определить место химической формы движения материи в ряду других ее форм. [c.3]

ОСНОВНЫЕ понятия и ЗАКОНЫ химии [c.6]

Атомно-молекулярное учение позволило объяснить основные понятия и законы химии. [c.11]

Продолжим рассмотрение других основных понятий и законов химии. [c.23]

В этом параграфе приводятся задачи и их решения по теме Основные понятия и законы химии . [c.46]

В отличие от существующих в данном пособии сделан упор на углубленное повторение основных понятий и законов химии, узловых вопросов, от понимания которых зависит осмысление изучаемого в школе фактического материала. На небольшом числе примеров показаны главные закономерности поведения химических систем, общие приемы подхода к их рассмотрению, то, как свойства вещества определяют его применение. Приводимые вопросы и упражнения выбраны из тех, которые предлагались на вступительных экзаменах в химические вузы или использовались автором на Подготовительном отделении ЛГУ. Как правило, для ответа не нужны громоздкие расчет и — надо лишь хорошо усвоить основные законы химии. [c.1]

Раздел I. ОБЩАЯ ХИМИЯ Глава 1. Основные понятия и законы химии 15 [c.1]

Изложение материала этой глэбы начинается с атомно-молекулярного учения, поскольку оно дает объяспекие основным понятиям и законам химии. [c.4]

В книге значительное внимание уделено общетеоретическим вопросам, т. е. основным понятиям и законам химии, строению атомов, типам химических связей, растворам, смещению химического равновесия, теории электролитической диесоциации, гид-роли , окислительно-восстановительным реакциям, произйедшию растворимости, водородному показателю. Кроме этого, дано представление об историческом пути р1азвития химического анализа и становлении аналитической химии и ее современных задачах. [c.3]

Главное внимание в пособии уделено общей хнмпи, т. е. основным понятиям и законам химии. Хорошо усвоив этот раздел, абитуриент сможет более сознательно повторять описательный материал неорганической и органической. химии. [c.3]

Смотреть страницы где упоминается термин Основные понятия и законы химии: [c.2] [c.10] [c.56] Смотреть главы в:

chem21.info

Общая химия ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Транскрипт

1 Общая химия ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ Химия — наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений. Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется. Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

2 Атомно — молекулярное учение. 1. Все вещества состоят из молекул. Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. 2. Молекулы состоят из атомов. Атом — наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы. 3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания. Химический элемент — это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем. Атомное ядро — центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов. Заряд ядра — положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N. Изотопы — химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре. Массовое число Заряд ядра A Z Э Cu и Cu; Cl и 37 Химическая формула — это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс — цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле. Аллотропия — явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента. Cложные вещества — молекулы, состоят из атомов различных химических элементов. Международная единица атомных масс равна 1 / 12 массы изотопа 12 C — основного изотопа природного углерода. 1 а.е.м = 1 / 12 m ( 12 C) = 1, г Относительная атомная масса (A r ) — безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1 / 12 массы атома 12 C. 17 Cl

3 Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м. A r(mg) = 24,312 m (Mg) = 24,312 1, = 4, г Относительная молекулярная масса (M r ) — безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1 / 12 массы атома углерода 12 C. M г = m г / ( 1 / 12 m а ( 12 C)) m r — масса молекулы данного вещества; m а ( 12 C) — масса атома углерода 12 C. M г = Σ A г (э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов. Примеры. M г (B 2 O 3 ) = 2 A r (B) + 3 A r (O) = = 70 M г (KAl(SO 4 ) 2 ) = 1 A r (K) + 1 A r (Al) A r (S) A r (O) = = = 258 Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения — моль. Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается ν, измеряется в моль. Моль — количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода. Число Авогадро ди Кваренья (N A ). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6, (Постоянная Авогадро имеет размерность — моль -1 ). Пример. Сколько молекул содержится в 6,4 г серы? Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы: ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро N A N(s) = ν (s) N A = 0,2 6, = 1, Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M). M = m / ν Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества. Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая — безразмерная. M = N A m (1 молекула) = N A M г 1 а.е.м. = (N A 1 а.е.м.) M г = M г

4 Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO 3 ), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl 2 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора. Закон сохранения массы веществ (М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.) Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи. В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия ΔE связана с увеличением его массы Δm соотношением ΔE = Δm c 2, где с — скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кдж энергии соответствует изменению массы на

10-11 г и Δm практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где ΔЕ в

10 6 раз больше, чем в химических реакциях, Δm следует учитывать. Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа. Включает три этапа: Составление химических уравнений 1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками «+» и » » : HgO Hg + O 2 2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково: 2HgO 2Hg + O 2 3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения. Расчеты по химическим уравнениям Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (η) называют отношение реальной массы продукта (m p ) к теоретически возможной (m т ), выраженное в долях единицы или в процентах.

5 η= (m p / m т ) 100% Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход). Пример 1 Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического? Решение CuO + H 2 Cu + H 2 O 1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu 2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта: 6,4 г 100% выход (теоретический) Х г 82% X = (8 82) / 100 = 5,25 г Пример 2 Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO 3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла? Решение a) Определим массу (г) WO 3 в 33,14 г концентрата руды ω(wo 3 )= 1,0-0,3 = 0,7 m(wo 3 ) = ω(wo 3 ) m руды = 0,7 33,14 = 23,2 г b) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO 3 порошком алюминия. WO 3 + 2Al Al 2 O 3 + W При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO 3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO 3 Х г W X = (23,2 187) / 232 = 18,7 г W c) Рассчитаем практический выход вольфрама 18,7 г W 100% 12,72 г W Y% Y = (12,72 100) / 18,7 = 68% Пример 3. Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия? Решение. BaCl 2 + Na 2 SO 4 BaSO 4 + 2NaCl

6 Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке. 1. Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке. Обозначим количество г Na 2 SO 4 X. 208 г (1моль) BaCl 2 реагирует с 132 г (1 моль) Na 2 SO 4 ; 20,8 г с Х г X = (20,8 132) / 208 = 13,2 г Na 2 SO 4 Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl 2 затратится 13,2 г Na 2 SO 4, а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl 2, взятому в недостатке. 2. Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO г (1 моль) BaCl 2 образует 233 г (1 моль) BaSO 4 ; 20,8 г Y г Y = (233 20,8) / 208 = 23,3 г Закон постоянства состава Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г). Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения. Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях. Пример. CuS — сульфид меди. m(cu) : m(s) = A r (Cu) : A r (S) = 64 : 32 = 2 : 1 Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2 : 1. Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке. Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения. Массовая доля элемента ω (Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n — число атомов; A r(э) — относительная атомная масса элемента; M r — относительная молекулярная масса вещества. ω (Э) = (n A r(э) ) / M r Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую молекулярную формулу: 1. Обозначают формулу соединения A x B y C z 2. Рассчитывают отношение X : Y : Z через массовые доли элементов: ω (A) = (х A r(а) ) / M r (A x B y C z ) ω (B) = (y A r(b) ) / M r (A x B y C z ) ω (C) = (z A r(c) ) / M r (A x B y C z ) X = (ω (A) M r ) / A r(а)

7 Y = (ω (B) M r ) / A r(b) Z = (ω (C) M r ) / A r(c) x : y : z = (ω (A) / A r(а) ) : (ω (B) / A r(b) ) : (ω (C) / A r(c) ) 3. Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z. 4. Записывают формулу соединения. Закон кратных отношений (Д.Дальтон, 1803 г.) Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. N 2 O N 2 O 3 NO 2 (N 2 O 4 ) N 2 O 5 Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5. Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.) «Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа». Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества. Примеры. a) 2CO + O 2 2CO 2 При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем. b) При синтезе аммиака из элементов: n 2 + 3h 2 2nh 3 Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака — объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза. Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.) В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул. Закон справедлив только для газообразных веществ. Следствия.

8 1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковые объемы. 2. При нормальных условиях (0 C = 273 К, 1 атм = 101,3 кпа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Пример 1. Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты? Решение. Mg + 2HCl MgCl 2 + H 2 При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода; при растворении 4,8 г магния Х л водорода. X = (4,8 22,4) / 24 = 4,48 л водорода Пример 2. 3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным молекулярную массу хлора. Решение. Находим массу 22,4 л хлора 1 л 3,17 г хлора 22,4 л Х г хлора X = 3,17 22,4 = 71 г Следовательно, молекулярная масса хлора Объединенный газовый закон — объединение трех независимых частных газовых законов: Гей- Люссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно записать так: P 1 V 1 / T 1 = P 2 V 2 / T 2 И наоборот, из объединенного газового закона при P = const (P 1 = P 2 ) можно получить V 1 / T 1 = V 2 / T 2 (закон Гей-Люссака); при Т= const (T 1 = T 2 ): при V = const P 1 V 1 = P 2 V 2 (закон Бойля-Мариотта); P 1 / T 1 = P 2 / T 2 (закон Шарля). Уравнение Клайперона-Менделеева Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева: pv= (m / M) RT

9 где m — масса газа; M — молекулярная масса; p — давление; V — объем; T — абсолютная температура ( К); R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль К) или 0,082 л атм/(моль К)). Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон. Пример. Какой объем займет при температуре 17 C и давлении 250 кпа оксид углерода (II) массой 84 г? Решение. Количество моль CO равно: ν (CO) = m(co) / M(CO) = 84 / 28 = 3 моль Объем CO при н.у. составляет 3 22,4 л = 67,2 л Из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака: (P V) / T = (P 0 V 0 ) / T 2 Следует V (CO) = (P 0 T V 0 ) / (P T 0 ) = (101,3 ( ) 67,2) / ( ) = 28,93 л Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее (или легче) 1 моля другого газа. D A(B) = ρ (B) / ρ (A) = M (B) / M (A) Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей: M ср = (m m n ) / (ν ν n ) = (M 1 V M n V n ) / (ν ν n ) Пример1. Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна его плотность по воздуху (М ср. =29). Решение. DH 2 = M в-ва / MH 2 = М в-ва / 2 М в-ва = 2DH 2 = 34 D возд = M в-ва / M возд. ср = 34 / 29 = 1,17 Пример2. Определите плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если массовые доли компонентов составляли 15, 50 и 35% соответственно. Решение. D смеси(по воздуху) = M смеси / M возд. = М смеси / 29 M смеси = ( ) / 100 = ( ) / 100 = 39,6 D смеси(по воздуху) = M смеси / 29 = 39,6 / 29 = 1,37

10 Планетарная модель строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) 1. Атомы химических элементов имеют сложное внутреннее строение. 2. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. 3. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре атома(масса электрона равна 1/1823 а.е.м.). 4. Вокруг ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны. Их число равно заряду ядра. Поэтому атом в целом — электронейтрален. Ядро атома Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре атома элемента строго определено — равно порядковому номеру элемента в периодической системе — Z. Число нейтронов в ядре атомов одного и того же элемента может быть различным — A — Z (где А — относительная атомная масса элемента; Z — порядковый номер). Заряд ядра атома определяется числом протонов. Масса ядра определяется суммой протонов и нейтронов. Изотопы Изотопы — разновидности атомов определенного химического элемента, имеющие одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. Обладают ядрами с одинаковым числом протонов и различным числом нейтронов, имеют одинаковое строение электронных оболочек и занимают одно и то же место в периодической системе химических элементов. Относительные атомные массы элементов, приводимые в периодической системе — есть средние массовые числа природных смесей изотопов. Поэтому они и отличаются от целочисленных значений. Пример. Природный таллий (ат.н.81, ат. масса 204,383) состоит из двух изотопов: таллий Tl (811 1 p; n) — 29,5% таллий Tl (811 1 p; n) — 70,5% Средняя атомная масса таллия равна: A ср.(tl) = (0, , ) / 2 = 204,383 Изотопы водорода имеют специальные символы и названия: 1 1 H — протий; 2 1 D — дейтерий; 3 1 T — тритий. Химические свойства изотопов одного элемента одинаковы. Изотопы, имеющие одинаковые массовые числа, но различные заряды ядер, называются изобарами (40Ar, 40K и 40Ca; 112Cd и 112 Sn).

11 Радиоактивность Радиоактивность — самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием элементарных частиц или ядер (например, α- частиц). Радиоактивность, проявляемая природными изотопами элементов, называется естественной радиоактивностью. Самопроизвольный распад ядер описывается уравнением: m t = m 0 (1/2) t / T 1/2 где m t и m 0 — массы изотопа в момент времени t и в начальный момент времени; Т 1/2 — период полураспада, который является постоянным для данного изотопа. За время Т 1/2 распадается половина всех ядер данного изотопа. Основные виды радиоактивного распада. α — распад. Сопровождается потоком положительно заряженных ядер атома гелия 4 2Не (αчастиц) со скоростью км/с. При этом заряд Z исходного ядра уменьшается на 2 единицы (в единицах элементарного заряда), а массовое число А — на 4 единицы (в атомных единицах массы). Z’ = Z 2 A’ = A 4 т.е. образуется атом элемента, смещенного по периодической системе на две клетки влево, от исходного радиоактивного элемента, а его массовое число на 4 единицы меньше исходного Ra 80 Rh He β — распад. Излучение ядром атома потока электронов со скоростью 100′ ‘000 км/с. (Электрон образуется при распаде нейтрона ядра. Нейтрон может распадаться на протон и электрон.) При β- распаде массовое число изотопа не изменяется, поскольку общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1. (Химический элемент смещается в периодической системе на одну клетку вправо, а его массовое число не изменяется) Th 91 Po e γ- распад. Возбужденное ядро испускает электромагнитное излучение с очень малой длиной волны и высокой частотой, обладающее большой проникающей способностью, при этом энергия ядра уменьшается, массовое число и заряд остаются неизменными. (Химический элемент не смещается в периодической системе, его массовое число не изменяется и лишь ядро его атома переходит из возбужденного состояния в менее возбужденное). Ядерные реакции — превращения ядер, происходящие при их столкновении друг с другом или с элементарными частицами. Первая искусственная ядерная реакция была осуществлена Э.Резерфордом (1919 г.) при бомбардировке ядер азота α- частицами: 14 7 N He 17 8 O H С помощью ядерных реакций были получены изотопы многих химических элементов и ядра всех химических элементов с порядковыми номерами от 93 до 110.

12 СТРОЕНИЕ АТОМА При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Благодаря волновым свойствам электроны в атоме могут иметь только строго определенные значения энергии, которые зависят от расстояния до ядра. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Он содержит строго определенное число электронов — максимально 2n 2. Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня. Квантовые числа электронов Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое — вокруг собственной оси. Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3. ) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним. Пример. Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит n = 5. В его атоме электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5). Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n — 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l — подуровнем. Для l=0 s- подуровень, s- орбиталь орбиталь сфера l=1 p- подуровень, p- орбиталь орбиталь гантель l=2 d- подуровень, d- орбиталь орбиталь сложной формы f-подуровень, f-орбиталь орбиталь еще более сложной формы S — орбиталь Три p орбитали

13 Пять d орбиталей На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = (n — 1) = 0. Форма обитали — сферическая; на первом энергетическом только один подуровень — 1s. Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0, s- орбиталь — сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь — гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня — 2s и 2p. Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s- орбиталь — сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь — гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, d- орбиталь сложной формы. Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня — 3s, 3p и 3d. Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве. Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве. Для p- орбитали (l = 1) — три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1. Для d- орбитали (l = 2) — пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2. Таким образом, на s- подуровне — одна, на p- подуровне — три, на d- подуровне — пять, на f- подуровне — 7 орбиталей. Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и 1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения. Принципы заполнения орбиталей 1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами). 2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду: 1S V 2 V Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты) V 1 A + Б В + Q, то увеличение t C приводит к V 2 > V 1 V 2 V 1 A + Б В — Q, то увеличение t C приводит к V 1 > V 2 V 2

28 3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V 1 > V Катализаторы не влияют на положение равновесия.

29 РАСТВОРЫ. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Растворы. Растворимость Концентрация растворов Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты Ионные реакции. Гидролиз РАСТВОРЫ. РАСТВОРИМОСТЬ РАСТВОРЫ ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Растворы — однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя, растворённых веществ и продуктов их взаимодействия. По агрегатному состоянию растворы могут быть жидкими (морская вода), газообразными (воздух) или твёрдыми (многие сплавы металлов). Размеры частиц в истинных растворах — менее 10-9 м (порядка размеров молекул). Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы Если молекулярные или ионные частицы, распределённые в жидком растворе присутствуют в нём в таком количестве, что при данных условиях не происходит дальнейшего растворения вещества, раствор называется насыщенным. (Например, если поместить 50 г NaCl в 100 г H 2 O, то при 20ºC растворится только 36 г соли). Насыщенным называется раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества. Поместив в 100 г воды при 20ºC меньше 36 г NaCl мы получим ненасыщенный раствор. При нагревании смеси соли с водой до 100 C произойдёт растворение 39,8 г NaCl в 100 г воды. Если теперь удалить из раствора нерастворившуюся соль, а раствор осторожно охладить до 20ºC, избыточное количество соли не всегда выпадает в осадок. В этом случае мы имеем дело с перенасыщенным раствором. Перенасыщенные растворы очень неустойчивы. Помешивание, встряхивание, добавление крупинок соли может вызвать кристаллизацию избытка соли и переход в насыщенное устойчивое состояние. Ненасыщенный раствор — раствор, содержащий меньше вещества, чем в насыщенном. Перенасыщенный раствор — раствор, содержащий больше вещества, чем в насыщенном. Растворение как физико-химический процесс Растворы образуются при взаимодействии растворителя и растворённого вещества. Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода — гидратацией). Растворение протекает с образованием различных по форме и прочности продуктов — гидратов. При этом участвуют силы как физической, так и химической природы. Процесс растворения вследствие такого рода взаимодействий компонентов сопровождается различными тепловыми явлениями.

30 Энергетической характеристикой растворения является теплота образования раствора, рассматриваемая как алгебраическая сумма тепловых эффектов всех эндо- и экзотермических стадий процесса. Наиболее значительными среди них являются: поглощающие тепло процессы — разрушение кристаллической решётки, разрывы химических связей в молекулах; выделяющие тепло процессы — образование продуктов взаимодействия растворённого вещества с растворителем (гидраты) и др. Если энергия разрушения кристаллической решетки меньше энергии гидратации растворённого вещества, то растворение идёт с выделением теплоты (наблюдается разогревание). Так, растворение NaOH экзотермический процесс: на разрушение кристаллической решётки тратится 884 кдж/моль, а при образовании гидратированных ионов Na + и OH — выделяется соответственно 422 и 510 кдж/моль. Если энергия кристаллической решётки больше энергии гидратации, то растворение протекает с поглощением теплоты (при приготовлении водного раствора NH 4 NO 3 наблюдается понижение температуры). Растворимость Предельная растворимость многих веществ в воде (или в других растворителях) представляет собой постоянную величину, соответствующую концентрации насыщенного раствора при данной температуре. Она является качественной характеристикой растворимости и приводится в справочниках в граммах на 100 г растворителя (при определённых условиях). Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления. Природа растворяемого вещества. Кристаллические вещества подразделяются на: P — хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды); M — малорастворимые (0,1 г — 1,0 г на 100 г воды); Н — нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды). (Смотри таблицу растворимости) Природа растворителя. При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а молекулярные вещества — наоборот. Влияние температуры. Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается (Например,Ca(OH) 2 в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается.

31 Влияние давления. С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается.

32 КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ Способы выражения концентрации растворов РАСТВОРЫ ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ Существуют различные способы выражения состава раствора. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию. Массовая доля растворённого вещества w (B) — это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m : w (B) = m (B) / m Массовую долю растворённого вещества w (B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества CaCl 2 в воде равна 0,06 или 6%. Это означает,что в растворе хлорида кальция массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94 г. Пример Сколько грамм сульфата натрия и воды нужно для приготовления 300 г 5% раствора? Решение m(na 2 SO 4 ) = w(na 2 SO 4 ) / 100 = (5 300) / 100 = 15 г где w(na 2 SO 4 ) массовая доля в %, m — масса раствора в г m(h 2 O) = 300 г — 15 г = 285 г. Таким образом, для приготовления 300 г 5% раствора сульфата натрия надо взять 15 г Na 2 SO 4 и 285 г воды. Молярная концентрация C (B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора. C (B) = n (B) / V = m (B) / (M (B) V), где М (B) — молярная масса растворенного вещества г/моль. Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается «M». Например, 2 M NaOH — двухмолярный раствор гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества или 80 г (M (NaOH) = 40 г/моль). Пример Какую массу хромата калия K 2 CrO 4 нужно взять для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора? Решение M(K 2 CrO 4 ) = C(K 2 CrO 4 ) V M(K 2 CrO 4 ) = 0,1 моль/л 1,2 л 194 г/моль 23,3 г. Таким образом, для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора нужно взять 23,3 г K 2 CrO 4 и растворить в воде, а объём довести до 1,2 литра.

docplayer.ru

Популярное:

  • Пенсия восстановление Как восстановить полную пенсию по потере кормильца? Здравствуйте , я прлучаю пенсию по потере кормильца (мама) мне 20 лет студент университета 3 курс на очном . Парралельно работаю в ао банк русский стандарт , как устроился […]
  • Законом о гражданстве 2002 г Федеральный закон "О гражданстве Российской Федерации" Федеральный закон от 31 мая 2002 г. N 62-ФЗ"О гражданстве Российской Федерации" С изменениями и дополнениями от: 11 ноября 2003 г., 2 ноября 2004 г., 3 января, 18 июля 2006 […]
  • Налоги ооо с ндс в 2014 году Налоги ооо с ндс в 2014 году Чтобы узнать какие налоги платит общество с ограниченной ответственностью (ООО), необходимо определить какую систему налогообложения применяет ООО: общую систему налогообложения, упрощенную […]
  • Приказ мз рк 389 Министерство здравоохранения Приказ Министра здравоохранения Республики Казахстан от 28 июля 2010 года № 555 Об утверждении санитарных правил «Санитарно-эпидемиологические требования к объектам коммунального назначения» (Утратил […]
  • 100 закон свердловская область Закон Свердловской области от 20 ноября 2009 г. N 100-ОЗ "О социальной поддержке многодетных семей в Свердловской области" Закон Свердловской области от 20 ноября 2009 г. N 100-ОЗ "О социальной поддержке многодетных семей в […]
  • Виды уголовных наказаний в рк Для Казахстана Отчеты по практике Предмет: Уголовное право Тип: Курсовая работа Объем: 29 стр. Система и виды наказания в Республике Казахстан Содержание Введение 3 Глава 1. Система наказания 4 1.1 Понятие системы наказаний 4 […]
  • Приказа 205н минздравсоцразвития россии Приказ Министерства здравоохранения и социального развития РФ от 1 апреля 2010 г. N 205н "Об утверждении перечня услуг в области охраны труда, для оказания которых необходима аккредитация, и Правил аккредитации организаций, […]
  • Дополнение изменение в правилах дорожного движения Последние изменения в Правилах дорожного движения Актуальные изменения Правил дорожного движения. Последние изменения в ПДД действуют с 18 марта 2018 года. Не пропустите. В течение года вносятся изменения по несколько раз. В […]