Современная химическая картина мира

Химию принято подразделять на 5 разделов: неорганическая, органическая, физическая, аналитическая и химия высокомолекулярных соединений.

К важнейшим особенностям современной химии относятся:

1. Дифференциация главных разделов химии на отдельные, во многом самостоятельные научные дисциплины, которая основана на различии объектов и методов исследования.

2. Интеграция химии с другими науками. В результате этого процесса возникли: биохимия, биоорганическая химия и молекулярная биология, которые изучают химические процессы в живых организмах. На стыке дисциплин возникли и геохимия, и космохимия.

3. Появление новых физико-химических и физических методов исследования.

4. Формирование теоретического фундамента химии на основе квантово-волновой концепции.

По мере развития химии до ее современного уровня в ней сложились четыре совокупности подходов к решению основной задачи (исследование происхождения свойств веществ и разработка на этой основе методов получения веществ с заранее заданными свойствами).

1. Учение о составе, в котором свойства веществ связывались исключительно с их составом. На этом уровне содержание химии исчерпывалось ее традиционным определением – как науки о химических элементах и их соединениях.

2. Структурная химия. Эта концепция объединяет теоретические представления в химии, устанавливающие связь свойств веществ не только с составом, но и со структурой молекул. В рамках этого подхода возникло понятие «реакционная способность», включающее представление о химической активности отдельных фрагментов молекулы – отдельных ее атомов или целых атомных групп. Структурная концепция позволила превратить химию из преимущественно аналитической в синтетическую науку. Этот подход позволил в конечном итоге создать промышленные технологии синтеза многих органических веществ.

3. Учение о химических процессах. В рамках этой концепции с помощью методов физической кинетики и термодинамики были выявлены факторы, влияющие на направленность и скорость протекания химических превращений и на их результат. Химия вскрыла механизмы управления реакциями и предложила способы изменения свойств получаемых веществ.

4. Эволюционная химия. Последний этап концептуального развития химии связан с использованием в ней некоторых принципов, реализованных в химизме живой природы. В рамках эволюционной химии осуществляется поиск таких условий, при которых в процессе химических превращений идет самосовершенствование катализаторов реакций. По существу, речь идет о самоорганизации химических процессов, происходящих в клетках живых организмов.

Атомно-молекулярное учение (учение о составе).

Создание атомно-молекулярного учения относится к концу 18 – началу 19 века. Огромный вклад в создание этой теории внес М.В. Ломоносов. Основные положения этой теории:

1. Вещества состоят из молекул; молекулы различных веществ отличаются между собой химическим составом, размерами, физическими и химическими свойствами.

2. Молекулы находятся в непрерывном движении; между ними существует взаимное притяжение и отталкивание. Скорость движения молекул зависит от агрегатного состояния веществ.

3. При физических явлениях состав молекул остается неизменным, при химических – они претерпевают качественные и количественные изменения и из одних молекул образуются другие.

4. Молекулы состоят из атомов. Атомы характеризуются определенными размерами и массой. Свойства атомов одного и того же элемента одинаковы и отличаются от свойств атомов других элементов. При химических реакциях атомы в отличие от молекул не претерпевают качественных изменений.

Атом – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящих из ядра (образованного протонами и нейтронами) и электронов.

Молекула – электронейтральная наименьшая совокупность атомов, образующих определенную структуру посредством химических связей.

Совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра называется химическим элементом.

Второй важной характеристикой атома после заряда ядра является его масса. Выделяют абсолютную и относительную атомную массу. Мерой относительных атомной и молекулярной масс выбрана 1/12 часть массы атома изотопа углерода ¹²С, которая называется атомной единицей массы (а.е.м.).

Моль – единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 12 г углерода ¹²С. Установлено, что в нем содержится 6,02 ∙ 10²³ структурных единиц (атомов, молекул, ионов), которое называется числом Авогадро.

Закон сохранения массы веществ (Ломоносов, Лавуазье): масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. Этот закон не выполняется в ядерных реакциях.

Закон постоянства состава (Пруст): каждое чистое соединение независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же состав.

Закон кратных отношений (Дальтон): если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул. В частности, при температуре 0 ⁰ С и давлении 101,325 кПа 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Периодический закон и строение атома.

Планетарная модель строения атома была предложена в результате открытия ядра атома Резерфордом:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.

3. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны с отрицательными электрическими зарядами, образующие электронные оболочки атома. Их число равно заряду ядра.

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (общее название – нуклоны). Оно характеризуется тремя параметрами: А – массовое число, Z – заряд ядра, равный числу протонов, и N – число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношением: А=Z+N.

Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента.

Атомы, ядра которых содержат одинаковое число протонов и разное число нейтронов, называются изотопами. Химические свойства изотопов идентичны.

Электронные конфигурации атомов. В основе современной теории строения атома (квантовой механике атома) лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна. Длина волны электрона λ и его скорость ν связаны соотношением де Бройля:

λ=h/mv,

h – постоянная Планка,

m – масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение:

Δx∙m∙Δv>h/4π,

Δx – неопределенность положения координаты,

Δv – погрешность измерения скорости,

h – постоянная Планка.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находится в любой части околоядерного пространства. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

Квантовые числа электрона. Согласно квантовой механике, движение электрона в атоме описывается пятью квантовыми числами: главным, побочным (орбитальным), магнитным, спиновым и проекцией спина (магнитным спиновым числом).

Главное квантовое число (n) определяет общую энергию электрона. Оно может принимать любые целые значения, начиная с 1.

Побочное (орбитальное) квантовое число (l) характеризует форму орбитали. Оно может принимать значения от 0 до n-1. обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными сииволами:

Значение l 0 1 2 3 4

Буквенное обозначение s p d f g

В этом случае говорят о s-, p-, d-, f-, g –орбиталях.

Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется оболочкой (или энергетическим уровнем), с одинаковыми значениями n и l - подоболочкой (подуровнем).

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует направление орбитали в пространстве. Оно может принимать любые целые значения от – l до + l, включая 0.

Каждый электрон характеризуется спиновым квантовым числом (s). Спин – это чисто квантовое свойство электрона, s= ½. Проекция спина на ось z (магнитное спиновое число m_s) может иметь лишь два значения: +1/2 или -1/2.

Принципы заполнения орбиталей.

1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Эквивалентное определение: на каждой орбитали может находится не более двух электронов.

2. Принцип наименьшей энергии: в основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Энергия орбиталей увеличивается в следующем порядке: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p.

Как видно из этого ряда, чем меньше сумма n+l, тем меньше энергия орбитали. При заданном значении n+l наименьшую энергию имеет орбиталь с наименьшим n.

3. Правило Гунда. В основном состоянии атом должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Принцип наименьшей энергии и правило Гунда справедливы только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находится на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

Периодический закон в современной формулировке: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.

Физический смысл периодичности химических свойств состоит в периодическом изменении конфигурации электронов на внешнем энергетическом уровне (валентных электронов) с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она состоит из 7 периодов и 8 групп.

Период – это совокупность элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов ( с одинаковым номером внешнего энергетического уровня), равным номеру периода. Периоды могут состоять из 2, 8, 18 или 32 элементов в зависимости от максимального числа электронов на внешнем энергетическом уровне. В коротких периодах металлические свойства ослабляются, а неметаллические усиливаются с увеличением порядкового номера элемента.

Группа – совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Валентные электроны s и p соответствуют элементам главных подгрупп, валентные элементы d и f – элементам побочных подгрупп. Во всех группах металлические свойства усиливаются с увеличением порядкового номера. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.