Самостійна №1

Тема:

План:

1.Хімічні елементи.

2.Класифікація речовини.Алотропія.

3.Відносна атомна та молекулярна маси.

4.Моль. Молярна маса.

5.Хімічні символи, формули.

1. Хімі́чний елеме́нт (заст. первень[1]) — тип (вид, сорт) атомів з однаковим зарядом атомних ядер (тобто однаковою кількістю протонів в ядрі атому) і певною сукупністю властивостей. Маса ядра атома хімічного елементу може бути різною, в залежності від кількості нейтронів у ньому. Сукупність атомів елементу з однаковою масою називається нуклідом, а ізотопами називаються атоми одного елементу з різними масами. Атоми даного хімічного елементу відрізняються від атомів інших елементів величиною заряду ядра, кількістю та характером розміщення електронів навколо ядра, розмірами і хімічними властивостями. У нейтрального атома число електронів на електронних оболонках дорівнює заряду ядра. У разі, коли кількість електронів не збігається з кількістю протонів у ядрі, утворюється іон, однак це іон відповідного хімічного елемента.

За хімічними властивостями хімічних елементів їх можна упорядкувати в періодичну систему.

Перший перелік хімічних елементів склав в 1789 році французький хімік Антуан Лавуазьє. До цього списку увійшли 25 відомих на той час елементів. Першу таблицю відносних атомних мас п'яти хімічних елентів (кисень, азот, вуглець, сірка і фосфор) склав англійський учений Джон Дальтон в 1803 році. До часу відкриття періодичного закону (1869) було відомо 63 елементи. Узагальнення закону виконали паралельно Дмитро Менделєєв та Лотар Юліус Маєр. Відкриття періодичної системи дозволило передбачити існування, а також властивості низки невідомих на той час хімічних елементів і послужило науковою основою для їхньої класифікації. Успіхи ядерної фізики дозволили у ХХ ст. уточнити поняття хімічного елемента, синтезувати нові та по новому сформулювати Періодичний закон. Ідею про те, що хімічні властивості атома визначаються кількістю електронів, а, отже, зарядом ядра, висловив Антоніус ван ден Брук. Експериментальне підтвердження ця ідея отримала завдяки роботам Генрі Мозлі.

Хімічні елементи, що належать до однієї групи мають близькі хімічні властивості, а тому їх об'єднюють у родини:

лужних металів — літій, натрій, калій, рубідій,цезій, францій;

лужноземельних металів — кальцій, стронцій, барій, радій;

халькогени — кисень, сірка (сульфур), селен, телур, полоній;

галогени — флуор, хлор, бром, йод, астат;

інертні гази (благородні гази) — гелій, неон, аргон, криптон, ксенон, радон.

Елементи третьої групи періодичної системи з послідовними номерами, винесені в окремі рядки періодичної системи, об'єднані в окремі групи

лантаноїдів — лантан, церій, празеодим, неодим, прометій, самарій, європій, гадоліній, тербій, диспрозій, гольмій, ербій, тулій, ітербій, лютецій;

актиноїдів — актиній, торій, протактиній, уран, нептуній, плутоній, америцій, кюрій, берклій, каліфорній, ейнштейній, фермій, менделєвій, нобелій, лоуренсій;

Існують також інші об'єднання хімічних елементів в окремі родини за їхніми властивостями, наприклад,

родина заліза — залізо, кобальт, нікель;

родина платини, до якої належать благородні метали — рутеній, родій, паладій, осмій, іридій, платина.

За своїми властивостями хімічні елементи поділяються також на метали і неметали. До неметалів належать 23 елементи (Н, В, С, N, О, Si, Р, S, As, Se, Те та ін.), галогени (F, CI, Br, I, At), інертні гази (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn); до металів — решта 86 хімічних елементів. Для хімічних властивостей металів найхарактерніша здатність віддавати зовнішні електрони і утворювати катіони, для неметалів — приєднувати електрони і утворювати аніони. Електронегативність металів, як правило, від 0,7 до 1,8-2,0; неметалів від 1,8-2,0 до 4,0.

2. Всі речовини, які є предметом вивчення хімії, поділяються на суміші та чисті речовини. Суміші складаються з декількох речовин, причому кожна з них зберігає свої індивідуальні властивості і може бути виділена у чистому вигляді.

Суміші можуть бути гомогенними (однорідними) і гетерогенними (неоднорідними). Прикладом гомогенної суміші є розчини, а гетерогенної — бетон, суміш цукру і солі тощо.

Щоб одержати чисті хімічні речовини (далі називатимемо їх просто речовинами), застосовують різноманітні хімічні та фізичні методи очищення. Проте на практиці будь-яка речовина містить деяку кількість домішок. За високого ступеня очистки вміст останніх такий незначний, що практично не впливає на хімічні та фізичні властивості речовин.

Хімічні речовини поділяються на прості та складні.

Прості речовини — це речовини, утворені з атомів одного елемента.

Наприклад, проста речовина вугілля утворена з атомів елемента карбону, проста речовина залізо — з атомів елемента феруму, проста речовина азот — з атомів елемента нітрогену.

Складні речовини, або хімічні сполуки, — це речовини, утворені з атомів різних елементів.

Так, оксид купруму(ІІ) утворений з атомів елементів купруму і оксигену, вода — з атомів елементів гідрогену і оксигену.

Поняття “проста речовина” не можна ототожнювати з поняттям “хімічний елемент”. Проста речовина характеризується певними густиною, розчинністю, температурами плавлення і кипіння тощо. Ці властивості стосуються сукупності атомів, і для різних простих речовин вони неоднакові. Хімічний елемент характеризується певним позитивним зарядом ядра атома (порядковим номером), ступенем окиснення, ізотопним складом тощо. Властивості елемента стосуються його окремих атомів. Складні речовини утворені не з простих речовин, а з елементів. Наприклад, вода складається не з простих речовин водню й кисню, а з елементів гідрогену і оксигену. Назви елементів, як правило, збігаються з назвами відповідних простих речовин.

Багато хімічних елементів утворюють кілька простих речовин, що відрізняються за будовою та властивостями. Це явище називається алотропією, а речовини, що утворюються,

— алотропними видозмінами, або модифікаціями. Так, елемент оксиген утворює дві алотропічні модифікації — кисень і озон; елемент карбон — три: алмаз, графіт і карбін; кілька модифікацій утворює елемент фосфор.

Явище алотропії зумовлене двома причинами: 1) різним числом атомів у молекулі (наприклад, кисень О2 і озон О3); 2) утворенням різних кристалічних форм (наприклад, алмаз, графіт і карбін, див. § 11.2).

3. Атомна маса ізотопу дорівнює цілому числу приблизно: в більшості випадків перша цифра після десяткової коми — це 0 або 9. Це ціле число називається масовим номером і є сумою числа протонів та числа нейтронів в атомному ядрі.

Закономірність прирощення атомної маси в залежності від масового номера така: відхилення починається з позитивного у водню-1, стає негативним, доки не досягається мінімум у заліза-56, потім зростає до позитивних значень у важких ізотопів зі зростанням атомного номера. Це відповідає тому, що розщеплення елемента, важчого за залізо, вивільнює енергію, а розщеплення елемента, легшого за залізо, потребує енергії. Протилежне справджується для реакцій злиття ядер: злиття елементів, що є легшими за залізом, вивільнює енергію, злиття ж елементів, важчих за залізо, потребує енергії.

Якщо йдеться про хімічний елемент взагалі, атомна маса (також «відносна атомна маса», «середня атомна маса» або «атомна вага»), подана в періодичній таблиці, є середньою атомною масою всіх стабільних ізотопів даного хімічного елемента. Цю атомну масу використовують в стохіометричних розрахунках. Вона зазвичай застосовується як маса в грамах одного моля атомів елемента, що також зветься молярною масою.

Термін «атомна вага» тепер поступово витісняється терміном «відносна атомна маса». Термін «стандартна атомна вага» (що його тепер використовує IUPAC), стосується середньої відносної атомної маси елемента.

Те саме означення стосується молекул, і в цьому випадку його називають молекулярною масою. Молекулярну масу сполуки можна розрахувати, додаючи атомні маси елементів, що складають її, помножені на коефіцієнти елементів з хімічної формули. Та сама маса може бути розрахована для сполук, що не створюють молекул.

Пряме порівняння й вимірювання мас атомів і молекул виконується мас-спектрометрією.

Один моль речовини завжди точно містить атомну або молекулярну масу речовини, виражену в грамах. Наприклад, атомна маса заліза дорівнює 55,847. Тому один моль атомів заліза важить 55,847 грамів.

Відносна молекулярна маса — число, що показує, у скільки разів маса даної молекули більша за 1/12 маси молекули вуглецю. Це безрозмірна величина, що позначається Mr.

Відносну молекулярну масу обчислюють додаванням відносних атомних мас всіх елементів, що входять у молекулу, з урахуванням індексів.

4. У Міжнародній системі одиниць (Сl) за одиницю кількості речовини прийнято моль.

Моль — це кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів чи інших), скільки атомів міститься в 0,012 кг ізотопу карбону 12С.

1 Якщо до складу молекули входять атоми певного ізотопу, що завжди зазначається (наприклад, Н37 Сl), то під час обчислення відносної молекулярної маси використовується маса цього ізотопу. Якщо ж зазначаються лише символи хімічних елементів, то під час обчислення молекулярної маси речовини ви користовуються значення А. Знаючи масу одного атома карбону (1,993 ∙ 10-26кг), можна визначити число атомів NA в 0,012 кг карбону:

Це число називається сталою Авогадро (позначається NA, розмірність — 1 /моль), показує число структурних одиниць у молі будь-якої речовини. Молярна маса — величина, що дорівнює відношенню маси речовини до кількості речовини.Вона має розмірність кг/моль або г/моль; звичайно її позначають буквою М.

Молярну масу речовини легко обчислити, знаючи масy молекули. Так, якщо маса молекули води дорівнює 2,99 • 10-26 кг, то молярна маса M(Н2О) = 2,99 • 10-26 кг • 6,02 • 1023 1/моль = 0,018 кг/моль, або 18 г/моль. У загальному випадку молярна маса речовини, виражена в г/моль, чисельно дорівнює відносній атомній або відносній молекулярній масі цієї речовини. Наприклад, відносні атомні й молекулярні маси С, Fe, О2, Н2О відповідно дорівнюють 12, 56, 32, 18, а їх молярні маси становлять відповідно 12 г/моль, 56 г/моль, 32 г/моль, 18 г/моль.

Молярну масу можна обчислити для речовин як у молекулярному, так і в атомарному стані. Наприклад, відносна молекулярна маса водню Mr(Н2) = 2, а відносна атомна маса Аr(Н) = 1. Кількість речовини, що визначається числом структурних одиниць (NA), в обох випадках однакова — 1 моль. Проте молярна маса молекулярного водню становить 2 г/моль, а молярна маса атомарного водню — 1 г/моль. Один моль атомів, молекул або іонів містить таке число цих частинок, що дорівнює сталій Авогадро. Наприклад:

1 моль атомів 12С = 6,02 • 1023 атомів 12С;

1 моль молекул Н2О = 6,02 • 1023 молекул Н2О;

1 моль іонів SO42- = 6,02 • 1023 іонів SO42-.

Маса і кількість речовини — поняття різні. Маса виражається в кілограмах (грамах), а кількість речовини—в молях. Між масою речовини (m, r), кількістю речовини(n, моль) і молярною масою (М, г/моль) існують прості співвідношення:

За цими формулами легко обчислити масу певної кількості речовини, або визначити число молів речовини у відомій масі його, або знайти молярну масу речовини (див. § 1.12 — розв’язування типових задач).

5. До хімічної символіки відносять символи хімічних елементів, хімічні формули й рівняння.Символи хімічних елементів складаються з однієї або двох букв латинського алфавіту з числа тих, які входять до складу латинської назви елемента. Більшість назв і, відповідно, символів хімічних елементів склалися історично й присвоювалися першовідкривачами цих елементів. Останнім часом у Періодичній системі можна зустріти такі символи, як Unn. Подібні символи присвоюють нещодавно відкритим елементам, для яких іще не затверджена назва міжнародним товариством фундаментальної та прикладної хімії (IUPAC). Для таких елементів у назві й символі зашифровують порядковий номер елемента на підставі латинської назви цифр. Наприклад, елемент із порядковим номером 110 буде мати назву унуннілій (ун — 1, ніл — 0) і символ Uun, а елемент із порядковим номером 118 — назву унуноктій (ун — 1, окта — 8) і символ Uuo.

Хімічними символами позначають: хімічний елемент; просту речовину з атомною або металічною кристалічною ґраткою (Al, Fe, С, Si); один атом хімічного елемента.Хімічні формули — це позначення складу речовини за допомогою знаків хімічних символів та індексів.

Індекс — це цифра, яку розташовують праворуч унизу від символу хімічного елемента, він указує на число атомів цього елемента в молекулі речовини.

Розрізняють кілька видів хімічних формул (за рекомендаціями IUPAC): емпіричні, молекулярні, електронні, структурні й дисплейні.

Молекулярні формули відображають якісний (з атомів яких елементів складається речовина) і кількісний склад молекули речовини. Наприклад, запис СО2 означає, що:

— до складу вуглекислого газу входять атоми елементів Карбону й Оксигену;

— одна молекула вуглекислого газу складається з одного атома Карбону й двох атомів Оксигену.

Молекулярні формули можна застосовувати тільки для речовин молекулярної будови. У речовин іонної або атомної будови не можна виділити окремі молекули, тому для них застосовують емпіричні формули.

Емпіричні формули відображають якісний склад речовини й кількісне співвідношення між атомами елементів у речовині (стехіометричне співвідношення).

Емпіричні формули застосовують для речовин іонної або атомної будови, а також для відображення результатів елементного аналізу речовини.

Наприклад, натрій хлорид має іонну будову. Кристал (надмолекула) натрій хлориду складається з великої кількості позитивно заряджених іонів Натрію й негативно заряджених іонів Хлору. Причому в кристалічній ґратці кожен іон Натрію оточений шістьма іонами Хлору, а кожен іон Хлору оточений шістьма іонами Натрію, тому окрему частинку, яку можна назвати молекулою натрій хлориду, виділити неможливо. Однак у цілому в кристалі співвідношення між іонами Натрію й Хлору дорівнює 1:1. Отже, надмолекулу натрій хлориду необхідно записати так: {Na+Cl-}m. Але замість цього зручніше користатися емпіричною формулою NaCl.

Емпіричні формули використовують також для відображення елементного аналізу. Наприклад, якщо за результатами аналізу речовина складається з атомів Карбону й Гідрогену зі співвідношенням 1:1, то для цієї речовини можна записати емпіричну формулу СН. Однак без додаткових даних сказати, що це за речовина, неможливо, адже така емпірична формула справедлива для ацетилену (молекулярна формула С2Н2), бензену (молекулярна формула С6Н6), циклодекапентаену (С10Н10) тощо. Або ж емпірична формула СН2 характерна для всіх етиленових вуглеводнів (наприклад, етилен С2Н4 або бутен С4Н8), а також і для всіх циклоалканів (наприклад, циклопропан С3Н6 або циклогексан С6Н12).

Електронні формули схематично відображають механізм утворення хімічних зв’язків у молекулах. їх записують за допомогою символів хімічних елементів і крапок, які позначають електрони зовнішнього електронного рівня. Наприклад:

Структурні формули відображають порядок з’єднання атомів або груп атомів у молекулах. Найчастіше структурні формули використовують для зображення молекул органічних речовин. Наприклад:

У структурних формулах рискою позначають хімічний зв’язок, тобто одна спільна електронна пара. Структурні формули використовують тільки для відображення з’єднання атомів, але не просторової будови. Структурні формули неможливо використати для зображення іонних сполук, оскільки в них відсутні спільні електронні пари. Структурними формулами користуються також для зображення молекул або груп атомів, в яких атоми зв’язані ковалентними зв’язками.

Дисплейні формули нагадують структурні формули, проте в дисплейних формулах усі зв’язки позначають рискою. Крім того, часто в дисплейних формулах відображають валентні кути між зв’язками, тому за їхньою допомогою можна відображати просторову будову молекул.

Хімічні рівняння — це умовне зображення хімічної реакції за допомогою хімічних символів, формул та коефіцієнтів.

Наприклад, 2NaОH + H2S → Na2S + 2H2О.

Коефіцієнти позначають великою цифрою ліворуч від формули речовини. Коефіцієнт належить формулі тільки тієї речовини, поруч із якою він стоїть. Коефіцієнт показує число окремих атомів або молекул (або число молей речовини атомів чи молекул), які беруть участь у хімічній реакції.

При записі рівнянь хімічних реакцій використовують також такі позначення:

• символи → або = поділяють вихідні речовини та продукти реакції;

• символ указує на те, що вихідні речовини перебувають у сталі хімічної рівноваги з продуктами реакції;

• символ ↑ — речовина виділяється у вигляді газу з конденсованої системи (суміші твердих або рідких речовин);

• символ ↓ — речовина випадає в осад з розчину або суміші газів.

Іноді ще вказують агрегатний стан вихідних речовин і продуктів реакції або концентрацію розчину якої-небудь вихідної речовини: «тв» — тверда речовина, «р» — рідина, «г» — газ, «конц» — концентрований розчин, «розв» — розведений розчин.

Рівняння хімічних реакцій поділяють на:

молекулярні (для всіх речовин записані молекулярні або емпіричні формули),

іонні (записують тільки іони, які беруть участь у реакції),

електронні й електронно-іонні рівняння напівреакцій (описують процес окиснення або відновлення),

термохімічні (у молекулярних рівняннях указують тепловий ефект реакції).

Наприклад.

Молекулярні рівняння реакції:

Відповідні їм іонні рівняння реакцій:

В іонних та електронно-іонних рівняннях реакцій вказують заряди іонів у розчинах. При записі заряду іонів спочатку записують величину заряду (арабською цифрою), а потім знак заряду: 2-, 3+ тощо.

Електронні рівняння напівреакцій для рівняння (2):

В електронних рівняннях реакції вказують ступінь окиснення атомів елементів. При записі ступеня окиснення спочатку вказують знак, а потім значення ступеня окиснення: —2, +5 тощо.

Електронно-іонні рівняння напівреакцій для рівняння (3):

Також часто використовують термохімічні рівняння реакцій. Це звичайні рівняння, в яких указують ще й тепловий ефект реакції, тобто кількість теплоти, яка поглинається або виділяється в результаті реакції. Приклади термохімічних рівнянь реакцій:

(ендотермічний процес), тепловий ефект реакції Q = -180,8 кдж/ моль;

(екзотермічний процес), тепловий ефект реакції Q = 95 кДж/ моль.

Рівняння хімічних реакцій відображають кількісні (мольні) співвідношення речовин, що вступають у реакцію й утворюються в результаті реакції. Тому інколи такі рівняння й коефіцієнти в них називають стехіометричними рівняннями та коефіцієнтами.







Самостійна робота№2

Рівняння хімічних реакцій та стехіометричні розрахунки.

План:

1.Хімія в житті суспільства та повсякденному житті людини.

2.Рівняння хімічних реакцій та стехіометричні розрахунки.

1. В житті і розвитку суспільства дуже велика. Хімія дуже тісно зв'язана з виробництвом матеріальних цінностей. Природознавство, у тому числі і хімічна наука, починаючи з давно відомих положень і законів, і закінчуючи сучасними складними теоріями, взаємозалежна з філософією.

Колосальні досягнення хімічної практики вагомо і зримо відчутні в повсякденному житті, вносять чимало нового в загальне світорозуміння, істотно відбиваються на взаємодіях суспільства з природою і ставлять цілий ряд питань філософського характеру. Виникнення цих питань і їхнє значення для розвитку хімії і філософії зв'язані насамперед, із самим предметом, об'єктом хімії і його роллю в житті людського суспільства, у практичних і пізнавальних відносинах людей з природою, у формуванні світогляду.

Починаючи ще з давніх часів і аж до наших днів у розвитку наукової, у тому числі і хімічної, і філософської думки майже в усіх напрямках безперечно можна констатувати позитивний і невпинний прогрес. Хімія в співдружності з іншими науками й у тісному союзі з філософією, дає великий, фундаментальний матеріал для вироблення у вчених науково-філософських поглядів на природу і навколишній світ. Стрімке зростання хімізації виробництва ставить ряд проблем філософського і соціологічного характеру. Перша з них зв'язана з узагальненням того нового, що досягла хімія в пізнанні речовини, з виявленням того, як вона збагачує загальну наукову картину речовини, природи, яке світоглядне значення зроблених відкриттів. Розробка цих питань необхідна не тільки для вироблення загального наукового світогляду, що відповідає досягнутому рівневі знань про природу, але і для коректування подальших напрямків хімічного дослідження. Другу і саму велику групу питань складають питання, де відмічається сама пізнавальна діяльність хіміка, її логічний інструментарій, аналіз хімічного знання, що розвивається, застосовується у хімії понять, абстракцій, методів дослідження тощо.

Третя група філософських питань хімії - це питання, що відносяться до розкриття соціального аспекту розвитку хімії і хімічної практики. Це питання, зв'язані з перетворенням хімії в продуктивну силу, зв'язані з тим, що вироблені наукою поняття стають знаряддями практичної діяльності людей по перетворенню об'єктивної дійсності. Наявність або відсутність тих або інших видів речовини, що виробляються хімією умінням переробляти речовини, керувати їх властивостями і перетвореннями, усе це є істотним чинником суспільного розвитку і помітно відбивається на різних сторонах життя суспільства.

Світоглядне значення тих або інших досягнень хімії не обмежуються тільки тим, що вони дають дані для уточнення загальних представлень про природу. Місце і роль хімії і хімічної діяльності людства в загальній картині буття повніше можуть бути розкриті лише з обліком їхнього соціального аспекту, впливу на життя людей, на стан відносин суспільства з природою. Основна проблема хімії - це не тільки її теоретичний, але і історичний стрижень, - це саме інваріантне ядро хімії. При формулюванні основної проблеми хімічної науки зв'язує поняття речовини і хімічного перетворення.

Речовина - це предмет матеріального світу, якому при допомоги хімічного перетворення можуть бути додані ті або інші необхідні властивості. Речовина виступає і як матеріал у хімічному виробництві, і як кінцевий продукт. Речовина виявляється також і побічним результатом хімічного виробництва, що забруднює навколишнє середовище. З поняттям "речовина" зв'язано співвідношення теорії і практики, специфічне для хімії, і ніякі теоретичні дослідження не можуть замінити хімікові контакт із реальною речовиною, що досягається в експериментальній і виробничій практиці ученого. И закони природи, що відкриваються хімічною наукою, що існують незалежно від людського пізнання, виявляються в ході активної перетворюючої діяльності людини. Найважливішою особливістю основної проблеми хімії є те, що вона має обмежене і строго визначене число способів рішення. І не дивлячись на те, що наука про склад була переважно аналітичною, вона разом з тим заклала основи представлень про закон з'єднання елементів у "складні тіла", що дозволили здійснювати упевнені дії по одержанню нових речовин. На цьому рівні розвитку хімії з'явилася хімічна технологія основних неорганічних речовин.

Піднявшись на новий, більш високий (стосовно науки про склад) рівень знань, хімія перетворилася з науки переважно аналітичної в науку головним чином синтетичну. Період становлення структурної хімії історики називають "тріумфальним маршем органічного синтезу". На цьому рівні розвитку хімії виникла технологія органічних речовин. Промисловість вирішує її безпосередньо, переробляючи природні речовини у форму, доступну людському споживанню.

Хімічна наука відноситься до проблеми одержання необхідних речовин з необхідними характеристиками як до об'єкта дослідження, і її в остаточному підсумку цікавлять закони природи, що керують властивостями і перетвореннями речовини в його найбільш широкому розумінні. Хімія потрібна людині насамперед для одержання з природних речовин по можливості всіх необхідних матеріалів - металів, кераміки, скла, палива і т.д. Для цього хімія повинна розв'язати свою основну проблему: з яких хімічних елементів складаються речовини і яким образом варто здійснювати взаємні перетворення речовин для одержання необхідних матеріалів. Звідси випливають задачі хімії - одержання речовин з заданими властивостями і виявлення шляхів керування властивостями речовини. На досягнення першої з них спрямована виробнича діяльність людини, а другий - його пізнавальна діяльність.

Протягом багатьох століть у свідомості людини панували натурфілософські представлення про атоми, як дрібних, неподільних, найпростіших по складу і незмінних "цеглинках" речовини. Спочатку хімічна атомістика, як і атомне навчання взагалі, ґрунтувалася на представленнях про існування лише одного виду дрібних часток речовини - атомів, з яких утворяться всі тіла навколишнього світу.

Спочатку атомне навчання припускало існування тільки одного виду дрібних часток - атомів, з яких утворяться всі тіла навколишнього світу. Але вже на самому початку розвитку хімії на основі атомного навчання виявилося, що для строго кількісного пояснення багатьох властивостей представлень про "двоступінчастий" (атом - макротіло) дискретної організації речовини явно недостатньо. Усе більш чітким ставало припущення про існуванні поряд з атомами ще одного виду часток речовини - молекул - складних мікрочастинок, що складаються з двох або декількох атомів. Хімічні перетворення речовини стали трактуватися як процеси утворення молекул з атомів, як процеси перебудови молекул. Корінне ламання сформованих у XIX в. поглядів на речовину була викликана відкриттям електронів, відкриттям складності атомів, їхньої подільності, їхній перетворень (радіоактивність). Атом у XX в. став як складна цілісна система з більш дрібних часток. Було розкрито й участь електронів у хімічних процесах, в утворенні хімічних зв'язків між атомами в молекулах.

Періодичний закон, відкритий Менделєєвим, сприяє кожному хімікові будь-якої країни на всьому протязі його діяльності. Цей закон є могутнім узагальненням і знаряддям аналізу величенного арсеналу хімічних знань, накопиченого людством і збагачується з кожним роком. Періодичний закон послужив і продовжує служити дороговказною зіркою для тисяч нових досліджень і творчих шукань в області хімічних, фізичних, геологічних, технічних і інших наук. На даний час періодичний закон цілком був доведений; більш того, він зробив тріумфальний хід у світовій науці. Ім'я великого вченого, що відкрив цей закон, було заслужено вписане в один ряд з іменами найвидатніших учених світу усіх століть. Періодичний закон разом з побудованої на його базі системою Менделєєва є фундаментальним законом природи, якому підкоряються будівля, властивості і поводження атомів і елементів, їхнє народження, їх життя, їхня загибель.

Сучасні представлення про будівлю атома дозволили по новому пояснити структуру речовини і багато природні явища, сприяли подальшій розробці наукової картини і тому мають велике філософське значення. Отже, найважливіша задача хімії - з'ясувати будівлю речовини, залежність властивостей речовини від будівлі одержання речовини з заданими властивостями і виявлення раціональних шляхів керування хімічними процесами. Знання в практичній діяльності людини є свого роду інструментом, духовним знаряддям перетворення речовини, перетворення світу. Знання забезпечують уміння додавати речовинам потрібні властивості і стримувати або усувати дія шкідливих. Вони незмірно розширюють владу над речовиною. Досягти цього, відшукати сховані механізми перетворень речовини, опанувати засобами цих перетворень завжди було жагучим прагненням людей, як би не змінилися їхні представлення про природу, про характер цих засобів. Виявляється прямий зв'язок багатьох властивостей речовини з визначеним типом конструкції молекул, з наявністю в молекулах визначених "будівельних деталей", що складаються з окремих атомів або груп атомів. Коли один вид речовини перетворюється в інший, відбувається перебудова молекул, міняються число, характер будівельних деталей і сам порядок їхнього з'єднання.

Поки в хімії ще не склалося чітке розходження атомів і молекул і поняття про хімічну будівлю, хімічні перетворення розглядалися переважно як зміни складу, зміни кількісного і якісного співвідношення атомів у складі речовини. Дослідження будівлі атомів, законів зв'язку їхньої будівлі з властивостями речовини, як і дослідження будівлі молекул, відкрило широкі перспективи перед свідомим керуванням перетвореннями речовини, причому ще більш глибокому, чим хімічні перетворення, рівні. Людина навчилася не тільки перебудовувати хімічні з'єднання атомів і змінювати зв'язані з хімічною будівлею властивості речовини; йому стало доступне керування властивостями, обумовленими внутрішньоатомним внутрішньоядерною будівлею.

Хімію можна визначити як науку, що вивчає речовини і процеси їхнього перетворення, що супроводжуються зміною складу і структури. Хімічна наука знаходиться зараз на порозі грандіозного злету.

На закінчення можна сказати, що філософські питання хімії не є питаннями, без рішення яких ця наука може швидко й успішно розвиватися. Ці питання так чи інакше виступають як одна зі складових частин і у розробці конкретних наукових проблем сучасної хімії, насамперед її великих теоретичних проблем, і в повсякденній діяльності хіміка по добуванню нових знань про речовину, по перетворенню речовин природи в життєво потрібні людям матеріальні блага.

2. Хімічне рівняння — умовний запис хімічної реакції за допомогою хімічних формул. Його складають на основі закону збереження маси речовин, згідно з яким маса речовин, що вступають у реакцію, дорівнює масі речовин, що утворюються внаслідок реакції. Добираючи коефіцієнти до формул речовин, ти зрівнюєш число атомів кожного елемента в лівій і правій частинах і дістаєш хімічне рівняння, що відповідає закону збереження маси.

Для розрахунків важливо обирати такі одиниці вимірювання маси, об'єму, кількості речовини, які відповідають одна одній

За хімічним рівнянням можна робити різні розрахунки — обчислювати кількість речовини, масу, об'єм вихідних речовин або продуктів реакції. Для цього потрібно спочатку записати скорочену умову задачі, правильно використовуючи фізичні величини і їх позначення

Рівняння хімічної реакції дає змогу здійснювати розрахунки маси, об'єму або кількості речовини вихідних речовин чи продуктів реакції.

Для розв'язування розрахункової задачі використовуй такий алгоритм:

Запиши скорочену умову задачі.

Склади рівняння хімічної реакції.

Підкресли в рівнянні формули речовин, про які йдеться в умові задачі (відомої і невідомої).

Над формулами речовин з умови задачі запиши відому величину й невідому з відповідними одиницями вимірювання (йдеться лише про чисті речовини, без домішок).

Під формулами речовин з відомою і невідомою величиною запиши відповідні значення цих величин, знайдені за рівнянням реакції.

Склади й розв'яжи пропорцію на підставі двох даних, узятих з рівняння реакції, і двох даних — з умови задачі.

Запиши повне формулювання відповіді.

Рівняння хімічної реакції відображає матеріальний баланс процесу, тому воно дає змогу здійснювати розрахунки маси, об'єму або кількості речовини продуктів реакції чи вихідних речовин.

Щоб розв'язати хімічну задачу треба правильно написати формули речовин, вміти правильно скласти рівняння хімічної реакції і пам'ятати, що розв'язування задачі будується на використанні прямо пропорційної залежності між кількісними характеристиками величин.

Для розв'язування задачі треба знати формули, що виражають взаємозв'язок між величинами (див. форзац).

Можна використовувати будь-які величини, але для кожної з речовин (чи взятої з умови задачі, чи з рівняння реакції) потрібно застосовувати одну й ту саму величину.

Самостійна робота№3

Історія відкриття періодичного закону.

План:

1.Історія відкриття періодичного Д.І.менделеевим.

2.Основні положення періодичного закону.

3.Значення періодичного закону

1. Відкриття Д. І. Менделєєвим періодичного закону не було несподіваним і випадковим; воно виявилося закономірним завершенням певного етапу пізнання природи, якісним стрибком у розвитку людських знань про речовину та її перетворення.

Історія науки знає багато важливих винаходів, але вирішальне значення як для дальшого систематичного пізнання природи, так і для діалектико-матеріалістичного розуміння різних природних явищ мало відкриття закону збереження маси речовини, законів атомістики, періодичного закону, створення теорії будови атома. Кожне з цих великих відкриттів народжувалось у лоні попередньої до нього теорії та на її базі. Досить це показати на такому прикладі.

Відомо, що практичне відкриття перетворення форм матеріального руху так стародавнє, що від нього можна вести літочислення історії людства, а теоретичне вираження ідеї збереження речовини й перетворення руху сформульоване в наївно діалектичній формі ще в стародавній китайській і грецькій філософії. Проте тільки експериментально доведений М.В. Ломоносовим закон збереження маси речовини став фактичним науковим підтвердженням ідей матеріалістичної філософії про вічність матерії, про єдність матерії та руху.

У свою чергу закон збереження маси речовини був тією основою, на якій став можливим розвиток законів хімічної атомістики (вчення про будову речовини) і створення кінетичної теорії газів. Закони атомістики дали поштовх до глибокого розуміння хімічних перетворень, поєднуючи кількісну і якісну їх характеристику.

Наслідком застосування законів атомістики до вивчення хімічних процесів стало сформування теорії хімічної будови речовин О. М. Бутлерова в органічній хімії й відкриття періодичного закону хімічних елементів - у неорганічній.

Перший міжнародний конгрес хіміків (1860 р.) ствердив атомно-молекулярну теорію, яка відкрила широкі перспективи розвитку органічної та неорганічної хімії. В 60-х роках минулого століття з метою більш точного визначення атомної маси елементів виконується багато цікавих аналітичних і синтетичних досліджень, які сприяли дальшому розробленню методів хімічного аналізу.

Розвиток хімічного аналізу у свою чергу привів до відкриття нових хімічних елементів. Загальна кількість відомих хімічних елементів у цей час досягла 65.

Ще в перших десятиріччях XIX ст. у науці панувала думка про те, що хімічними елементами є такі речовини, які вже далі, при хімічному аналізі, не розкладаються. Хоч визначення елемента як останньої грані хімічної подільності сполук і давало можливість виділити менш складні тіла аналітичним шляхом, але воно мало значний недолік: елементи ставилися в залежність від уміння дослідників розкладати хімічні сполуки. Саме тому до числа елементів могли бути причислені сполуки, які дуже важко розкласти широко доступними методами. У зв'язку з цим істотною була постановка питання: як бути з гранями подільності речовин на елементи та складні тіла, скільки всього повинно бути елементів і яким законам вони підлягають.

Ці питання висувались з усією гостротою хіміками середини минулого століття й на них дав відповідь новий закон хімії - періодичний закон, який не тільки об'єднав усі відомі хімічні елементи в одну систему, але й розкрив саме поняття «хімічний елемент».

Значну роль у розумінні поняття «хімічний елемент» відіграла атомно-молекулярна теорія, яка порівнювала елемент з типом атомів, що характеризується певною масою (атомна маса,) і відповідними властивостями. Згідно з періодичним законом, крім атомної маси, характерною ознакою елемента є його положення в системі елементів і, отже, його відношення до інших елементів. Ця ж остання ознака визначення поняття «елемент» могла бути прийнята за основу лише тому, що періодичний закон давши основу суто наукової класифікації елементів.

З історії хімії відомо, що першу спробу класифікації елементів зробив великий французький вчений А. Лавуазьє, який ділив елементи за дуже примітивним принципом на метали й не метали. Далі цей поділ відстоював шведський вчений Я. Берцеліус, користуючись при цьому своїм правилом електро-хімічного дуалізму (що допускає лише сполучення елементів з різними електричними зарядами їх - позитивним і негативним). Ця перша класифікація елементів, що бере свій початок з кінця XVIII ст., при всій своїй обмеженості не позбавлена логічної основи. Справа в тому, що й пізніше й навіть тепер ми користуємось певним рядом ґрунтовних ознак, які характерні металам, для доповідного опису властивостей того або іншого елемента. Разом з тим вся багатогранність хімічних перетворень не може бути зведена до двох типів ознак - металічності й неметалічності. Саме тому вже в перших десятиріччях XIX ст. робляться спроби більш досконалої класифікації елементів.

В XIX ст. у зв'язку з розкриттям подібності у властивостях багатьох елементів дослідники починають шукати певний взаємозв'язок, якому повинні підкоритись всі елементи. Цікавою в цьому відношенні була спроба німецького вченого Й.В. Деберейнера, який звернув увагу на існування ряду потрійних аналогій серед хімічних елементів. Він проаналізував перехід від одиничних зв'язків до особливих, але не піднявся у своєму дослідженні до розкриття загального взаємозв'язку між елементами. В опублікованій в 1829 р. роботі Й.В. Деберейнер сформулював правило тріад, згідно якого наводиться кілька рядів подібних елементів; між трьома спорідненими елементами в кожному цьому ряді існує залежність, у якій атомна маса середнього елемента є середнім арифметичним атомної маси більш легкого й більш важкого елементів. Наприклад: елемент літій має атомну масу 6,94, а калій - 39,10. Обчислення атомної маси натрію слід проводити так: (6.94 + 39.10) / 2 = 23.02 – атомна маса натрію.

Алі Деберейнер не зміг згрупувати всі елементи в тріади. Він виділив лише такі тріади: літій, натрій, калій; кальцій, стронцій, барій; фосфор, арсен, стибій; сірка, селенів, телур; хлор, бром, йод.

Відкрите ним часткове правило не говорило нічого про можливість наукового передбачення, а отже, й не змогло відповісти на ті питання, що висувала хімія середини XIX ст.

Ідея Деберейнера одержала розвиток у дослідженнях М.І. Петтенкофера, який звернув увагу на те, що хімічні еквіваленти подібних між собою елементів відрізняються частіше всього на числа, кратні 8. Таблиця Петтенкофера включала вже 18 елементів. Класифікаційний принцип Деберейнера - Петтенкофера був підтриманий працями Ж.Б. Дюма, який поділив всі відомі елементи на шість груп, що включали споріднені елементи: водень, фтор, хлор, бром; кисень, сірка, селеній; азот, фосфор, арсен; вуглець, силіцій; бор. Дюма відмічав, що атомна маса і хімічні властивості середніх елементів є немовби середнім арифметичним властивостей і атомної маси крайніх елементів.

Подібні спроби класифікації були також зроблені рядом інших вчених. В 1857 р. Є. Ленсен створив класифікацію елементів, у якій було об'єднано двадцять тріад одночасно. Окремі тріади в Ленсена були представлені поодинокими елементами, іноді двома.

Цікаву класифікацію, що давала вказівку на споріднення елементів за походженням, створив французький геолог Б. де Шанкуртуа. В 1862 р. він розташував всі елементи в порядку зростання їх атомної важеля по висхідній спіралі, обернутій на поверхні циліндра (під кутом 45° до основи), поділеній шістнадцятьма вертикальними лініями. Кожний наступний елемент займав місце в точці перетинань спіралі з вертикальною лінією. Завдяки цьому в багатьох випадках подібні елементи розміщувались вздовж по вертикалі.

В 1863 р. англійський хімік Дж. Ньюлендс помітив, що при послідовному розташуванні елементів у ряд відповідно до зростання їх атомних важелів (еквівалентів), кожний восьмий елемент повторює властивості першого. Він виділив сім таких груп (октав). Але й у цьому випадку елементи розташовувались не закономірно, а випадково, підганялись під емпіричне правило й досить часто схожі елементи не потрапляли в один ряд, і навпаки, відмінні за властивостями елементи знаходились один від іншого через сім на восьмому місці. Отже, і правило Ньюлендса не могло поширитись на всі елементи, оскільки в його основі лежала механістична ідея найпростішого й різкого розподілу елементів за групами.

Можна було б вказати й на спробу класифікації елементів, зроблену англійським ученим В. Одлінгом (1857 р.), який спочатку вважав за доцільне розбити всі відомі елементи на 13 груп (головним чином за тріадами), а пізніше (1864 р.) намагався побудувати систематику хімічних елементів за зміною атомної маси.

В 1864 р. німецький хімік Л. Мейєр опублікував схему, у якій елементи були розбиті на шість груп за ознакою однакової валентності. Він помітив, що в схожих елементів з однаковою валентністю атомна маса має однакову різницю.

Але класифікаційний принцип, в основу якого була покладена валентність, не міг привести до відкриття взаємозв'язку між всіма елементами, оскільки він не допускав змінного характеру валентності. У таблиці Л. Мейєра часто була відсутня аналогія у вертикальних стовпчиках елементів. Вона відображала в основному ті аналогії, на які вже вказував В. Одлінг (1857 р.), і значно уступала принципам, якими керувались Шан-куртуа й Ньюлендс.

В 1870 р. Л. Мейєр вдруге запропонував таблицю, де всі елементи було розподілено вже на 9 колонок; у пояснювальному тексті він навіть говорив про хімічну періодичність. Алі ця робота Л. Мейєра була виконана на рік пізніше повідомлення Менделєєва й носила на собі вплив останнього. Л. Мейєр вслід за Ж. Дюма й Д.І. Менделєєвим давши графічне зображення залежності атомних об'ємів елементів від величини атомної важеля, яку досить наочно ілюструвало існування періодичності властивостей елементів.

Таким чином, уже в 50 - 60-х роках минулого століття багато хіміків-дослідників звертаються до проблеми систематики елементів, роблять спроби знайти загальну залежність між елементами. Проте вони не зуміли повністю розкрити таку залежність і їм не вдалося знайти об'єктивний закон, що лежить в основі взаємозв'язку між хімічними елементами.

Кожний об'єктивний закон є найбільш загальною й високою в порівнянні з причиною й наслідком формою зв'язку, що характеризує суть явищ. Розкриваючи причинно-наслідкові відношення між суттю явищ, закон вказує на загальність їх у межах певних форм руху. Виступаючи як необхідний, суттєвий, внутрішній відносно стійкий зв'язок предметів і явищ у їх русі, всякий закон природи дає можливість відкривати нові факти, становить основу наукового передбачення.

Висновки по систематиці елементів, які зробили попередники Д. І. Менделєєва, не відповідали вимогам наукового розуміння закону. Дослідники, які, здавалось, могли відкрити періодичний закон, не зрозуміли його суті. Про це говорило перш за все ставлення одного з цих учених - Л. Мейєра до висновків, зроблених Д.І. Менделєєвим. Л. Мейєр віднісся до висновків з періодичного закону як до таких, що грунтуються на хитких принципах, а запропоновану Д.І. Менделєєвим зміну атомної маси деяких елементів він вважав передчасною. І хоча Л. Мейєр після відкриття Д.І. Менделєєвим періодичного закону теж говорив про періодичну залежність властивостей, проте суті закону він так і не зрозумів.

Попередники Д.І. Менделєєва в галузі класифікації елементів не змогли відкрити періодичного закону з двох причин: по-перше, всі вони зосереджували увагу на правилах класифікації, а не на законі, що повинний визначити природу цієї класифікації, і, по-друге, їх метод дослідження був метафізичний. Формальна логіка, застосована як основний метод пізнання, призводила до поділу елементів на відірвані одна від однієї групи, не давала можливості вченим побачити за подібністю відмінності, зблизити протилежні за своїми властивостями елементи.

Всі попередні спроби класифікації вдало охарактеризував Д.І. Менделєєв. Він указував на односторонність методів аналізу відношень між елементами й говорив про те, що попередні системи були штучні, бо їм не вистачало твердих об'єктивних принципів. У той же час Д.І. Менделєєв не раз підкреслював, що всі попередні класифікації малі велике значення, бо в них по зернах нагромаджувались необхідні хімічні знання про кількісні і якісні зміни властивостей елементів, про подібність елементів певних груп, які стали передумовою відкриття періодичного закону.

2. Формулювання періодичного закону. Структура періодичної системи. Періоди, групи, підгрупи. Зміна властивостей елементів у періодах та групах. Характеристика хімічних елементів за їх положенням у періодичній таблиці.

Основи сучасної теорії будови атома. Склад атомних ядер. Електронні оболонки атомів. Розташування електронів по квантових електронних рівнях та підрівнях. Електронні формули атомів. Квантові комірки. Валентні електрони. Утворення хімічного зв‘язку. Типи хімічного зв‘язку.

Періодичний закон і періодична таблиця елементів

Періодичний закон хімічних елементів і його графічне відображення – періодична таблиця – є сучасною основою для вивчення властивостей елементів та їх сполук. Перше формулювання закону було таким: властивості елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини атомної ваги елементів (Д.Менделєєв, 1869 р.). З часом формулювання закону змінювалось і в сучасному викладенні читається так: властивості хімічних елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів (порядкового номера або протонного числа). Періодична таблиця побудована за зростанням порядкових номерів елементів і поділяється на горизонтальні періоди і вертикальні групи відповідно з тим, що елементи періодично утворюють однотипні форми сполук, мають одакову валентність. Всього відомо 7 періодів і 8 груп елементів.

Період – це сукупність (ряд) хімічних елементів, побудований в порядку зростання заряду ядер атомів, який починається (крім першого) активним лужним металом і закінчується благородним газом. Періоди діляться на малі і великі. Малі періоди: 1, 2, 3,- мають відповідно 2, 8, 8 елементів. Великі періоди: 4, 5, 6, - мають відповідно 18, 18, 32 елементів. 7 великий період незавершений.

У періоді зліва направо спостерігається зменшення металічних властивостей елементів і зростання неметалічних. Останні члени ряду – благородні гази, хімічно мало активні.

За подібністю хімічних властивостей елементи в таблиці поділяються на 8 груп, які складаються з двох підгруп: головної і побічної. Головні підгрупи містять елементи малих і великих періодів, наприклад, головна підгрупа І -ої групи складається з елементів H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr; головна підгрупа ІV-ої групи – з C, Si, Ge, Sn, Pb; головна підгрупа VII-ої групи – з F, Cl, Br, I, At. До побічних підгруп входять елементи тільки великих періодів: 4, 5, 6, 7, - які мають металічні властивості. Наприклад, побічна підгрупа І-ої групи складається з металів: Cu, Ag, Au; побічна підгрупа ІІІ-ої групи – Sc, Y, La, Ac; побічна підгрупа VІ-ої групи – Сr, Mo, W.

Характеристика хімічних елементів за їх положенням у періодичній таблиці

Знаючи місце елемента в періодичній таблиці: порядковий номер, період, групу, підгрупу, - можна досить чітко визначити деякі його властивості. По-перше, якщо елемент знаходиться на початку періоду, в І, ІІ, ІІІ групах, він має металічні властивості, якщо в кінці періоду – неметалічні властивості. Всі елементи побічних підгруп є металами. Можна також визначити атомну масу, густину, температуру плавлення та інше як середнє аріфметичне від відповідних костант його чотирьох “сусідів” ліворуч, праворуч, зверху, знизу. Наприклад, атомна маса селену

АSe = (75 + 80 + 32 + 128) / 4 = 78,7,

що дуже близько до табличної (78,96).

Номер головної підгрупи дозволяє визначити валентність елемента за киснем і за воднем, як показано в темі 1. Наприклад, для елемента V- групи головної підгрупи № 33 миш‘яку As валентність за киснем дорівнює ІІІ або V; валентність за воднем: (8 - № групи) = 8 – 5 = 3 (ІІІ) в сполуках As2O3, As2O5; AsH3.

У VIII групі знаходяться трiади елементів: Fe, Co, Ni; Ru, Ro, Pd; Os, Ir, Pt; які дуже схожі за фізичними і хімічними властивостями і називаються родинами: родина заліза, родина платини та ін. Також дуже схожі за властивостями елементи – лантаноїди і актиноїди, які розміщуються внизу таблиці.

Періодичний закон і система елементів зробили великий вплив на розвиток хімії. Наприклад, видатні вчені В.Вернадський і О.Ферсман показали тісний зв‘язок між геохімічними властивостями елементів – їх поширеністю у земній корі, міграцією та інше – і періодичним законом. Велике значення має він для розвитку ядерної хімії та синтезу нових позауранових елементів, сучасної теорії сплавів, теорії каталізу. Велике філософське значення закону у пізнанні всесвіту.

Основи сучасної теорії будови атома

Всі елементи побудовані з атомів, які складаються з позитивно зарядженого ядра і електронів і відрізняються атомною масою. Маса атома складається з маси протонів +1 р і нейтронів 01n. Число протонів дорівнює порядковому номеру елемента в таблиці і числу електронів навколо ядра. Число нейтронів можна визначити, якщо від атомної маси відняти число протонів.

3. Періодичний закон Д. І. Менделєєва — один із найфундаментальніших і найзагальніших законів природи, якому підпорядковані всі хімічні елементи Всесвіту. Адже з хімічних елементів складається вся жива і нежива природа. Отже, періодичний закон — це не тільки основний закон хімії, а й основний закон природи. Його відкриття справило величезний вплив на розвиток хімії та фізики і не втратило свого значення й досі.

Періодичний закон хімічних елементів — один з основних законів природи. Після його створення природознавство пережило наукову революцію, було розроблено нові теорії (будови речовини, відносності, квантової механіки), знайдено нові елементи, але ці відкриття не тільки не зруйнували періодичний закон і періодичну систему, а й розвинули їх, надали їм нового змісту, затвердили їх фундаментальність

Наукове значення. Відомо, що до Д. І. Менделєєва вчення про хімічні елементи являло собою сукупність розрізнених, мало зв'язаних між собою знань. Завдання щодо об'єднання цих знань у струнку цілісну систему блискуче виконав Д. І. Менделєєв, відкривши періодичний закон, який, за визначенням академіка О. М. Баха, послужив і продовжує слугувати провідною зіркою для тисячі нових досліджень і творчих пошуків у найрізноманітніших галузях природознавства. Велич наукового подвигу Д. І. Менделєєва полягає в тім, що він розкрив внутрішній об'єктивний зв'язок між хімічними елементами, закон їх розвитку.

Періодичний закон озброює дослідників надійним засобом для пояснення явищ, у яких беруть участь хімічні елементи, і для передбачення нових фактів. А це є найсуттєвішою ознакою будь-якої наукової теорії.

Передбачувальна сила періодичного закону повною мірою виявилася ще за життя Д. І. Менделєєва. Він указував на можливість існування багатьох невідомих елементів, відкриття яких (особливо Галію, Скандію, Германію) продемонструвало велике прогностичне значення періодичного закону і періодичної системи елементів для подальших досліджень.

На підставі періодичного закону Д. І. Менделєєв виправив відносні атомні маси 9-ти елементів, що були визначені неточно, і передбачив існування 10-ти елементів. Ці прогнози повністю справдилися.

Д. І. Менделєєв усвідомлював об'єктивність відкритого закону і вірив у його майбутнє. Він писав, що «... періодичному законові майбутнє не загрожує руйнуванням, а тільки надбудова і розвиток передбачаються». Так, Д. І. Менделєєв не вважав періодичну систему завершеною 92-м елементом (Ураном). Він передбачав можливість існування зауранових елементів. Усі вони тепер добуті штучно в результаті ядерних перетворень. Сьогодні відомо вже 112 хімічних елементів.

Велику роль відіграв періодичний закон у розвитку теорії будови атома. Вказавши на глибокий внутрішній зв'язок між елементами, він дав змогу зробити висновок, що всі атоми побудовані принципово однаково. Тому створення моделей атомів стало можливим лише після відкриття періодичного закону і створення періодичної системи елементів. У свою чергу, знання будови атома дало змогу глибше зрозуміти суть періодичного закону і періодичної системи елементів, пояснити причину періодичності у зміні властивостей хімічних елементів.

Самостійна робота №4

Квантова механіка та корпускулярно-хвильовий дуалізм.

План:

1.Основні поняття про квантову механіку.

2.Основні положення квантової теорії Н.Бора.

3.Корпускулярно-хвильовий дуалізм випромінювання.

1. Ква́нтова меха́ніка — фундаментальна фізична теорія, що в описі мікроскопічних об'єктів розширює, уточнює і поєднує результати класичної механіки і класичної електродинаміки. Ця теорія є базою для багатьох напрямів фізики та хімії, включаючи фізику твердого тіла, квантову хімію та фізику елементарних частинок. Термін «квантова» (від лат. quantum — «скільки») пов'язаний з дискретними порціями, які теорія присвоює певним фізичним величинам, наприклад, енергії електромагнітної хвилі.

Механіка — наука, що описує рух тіл і співставлені йому фізичні величини, такі як енергія чи імпульс. Розвиток класичної механіки призвів до значних успіхів у розумінні навколишнього світу, однак вона має свої обмеження. Квантова механіка дає точніші і більш правдиві результати для багатьох явищ. Це стосується як явищ мікроскопічного масштабу (тут класична механіка не здатна пояснити навіть існування стабільного атома), так і деяких макроскопічних явищ, таких як надпровідність, надплинність чи випромінювання абсолютно чорного тіла. Уже впродовж століття існування квантової механіки її передбачення ніколи не були заперечені експериментом. Квантова механіка пояснює принаймні три типи явищ, яких класична механіка та класична електродинаміка не може описати:

квантування деяких фізичних величин;

існування хвильових властивостей у частинок та корпускулярних власивостей у випромінювання, тобто корпускулярно-хвильовий дуалізм;

існування змішаних квантових станів.

Існують два принципово різні підходи до формулювання квантової мехініки. І - підхід Шредінгера, ІІ - підхід Гейзенберга. У першому варіанті (Ервін Шредінгер) вектори станів змінюються з часом, а оператори - ні. У другому варіанті (Гейзенберг), навпаки, вектори станів є сталими у часі, а уся еволюція у часі перенесена на оператори.

У зображенні Шредингера: вектори стану є функціями часу. Рівняння Шредінгера визначає зміну вектору стану з часом.

В квантовій механіці фізичним величинам не зіставляють якісь конкретні числові значення. Натомість, робиться припущення про розподіл імовірності величин вимірюваного параметра. Як правило, ці імовірності залежатимуть від виду вектору стану в момент проведення вимірювання.

Візьмемо конкретний приклад. Уявимо собі вільну частинку. Її хвильова функція - плоска хвиля. Ми хочемо визначити координату частинки. Власна функція координати частинки є дельта функцією. () Якщо ми тепер зробимо вимірювання, то отримаємо якесь значення х'. При цьому при виконанні вимірювання ми подіяли на систему. Тепер її вектор стану вже не є плоскою хвилею. А є тією самою власною функцією оператора координати частинки.

Іноді система, що нас цікавить, не знаходиться у власному стані жодної вимірюваної нами фізичної величини. Тим не менше, якщо ми спробуємо провести вимірювання, вектор стану миттєво стане власним станом вимірюваної величини. Цей процес має назву колапсу хвильової функції. Якщо ми знаємо вектор стану в момент перед вимірюванням, то в змозі обчислити імовірність колапсу в кожний з можливих власних станів. Наприклад, вільна частинка в нашому попередньому прикладі до вимірювання буде мати хвильову функцію, яка є плоскою хвилею. Коли ми розпочинаємо вимірювання координати частинки, то неможливо передбачити результат, який ми отримаємо. Після проведення вимірювання, коли ми отримаємо якийсь результат х, хвильова функція колапсує в позицію з власним станом, зосередженим саме в х.

Деякі вектори стану призводять до розподілів імовірності, які є постійними в часі. Багато систем, які вважаються динамічними в класичній механіці, насправді описуються такими «статичними» функціями. Наприклад, електрон в незбудженому атомі в класичній фізиці зображується як частинка, яка рухається по круговій траєкторії навколо ядра атома, тоді як в квантовій механіці він є статичною, сферично-симетричною імовірнісною хмаркою навколо ядра.

Еволюція вектора стану в часі є детерміністською в тому сенсі, що, маючи визначений вектор стану в початковий момент часу, можна зробити точне передбачення того, яким він буде в будь-який інший момент. В процесі вимірювання зміна конфігурації вектора стану є імовірнісною, а не детерміністською. Імовірнісна природа квантової механіки, таким чином, проявляється саме в процесі здійснення вимірювань.

2. Квантовые постулаты Бора – это два основных допущения, введённые н.Бором для объяснения устойчивости атома и спектральных закономерностей (в рамках модели атома Резерфорда).

Планетарная модель атома Резерфорда позволила объяснить результаты опытов по рассеянию α-частиц вещества, но она не способна объяснить факт существования атома и его устойчивость.

В соответствии с планетарной моделью электроны атома должны двигаться вокруг неподвижного ядра. Двигаясь вокруг ядра с центростремительным ускорением под действием силы притяжения к ядру, электрон должен, как и всякий ускоренно движущийся электрический заряд, излучать электромагнитные волны с частотой, равной частоте обращения электрона вокруг ядра.

Энергия электрона в атоме должна при этом непрерывно уменьшаться за счёт излучения. Сам электрон должен с каждым оборотом приближаться по спирали к ядру и упасть на него под действием электрической силы притяжения. При этом атом потеряет всю электронную оболочку, а также присущие ему физические и химические свойства. Кроме того, атом должен потерять спектр излучения частоты, то есть атом должен давать излучение с непрерывным (сплошным) спектром частот.

Эти результаты, полученные с помощью классической механики и электродинамики, находятся в резком противоречии с опытом, который показывает, что

Атомы являются весьма устойчивыми системами и в невозбуждённом состоянии могут существовать неограниченно долго, не излучая при этом электромагнитные волны

Спектр излучения атома является линейчатым (дискретным) – образованным из отдельных линий (от латинского discretus – прерывистый, состоящий из отдельных значений)

Всё это свидетельствует о том, что законы классический физики применить к электронам в атомах нельзя, поэтому необходимы новые представления о механизме излучения и поглощения атомами электромагнитных волн. В основе современной теории атома лежит квантовая механика – теория, устанавливающая способ описания и законы движения микрочастиц (элементарных частиц, атомов, молекул, атомных ядер) и их систем (например, кристаллов), а также связь величин, которые характеризуют частицы и системы, с физическими величинами, измеряемыми опытным путём.

В 1913 году датский физик Нильс Бор (1885 – 1962) ввёл идеи квантовой теории в ядерную модель атома Резерфорда и разработал теорию атома водорода, которая подтвердилась всеми известными тогда опытами. Бор сформулировал в виде постулатов основные положения новой теории, которые налагали лишь некоторые ограничения на допускаемые классической физикой движения. Однако последовательной теории атома Бор не дал. Впоследствии теория Бора была включена как частный случай в квантовую механику. В основе теории Бора лежат два постулата.

Первый постулат Бора: постулат стационарных состояний

Атомная система может находиться только в особых стационарных, или квантовых, состояниях, каждому из которых соответствует определённая энергия En. В стационарном состоянии атом не излучает.

Второй постулат Бора: правило частот

Излучение света происходит при переходе атома из стационарного состояния с большей энергией Ek в стационарное состояние с меньшей энергией En. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний:

hvkn = Ek - En

Частота излучения равна:

vkn = (Ek - En) / h = (Ek / h) - (En / h)

Или, длина волны излучения λ равна:

1 / λkn = (1 / hc) (Ek - En)

Где h – постоянная Планка, с – скорость света в вакууме.

Если Ek > En, то происходит излучение фотона, если Ek < En, то происходит поглощение фотона, при котором атом переходит из стационарного состояния с меньшей энергией в стационарное состояние с большей энергией. Таким образом, для каждого атома имеется ряд строго определённых дискретных значений энергии, которыми он может обладать. Физические величины, например энергия и импульс, которые могут принимать лишь дискретные (квантовые) значения, носят название квантованные физические величины (квантование физических величин). При этом энергетические уровни атома – это возможные значения энергии атома.

Правило квантования орбит позволяет определить радиусы стационарных орбит:

mvnrn = nh'

где n = 1, 2, 3…, m – масса электрона, rn – радиус n-ой орбиты, vn – скорость электрона на этой орбите.

Число n – положительное число, которое называется главное квантовое число.

Величина (mvn)rn – момент импульса электрона.

h' – это величина, которая равна:

h' = h/2π = 1,05445887•10-34 Дж•с

где h – постоянная Планка.

Главное квантовое число указывает номер орбиты, по которой может обращаться электрон.

Свои постулаты Н.Бор применил для построения теории простейшей атомной системы – атома водорода, состоящего из ядра – протона, и одного электрона. Эта теория также применима для водородоподобных ионов, то есть атомов с зарядом ядра Ze и потерявших все электроны, кроме одного (например, Li2+, Be3+ и т.п.). В предположении, что электрон движется по круговой орбите, постулаты Бора позволяют найти радиусы rn стационарных, возможных орбит электрона. На электрон действует кулоновская сила:

Fk = (1 / 4πε0) (ε2 / rn2)

Где е – модуль заряда электрона, равный заряду ядра, ε0 = 8,85418782 * 10-12 Ф/м – электрическая постоянная в единицах СИ.

Кулоновская сила сообщает электрону на орбите центростремительное ускорение:

aцс = (vn2) / rn

Согласно второму закону Ньютона:

Fk = maцс

Поэтому

(mvn2) / rn = e2 / (4πε0rn2)

Или

mvn2rn = e2 / (4πε0)

Используя правило квантования орбит mvnrn = nh', можно получить выражения для возможных радиусов орбит. Исключая скорость vn из предыдущего выражения, получим:

rn = 4πε0n2h' / me2 (так как h' = h / 2π)

Таким образом, радиусы орбит электрона в атоме водорода прямо пропорциональны квадратам главного квантового числа n.

Наименьший радиус орбит при n = 1, то есть радиус первой орбиты в атоме водорода равен:

r1 = 4πε0h' / me2 = 0,528 * 10-10 м = 0,528 Å

Радиус первой орбиты в атоме водорода носит название первый Боровский радиус и служит единицей длины в атомной физике.

Полная энергия Е электрона в атоме водорода, согласно механике Ньютона, равна сумме кинетической энергии Еk и потенциальной энергии П взаимодействия электрона с ядром:

E = Еk - П = (mvn2 / 2) - (e2 / 4πε0rn)

Потенциальная энергия электрона в атоме отрицательна:

П = - (e2 / 4πε0rn)

Так как нулевой уровень отсчёта берётся на бесконечности (рис. 1.3), а по мере приближения электрона к ядру его потенциальная энергия уменьшается. Взаимодействующие частицы – ядро и электрон – имеют заряды противоположных знаков.

Рис. 1.3. Потенциальная энергия электрона в атоме.

Подставляя значение скорости

vn2 = - e2 / 4πε0mrn

в выражение полной энергии, получим:

E = (m / 2) (e2 / 4πε0mrn) - (e2 / 4πε0rn)

Подставляя в эту формулу выражение для радиусов орбит, получим энергетические уровни электрона в атоме водорода (значения энергий стационарных состояний атома):

En = -(1 /(4πε0)2) me4 / 2h'2n2 = - (me4 / 8h2ε02) * (1 / n2), n = 1,2,3…

Энергия Еn электрона в атоме водорода зависит от главного квантового числа n, которое определяет энергетические уровни электрона в атоме водорода.

Основное энергетическое состояние атома (нормальное состояние атома) – это энергетический уровень при n = 1.

Значение энергии, соответствующее первому (низшему) энергетическому уровню в атоме водорода равно:

E1 = -(1 /(4πε0)2) me4 / 2h'2λ = -2,485 * 10-19 Дж = -13,53 эВ

В этом состоянии атом может находиться сколько угодно долго. Для того чтобы ионизировать атом водорода, ему нужно сообщить энергию 13,53 эВ, которая называется энергия ионизации.

Энергетические уровни при n > 1 – это возбуждённые энергетические состояния (возбуждённые состояния атома). Возбуждённое состояние атома является менее устойчивым, чем основное состояние. Время жизни атома в этом состоянии имеет порядок 10-8 секунд. За это время электрон успевает совершить около ста миллионов оборотов вокруг ядра.

При переходе электрона с удалённой от ядра стационарной k-орбиты на ближайшую n-ую орбиту атом излучает фотон, энергия которого hvnk согласно второму постулату Бора определяется:

hvkn = Ek - En = -(1 / (4πε0)2) * (me4 / 2h'2) * [(1 / n2) - (1 / k2)] = (me4 / 8h2ε02) * [(1 / n2) - (1 / k2)]

Частота излучения атома водорода:

vkn = (1 / (4πε0)2) * (me4 / h'3) * [(1 / n2) - (1 / k2)] = R[(1 / n2) - (1 / k2)]

Где

R = (me4 / (4πε0)2) * 4πh'3) = (me4 / 8h3ε02) = 3,288 * 1015 c-1- постоянная Ридберга

Постоянная Ридберга определяется через постоянную Планка, массу и заряд электрона.

Длина волны излучения определяется соотношением:

1 / λnk = vnk / c = (me4 / 8ε02h3c) * [(1 / n2) - (1 / k2)] = Rc[(1 / n2) - (1 / k2)]

Где

Rc = R / c = 1,0974 * 107 м-1 - также постоянная Ридберга

с = 3*108 м/с – скорость света в вакууме.

Теоретическое значение R совпадает с экспериментальным значением, полученным из спектроскопических измерений.

Энергия обычно измеряется в электронвольтах (эВ). Электронвольт – это значение энергии, которую приобретает электрон, пройдя ускоряющую разность потенциалов в 1 В:

1 эВ = 1,6 * 10-19 Кл * 1В = 1,6 * 10-19 Дж

3. У різні часи, пояснюючи природу світла, учені дотримувалися різних поглядів. Одні вважали світло електромагнітною хвилею й обгрунтовано доводили це, посилаючись на явища інтерференції, дифракції і поляризація світла. Інші, прихильники корпускулярної теорії, уявляли світло як потік частинок і також мали вагомі аргументи на підтвердження цього. Так, на підставі корпускулярних уявлень І. Ньютон пояснював прямолінійне поширення і дисперсію світла.

Водночас наприкінці ХIХ ст. завдяки дослідженням Т. Юнга і О. Ж. Френеля, а також поясненню природи світла за допомогою електромагнітної теорії Дж. Максвелла у фізиці склалося переконання, що хвильова теорія спроможна пояснити будь-яке світлове явище. Тому, коли А. Ейнштейн поширив ідею квантування енергії, висловлену М. Планком стосовно теплового випромінювання, на світлові явища, це було сприйнято неоднозначно.

На той час обмежений характер хвильової теорії світла підтверджували також досліди Г. Герца і результати вивчення явища фотоефекту А. Г. Столєтовим. Пізніше, у 1922 р. квантова природа світлового випромінювання була експериментально доведена А. Комптоном під час спостереження розсіювання рентгенівського випромінювання в речовині.

Отже, численні дослідження світлових явищ демонструють неоднозначний прояв властивостей світла: в одних випадках вони засвідчують хвильову природу світла, в інших — виразніше проявляється його корпускулярна придода. Тобто світлу властивий корпускулярно-хвильовий дуалізм. — воно має як безперервні, хвильові-властивості, так і дискретні, корпускулярні.

У класичній фізиці існували два погляди на природу світла — хвильовий і корпускулярний

Ідею квантування енергії, висловлену М. Планком, А. Ейнштейн поширив на світлові явища

Гіпотезу про подвійну природу світла — корпускулярно-хвильовий дуалізм — уперше висловив А. Ейнштейн

Загалом корпускулярно-хвильовий дуалізм властивий не лише світлу, а й усім мікрочастинкам. Так, потік електронів, шо падає на кристал, утворює дифракційну картину, яку можна пояснити лише на основі хвильових уявлень. Тобто електрони, які є елементарними частинками, корпускулами, за певних умов виявляють хвильові властивості. Такі уявлення про матерію покладено в основу квантової теорії. Вона, зокрема, передбачає, що кожній рухомій мікрочастинці, відповідає хвиля де Бройля:

де р — імпульс тіла; h — стала Планка.

Корпускулярну природу світла в сучасній фізиці відтворює поняття світлового кванта, зміст якого окреслив А. Ейнштейн, поширивши гіпотезу Планка на світлове випро-мінювання. За його тлумаченням, світловий квант — це мінімальна порція світлової енергії, локалізована в частинці, яка названа фотоном. Отже, світло з погляду квантової теорії — це потік світлових квантів — фотонів, що рухаються зі швидкістю світла с(3 · 108 мс).

Фотону як кванту випромінювання за гіпотезою Планка відповідає енергія є = hv. Як елементарна частинка він має імпульс р = mс. З урахуванням формули взаємозв'язку маси та енергії є = mс2, його імпульс дорівнює:

де / — довжина світлової хвилі.

Довжина хвилі де Бройля електрона, що рухається зі швидкістю

500 мс, дорівнює = 1,5 • 10-6 м = 1,5 мкм

Фотон — це елементарна частинка, що характеризує квант світла hv

Фотон — особлива елементарна частинка. Він не має маси спокою (mo = 0), тобто його не можна зупинити. Справді, якби була така система відліку, в якій він не рухався б, то в такій системі втрачає сенс саме поняття світла, адже не відбувається його поширення.

Маса фотона залежить від довжини хилі електромагнітного випромінювання: . Так, для видимого світла с = 6 · 10-7 м) його маса дорівнює 3,7 · 10-36 кг, а для рентгенівського випромінювання р = 10-9 м) — 2,2 · 10-33 кг.

Формула (6.2) відтворює наявність у світла одночасно і хвильових, і корпускулярних властивостей. Адже імпульс фотона як динамічний параметр мікрочастинки речовини виражається через частоту або довжину хвилі — величини, властиві випромінюванню. Як з'ясувалося згодом, такий корпускулярно-хвильовий дуалізм притаманний усім без винятку частинкам речовини, але найістотніше їхні хвильові властивості проявляються у мікросвіті, особливо в елементарних частинок.

Маса фотона рентгенівського випромінювання менша за масу електрона (mе = 9,1 · 10-31 кг) майже в 500 разів

Хвильова картина спостерігається, коли мають місце потужні потоки мікрочастинок протягом досить тривалого часу.

Коли ж відбувається окремий акт взаємодії мікрочастинки з речовиною, то до уваги беруться її корпускулярні властивості

Квантові уявлення про природу електромагнітного випромінювання дають змогу пояснити низку явищ, де хвильова теорія виявляється безпорадною. Зокрема, це стосується фотоефекту, люмінесценції, фотохімічних реакцій, розсіяння рентгенівського випромінювання в речовині тощо.

Самостійна робота№5

Тема:Методи валентних звязків і молекулярних орбіталей

План:

1.Хімічний зв'язок у твердих тілах.

2Залежність фізичних властивостей речовин від виду хімічного звязку між частками в кристалах.

3.Просторова будова речовин.

4.Метод молекулярних орбіталей.

1. Фізичні властивості твердих кристалічних тіл визначаються їхнім хімічним складом, симетрією решітки, характером сил зв'язку між структурними одиницями, а також дефектами в реальних структурах. Раніше було розглянуто питання про природу сил молекулярного зв'язку та енергію міжатомного зв'язку. Оскільки кристали мають внутрішню симетрію, необхідно знати характер сил зв'язку між структурними одиницями. Аналіз сил зв'язку дає змогу добути цінну інформацію про енергію зв'язку та провести наближену класифікацію кристалів. Енергією зв'язку називають енергію, потрібну для розщеплення твердого тіла на структурні одиниці залежно від його хімічного складу.

Загальною рисою всіх типів зв'язку є те, що природа сил зв'язку електрична. У твердих тілах розрізняють іонний (гетерополярний), ковалентний (гомеополярний, або атомний), металічний, ван-дер-ва-альсовий та водневий зв'язки. У іонних кристалах правильно чергуються в розміщенні позитивні і негативні іони. Фізична природа іонного зв'язку в кристалах майже така, як і іонних молекул. Але тут електростатична взаємодія складніша внаслідок взаємодії окремого іона з усіма іншими іонами кристала. Так, для структури №С1 ам — ~ 1,748, для А12О3 — 4,17. Уточнення цієї моделі здійснюється завдяки врахуванню сил відштовхування некулонівської природи.

Іонний зв'язок досить сильний. Він становить величину порядку 105 Дж/моль. Міцність іонного зв'язку проявляється в тому, що іонні кристали мають малий коефіцієнт теплового розширення і високу температуру плавлення. Електропровідність іонних кристалів при кімнатних температурах дуже незначна. Вона на 20 порядків нижча, ніж металів, і зростає з підвищенням температури. Для іонних кристалів характерним є сильне поглинання в інфрачервоній області спектра.

Типовими кристалами з ковалентним зв'язком є алмаз, графіт, карборунд, сульфід цинку, йод, сірка. До них належать і напівпровідники. У вузлах кристалічної решітки таких кристалів розміщені нейтральні атоми. Характерною рисою ковалентного зв'язку є її напрямленість, а розподіл густини заряду навколо кожного з ядер атомів відрізняється від сферично-симетричного розподілу, який характерний для іонних молекул. Це приводить до виникнення нового стану, в якому зовнішні валентні електрони, слабо зв'язані з ядром, належать одночасно обом ядрам, тобто усуспільнені. Між атомами, які колективізували свої зовнішні неспарені валентні електрони, виникає значне електричне притягання. Звичайно, поряд з притяганням існує і взаємне кулонівське відштовхування між електронами і ядрами атомів. Енергія електростатичного відштовхування значно менша від енергії притягання. Ковалентний зв'язок суттєво відрізняється від іонного тим, що число електронів, які здійснюють ковалентний зв'язок, у кожного атома обмежене, а тому цей зв'язок є насиченим. Так, для водню один з атомів, що об'єднався з другим, утворює молекулу, яка не реагуватиме з третім вільним атомом водню. Для типового ковалентного кристалу алмазу кожен атом утворює чотири ковалентні зв'язки, віддаючи для усуспільнення кожному з них один з своїх валентних електронів і одержуючи другий електрон від сусіднього атома. Структура алмазу — тетраедрична.

Основу ковалентного зв'язку становить обмінний ефект, зумовлений обміном електронами між атомами. Він має суто квантову природу. Ковалентний зв'язок між двома атомами може здійснюватись однією парою електронів (одинарний зв'язок: С—С); двома парами (подвійний зв'язок: С=С, С=О—СОа); трьома парами електронів (потрійний зв'язок: С=С—СаС2). Ковалентний зв'язок досить сильний. Тому ковалентні кристали мають велику енергію зв'язку порядку 3—5 еВ на один атом. Завдяки цьому кристали з ковалентними зв'язками мають високу механічну міцність і твердість, високу температуру плавлення, винятково малу леткість, погану електропровідність в широкому інтервалі температур.

Металічний зв'язок в основному характерний для речовин, побудованих з атомів одного елемента (наприклад, мідь, золото). Металічні кристали містять у вузлах кристалічної решітки позитивні іони. В просторі між ними вільно переміщуються колективізовані валентні електрони. На відміну від ковалентного зв'язку в колективізації електронів беруть участь усі атоми, утворюючи так званий «електронний газ». Валентні електрони всіх атомів належать одночасно усьому кристалу. Металічний зв'язок — це взаємодія сукупності позитивних іонів з колективізованими валентними електронами. Кінетично притягуючись до позитивних іонів, вільні електрони відіграють роль «клею-цементу», що фіксує позитивні іони на певних відстанях відповідно до рівноваги і мінімуму потенціальної енергії системи. В границях решітки електрони можуть переміщатися, беручи участь в тепловому русі. Ще раз підкреслимо, що металічний зв'язок здійснюється не через електронні пари, які сумісно належать двом частинкам, а за допомогою вільних валентних електронів, що належать всьому кристалу в цілому. Енергія металічного зв'язку значно менша, ніж у ковалентних і іонних кристалів. Підтвердженням цього є більш низька температура плавлення металів, ніж іонних і ковалентних кри­сталів.

Висока концентрація вільних електронів у металів зумовлює їхню добру електро- та теплопровідність. Метали оптично непрозорі, мають велику відбивну здатність, тому для них характерний специфічний металічний блиск.

У вузлах кристалічних решіток молекулярних кристалів розміщаються певним способом орієнтовані молекули. Характерною для молекулярних кристалів є геометрична відокремленість молекул кристала і сильні внутрішньомолекулярні зв'язки. Це означає, що енергія внут-рішньомолекулярних зв'язків значно перевищує енергію міжмолекулярних зв'язків. Силами зв'язку в цьому разі є сили Ван-дер-Ваальса та водневі зв'язки, коли молекули мають гідроксильні ОН та амінні NH2 групи. Переважна більшість молекулярних кристалів— це органічні кристали. Молекулярні неорганічні кристали трапляються рідко. До них належать речовини, молекули яких складаються з азоту, фосфору, сірки та ін.

Молекулярні кристали за фізичними властивостями є ізоляторами, мають низьку температуру плавлення, прозорі для широкого інтервалу електромагнітних хвиль.

Зауважимо, що практично немає речовин, які б характеризувались тільки одним типом зв'язків. Здебільшого кристалічним решіткам речовин властива одночасна дія різних типів зв'язку.

2. Тобі вже відомі такі частинки, як атоми, молекули, йони. Це відносно проста форма організації речовини. У стандартних умовах ці частинки, як правило, індивідуально не існують. За допомогою різних типів хімічних зв'язків вони об'єднуються й утворюють вищу форму організації речовини — хімічні сполуки, що поділяються на прості і складні речовини, які існують у твердому, рідкому та газуватому стані. Якщо гази характеризуються повною невпорядкованістю розташування молекул одна відносно одної, то в рідинах деяка впорядкованість частинок спостерігається. Адже для рідин характерна наявність певного об'єму, хоча й відсутня певна форма. Рідини займають проміжне місце між газами і твердими тілами, яким властивий суворий порядок розташування частинок, що утворюють речовину.

У твердих речовинах частинки розташовані у просторі суворо закономірно для кожної речовини. Щоб якось уявити цю закономірність, у тривимірному просторі подумки об'єднай центри молекул прямими лініями, які перетинаються. При цьому утвориться просторовий каркас, який називають кристалічними ґратками. Місця, в яких лінії перетинаються, називають вузлами кристалічних ґраток. Залежно від природи частинок, що містяться у вузлах кристалічних ґраток, розрізняють йонні, атомні, молекулярні кристалічні ґратки. Відомі ще й. металічні кристалічні ґратки, їх вивчатимеш пізніше (мал. 16).

Йонні кристалічні ґратки. Типовим представником сполук з йонним типом кристалічних ґраток є натрій хлорид NaCl. Його кристалічні ґратки утворені йонами Натрію Na+ та йонами Хлору Сl-, які почергово розміщуються у вузлах ґраток (мал. 17). Иони утримуються один з одним силами притягання, і кристал солі є ніби єдиним цілим.

Оскільки в кристалі сили притягання поширюються однаково в усіх напрямках, йони Натрію і Хлору сполучаються дуже міцно, хоча кожний із них не зафіксований нерухомо. Иони безперервно здійснюють теплові коливання навколо свого положення в ґратках. Міцність йонних кристалів залежить також і від заряду та радіуса йонів. Однак їх поступальний рух уздовж ґраток не відбувається, тому всі речовини з йонним зв'язком за стандартної температури — тверді (кристалічні), з досить високою температурою плавлення і ще вищою — кипіння.

Молекул у йонних кристалах немає, є тільки йони. Лише у газуватому стані (пара) натрій хлорид існує у вигляді молекул NaCl.

Подібно до натрій хлориду майже всі солі, основні оксиди, гідроксиди складаються не з молекул, а з йонів.

Зверни увагу, хімічні формули йонних сполук передають лише співвідношення позитивно і негативно заряджених йонів у кристалічних ґратках. Йонні сполуки в цілому електронейтральні. Наприклад, згідно з формулою йонного кристала CaF2 співвідношення позитивно заряджених йонів Са2+ і негативно заряджених йонів F- у ґратках дорівнює 1:2. Оскільки кожні два позитивні заряди Са2+ нейтралізуються двома негативними зарядами 2F-, то речовина CaF2 — електронейтральна.

Хоча реальних молекул у йонних кристалах не існує, для однаковості з ковалентними речовинами прийнято за допомогою формул NaCl, CaF2 тощо передавати найпростіший склад йонної речовини та характеризувати її також певним значенням відносної молекулярної (формульної) маси на підставі її формульного складу. А поняття про валентність як певне число ковалентних зв'язків до йонних сполук застосувати неможливо (тому й будемо говорити про ступінь окиснення елементів).

Атомні кристалічні ґратки. У вузлах атомних кристалічних ґраток містяться окремі атоми, сполучені між собою ковалентними зв'язками. Такі кристалічні ґратки має алмаз (мал. 18). У його кристалі кожний атом Карбону сполучений ковалентними зв'язками з чотирма сусідніми атомами Карбону, тобто утворює чотири спільні електронні пари. Ось чому можна говорити, що Карбон — чотиривалентний елемент. -4 +1 +4 -2

Ступінь окиснення Карбону також -4 або +4, залежно від того, з яким елементом він взаємодіє — СН4, СО2.

Алмаз та інші речовини, які мають атомні кристалічні ґратки, характеризуються великою твердістю, дуже високими температурами плавлення і кипіння, вони практично не розчиняються в жодних розчинниках, не проводять електричний струм, оскільки вільних електронів немає, всі 4 валентні електрони беруть участь в утворенні ковалентних зв'язків. Атомні ґратки мають лише деякі речовини у твердому стані (силіцій Si, бор В, силіцій(IV) оксид SiO2, силіцій(ІV) карбід SiC та ін.).

Молекулярні кристалічні ґратки. У вузлах молекулярних кристалічних ґраток містяться молекули як неполярні, так і полярні. Наприклад, у вузлах кристалічних ґраток йоду містяться молекули йоду І2 (мал. 19). Сили міжмолекулярної взаємодії, так звані сили Ван-дер-Ваальса, значно слабкіші за сили ковалентного зв'язку. Тому речовини з молекулярними ґратками мають невелику твердість, вони легкоплавкі і леткі. До таких речовин належать, наприклад, йод, нафтален, бром, вода, спирт, хлор, амоніак NH3, метан СН4.

Отже, будова речовини та її властивості пов'язані. Тому якщо відома будова речовини, можна прогнозувати її властивості, і навпаки, якщо відомі властивості речовини, можна робити висновки про її будову.

Зв'язок будови і властивостей речовин показаний в узагальнюючій табл. 14.

У кристалічних речовинах атоми, молекули, йони розміщуються в певному порядку, утворюючи кристалічні ґратки. Розрізняють атомні, молекулярні, йонні та металічні кристалічні ґратки.

Між будовою речовини, яка визначається типом хімічного зв'язку і типом кристалічних ґраток, та її властивостями існує певна залежність: чим міцніший хімічний зв'язок, що утримує частинки у вузлах кристалічних ґраток, тим міцніші кристали, тим твердіша речовина, тим вищі її температури плавлення і кипіння.

3. Якнайповніше уявлення про структуру органічної молекули складається із знання її хімічної і просторової будови. Під будовою органічної сполуки А.М.Бутлеров розумів послідовність зв'язків атомів в молекулі. В даний час враховується не тільки послідовність, але і природа, тобто електронна будова зв'язків.

o Хімічна будова молекули визначається природою і послідовністю зв'язків між становлячими її атомами.

Найважливішою характеристикою неорганічного з'єднання служить склад його, виражений молекулярною формулою, наприклад НСl, H2SO4 і т.д. Для органічних сполук склад і відповідно молекулярна формула не є однозначними характеристиками, оскільки одному і тому ж складу може відповідати значна кількість реально існуючих з'єднань. Це явище було відкрите більше 150 років тому і названо ізомерією, а різні речовини з однаковим составом- ізомерами. Теоретичне обґрунтування ізомерії було дане А. М. Бутлеровим, що встановив, що органічна сполука характеризується не тільки складом, але і будовою.

З розвитком органічної хімії поняття ізомерії поглибилося і наповнилося новим змістом, особливо за рахунок стереохіміних (просторових) уявлень. Сучасне визначення ізомерів включає два найважливіших класифікаційних ознак - будова (послідовність зв'язку між атомами) і просторове розташування атомів або груп атомів (лігандів).

Ізомерами називаються з'єднання з однаковим складом, але відмінні природою або послідовністю зв'язків між атомами і розташуванням їх в просторі.

Відповідно до цього ізомери діляться на дві основні групи: структурні ізомери і стереоізомери (просторові ізомери).

Структурні ізомери відрізняються за хімічною будовою, тому їх ще називають ізомерами будови.

Бутан і ізобутан мають однакову молекулярну формулу С4Н10, однакову природу хімічних зв'язків (?-зв'язків), але відрізняються послідовністю зв'язків атомів. Пентен-1 і циклопентан при однаковому складі розрізняються як послідовністю зв'язків, так і їх природою: у циклопентане містяться тільки ?-зв'язків, в пентене-1 крім того є ?- ?-зв'язків.

Структурні ізомери діляться на ряд груп.

1. Ізомери ланцюга (вище розглянуті Бутан і ізобутан).

2. Ізомери положення:

а) по положенню кратних зв'язків

б) по положенню функціональних груп

3. Ізомери функціональних груп

Структурна ізомерія є однією з причин численності органічних сполук. Наприклад, складу С13Н28 відповідають 802 ізомери, а для вуглеводня з молекулярною формулою С20Н42 можливі 366 319 ізомерів (хоча це не означає, що всі вони одержані).

Стереоизомеры розрізняються просторовим розташуванням атомів в молекулі. Для опису просторових відмінностей використовуються два найважливіших в стереохімії поняття - конфігурація і конформація молекул. ;

КОНФІГУРАЦІЯ

Конфігурація- це певне просторове розташування атомів в молекулі.

Органічні сполуки можуть при однаковому складі і однаковій хімічній будові розрізнятися конфігурацією. Такі з'єднання називаються конфігураційними ізомерами.

У витоках стереохімії лежить гіпотеза Вант-Гоффа (1874) про тетраедрічну конфігурацію атома вуглецю. Ця гіпотеза повністю підтверджена сучасними методами рентгенографії і електронографії.

Якщо всі чотири заступники у атома вуглецю однакові, то його просторова модель є правильним тетраедром, в центрі якого знаходиться атом вуглецю, а у вершинах розташовуються заступники. Валентні кути при цьому рівні 109,5°. Такий кут прийнято називати нормальним.

Прикладами правильних тетраедрів служать молекули, в яких з атомом вуглецю пов'язані однакові заступники, наприклад метан СН4 (мал. 11), тетрахлорид вуглецю СС14 і т.п. В тих випадках, коли з атомом вуглецю пов'язані не однакові заступники, валентні кути можуть відхилятися від нормального на декілька градусів. Наприклад, в метілхлоріде СН3С1, який можна розглядати як продукт заміщення одного з атомів водню в метані на хлор, атом вуглецю також матиме тетраедрічеськую конфігурацію, але валентний кут Н-О-Н буде рівний 111°. У граничних вуглеводнях валентні кути між атомами вуглецю лежать в інтервалі 111 -113°.

Оскільки тетраедрічеськую конфігурацію має атом вуглецю, що знаходиться в стані sp3-гибридизации, то такий атом вуглецю називають також тетраедричним. Тетраедричний атом вуглецю характерний для граничних вуглеводнів (алканів) і їх похідних.

У sp2-гибридизованного атома вуглецю три заступники (з одним з яких він зв'язаний подвійним зв'язком знаходяться з ним в одній площині. По відношенню до такого атома вуглецю і розташування його зв'язків використовують термін площинна конфігурація.

Моделі молекул і стереохіміческие формули

Образне уявлення про просторову будову органічних молекул дають тривимірні молекулярні моделі. Відомо декілька типів моделей, серед яких найпростішими є шаростержневе. Такі моделі відображають взаємне розташування атомів в просторі, але не дають правильного уявлення про заповнення простору усередині молекули. На шаростержневих моделях зручно розглядати валентні кути і обертання навколо простих зв'язків.

Заповнена внутрішньомолекулярного простору з урахуванням міжатомних відстаней добре передається моделями Стюарта- Бріглеба. Ці моделі називають півсферичними, оскільки атоми в них зображаються у вигляді сфер (кульок),, що мають зрізи. Моделі атомів з'єднуються між собою площинами зрізів. Наприклад, тетраедричний атом вуглецю представлений у вигляді кулі з радіусом, пропорційним його ван-дер-ваальсову радіусу (r1=0,18 нм). Від цієї кулі симетрично зрізають чотири сегменти так, щоб відстань від центру кулі до поверхні зрізу була пропорційна ковалентному радіусу атома вуглецю (г2=0,077 нм). Ван-дер-ваальсів радіус завжди більше ковалентного.

Ван-дер-ваальсів радіус характеризує "розмір" даного атома по відношенню до інших атомів, з якими він не зв'язаний хімічними зв'язками. Ковалентний радіус відповідає половині довжини ковалентной зв'язку між двома однаковими атомами.

Особливо корисними молекулярні моделі виявляються при вивченні просторової будови великих молекул (макромолекул). Наприклад, за допомогою молекулярних моделей Стюарта- Бріглеба можна наочно представити об'ємність білковоїмакромолекули ферменту лізоциму і розташування на її поверхні активного центру.

Проте молекулярні моделі мають все ж таки певні межі використовування. Для передачі просторової будови молекул в площині (на папері) більш вживані стереохімічні формули.

У стереохімічних формулах атом вуглецю і два його зв'язки розташовують в площини паперу і ці зв'язки графічно зображають звичайним способом (рискою).

4. Теорія молекулярних орбіталей (МО) дає уявлення про розподіл електронної щільності і пояснює властивості молекул. У цій теорії квантовомеханічних залежності для атома поширені на більш складну систему - молекулу. Молекула розглядається як ціле, а не як сукупність зберегли індивідуальність атомів. У молекулі (як і в атомі) є дискретні енергетичні стани окремих електронів (молекулярні орбіталі) з їх самоузгодженої рухом в полі один одного і всіх ядер молекули.

Передбачається, що всі електрони даної молекули (як і в атомі) розподіляються за відповідними орбиталям. Стан електрона в атомі описується одноелектронної хвильовою функцією ψ, що є рішенням рівняння Шредінгера. Хвильова функція ψ, залежна від чотирьох квантових чисел, що має конкретний математичний вигляд і задовольняє умові нормування та однозначності називається молекулярних орбіталей (МО) (за аналогією з атомної). Кожна орбіталь характеризується своїм набором квантових чисел, що відображають властивості електронів в даному енергетичному стані. На відміну від одноцентровую орбіталей атомів, орбіталі молекул багатоцентрові, тобто молекули мають спільні орбіталі для двох або більше атомних ядер. Кожна молекулярна орбіталь володіє певною енергією, наближено характеризується відповідним потенціалом іонізації.

За аналогією з атомними s-, p-, d-, f-орбіталей молекулярні орбіталі позначають грецькими буквами σ-, π-, δ-, γ-. МО утворюються при комбінуванні атомних орбіталей при достатньому зближенні. Сукупність МО молекули із зазначенням її типу та кількістю електронів на ній дає електронну конфігурацію молекули. Існують 3 типи молекулярних орбіталей: зв'язують, розпушують і несвязивающіе. Електрони на зв'язуючих молекулярних орбіталях упрочняют зв'язок, на розпушує як би дестабілізують (розхитують). Молекула є стійкою лише в тому випадку, якщо число електронів на зв'язуючих орбіталях перевищує число електронів на розпушують. Електрони, що знаходяться на несвязивающіх молекулярних орбіталях, участі в утворенні хімічного зв'язку не приймають. З вихідних атомних орбіталей виникає n МО. Так, при утворенні двоатомних молекули H 2 з атомів Н з s-орбіталей двох атомів Н виникають дві двухцентрових МО - одна енергетично більш вигідна (зв'язує σ s св), інша менш вигідна (розпушують σ s разр), ніж вихідні атомні орбіталі. На зв'язує МО електрон велику частину часу перебуває між ядрами (підвищується електронна щільність), сприяючи їх хімічним зв'язуванню. На розпушують ж МО електрон більшу частину часу перебуває за ядрами, викликаючи відштовхування ядер один від одного. [1]

Характер розподілу електронів по МО визначає порядок (кратність) зв'язку, її енергію, меж'ядерние відстані ( довжина зв'язку), магнітні властивості молекул і ін Заповнення молекулярних орбіталей підкоряється тим же правилам, що і заповнення атомних: принципом енергетичної вигідності, принципом Паулі, правилом Хунда, принципом заповнення електронних структур Aufbau. У загальноприйнятому наближенні молекулярна орбіталь розглядається як лінійна комбінація атомних орбіталей (наближення МО ЛКАО).

Кратність зв'язку в теорії молекулярних орбіталей визначається виразом

де і - Сумарні кількості електронів на зв'язуючих і розпушують орбіталях відповідно. [1]