Закони газового стану

Закон об'ємних відношень (Гей-Люссака): при незмінних температурі і тиску об’єми газів що вступають у реакцію відносяться один до одного, а також до об’ємів утворених газоподібних продуктів як невеликі цілі числа.

Закон Авогадро: у рівних об'ємах будь-яких газів за однакових умов (Т, р) міститься однакова кількість молекул. Наслідки із закону Авогадро:

1. При однакових умов 1 моль будь-якого газу займає однаковий об'єм.

2. За н.у. 1 моль різних газів займає об'єм 22,4 л (молярний об'єм газу, л/моль).

3. Відношення мас рівних об'ємів різних газів дорівнює відношенню їх молекулярних мас:

де m₁ і m₂ - маси, а і - молекулярні маси першого і другого газів.

- відносна щільність першого газу за другим

Об’єднаний газовий закон:

р₀ = 101325 Па, Т₀ = 0ºС (273,15 К),

де р₀, V₀, Т₀ - відповідно тиск, об'єм, температура при н.у.;

р, V, Т - ті ж параметри даної кількості газоподібної речовини при інших умовах.

Для 1 моль будь-якого газу при н.у.:

- універсальна газова стала. R = 8,314 Дж /​​(моль  К)

Для 1 моля газу тоді маємо:  

Це рівняння стану ідеального газу.

Якщо кількість газу інше, то отримаємо рівняння

Менделєєва - Клапейрона:

(n - число молів даного речовини).

Закон парціальних тисків: загальний тиск суміші газів, що хімічно не взаємодіють один з одним, дорівнює сумі парціальних тисків газів, складових суміші:

де р - загальний тиск; р₁, р₂ ... - парціальні тиску газів 1, 2 ...

Парціальний тиск газу в суміші - тиск, який виробляв б цю ж кількість даного газу, якщо б він один займав при цій же температурі весь об'єм, займаний сумішшю.

Лекція 2 Будова речовин. Систематика хімічних елементів. Періодичний закон хімічних елементів

План

1. Будова атома. Протони, електрони, нейтрони. Квантові числа. Електронні формули.

2. Порядок заповнення електронами атомних орбіталей у багатоелектронних атомах.

3. Вплив електронної будови атомів на властивості елементів. Енергія іонізації, спорідненість атома до електрона. Електронегативність.

4. Залежність кислотно-лужних та окислювально-відновних властивостей від розташування атомів в періодичній системі.

Будова атома

Атом – електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Ядра атомів складаються з двох типів часток (нуклонів) - протонів (р) і нейтронів (n). Заряд протона дорівнює за величиною і протилежний за знаком заряду електрона; маса його дорівнює приблизно 1 а.о.м.

Нейтрон - незаряджена частинка з масою, приблизно рівною масі протона.

Лінійні розміри атома - ~ 10^-8 см, ядра - ~ 10^-12-10^-13 см.

Основна маса атома зосереджена в ядрі і характеризується масовим числом А, рівним сумі чисел протонів (заряду ядра) Z і нейтронів N:

А = Z + N.

Головною характеристикою атома є заряд ядра (Z). Він визначає число електронів, що знаходяться навколо ядра, тобто приналежність атома до даного виду хімічних елементів, і відповідно атомному номеру (в періодичній системі елементів - порядковому номеру) елемента. У позначенні атома елемента відображаються масове число і кількість протонів -, наприклад. Відносна атомна маса елемента є середньою величиною масових чисел його природних ізотопів з урахуванням ступеня їх поширення. Наприклад, хлор в природі знаходиться в основному у вигляді двох ізотопів (75,43%) і (24,57%).

Відносна атомна маса хлору становить .

Основою сучасної теорії будови атома є закони і положення квантової (хвильової) хімії - вивчає рух мікрооб'єктів.

Мікрооб'єкти володіють одночасно корпускулярними і хвильовими властивостями. Для опису руху мікрочастинок використовується імовірнісний підхід, тобто визначається не їх точне положення, а ймовірність знаходження в тій чи іншій області навколо ядерного простору.

Стан електрона в атомі описується за допомогою квантово-механічної моделі - електронної хмари, щільність відповідних ділянок якої пропорційна ймовірності знаходження електрона. Зазвичай під електронними хмарами розуміють область навколо ядерного простору, яка охоплює приблизно 90% електроннї хмари. Ця область простору називається також орбітальлю.

Існує система квантових чисел, яка визначає стан електрона в атомі. Головне квантове число n визначає енергію електрона і розмір електронної хмари. Воно може приймати цілочисельні значення від 1 до .Сукупність електронних станів, що мають однакове значення головного квантового числа n, називається електронним шаром або енергетичним рівнем. Найменше значення енергії Е відповідає n = 1. Решті квантовим станам відповідають більш високі значення енергії. Електрони, що знаходяться на цих енергетичних рівнях, менш міцно зв'язані з ядром. Для атома водню квантовий стан з n = 1 відповідає його найменшої енергії і називається основним. Стани n = 2, 3, 4 ... називаються збудженими.

Орбітальне (побічне) квантове число визначає орбітальний момент кількості руху електрона і характеризує форму електронної хмари. Воно приймає завжди цілочисельні значення від 0 до (n-1). Кожному n відповідає певне число значень , тобто енергетичний рівень являє собою сукупність енергетичних підрівнів, що дещо різні за енергіями. Число підрівнів, на яке розщеплюється енергетичний рівень, дорівнює номеру рівня (тобто чисельному значенням n). Ці підрівні мають наступні літерні позначення:

Орбітальний квантове число: 0 1 2 3 4

                   Підрівень: s p d f g

Форми орбіталей, що відповідають різним значенням, наведені на наступному малюнку:

Таким чином, енергетичний підрівень - це сукупність елекронних станів, що характеризуються певним набором квантових чисел n і . Такий стан електрона, відповідне певним значенням n і , записується у вигляді цифрового позначення n і буквеного , наприклад, 4р (n = 4, = 1); 5d (n = 5, = 2).

Магнітне квантове число m_l характеризує просторову орієнтацію електронної хмари. Воно приймає цілочисельні значення від до , наприклад, при l = 0 m_l = 0; l = 1 m_l = -1, 0, +1; l = 2 m_l = -2, -1, 0, +1, +2.

У загальному вигляді будь-якому значенню l відповідає (2l +1) значень магнітного квантового числа, тобто (2l +1) можливих розташувань електроннї хмари даного типу в просторі. Отже, можна говорити, що число значень m_l вказує на число орбіталей з даним значенням l. s-стану відповідає одна орбіталь, p-стану - три, d-стану - п'ять, ¦-стану - сім і т.д. Всі орбіталі, що належать одному підрівню мають однакову енергію і називаються виродженими.

Загальне число орбіталей, з яких складається будь енергетичний рівень (шар), рівне n², а число орбіталей, складових підрівня, - (2l +1).

Спіновое квантове число m_s характеризує відповідно механічний момент електрона, пов'язаний з обертанням його навколо своєї осі. Воно може мати тільки два значення: +1/2 або -1/2.

Загальна характеристика стану електрона в багатоелектронних атомах визначається принципом Паулі: в атомі не може бути двох електронів, у яких усі чотири квантових числа були б однакові.

Отже, на одній орбіталі може знаходитись не більше двох електронів, що відрізняються один від одного значеннями спінового квантового числа (спінами); максимальна ємність енергетичного підрівня - 2 (2l +1) електронів, а рівня - 2n². Розподіл електронів в атомі, що знаходяться в основному стані (його електронна конфігурація), визначається зарядом електрона. При цьому електрони розміщуються згідно принципу мінімальної енергії: найбільш стійкий стан електрона в атомі відповідає мінімально можливому значенню його енергії. Конкретна реалізація цього принципу може бути здійснена на основі правила Клечковского: із зростанням атомного номера елементу електрони розміщуються послідовно на орбіталях, якi характеризуються зростанням суми головного і орбітального чисел (n + l); при однакових значеннях цієї суми раніше заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа n. Послідовність заповнення енергетичних підрівнів в основному відповідає наступному ряду:

1s 2s 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p і т.д.

При наявності однотипних орбіталей їх заповнення відбувається у відповідності з правилом Хунда: в межах енергетичного підрівня електрони розташовуються так, щоб їх сумарний спін був максимальним.

У таблиці 1.1 наведені значення квантових чисел для різних станів електрона, а також вказано максимальну кількість електронів, яке може знаходитися на тому чи іншому енергетичному рівні і підрівні в атомі.

Існує два способи складання схем розподілу електронів в атомі:

а) у вигляді формул електронних конфігурацій, наприклад, для ₁₉К - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹, де показник ступеня вказує число електронів на даному підрівні;

б) у вигляді квантових осередків - для зображення електронної орбіталі і стрілок, напрямок яких вказує на орієнтацію спінів електронів:

				s	p
			n=2	­¯	­¯	­	­
			n=1	­¯

Таблиця 1.1 Квантові стани електронів, ємність енергетіче-ських рівнів і підрівнів

Квантовий стан електронів, ємність енергетичних рівнів і підрівнів.
Електрона оболонка	Енергетичний рівень l	Енергетичний підрівень		Можливі значення ml	Число орбіталей		Максимальное число электронов
		значення l	тип		на підрівні (2l+1)	на на рівні n2	на підрівні (2l+1) 2	на рівні 2n2
K L M N	1 2 3 4	0 0 1 0 1 2 0 1 2 3	s s p s p d s p d f	0 0 -1; 0; +1 0 -1; 0; +1 -2; -1; 0; +1; +2 0 -1; 0; +1 -2; -1; 0; +1; +2 -3; -2; -1; 0; +1; +2; +3	1 1 3 1 3 5 1 3 5 7	1 4 9 16	2 2 6 2 6 10 2 6 10 14	2 8 18 32

Періодичний закон, відкритий Д.І. Менделєєвим в 1869 р., в сучасному формулюванні говорить:

властивості хімічних елементів, а також форми і властивості утворених ними сполук перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їхніх атомів.

Заряд ядра (число протонів) дорівнює атомному номеру елементу, визначає число електронів в атомі і, як наслідок цього, будову його електронної оболонки в основному стані.

Графічним зображенням періодичного закону є таблиця періодичної системи елементів. Форми такого зображення різні. Принциповий підхід до побудови таблиць єдиний - елементи розташовуються в порядку зростання заряду ядер їхніх атомів. Фізичною основою структури періодичної системи елементів служить певна послідовність формування електронних конфігурацій атомів у міру зростання порядкового номера елемента Z.

В залежності від того, який енергетичний підрівень заповнюється електронами останнім, розрізняють 4 типи елементів:

1. s-елементи - останнім заповнюється s-підрівень зовнішнього енергетичного рівня;

2. p-елементи - p-підрівень зовнішнього енергетичного підрівня;

3. d - елементи - d-підрівень передостаннього енергетичного рівня.

4. f-елементи - f-підрівень третього зовні рівня.

Елементи з подібною електронною конфігурацією (заповнюються однотипні підрівні) зовнішніх енергетичних рівнів володіють і подібними хімічними властивостями.

Періодом називається послідовний ряд елементів, електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня яких змінюються від ns¹ до ns²np⁶ (для першого періоду s¹ і s²). При цьому номер періоду збігається зі значенням головного квантового числа і зовнішнього енергетичного рівня. Кожен з періодів (виключаючи перший) починається типовим металом і закінчується благородним газом, якому передує неметал, тобто в періоді зі збільшенням заряду ядра атомів спостерігається поступова зміна властивостей від металевих до типово неметалевих, що пов'язується із збільшенням числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

Перші три періоди створюють s- і p-елементи. Четвертий і наступні - включають в свій склад також елементи, у яких відбувається заповнення d-і f-підрівнів відповідних внутрішніх енергетичних рівнів. f-елементи об'єднуються в сімейства, звані лантаноїди (4f-елементи) та актиноїди (5f-елементи).

У вертикальних колонках, званих групами, об'єднані елементи, що мають схожу електронна будова. У таблиці всього 8 груп, кожна з яких складається з головних і побічних підгруп. У елементів головних підгруп останніми заповнюються s-і p-підрівні зовнішніх енергетичних рівнів, електронні конфігурації яких є основним чинником, що визначає хімічні властивості елементів. У елементів побічних підгруп відбувається заповнення внутрішніх (n-1) d- і (n-2) f-підрівнів при наявності на зовнішньому енергетичному рівні 1 - 2 електронів. Елементи-аналоги мають однакову будову зовнішніх електронних оболонок атомів при різних значеннях головного квантового числа n і тому проявляють подібні хімічні властивості.

Таким чином, при послідовному збільшенні зарядів атомних ядер періодично повторюється конфігурація електронних оболонок і, як наслідок, періодично повторюються хімічні властивості елементів. У цьому полягає фізичний зміст періодичного закону.

Елементи головних і побічних підгруп розрізняються своїми хімічними властивостями, проте їм притаманне і спільне, що об'єднує їх в одну групу - номер групи. Він, як правило, вказує на число електронів, яке може брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У цьому полягає фізичний зміст номера групи.

Таким чином, у елементів головних підгруп валентними (тобто беруть участь в утворенні хімічних зв'язків) є електрони зовнішнього енергетичного рівня, а у елементів побічних підгруп - і електрони передостанніх рівнів. Це основна відмінність між елементами головних і побічних підгруп.

Оскільки електронна конфігурація атомів хімічних елементів змінюється періодично з зростанням заряду їх ядер, всі властивості, що визначаються електронною будовою, закономірно змінюється по періодах і групах періодичної системи. До таких властивостей відносяться перш за все різні хімічні і фізичні характеристики елементів: атомні та іонні радіуси, спорідненість до електрону, ступінь окислення, атомний об'єм та ін

Періодично змінюються також багато хімічні та фізичні властивості простих і складних речовин, утворених елементами-аналогами.

Атом не має строго певну межу, тому встановити його абсолютні розміри неможливо. Розрізняють такі радіуси атомів.

Ковалентний радіус являє собою половину меж'ядерного відстані в молекулах або кристалах відповідних простих речовин.

Металевий радіус дорівнює половині відстані між центрами двох сусідніх атомів кристалічної решітки металу.

Крім того, розрізняють іонні радіуси катіонів, які завжди менше атомних радіусів відповідних елементів, і радіуси аніонів, які більше атомних радіусів.

Орбітальний радіус - теоретично розраховане відстань від ядра до головного максимуму електронної площині головною орбіталі.

Закономірності зміни розглянутих параметрів в системі елементів має періодичний характер. Найбільш загальні із них:

1. в періодах у міру зростання заряду ядер радіуси атомів зменшуються;

2. в групах із зростанням заряду ядер радіуси атомів збільшуються, при цьому в групах А таке збільшення відбувається в більшій мірі, ніж в групах В.

Хімічна активність елемента визначається здатністю його атомів втрачати або приймати електрони. Кількісно це оцінюється енергією іонізації Е_іон атомів (або потенціалом іонізації I) і його спорідненістю до електрона Е_СР.

Енергія іонізації - мінімальна енергія, необхідна для відриву найбільш слабозв’язаних електронів від збудженого атома (Е - елемент):

.

Енергія іонізації виражається в (кДж/моль) або в (еВ/ат). Найменша напруга електричного поля, при якому відбувається відрив електрона, називається потенціалом іонізації I (виражається в - В). Чисельне значення I в вольтах дорівнює енергії іонізації Е_іон. в - В

Потенціал іонізації є складною функцією деяких властивостей атома: заряду ядра, радіусу атома, конфігурації зовнішніх електронних оболонок.

Здатність атома утворювати негативно заряджені іони характеризується спорідненістю до електрона, під яким розуміється енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома в процесі:

 .

Найбільшою спорідненістю до електрона характеризуються елементи групи VIIA. У більшості металів і благородних газів спорідненість до електрона невелика або навіть негативна. Приєднання двох або більшої кількості електронів до атома взагалі неможливо.

Електронегативність - умовна величина, що характеризує здатність атома в хімічній сполуці притягувати до себе електрони.

Для практичної оцінки цієї здатності атома введена умовна відносна шкала електронегативності . За такою шкалою найбільш електронегативний серед елементів, здатних утворювати хімічні сполуки, є фтор, а найменш електронегативний - францій.

У періоді із зростанням порядкового номера елемента електронегативність зростає, а в групі, як правило - зменшується.