Добавил:

ivanov666 Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Башкирский Государственный Аграрный Университет

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

Теоретические основы химии. Учебное пособие

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

08.09.2026

Размер:

2 Мб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 12 / 92 3 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>

ЭО=

16

14



элементаьвалентностэквивалетаатомовЧисло

оксида





кислотыОсновность

кислоты



онованияьКислотност

основания



металлаьвалентностметаллаатомовЧисло

соли





= 8 г/моль

= 4,67 г/моль

1.1.6. Закон эквивалентов

Закон эквивалентов гласит – массы, взаимодействующих веществ, пропорциональны их эквивалентным массам.

На основе закона эквивалентов можно вывести следующие формулы для вычисления эквивалентных масс:

Основность кислоты определяется числом протонов, которое отдает молекула кислоты, реагируя с основанием

Кислотность основания определяется числом протонов, присоединяемых молекулой основания при взаимодействии его с кислотой.

Эквивалентный объем – используется при решении некоторых задач. Эквивалентный объем – это объем занимаемый при данных условиях одним эквивалентом вещества [л/моль]

Молярный объем ―Н2‖ – 22,4 л. содержит два моля атомов, а отсюда следует эквивалентный объем ―H2‖ - 11,2 л./моль. Мольный объем одноатомных молекул 22,4 л. Содержит 1 моль атомов.

1.2. Международная система физических величин, применяемая в

химии

Химическая форма движения материи исследуется и познается измерениями физических свойств и физических величин, присущих каждому веществу. Физическими величинами являются: масса, плотность, температура плавления и кипения, сила электрического тока, объем, давление, время, длина, энергия, концентрация и др.. При определении размеров атомов, ионов, молекул, межатомных расстояний применяют доли метра:

Таблица 2

Величина

Название

Символ

Обозначе-

ние

Длина

метр, нанометр, ангстрем,

пикометр

м, нм, 1А,

пм

Количество вещества

моль n моль

Масса

килограмм

кг

Время

секунда



Термодинамическая температура

кельвин T К

Сила электрического тока

ампер I А

Объем

метр кубический, литр,

миллилитр

Давление

Паскаль

Па

Энергия

Джоуль

Дж









2928,1

возд



53000.1)(

ON



Символы и обозначения физических величин

1.3. Основные понятия, используемые в химии

Объем и плотность вещества. V – м3,  - кг/м3. Допускают для измере- ния объема такие величины как литр (1л. = 1 дм3), миллилитр (мл.), а для плот-

ности соответственно г/л; г/мл.

Объем эквивалентных газов.

nЭк(B) : V

эк = Vв/nЭк

где nЭк(B) – число эквивалентов, Vв – число молей. Единица измерения эквивалентного объема – л/моль. У газов VЭк(B) = 22.414/Zв, где Zв – валентность.

Относительная плотность.

α – это отношение плотности данного вещества взятого за эталон

Таким эталонным стандартным веществом чаще всего является вода (40С,

(B),

к плотности вещества,

1атм). Плотность воды T = 00C и Р = 1 атм (

вводится два индекса диоксида азота измерена по отношению к воздуху при Т = 00С.

Давление в СИ единица измерения Паскаль (Па), равный давлению силой в 1Н (ньютон), равномерно распределенный по поверхности в 1 м2 :

1,00000 г/мл, а сухого атмосферного воздуха при

кг/м3). В обозначение относительной плотности

кг/м3, что говорит о том, что плотность

1 Па = 1 Н/м2

В термодинамике допускается употребление внесистемной единицы давления – атмосфера (атм) с соотношением 1 атм = 101325 Па = 0,1 МПа, а также внесистемной единицы бар = 105 Па.

Концентрация – это величина, определяющая количественный состав раствора, если или сплава (% - концентрация по массе).

Энергетические величины

Для некоторых видов энергии приняты следующие символы

U – внутренняя энергия

E – полная энергия

En – потенциальная энергия

Eк – кинетическая энергия

Eu – ионизация атомов

Ee – сродство атомов к электрону

G - Гиббса

H – энтальпия

W - работа

Wm – механическая работа

Wэ – электрическая работа

Q - теплота

Qp=Н – при постоянном давлении

Qv – при постоянном объеме

Теплота и работа две формы обмена внутренней энергией с внешней средой. Единицы измерения энергии Джоуль [Дж] или Килоджоуль [КДж]

Одна калория равна 4,1840

Энергия ионизации 1 [Эв] равна 96,495 [Дж]

Называют энергию, которую нужно затратить для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион.

[Эв] – электрон-вольтом называется энергия, которую приобретает электрон при прохождении им разности потенциалов в 1 [В] (внесистемная единица 1 Эв = 1,6021892*10

-19

[Дж]).

1.4. Классы неорганических соединений

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Сочетания

атомов одного и того же элемента есть простое вещество. Одним из первых химиков, указавших, на необходимость разделять понятия простого (элементарного) вещества и химического элемента был Д.И. Менделеев. Химический элемент – вид атомов, характеризующихся определѐнной совокупностью свойств. Или с точки зрения теории строения атомов химический элемент – это вид атомов, характеризующийся определѐнной величиной положительного заряда ядра.

1.4.1. Классификация веществ

В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества

могу быть металлами и неметаллами. Для металлов характерна металлическая связь, для неметаллов – ковалентная.

Металлы: Fe, Pb, Na, Mg, Zn, Cu. Неметаллы: H2, Si, O2, Cl2, C, I

Аллотропия – существование химического элемента в виде нескольких про-

стых веществ. Аллотропными модификациями называют различные простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом. Известно более 400 разновидностей простых веществ.

Сложные вещества делят на органические и неорганические: органическими

принято называть соединения углерода, кроме СО; СО2; Н2СО3 и карбонатов, цианидов и карбидов, которые относятся к неорганическим.

Неорганические вещества разделяют на классы по различным признакам:

бинарные и многоэлементные; кислородосодержащие; азотосодержащие и т.п.; по химическим свойствам (функциям).

Среди сложных веществ выделяют координационные (комплексные) соеди-

нения.

K2[BeF4] – тетрофтороберилат(2)калия [Al(OH2)6]Cl3 – трихлорид гексааквааллюминия или хлорид гексааквааллю-

миния(3)

В лабораторной практике химики чаще всего используют соединения в твѐр-

дом и жидком состоянии. Для этих условий можно дать следующие определения комплексных соединений: Комплексными называют соединения, в узлах кристаллов которых находятся комплексы, способные к самостоятельному существованию в растворе.

K[Al(OH)4] – тетрогидроксоаллюминаткалия. [Zn(NH3)]Cl2 – дихлоридтетраамминцинка, или хлорид тетраамминцинка(2)

Взаимодействие резко различных по химической природе соединений приводит к образованию новых химических соединений. По мере уменьшения различий в химической природе взаимодействующих соединений возможности образования комплексных анионов уменьшаются, и возникают смешанные соединения, твѐрдые растворы, или эвтектики. Смешанные соединения – это полимеры, в которых атомы обоих электроположительных элементов с химической точки зрения равноценны (CuS+FeS=CuFeS2 – халькопирит)

Если электроположительные электроны взаимодействующих соединений способны образовывать близкие по строению, размеру и устойчивости структурные единицы, то получаются твѐрдые растворы замещения: KNO3 + RbNO3=

KNO3-RbNO

Эвтектика (механическая смесь кристаллов) – соединения элементов, близких по химическим свойствам, но различающихся строением и размерами атомов (ионов).

(FeCl2 – слоистая структура, CuCl2 – цельная структура)

FeCl2 + CuCl2 = FeCl2-CuCl2 – эвтетика

Вопросы для самоконтроля

1. Приведите примеры простых и сложных веществ

2. Дайте определение химического элемента

3. Что такое аллотропия? Приведите примеры.

4. Каким образом разделяют вещества на органические и неоргани-

чесие?

5. Перечислите признаки разделения веществ на классы. Приведите

примеры.

6. Какие вещества относят к координационным (комплексным) соеди-

нениям? Приведите примеры.

Раздел 2 Электронное строение атома

Основные сведения о строении атома. Волновое уравнение. Квантовые

числа. Атомные орбитали. Энергетические уровни и подуровни в атомах.

Функция радиального распределения вероятности. Структура атомов. Мно-

гоэлектронные атомы. Магнитные и энергетические характеристики атомов.

2.1 Основные сведения о строении атома

Физические исследования, выполненные в конце 18 - начале19 столетия

выявили огромное своеобразие законов управляющих поведением микрообъектов (электронов, протонов, нейтронов и др.). На этой основе возникла новая наука – квантовая механика, описывающая свойства материи и законы еѐ движения на уровнях микрообъектов и микроявлений.

Применение законов квантовой механики к химическим явлениям и превращениям веществ, привело к созданию такой науки как квантовая химия. Она является в настоящее время теоретической основой учения о строении и свойствах веществ.

Зарождение квантовой механики относят к 1911 году, когда английский физик Резерфорд (1871- -1937). Лауреат Нобелевской премии выдвину гипотезу о ядерном строении атома. Опыты Резерфорда показали, что ядро занимает в атоме лишь незначительную часть объема. Так линейные размеры атомов 10

м, размер ядра 10

99%), плотность которого колоссальна и составляет 10

-14 10-15

м Основная масса атома сосредоточена в ядре (более

г/см3. Известно, что

масса электрона (9,109*10 нейтрона (1,67*10

-24

г – масса протона), поэтому вклад электронов в массу атома

-28

г) примерно в 1840 раз меньше массы протона или

незначителен. Ядро атома состоит из Z протонов и N нейтронов. Z протон имеет положительный заряд, равный по абсолютной величине заряду электрона (e-

1.6*10

-19

Кл). N нейтрон не обладает электрическим зарядом, и его масса равна

1,00813mZ. Общее число протонов и нейтронов A=Z+N, где А – массовое число.

Есть гипотеза, что протон и нейтрон являются разными состояниями одной и той же частицы – нуклона. Нуклоны состоят из кварков, экспериментально пока не обнаруженных. Взаимодействие между кварками вызвано обменом глюонами – частицами, не имеющими массы. Взаимодействие между нуклонами осуществляется путѐм обмена π – мезонами, находящимися в постоянном окружении протонов и нейтронов. Силы взаимодействия между кварками называют «цветными». Кварки комбинируются между собой таким образом, что получаются «бесцветные» нейтроны и протоны, точно так же, как при комбинировании электронов и положительно заряженных ядер получаются электрически нейтральные атомы. Аналогично «остаточному» электрическому полю, имеющемуся вне нейтральных атомов, которое заставляет объединяться их в молекулы, «остаточное цветное поле» имеющееся вне протонов и нейтронов, проявляется в виде ядерных сил, которые связывают их в ядра.

С точки зрения квантовой теории атом представляет собой квантовую систему, содержащую отрицательно заряженные микрообъекты – электроны, двигающиеся в электрическом потенциале, создаваемом положительно заряженным ядром.

Ядро состоит из Z – протонов и N – нейтронов. Z – протон имеет положительный заряд, равный по абсолютной величине заряду электрона.

е = 1.6*10

-19

Кл

N – нейтрон не обладает электрическим зарядом.

Заряд ядра (основная характеристика атома) равен произведению числа протонов в ядре на элементарный заряд Z*e и является основной характеристикой атома, обуславливающей его принадлежность к определѐнному химическому элементу.

Порядковый номер (Атомный номер) элемента в периодической системе Менделеева равен числу протонов в ядре.

В электрически нейтральном атоме число электронов в облаке равно числу протонов в ядре. При определѐнных условиях атом может терять или присоединять электроны, превращаясь в положительный или отрицательный ион.

Атомы и молекулы представляют собой различные сочетания тяжѐлых ядер с положительным зарядом и лѐгких электронов, заряженных отрицательно. Основная масса атома сосредоточена в ядре (более 99%), плотность которого колоссальна и составляет 10

г) примерно в 1840 раз меньше массы протона или нейтрона. me – 9,109*10

mz - 1,67*10

-24

г/см3. Известно, что масса электрона (9,109*10

-28

mn - 1,00813* Mz

Законы, определения свойства атома и молекул, как свойства электронно – ядерной материи, являются предметом исследования квантовой механики.

Возникновение квантовой механики можно отнести к 1927 году, когда Гайтлер и Лондон опубликовали свою статью «Взаимодействие нейтральных атомов и гомеополярная связь с точки зрения квантовой механики», в которой рассмотрели химическую связь в молекуле водорода H2 и заложили основу одного из методов квантовой химии – метода валентных связей. Началом становления науки, описывающей свойства материи и законы еѐ движения в силовых полях, на уровне микрообъектов и микроявлений можно считать открытия Планком формулы для плотности теплового излучения(1900) и еѐ истолкование Эйнштейном на основе понятия о фотоне (1905). Далее Бор сформулировал ряд постулатов о стационарных состояниях атомных систем и частоте света, испускаемого атомом при переходе из одного стационарного состояния в другое (1913). Осмысление теории Бора привело к созданию к созданию в конце 20- х годов двух вариантов квантовой механики – матричной механики Гейзенберга и волновой механики Шрѐдингера. Формулировка Гейзенберга наиболее подходит для выявления логической структуры квантовой механики, как теории высокого уровня абстракции. Волновая механика Шрѐдингера удобна для решения прикладных задач. Сведение трудной физической проблемы к обычному решению ясно сформулированной математической задачи является величайшим достижением Шрѐдингера.

В 1928-1932 году Малликен, используя молекулярное уравнение Шрѐдингера, создал метод молекулярных орбиталей. В настоящее время на базе метода молекулярных орбиталей создано доступное программное обеспечение, используя которое с высокой степенью достоверности можно найти как индивидуальные характеристики конкретных молекул (геометрическое строение, распределение зарядов и т.п.), так и преимущественные направления тех или иных химических реакций с участием нескольких молекул.

Для химии в первую очередь представляет интерес не зависящие от времени или стационарные характеристики атомов, такие, как энергия связи электронов с ядром. Способы нахождения таких характеристик является решением уравнения Шрѐдингера.

трона.

2.2 Электронное строение атома

В квантовой механике есть три основополагающие идеи:

1. Дискретность или квантование.

2. Корпускулярно – волновой дуализм или двойственная природа элек-

3. Вероятностный характер законов микромира.

Общими для квантовой и классической механики являются законы: со-





 E







хранения массы, энергии, заряда и импульса.

2.2.1 Квантование

Квантование энергии электронов в атоме. Некоторые величины, относящиеся к микроявлениям, изменяются не монотонно, а скачкообразно, то есть, могут принимать только вполне определѐнные значения (дискретные). О таких величинах говорят, что они квантуются.

Макс Планк в 1900 году установил, что тепловое излучение абсолютно чѐрного тела не является непрерывным, а состоит из дискретных порций или квантов.

Энергия одного кванта

, где

E – энергия кванта, Дж

h- постоянная Планка = 6,626*10

-34

Дж*с

- частота

Кванты энергии испускаются при переходе электрона с более высокого энергетического уровня на более низкий и называются фотонами.

Фотоны – частицы, у которых масса покоя равна нулю, и движутся они со скоростью, равной скорости света в вакууме. При малых частотах у фотонов преобладающую роль играют волновые свойства, а при больших - корпускулярные свойства света.

Идея о квантовой энергии принадлежит Эйнштейну (1879-1955) – немецкому физику – автору общей теории относительности, квантовой теории света, использованной для объяснения фотоэлектрического эффекта. Идея квантовой энергии позволила объяснить происхождение линейчатых спектров атомов. В 1913 году датский физик Нильс Бор предложил квантовую теорию строения атома. Бору удалось создать модель атома резерфордовского типа (1911г Резерфорд – планетарная модель атома: атом состоит из положительно заряженного ядра, с размером порядка 10

-13

– 10

-12

см. и электрона, вращающегося вокруг ядра на расстоянии порядка 10-8см). Эта модель была неустойчива. Согласно законам электродинамики, электроны, обращающиеся вокруг ядра, должны излучать свет, а полная энергия электрона должна уменьшаться, следовательно, электрон должен падать по спирали на ядро). Бору удалось точно предсказать энергию ионизации водорода и все его спектральные линии. Его теория основана на 2-х постулатах:

1. в изолированном атоме электрон движется по круговым орбитам, находясь на которых он не излучает и не поглощает энергию. Каждой такой орбите отвечает дискретное, вполне конкретное значение энергии (Е1, Е2…Еn), где n – целое число, отвечающее возможным стационарным состояниям электрона.

2. Переход электрона из одного стационарного состояния в другое сопро-



EE 











вождается испусканием кванта монохроматического (λ = const) излучения, частота которого:

По теории Бора, представляющей дискретный набор энергий связанного электрона (электрона в атоме), важна лишь разность энергий стационарных состояний, между которыми происходит квантовый скачок. Такой переход электрона с одного уровня на другой называют квантовым переходом. Фотон появляется в процессе перехода электрона из состояния с большей энергией (возбуждѐнного) в состояние с меньшей энергией. Фотон исчезает, когда электрон после взаимодействия с ним переходит в состояние с большей энергией.

Для атома водорода Бор показал, что потенциальная энергия

En[кДж/моль] на стационарных орбитах равна:En = 1312/n2, где n – целое число.

2.2.2 Двойственная природа электрона

Особенностью движения электрона является корпускулярно – волновой дуализм, при котором его миграция характеризуется одновременно и волновыми и корпускулярными свойствами. Это является потенциальной особенностью объекта проявлять различные свойства в зависимости от внешних условий. Свободный или связанный электрон не является в действительности ни волной, ни частицей.

Бору удалось для атома водорода точно предсказать энергию ионизации и все его спектральные линии. Но при переходе к более сложным атомам теория Бора вызывает больше вопросов, чем дала ответов.

В 1923 году де Бройль приняв за исходный пункт соотношение: E = * энергия испускается или поглощается квантами.

Фотоны обладают импульсами p = */c или p = /λ

- постоянная Планка  h- постоянная Планка = 6,626*10

-34

Дж*с

λ – длина волны

- частота излучения

с – скорость света

Он предположил, что волна связана не только с фотонами, но и с любым микрообъектом, например, электроном, имеющим массу m и движущимся со скоростью V

Де Бройль (1892 – 1987) – французский физик в 1924 г. Получил зависимость, в которой между собой связаны корпускулярные (Е, m, ) и волновые свойства (



hhcmE 





m

где h – постоянная Планка, с – скорость света,  - скорость частицы (м/с),







xPx 

y

m – масса частицы,  - длинна волны де Бройля

Из уравнения (3) следует, что электрон в состоянии покоя (=0), имеет

значение

. Чем меньше скорость электрона, тем больше величина , и он

ближе по свойствам к частице, при больших скоростях его свойства ближе к свойствам волны.

При массе дробинки в 1 г летящей со скоростью 1000 м/с длина волны де Бройля равна 7*10

-12

нм, что меньше даже размера ядер атомов, то есть волно-

вые свойства у макрообъектов не поддаются измерению.

2.3 Вероятностный характер законов микромира

2.3.1 Принцип неопределенности

Характерная для электронов двойственность поведения отражена в соотношении неопределенности, предложенном Гейзенбергом (1927)

где Рx = m микрообъекта по координате x; x- неопределенность положения микрообъек-

та в этой координате.

- неопределенность (ошибка в определении) импульса

Согласно принципу неопределенности невозможно одновременно определить положение (координату) и импульс любого микрообъекта с одинаково высокой точностью. Если микрообъект имеет конкретное значение энергии, то его координаты (местоположение) будут иметь очень большую неопределенность.

Рассмотрим два следствия, вытекающие из принципа неопределенности.

1 следствие: Движение электрона в атоме – движение без траектории.

Отказ в квантовой механике от такого понятия, как траектория движения электронов и других микрообъектов, связан с наличием у последних волновых свойств. Понятие ―орбита движения‖ электрона, введенное Бором, оказалось неприемлемым в квантовой механике. Появилось другое понятие – ―вероятность пребывания‖ электрона в определенной части объема атома.

2 следствие: Электрон в атоме не может упасть на ядро.

Теория Бора не объясняла, почему электрон, двигаясь по стационарной орбите, не излучает энергию и не падает в конечном итоге на ядро. Падение электрона на ядро существенно уменьшило бы неопределенность его координат с 10

-10

м (атом) до 10

-15

м (ядро). В таком случае резко возросла бы неопреде-

ленность значения энергии электрона с включением очень больших значений энергии ( до 1011 кДж/моль). Это означает, что энергия электрона оказалась бы в 100 раз больше энергии связи нейтрона и протона в ядре, чего быть не может.

<<< < Предыдущая 12 / 92 3 4 5 6 7 8 9 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]