Стехиометрические законы (шесть) и их современное толкование

Химические реакции, фазовые и структурные превращения. Основные типы и классы химических соединений.

Химическая реакция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется их общее число, изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.

Химические реакции происходят при смешении или физическом контакте реагентов самопроизвольно, при нагревании, участии катализаторов (катализ), действии света (фотохимические реакции), электрического тока (электродные процессы), ионизирующих излучений (радиационно-химические реакции), механического воздействия (механохимические реакции), в низкотемпературной плазме (плазмохимические реакции) и т. п

Фазовый переход (фазовое превращение) — переход вещества из одной термодинамической фазы в другую при изменении внешних условий.

???

типы хим. св.: ковалентная, ионная, металлическая, водородная, Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь.

Классы хим. соед.:

Оксиды – соединения элемента с кислородом, имеющим степень окисления –2. Общая формула ЭmOn.

Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона NH4+) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х – степень окисления металла.
Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла (или ионами аммония). Общая формула кислот НхАn.
Соли – продукты замещения (полного или частичного) атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония), либо гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.

Классы неорганических соединений. Химические и структурно-графические формулы, способы получения соединений.

классы неорг. соед: оксиды, гидрооксиды(основания), кислоты, соли.

Структурная формула — это разновидность химической формулы, графически описывающая расположение и порядок связи атомов в соединении, выраженное на плоскости. Связи в структурных формулах обозначаются валентными черточками.

Химическая формула-это условная запись состава вещества посредством химических знаков и индексов. Например: H₂O-формула воды, где Н и О-химические знаки элементов, 2-индекс, который показывает число атомов данного элемента, входящих в состав молекулы воды.

?????

Стехиометрические законы (шесть) и их современное толкование.

1) закон сохр. масс в хим. реакции.(масса исходных веществ в хим. р-ции примерно равна общей массе продуктов р-ции.)

2) закон эквивалентов(В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.)

3) постоянство состава хим. соед. с молекулярной структурой.(Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.)

4) закон кратных отношений Дальмона.(Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.)

5) закон объёмных кратных отношений (При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа.)

6) закон авагадро (В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.)

5. Химический эквивалент элемента, оксида, гидроксида и соли. Молярная масса эквивалента, молярный объём эквивалента газа. Общая и частные формулы закона эквивалентов.

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н⁺ или ОН^–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества

Эсоли=1/|Zkat||Zan|

Эгидроксид=1/n(ОН)

Эоксида=1/|ст.ок.||кол. ат. элемента|

Молярная масса эквивалента (М_Э) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

МЭ = МfЭ.

 

эквивалентный объем газа, представляет собой отношение объема порции данного газа к эквивалентному количеству вещества в этой порции

Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:

М _Э(оксида) = М _Э(элемента) + М _Э(О) = М _Э(элемента) + 8

М _Э(кислоты) = М _Э(Н) + М _Э(кислотного остатка) = 1 + М _Э(кислотного остатка)

М _Э(основания) = М _Э(Ме) + М _Э(ОН) = М _Э(Ме) + 17

М _Э(соли) = М _Э(Ме) + М _Э(кислотного остатка).

Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

или или ,

 

Строение атома. Ядро и электроны, протоны и нейтроны, их заряд и масса. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Уравнение Планка. Представление об атомных спектрах.

При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства. Заряд ядра равен Ze, где e – заряд протона, Z– зарядовое число, равное порядковому номеру химического элемента Масса ядра измеряется в атомных единицах массы (а.е.м). За одну атомную единицу массы принимается 1/12 часть массы нейтрального атома углерода ¹² С

Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Благодаря волновым свойствам электроны в атоме могут иметь только строго определенные значения энергии, которые зависят от расстояния до ядра. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Он содержит строго определенное число электронов - максимально 2n². Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня. кг ^[1] — масса электрона. Кл ^[1] — заряд электрона.Нейтрон — элементарная частица, не имеющая электрического заряда. Нейтрон является фермионом и принадлежит к классу барионов. Атомные ядра состоят из нейтронов и протонов. Нейтрон (n) – нейтральная частица с массой покоя m_n = 1,675·10^–27кг = 1839 m_e, нулевой заряд.

Протоны (вместе с нейтронами) являются основными составляющими атомных ядер. Порядковый номер химического элемента в периодической таблице (и, соответственно, все его химические свойства) полностью определяются зарядом ядра его атомов, который, в свою очередь, равен количеству протонов в ядре (протонному числу). Протон имеет положительный заряд е⁺=1,06·10^–19 Кл и массу покоя m_p = 1,673·10^–27кг = 1836 m_e

Квантовый характер излучения и поглощения энергии электромагнитного поля был постулирован М. Планком в 1900 году для объяснения свойств теплового излучения

уравнение Планка: E=hv (h-постоянная планка =6,62 на 10 в минус 34

АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ - оптические спектры свободных или слабо связанных атомов (одноатомных газов, паров). Обусловлены квантовыми переходами атома. Атомные спектры - линейчатые, состоят из отдельных спектральных линий, которые характеризуются определенной длиной волны и для простых атомов группируются в спектральные серии. Содержат информацию о строении атомов, используются также в спектральном анализе.

Корпускулярно-волновая природа движущихся микрочастиц. Уравнение де Бройля. Принцип неопределенности. Понятие о волновой функции и атомной орбитали. Квантовые числа электронов в атоме.

Корпускуля́рно-волново́й дуализм — принцип, согласно которому любой объект может проявлять как волновые, так и корпускулярные свойства. Был введён при разработке квантовой механики для интерпретации явлений, наблюдаемых в микромире, с точки зрения классических концепций. Дальнейшим развитием принципа корпускулярно-волнового дуализма стала концепция квантованных полей в квантовой теории поля.

уравнение бройля: λ=h/(mv) λ=h/p

принцип неопределенности:

dxdp h/2

dx-полоса неопределённости; dp – погрешность определения импульса микрочастицы

невозможно одновременно с лостаточной точностью определить местоположение движущей микрочастицы и её начальную характеристику.

волновая функция - необходимость вероятностного подхода к описанию микрообъектов является важнейшей особенностью квантовой теории. В квантовой механике для характеристики состояний объектов в микромире вводится понятие волновой функции Ψ (пси-функции). Квадрат модуля волновой функции |Ψ|² пропорционален вероятности нахождения микрочастицы в единичном объеме пространства. Конкретный вид волновой функции определяется внешними условиями, в которых находится микрочастица. Математический аппарат квантовой механики позволяет находить волновую функцию частицы, находящейся в заданных силовых полях. Безграничная монохроматическая волна де Бройля есть волновая функция свободной частицы, на которую не действуют никакие силовые поля.

Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.

8. Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням, орбиталям и квантовым ячейкам. Принцип Паули, правило Хунда, принцип минимума энергии и правила Клечковского. Электронные формулы атомов элементов (Z<56).

Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.

Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l - подуровнем. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами). Правило Хунда - Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Электроны распределены по различным атомным орбиталям. Для схематического изображения электронных конфигураций применяются квантовые ячейки Хунда.

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:1 s < 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 < 6 p < 7 s < 5 f 6 d...

правило клечевского - Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .

9. Периодический закон и система элементов Д.И. Менделеева, их развитие и значение. Закон Мозли. Структура периодической системы и её связь со строением атомов. Электронные аналоги.

Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс. Периоди́ческая систе́ма хими́ческих — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно-молекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие о химическом элементе, были уточнены представления о простых веществах и соединениях. Появление периодической системы открыло новую, подлинно научную эру в истории химии и ряде смежных наук — взамен разрозненных сведений об элементах и соединениях появилась стройная система, на основе которой стало возможным обобщать, делать выводы, предвидеть. Закон Мозли — закон, связывающий частоту спектральных линий характеристического рентгеновского излучения атома химического элемента с его порядковым номером. Экспериментально установлен английским физиком Генри Мозли в 1913 году. Корень кв. из волнового числа характеристической линии рентгеновского спектра измерения является линейной функ. заряда ядра или порядкового номера в переодич. системе. З.м. позволил предсказать семейство лантаноидов и актиноидов, должны содержать 14 элементов.

структура п.с.: Современная периодическая система включает 109 химических элементов. В 1988 году был синтезирован 110 химический элемент. Из 109 химических элементов 89 обнаружены в природных объектов. Все остальные элементы синтезированы искусственно. Все элементы, которые располагаются после урана называются трансурановыми химическими элементами. Они синтезированы при помощи ядерных реакций.

В периодической системе существуют горизонтальные и вертикальные ряды химических элементов.

Период – это горизонтальный ряд химических элементов, расположенные в порядке возрастания заряда атомного ядра. У химических элементов находящихся в одном периоде атомы имеют одинаковое количество энергетических уровней. Всего существует семь периодов. Различают малые и большие периоды химических элементов.

Малые периоды содержат один ряд химических элементов (первый период – два элемента второй период – восемь элементов и третий период – то же восемь химических элементов).

Большие периоды содержат по два ряда химических элементов (Четвертый период – восемнадцать элементов пятый период – восемнадцать элементов и шестой период – тридцать два химических элемента.

Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается инертным газом. Изменение свойств химических элементов в пределах периода называется горизонтальной периодичностью.

Группа – вертикальные ряды, химические элементы в которых имеют одинаковое количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

 

Нахождение элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s,p,d и f семейства.

S и P химические элементы располагаются в главных подгруппах.

D элементы располагаются в побочных подгруппах.

F элементы – это химические элементы относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов а также побочной подгруппы третьей группы.

Изменение свойств в пределах группы химических элементов называется вертикальной периодичностью.

Электронным аналогом называют элементы, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описываемых общей для всех элементов формулой.