Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия. Основы химии. Учебное пособие
.pdf
3. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ
3.1. Закон сохранения массы веществ
Впервые этот закон сформулировал М.В. Ломоносов: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.
Например, в реакции 2Н
+O2=2Н2О сколько атомов водорода
2
вступиловреакцию,столькоихостанетсяипослереакции,т.е.число
атомовэлемента висходныхвеществах равно числу их в продуктах
реакции.
3.2. Закон постоянства состава веществ
ЗаконбылоткрытфранцузскимхимикомПрустом:всякое чистое
вещество (химическое соединение), каким бы путем оно ни было
получено, имеет строго определенный качественный и количественный состав.Например,водаможетбытьполученаврезультате
следующиххимическихреакций:
Сu(ОН)
Са(ОН)
2
Молекулаводы,полученнаяразличнымиспособами,всегдасостоитиздвухатомовводородаиодногоатомакислорода.
Этотзаконстроговыполняетсятолькодлявеществмолекулярного
строения.
=Н2O+СuО;
2
+O2=2H2О;
2H
2
+H2SO4=СаSO4+2H2О.
3.3. Закон эквивалентов
Эквивалент– этореальнаяили условная частицавещества,рав-
ноценная одному иону водорода в обменных реакциях или одному
электронувокислительно-восстановительныхреакциях.
Фактор эквивалентности (f) показывает, какая доля атома или
молекулы соответствуетэквиваленту; f ≤ 1и можетбыть равным 1,
1/2,1/3итакдалее.
Эквивалентноечислоz показывает,сколько эквивалентовусловно
содержитсяв одноймолекулеили формульнойединице данноговещества:z = 1/f.
Эквивалентноечисло определяется химическойреакцией, вкоторойучаствуетданноевещество.
11
Молярнаямассаэквивалента(М
M
z
m
),эквивалентнаямасса(m
экв
массаодногомоляэквивалентовэлемента(г/моль).
Молярнаямассаэквиваленталюбоговеществавzразменьшеего
молярноймассы:
экв
),–
М
экв
=
.
Количествовеществаэквивалентов:
=
n
экв
M
,
экв
гдеm–массавещества,г,
М
–молярнаямассаэквивалентавещества,г/моль.
экв
Формулируетсязаконэквивалентовтак: во всех химических ре-
акциях взаимодействие различных веществ друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами, независимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными.
Другая формулировка: массы взаимодействующих без остатка
веществ относятся как молярные массы их эквивалентов.
3.4. Понятие о валентности
Существует несколько определений валентности, отражающих
различные стороны этого понятия. Наиболее общее определение:
валентность – это свойство атома одного элемента присоединять,
удерживатьили замещать в химических реакциях определенное количество атомовдругогоэлемента. Заединицувалентности принята
валентностьатомаводорода.Поэтомуприведенноеопределениеиногдаформулируюттак:валентность – этосвойствоатомаданногоэлемента присоединять или замещать определенное количество атомов
водорода.
Нокакбытьвтехслучаях,когдаэлементнесоединяетсясводородом?Тогдавалентностьискомогоэлементаопределяетсяпоэлементу,
валентностькоторогоизвестна.Чащевсегоеенаходятпокислороду,
поскольку валентность его в различных соединениях почти всегда
равнадвум.Поэтому, знаясостав илиформулукислородногосоединения тогоили иного элемента, можноопределить его валентность
как удвоенное число атомов кислорода, которое может-присоединитьодинатомданногоэлемента.Так,всоединенияхN
валентностьпокислородуазотаравнаединице,углерода–двум,
SO
3
кремния–четырем,серы–шести,
12
O,СО,SiO2,
2
У большинстваэлементов значения валентности в водородных и
в кислородныхсоединениях различны: например, валентность серы
по водороду равна двум(H
S), а по кислороду шести (SO3). Кроме
2
того,большинствоэлементовпроявляютв разных своихсоединенияхразличнуювалентность.Например,углеродобразуетскислородом
двасоединения:монооксидСОидиоксидСO
.Вмонооксидеуглеро-
2
давалентностьуглеродаравнадвум,авдиоксиде–четырем.
Кромевалентностиповодородуипокислороду,способностьатомовданногоэлементасоединятьсядругсдругомилис атомамидругихэлементовможновыразитьинымиспособами:например,числом
химических связей, образуемых атомом данногоэлемента, или числоматомов,окружающихданныйатом.
Между валентностью элемента в некотором соединении, молярноймассойегоатомовимолярноймассойегоэквивалентасуществует простое соотношение (молярная масса эквивалента – это масса
одного моля эквивалентов, г/моль): молярная масса эквивалента
элемента равна молярной массе его атомов, деленной на валентность элемента в данном соединении.
3.5. Химические формулы
Химическая формулавещества отражает егоэлементныйсостав
иколичественныесоотношениямеждучисломатомовразличныхэлементовв молекуле.Например:вода–Н
и т.д. Для твердых веществ, представляющих собой молекулярные
ассоциаты,в химическихформулахучитываетсяпростейшеесочетаниеихатомов,напримерNaCl.Наличиехимическихформулдлявсех
химических веществ позволяет изображатьхимические реакциипосредствомхимическихуравнений.
Зная валентность элементов, можно составить химическую формулуданного вещества. На пример для СаО,СО, ВаО этоделается
просто:числоатомоввмолекулаходинаково,посколькувалентности
элементовравны.
Аесливалентностинеодинаковы?Каквэтомслучаесоставитьхимическую формулу?Надо помнить, что в формуле любого химическогосоединения,состоящегоизэлементовдвухвидов,произведение
валентности одногоэлемента начисло его атомовв молекулеравно
произведению валентности на число атомов другого элемента. Например,если валентность марганца всоединенииравна 7,авалентностькислорода–2,формуласоединениябудетМn
O,оксидфосфора(V)–Р2О5
2
(7∙2=2∙7).
2O7
13
4. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ
СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
4.1. Модель строения атома
Научные исследования, проводившиеся в конце XIX – начале
XX в. позволили предложить следующую модель строения атома
(рис.4.1):
Вцентреатоманаходитсяположительнозаряженноеядро,занима-
ющееничтожнуючастьпространствавнутриатома.
Весь положительныйзаряд и почтився массаатомасосредоточе-
нывегоядре.
Ядраатомовсостоятизпротонов (р+) инейтронов (n°) (нуклонов)
.Числопротоноввядреравнопорядковомуномеруэлемента,а сумма
чиселпротоновинейтроновсоответствуетегомассовому числу.
Вокругядра по замкнутым орбитам вращаютсяэлектроны (ē).
Ихчислоравноположительномузарядуядра.
Ядро – центральнаяположительнозаряженнаячастьатома,вкото-
ройсосредоточенаегомасса.
Электрон – частица сотрицательным зарядом,который условно
принят за –1. Масса покояэлектрона равна 9∙10
заряд–1,6∙10
–19
Кл.
Нейтрон – нейтральная частица,не имеющаяэлектрическогоза-
ряда.Массанейтронаравна1а.е.м.,точнее1,6748∙10
Протон – положительно заряженная частица, почти с такой же
массой,какинейтрон,точнее1,6725∙10
–27
кг.Зарядпротонаравенза-
рядуэлектронаипротивоположенпознаку.
–31
кг, элементарный
–27
кг.
14
–
e
Рис.4.1.Простейшаямодельатома
p
ядро
+
0
n
Числопротонов в ядреатомаравночислу электронов.Эточисло
определяетзарядядраатомаэлементаипорядковыйномерэлемента
втаблицеМенделеева.
4.2. Изотопы и изобары
В1910г.английскийученыйСоддиустановилсуществованиеатомоводногоитогожеэлементасразнымимассамиирадиоактивными
свойствами.Этопривелокоткрытиюизотопов.
Изотопыатомыэлемента, имеющие одини тотжезарядядра, но
разныемассы. Внастоящеевремяизвестны изотопыпочтивсехэле-
1
ментов.Например,водородимееттриизотопа:
3
терийи
Н–тритий.Дейтерийотпротияотличаетсятем, чтовядре
Н–протий,2Н–дей-
егоатомакромепротонаимеетсяодиннейтрон.Утритиявядреатомаодинпротонидванейтрона.
МассыатомовэлементоввтаблицеМенделеева–средниезначения
массатомовизотопов,поэтомуониневыражаютсяцелымичислами.
Атомыразличныхэлементовс одинаковымимассаминазываются
изобарами.
Атомыс определеннымчисломпротонов инейтронов вядре называютсянуклидами.
4.3. Атомные орбитали
Периодичность изменения свойств элементов, расположенных
в порядкевозрастания заряда ядра (атомногономера элемента), обусловленапериодичностью измененияв строении электроннойоболочки атомов. Движение электронов, как и других элементарных
частиц, не можетбыть объясненозаконамиклассической механики.
Самой характерной особенностью электронов является двойственность их поведения,заключающаясявспособностипроявлятьодновременно как свойства частиц, так и свойства волн. Для электрона
нельзяодновременноопределитьегокоординатыватомеискорость.
Электронможетнаходитьсявлюбой части пространстваоколоядра,
однаковероятность егонахождениявразных частяхэтогопространстваразлична.Пространствовокругядра,вкоторомвероятностьнахожденияэлектронамаксимальна,называетсяатомной орбиталью.
Состояниеэлектрона ватомеописывается основным уравнением
квантовоймеханики–уравнениемШредингера.Из-засложностиэто
уравнениездесьнеприводится.Решениемегоявляютсячетырепараметра–квантовые числа.
15
Главное квантовое число n определяетэнергиюэлектронаисте-
пеньегоудаленияотядра;онопринимаетлюбыецелочисленныезначения,начинаяс1(n=1,2,3,...,ит.д.).
Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет форму
атомнойорбитали.Ономожетприниматьцелочисленныезначенияот
0доn–1(l= 0, 1, ...,n–1).Отзначенияl зависит формаорбитали.
При l =0 атомная орбиталь имеетсферическую форму (называется
s-орбиталью).Значениюl=1соответствуетатомнаяорбиталь,имеющаяформувытянутойгантели(р-орбиталь).Намногоболеесложную
формуимеюторбитали,соответствующиевысокимзначениямl,равным2,3и4(d-,f-,g-орбитали).
Магнитное квантовое число m определяет положение атомной
орбиталивпространстве.Магнитноеквантовоечислосвязаносорбитальнымквантовымчислом,изменяясьот–lдо+l,включая0.Следовательно,каждомузначениюlсоответствует(2l+1)значениемагнитногоквантовогочисла.
Спиновое квантовое число s(спин) можетприниматьлишь два
значения:+1/2 и –1/2.Они соответствуютдвумвозможными противоположнымдругдругунаправленияммагнитногомоментаэлектрона.Нарис.4.2показаныформаипространственнаяориентацияоблаков1s-,2p-,и3d-электронов.
16
Рис.4.2.Формыатомныхорбиталей
4.4. Закономерности распределения электронов
2
n
(e–) n, l, m1, m
по орбиталям
Распределение электронов по орбиталям (составление электроннойконфигурацииатома)произволятвсоответствиисоследующими
закономерностями:
Принципминимумаэнергии: максимальная устойчивость атома
достигается при его минимальной энергии.
Принцип Паули: в атоме не может быть электроновс одинако-
вым значениемвсехчетырехквантовыхчисел.
Правило Гунда:электронырасполагаютсянаодинаковыхорбиталяхтакимобразом,чтобысуммарныйспинбылмаксимален.
Правило Клечковского: порядок заполнения энергетических состоянийопределяетсястремлениематомак минимальномузначению
суммыглавногоипобочногоквантовыхчисел,априравныхзначениях(n+l)впервуюочередьзаполняютсясостояния,отвечающиеминимальнымзначениямn (рис.4.3).
1
–
2p
–
s
n, l
Рис.4.3.Заполнениеатомныхорбиталей
(O) n, l, m
1
Втабл. 4.1приведенапоследовательностьзаполненияэлектронамиэнергетическихуровнейиподуровнейватоме.
Рассмотримнесколькопримеров,поясняющихприведенныезакономерности.
Применение правила Клечковскогодля калия (Z =19) и скандия
(Z =21).
Предшествующийкалиюэлементаргон(Z =18)имеетследующее
распределениеэлектроновпоорбиталям:1s22s22p63s23p6.
Прираспределенииэлектроновпоорбиталямватомекалиявсоответствии справилом Клечковскогопредпочтение отдается орбитали
4s(суммаквантовыхчиселn+l равна4+0=4)посравнениюсорби-
17
талью3d(суммаквантовыхчиселn+lравна3+2=5),какорбитали,
имеющейминимальноезначениеn+1.
Следовательно,дляатомакалия:1s22s22p63s23p64s1.
Предшествующий скандию элемент кальций (Z-20) имеет такое
распределениеэлектроновпоорбиталям:1s
22s22p63s23p64s2
.
Изорбиталей3d(n+l=3+2=5)и4р(n+l=4+1=5)прираспределенииэлектроновватомескандияпредпочтениеследуетотдатьорбитали3d,какорбитали,имеющейминимальное значениеn=3при
одинаковыхсуммахквантовыхчисел(n+l)=5.
Поэтомускандийхарактеризуетсятакимраспределениемэлектроновпоорбиталям:1s
22s22p63s23p63d14s2
Строение электронных оболочек
Уровни Подуровни
1-й 1s
2-й 2s,2p
3-й 3s,3p,3d
4-й 4s,4p,4d,4f
.
Таблица 4.1
4.5. Основные положения Периодического
закона Д.И. Менделеева
Заоснову классификации химическихэлементовД.И. Менделеев
принял массу атомов элементов. Располагая известные на то время
элементы в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев обнаружил, что свойства элементов периодически повторяются.
В1869г.МенделеевоткрылПериодическийзаконив1871г.сформулировал его так: «Физические и химические свойства элементов,
проявляющиеся в свойствах простых и сложных тел, ими образуемых, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Сейчас основной характеристикой, определяющей принадлежность атомак томуили иномуэлементу, является зарядядра атома,
который соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Поэтому современная формулировка Периодического
законатакова:свойства простых веществ, а также формы и свой-
ства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов элементов или от порядкового номера элементов.
18
Например,врядуотлитиядонеонапомеревозрастаниязарядов
ядер свойства элементов изменяются в совершенно определенном
направлении.Валентность покислородуотлития казотуукаждого
последующего элемента увеличивается на единицу, а валентность
поводородуотуглеродакфтору,наоборот,уменьшаетсянаединицу.
Металлические свойства от лития к фтору постепенно ослабевают,
анеметаллические–усиливаются.
В ряду от натрия до аргона свойства элементов в значительной
степениповторяютсвойстваэлементовотлитиядонеона,причемповторение проявляется в определенной последовательности: натрий
повторяет свойства лития, магний – бериллия, алюминий – бора и
т.д.Следующийзааргономкалийповторяетсвойстванатрияилития,
кальций–магнияибериллия,иначеговоря,свойстваэлементовпериодическойсистемы повторяются.Этупериодичность нельзя рассматриватькакпростоеповторениесвойств,посколькусвойстваэлементовповторяютсявразличнойстепени.
Всю совокупность элементов можно представить в виде единой
природнойсистемы–периодическойсистемыхимическихэлементов.
Период– горизонтальнаяпоследовательностьэлементовсмаксимальнымзначениемглавногоквантовогочисла n. Номерпериодаозначаетчислоуровней.
В периодической системе все известные элементы составляют
семь периодов. Первый период включает дваэлемента – водород и
гелий.Второй итретий периодывключаютпо 8 элементов.Четвертый(откалиядокриптона)ипятый(отрубидиядоксенона)периоды
включаютвсебяуже18элементов.Шестойпериодсодержит32элемента,седьмойпериоднезакончен.
Трипервыхпериоданазываютсямалыми,остальные–большими.
Есливмалыхпериодахсувеличениемпорядковогономеравсехимические свойстваэлементовизменяются последовательно,тов больших
периодахнекоторыесвойстваэлементовповторяютсявнутрипериода.
Периодическуюсистемухимическихэлементовможноотобразить
вформетаблицы.Былосозданомножестворазличных вариантовтаблиц.Однаконаиболеенаглядными,азначит,наиболеечастоиспользуемымиявляютсяразвернутаяисокращеннаяформытаблицы.
Развернутую(длиннопериодную)формутаблицыполучают,когда
последовательныепериоды элементов размещаютсяв видегоризонтальныхрядовтак,чтобысходныепосвойствамэлементыоказались
строгодругподдругом.Втакойтаблицекороткиепериодыоказыва-
19
ютсяразделенными:подваэлементавначалеипошестьвконцетаблицы,амеждунимивчетвертомипятомпериодахпо10элементов,
вшестом–32элемента.
Группа–вертикальнаясовокупностьэлементовсодинаковыммак-
симальным числом валентных электронов, равным номеру группы.
Элементы с похожимисвойствами в вертикальных столбцах этой таблицыобразуютподгруппы. Подгруппы,состоящие из элементов,валентные электроны которыхрасположенына ns и np подуровнях,называютсяглавными,аостальные–побочными.Побочныеподгруппы
состоятизэлементовтолькобольшихпериодов.Ихвалентныеэлектронынаходятсянавнешнемnsподуровне,внутренних(n –1)dили(n –2)
fподуровнях.В таблицевосемьглавныхи 8побочныхподгрупп:всего16.Главныеподгруппыобозначаютсяиндексом «А» –IА, IIА. Побочныеподгруппыобозначаютсяиндексом«B»–IB,IIBит.д.
ВподгруппуIIIB входятпо 14 элементовсемейства лантаноидов
иактиноидов,вынесенныеввидеотдельныхстрокзапределыосновной таблицы. Это происходит потому, что элементы этих семейств
имеютбольшоесходствохимическихсвойствиразмещаютсяводной
клеткеосновнойтаблицы.
В сокращенной (короткопериодной) форме таблицы периодической системы главные и побочные подгруппы совмещены в одну
группу, но сдвинуты по горизонтали таким образом, что элементы
главных и побочных подгрупп образуют отдельные столбцы. Большие периоды в сокращенной форме таблицы образуют два ряда.
Чаще всего используетсяименно короткопериоднаяформа таблицы,
вследствиееекомпактностииудобстваиспользования.
4.6. Строение атома и Периодический закон
Химическиесвойстваэлементовопределяютсяв основномстроениемвнешнейэлектроннойоболочки.
Периодичность в изменении химических свойств элементов неодинакова,так как периодическаясистема включаетв себяодинпериодиздвухэлементов,дваповосемь,двапо18иодин32элемента.
Последний, седьмой, период незакончен и содержит 19 элементов.
Такая периодичность связана с закономерностями заполнения электронамиэнергетическихуровнейатома(принципминимумаэнергии,
принципПаули,правилоГунда,правилоКлечковского):
1s < 2 s< 2 p<3 s<3 p<4 s< 3 d<4 p<5 s<4 d< 5 p<6 s<4 f<5 d< 6p< 7s< 5 f<6 d<7 p.
20
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]