От изключително значение за развитието на химията е атомната и молекулярната теория, чиято люлка е Древна Гърция. Атомистиката на древногръцките материалисти е отделена от нас с период от 25 века, но логиката на гърците е толкова поразителна, че философската доктрина за дискретната структура на материята, разработена от тях, неволно се слива в съзнанието с нашето настояще идеи. Как възниква атомизмът? Основният научен метод на древногръцките философи е дискусията, диспутът. За да се търсят „основните причини“ в споровете, бяха обсъдени много логически проблеми, един от които беше проблемът с камъка: какво се случва, ако започнете да го смачквате?
Повечето философи вярваха, че този процес може да продължи безкрайно. И само Левкип (500-440 г. пр. н. е.) и неговата школа твърдяха, че този процес не е безкраен: когато се смачка, в крайна сметка ще се получи такава частица, чието по-нататъшно разделяне ще бъде просто невъзможно. Въз основа на тази концепция Левкип твърди: материалният свят е дискретен, той се състои от най-малките частици и празнота. Ученикът на Левкип Демокрит (460-370 г. пр. н. е.) нарича най-малките частици „неделими“, което на гръцки означава „атом“. Ние все още използваме това име днес. Демокрит разработи нова доктрина - "атомизъм", приписва на атомите такива "модерни" свойства като размер и форма, способността да се движат.
Последователят на Демокрит Епикур (342-270 г. пр. н. е.) завършва древногръцката атомистика, като приема, че атомите имат вътрешен източник на движение и самите те могат да взаимодействат един с друг. Всички разпоредби на древногръцкия атомизъм изглеждат невероятно модерни и естествено са разбираеми за нас. В крайна сметка всеки от нас, позовавайки се на опита на науката, може да опише много интересни експерименти, които потвърждават валидността на някоя от предложените концепции. Но те са били напълно неразбираеми преди 20-25 века, тъй като древногръцките атомисти не са могли да предоставят никакви експериментални доказателства, потвърждаващи валидността на техните идеи. Така че, въпреки че атомизмът на древните гърци изглежда изненадващо модерен, нито една от неговите разпоредби не е доказана по това време. Следователно „атомистиката, развита от Левкип, Демокрит и Епикур, беше и си остава само предположение, смело предположение, философска концепция, но подкрепена от практиката. Това доведе до факта, че една от блестящите предположения на човешкия ум постепенно беше забравена.
Имаше и други причини, поради които ученията на атомистите бяха забравени за дълго време. За съжаление, атомистите не са оставили след себе си систематични трудове, а отделните записи на спорове и дискусии, които са направени само с трудности, позволяват да се формира правилна представа за доктрината като цяло. Основното е, че много концепции на атомизма бяха еретични и официалната църква не можеше да ги подкрепи.
Ученията на атомистите не бяха запомнени почти 20 века. И едва през XVII век. Идеите на древногръцките атомисти се възраждат благодарение на работата на френския философ Пиер Гасенди (1592-1655). Почти 20 години прекарва; да възстанови и събере заедно забравените концепции на древногръцките философи, които той описва подробно в своите писания „В) животът, нравите и учението на Епикур“ и „Кодексът на философията на Епикур“. Тези две книги, в които за първи път са изложени систематично възгледите на древногръцките материалисти, се превръщат в "учебник" за европейските учени и философи. Преди това единственият източник, който предоставя информация за възгледите на Демокрит - Епикур, е поемата на римския поет Лукреций "За природата на нещата". Историята на науката познава много удивителни съвпадения. Ето един от тях: възраждането на древногръцкия атомизъм съвпада във времето с установяването от Р. Бойл (1627-1691) на фундаментална закономерност, описваща промените в обема на газа от неговото налягане. Качествено обяснение на фактите, наблюдавани от Бойл, може да бъде дадено само от атомистиката: ако газът има дискретна структура, тоест той се състои от атоми и празнота, тогава лекотата на неговото компресиране се дължи на приближаването на атомите в резултат намаляване на свободното пространство между тях. Първият плах опит да се приложи атомизмът за обяснение на количествено наблюдаваните природни явления води до две много важни заключения:
- 1. След като се превърна от философска хипотеза в научна концепция, атомистиката може да се превърне в мощен инструмент, който позволява да се даде единственото правилно тълкуване на най-разнообразните природни явления.
- 2. За бързото превръщане на атомистиката от философска хипотеза в научна концепция, доказателството за съществуването на атомите трябва да се търси преди всичко в изучаването на газовете, а не на течните и твърди вещества, с които се занимаваше преди това. от химици. Въпреки това ще отнеме около 100 години, преди химиците да се захванат с изследването на газовете. След това ще последва каскада от открития на прости вещества: водород, кислород, азот, хлор. И малко по-късно газовете ще помогнат да се установят онези закони, които обикновено се наричат основните закони на химията. Те ще направят възможно формулирането на основните положения на атомната и молекулярната теория.
Идеята, че всички вещества са съставени от отделни частици, възниква много преди нашата ера. Древногръцките философи са вярвали Че веществата са изградени от най-малките неделими частици - атоми, които са в непрекъснато движение. Между томовете има празно пространство. Древните мислители вярвали, че всички вещества се различават едно от друго по формата, броя и разположението на атомите, които ги образуват, и всички промени, настъпващи в природата, се обясняват с връзката или разделянето на атомите.
Атомистичните идеи на древните философи са разработени от M.V. Ломоносов (1748) в хармонично атомно и молекулярно учение, чиято същност е следната. Всички вещества са изградени от миниатюрни частици – корпускули (молекули), които са в непрекъснато движение. Корпускулите от своя страна се състоят от елементи (атоми). Ясно разграничавайки понятията атом и молекула, Ломоносов М.В. далеч пред чуждите химици. Много преди английския учен Далтън той прилага атомистичните идеи, за да обясни редица химични и физични явления. Той смята, че свойствата на получените вещества зависят от вида и броя на атомите, както и от реда, в който те се комбинират помежду си. Малко по-късно химиците дефинираха понятието химичен елемент.
Началото на 19 век е белязано от откриването на три най-важни закона: законът за постоянен състав (Пруст, 1799 г.), законът за простите множествени съотношения (Далтън, 1804 г.) и законът за простите обемни съотношения за реагиращи газове. (Гей-Люсак, 1805 г.). През 1808 г. Далтън предлага атомна теория за структурата на материята и в химията са въведени понятията „атом“ и „молекула“.
По-късно, въз основа на атомната и молекулярната теория, атомните маси и химичните свойства на елементите, D.I. Менделеев през 1869 г. открива периодичния закон - един от основните закони на природата.
Понастоящем атомно-молекулярното учение (както и периодичният закон) е в основата на химията. Основните разпоредби на AMU са следните:
1. Всички вещества се състоят от химически неделими частици – атоми.
атоми представлявам най-малките частици от веществото, които не могат да бъдат химически разделени на съставни части, превръщането им една в друга или унищожени. атом - система от взаимодействащи елементарни частици, състояща се от ядро, образувано от протони и неутрони, и електрони.
Атомите на различните елементи се различават по маса. Набор от еднакви атоми образува просто вещество, съответстващо на определен химичен елемент. Атомите на различни елементи взаимодействат помежду си в съотношения цели числа. В резултат на това се получават сложни образувания, по-специално молекули.
2. молекула - зарядно неутрален, най-малкият набор от атоми, свързани в резултат на химическо взаимодействие в определен ред (т.е. имащи определена структура), който като правило няма несдвоени електрони и е способен на независимо съществуване .
Молекулите са най-малките частици от отделно вещество, които запазват неговите химични свойства, неговата химическа идентичност. Между молекулите действат както сили на привличане, така и сили на отблъскване. Молекулите са в постоянно движение (постъпателно и ротационно). Молекулите са химически делими.
3. Химичен елемент – е набор от атоми с еднакъв ядрен заряд.
4. вещество - определен набор от атомни и молекулярни частици, техните асоциирани и агрегати, които са в някое от трите агрегатни състояния.
Прости веществаса вещества, съставени от атоми на един и същи химичен елемент, и сложни вещества се образуват при химичното взаимодействие на атомите на различни химични елементи.
Лекция 1
ПРЕДМЕТ И ЗНАЧЕНИЕ НА ХИМИЯТА
1. Предмет на химията. Сред природните науки, които определят основата на инженерните знания, химията заема водеща позиция поради информационното си значение. Около една четвърт от общия обем научна и техническа информация, както е известно, е химическа.
Съвременната дефиниция на химията: система от химични науки (органична, неорганична, аналитична, физична химия и др.), чиято основна задача е да изучава химичните процеси (реакции) на образуване и разрушаване на молекулите (химическа връзка), като както и връзките и преходите между тези процеси и други форми на движение на материята (електромагнитни полета и радиация и др.).
Химията изучава състава и структурата на веществата от органичен и неорганичен произход, способността на веществата да взаимодействат, както и явленията на прехода на химическата енергия в топлинна, електрическа, светлинна и др.
Значението на химията за съществуването и развитието на човечеството е огромно. Достатъчно е да се каже, че никоя индустрия не е пълна без химия. Ако погледнете какво заобикаля човек в ежедневието или на работа, това са всички дарове и дела на химията. Цели книги са написани за значението на химията в различни индустрии, селското стопанство и медицината. Известният английски физик У. Рамзи каза: „Тази нация, онази страна, която ще надмине другите в развитието на химията, ще ги надмине и в общото материално благосъстояние“.
Основни закони на химията
Атомно-молекулярната наука е теоретичната основа на химията.
Субстанцията е една от формите на съществуване на материята. Веществото се състои от отделни миниатюрни частици – молекули, атоми, йони, които от своя страна имат определена вътрешна структура. С други думи, всяко вещество не е нещо непрекъснато, а се състои от отделни много малки частици, принципът на дискретност (прекъснатост на структурата) на веществото е в основата на атомно-молекулярната теория. Свойствата на веществата са функция на състава и структурата на частиците, които го образуват. За повечето вещества тези частици са молекули.
Молекула – най-малката частица от вещество, която има неговите химични свойства. Молекулите от своя страна са изградени от атоми. атом – най-малката частица от елемент, която има неговите химични свойства.
Необходимо е да се прави разлика между понятията "просто (елементарно) вещество" и "химичен елемент". Всъщност всяко просто вещество се характеризира с определени физични и химични свойства. Когато всяко просто вещество влезе в химическа реакция и образува ново вещество, то губи повечето от свойствата си. Например желязото, когато се комбинира със сяра, губи своя метален блясък, ковкост, магнитни свойства и т.н. По същия начин водородът и кислородът, които са част от водата, се съдържат във водата не под формата на газообразен водород и кислород с характерните за тях свойства, но под формата на елементи – водород и кислород. Ако тези елементи са в "свободно състояние", т.е. не са химически свързани с друг елемент, те образуват прости вещества. Химическият елемент може да се определи като вид атом, характеризиращ се с определен набор от свойства . Когато атомите на един и същ елемент се комбинират един с друг, се образуват прости вещества, докато комбинацията от атоми на различни елементи дава или смес от прости вещества, или сложно вещество.
Съществуването на химичен елемент под формата на няколко прости вещества се нарича алотропия. Различни прости вещества, образувани от един и същи елемент, се наричат алотропни модификации на този елемент. Разликата между просто вещество и елемент става особено ясна, когато човек срещне няколко прости вещества, съставени от един и същи елемент. Различават се алотропия на състава и алотропия на формата. Атомите на един и същи елемент, разположени в различен геометричен ред (алотропия на формата) или комбинирани в молекули с различен състав (алотропия на състава), образуват прости вещества с различни физични свойства със сходни химични свойства. Примери за това са:
кислород и озон, диамант и графит. 2. Стехиометрични закони. химичен еквивалент.В основата на атомната и молекулярната теория са основните закони на химията, открити в началото на 18-ти и 19-ти век.
Законът за запазване на масата и енергията,е основният закон на естествознанието.За първи път той е формулиран и експериментално обоснован от М.В. Ломоносов през 1756-59 г., по-късно е открит и потвърден от A.L. Лавоазие: масата на получените продукти от реакцията е равна на масата на изходните реагенти. В математическа форма това може да се напише:
където аз, йса цели числа, равни на броя на реагентите и продуктите.
В съвременния си вид този закон се формулира по следния начин: в изолирана система сумата от маси и енергии е постоянна. Изследването на реакциите между отделните вещества и количественият химичен анализ се основават на закона за запазване на масата.
Законът за връзката на масата и енергията (А. Айнщайн).Айнщайн показа, че има връзка между енергията и масата, изразена количествено чрез уравнението:
E \u003d mc 2 или Dm \u003d D д/° С 2 (2.2)
където E е енергия; m е масата; с -скоростта на светлината. Законът е валиден за ядрени реакции, при които голяма сумаенергия с малки промени в масата (атомна експлозия).
Законът за постоянството на състава (J.L. Proust, 1801-1808):без значение как се получава това химически чисто съединение, неговият състав е постоянен.Така цинковият оксид може да се получи в резултат на голямо разнообразие от реакции:
Zn + 1/2 O 2 \u003d ZnO; ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2; Zn (OH) 2 \u003d ZnO + H 2 O.
Но химически чистата ZnO проба винаги съдържа 80,34% Zn и 19,66% O.
Законът за постоянството на състава е напълно изпълнен за газообразни, течни и редица твърди вещества ( далтониди), обаче много кристални вещества запазват структурата си с променлив (в определени граници) състав ( бертолиди). Те включват съединения на определени метали един с друг, отделни оксиди, сулфиди, нитриди. Следователно този закон е приложим само за вещества, които независимо от агрегатното състояние имат молекулна структура. В съединенията с променлив състав този закон има граници на приложимост, особено за вещества в твърдо състояние, тъй като носителят на свойствата в това състояние не е молекула, а определен набор от йони с различни знаци, наречен фаза (хомогенна част от нехомогенна система, ограничена от интерфейс), или, с други думи, кристалните решетки на твърдите тела имат дефекти (свободни места и включвания на места).
Законът за еквивалентите (Рихтер, 1792-1800):Химическите елементи се комбинират помежду си в масови съотношения, пропорционални на техните химични еквиваленти:
Въз основа на този закон се извършват всички стехиометрични изчисления.
химичен еквивалентелемент се нарича такова количество, което се свързва с 1 мол (1,008 g) водородни атоми или замества същия брой водородни атоми в химически съединения.
Концепцията за еквиваленти и еквивалентни маси се прилага и за сложни вещества. Еквивалентът на сложно веществонарича такова количество, което взаимодейства без остатък с един еквивалент водород или най-общо с един еквивалент на всяко друго вещество.
Изчисляване на еквиваленти на прости и сложни вещества:
където А-р-атомната маса на елемента; М Ае молекулното тегло на съединението.
Закон за множествените съотношения (Д. Далтън, 1808).Ако два елемента образуват няколко химични съединения един с друг, тогава количеството на един от тях, отнасящо се до същото количество на другия, се третира като малки цели числа.
Закон на Авогадро (1811).Това е един от основните закони на химията: равни обеми газове при еднакви физически условия (налягане и температура) съдържат еднакъв брой молекули.
А. Авогадро установи, че молекулите на газообразните вещества са двуатомни, а не H, O, N, Cl, а H 2, O 2, N 2, Cl 2. Въпреки това, с откриването на инертните газове (те са едноатомни), бяха открити изключения.
Първо следствие: 1 мол от всеки газ при нормални условия има обем, равен на 22,4 литра.
Второ следствие: плътностите на всички газове са свързани като техните молекулни тегла: d 1 / d 2 \u003d M 1 / M 2.
Константата на Авогадро е броят на частиците в 1 мол вещество 6,02 × 10 23 mol -1.
Обяснението на основните закони на химията в светлината на атомно-молекулярната теория се крие в нейните постулати:
1) атомите са най-малките частици материя, които не могат да бъдат разделени на съставни части (чрез химически средства), нито трансформирани една в друга, нито унищожени;
2) всички атоми на един елемент са еднакви и имат еднаква маса (ако не вземете предвид съществуването на изотопи, вижте лекция 3);
3) атомите на различните елементи имат различна маса;
4) при химическа реакция между два или повече елемента техните атоми се свързват помежду си в малки цели числа;
5) относителните маси на елементите, които се комбинират помежду си, са пряко свързани с масите на самите атоми, т.е. ако 1 g сяра се комбинира с 2 g мед, тогава това означава, че всеки меден атом тежи два пъти повече от един серен атом;
С една дума, химията се „управлява“ от цели числа, поради което всички тези закони се наричат стехиометрични. Това е триумфът на атомно-молекулярната наука.
3. Атомни и молекулни маси. Молец.Помислете за единиците, в които се изразяват молекулните и атомните маси. През 1961 г. е приета единна скала на относителните атомни маси , която се базира на 1/12 от масата на атом на въглеродния изотоп 12 C, наречена единица за атомна маса (a.m.u.). В съответствие с това понастоящем относителната атомна маса (атомна маса) на елемент е съотношението на масата на неговия атом към 1/12 от масата на атом 12 C.
По същия начин, относителното молекулно тегло (молекулно тегло) на просто или сложно вещество е съотношението на масата на неговата молекула
до 1/12 от масата на атом 12 C. Тъй като масата на всяка молекула е равна на сумата от масите на нейните съставни атоми, относителната молекулна маса е равна на сумата от съответните относителни атомни маси. Например, молекулното тегло на водата, чиято молекула съдържа два водородни атома и един кислороден атом, е: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.
Наред с единиците за маса и обем, химията използва и единица за количество на вещество, наречена мол. къртица – количеството вещество, съдържащо толкова молекули, атоми, йони, електрони или други структурни единици, колкото има атоми в 12 g от въглеродния изотоп 12C.
Количеството вещество в молове е равно на съотношението на масата на веществото мкъм неговото молекулно тегло М:
n= м/М. (2.8)
моларна маса ( М) обикновено се изразява в g/mol. Моларната маса на веществото, изразена в g/mol, има същата числена стойност като неговата относителна молекулна (атомна) маса. Така моларната маса на атомния водород е 1,0079 g/mol, молекулният водород е 2,0158 g/mol.
Зависимост на обема на газа от налягането и температуратаможе да се опише уравнение на състоянието на идеалния газ pV = RT,валидно за един мол газ и като се има предвид броя на моловете, става известното уравнение
Клапейрон - Менделеев:
pV=н RT (2.9)
където Р– универсална газова константа (8,31 J/mol×K).
С помощта на това уравнение и второто следствие от закона на Авогадро, използвайки прости измервателни уреди (термометър, барометър, везни), в края на 19в. определени са молекулните тегла на много летливи прости и сложни органични и неорганични вещества. През 1860 г. на I Международен конгрес на химиците (Карлсруе, Германия) са приети класическите дефиниции на основните понятия: атом, молекула, елемент и др., систематика, класификация на основните типове реакции и класове химични съединения. извършено.
4. Основни класове неорганични съединения.Класификацията на прости и сложни химикали се основава на разглеждането на реагентите и продуктите на една от основните химични реакции - реакцията на неутрализация. Основите на тази класификация са положени от I.Ya. Берцелиус през 1818 г., по-късно е значително усъвършенстван и допълнен.
Дори алхимиците комбинираха редица прости вещества със сходни физични и химични свойства, т.нар метали . Типичните метали се характеризират с ковкост, метален блясък, висока топло- и електропроводимост; според химичните си свойства металите са редуциращи агенти. Останалите прости вещества бяха комбинирани в класа неметали (металоиди ). Неметалите имат по-разнообразни физични и химични свойства. Когато простите вещества реагират с кислорода, те се образуват оксиди . Форма на металите основен оксиди, неметали - киселинен . При реакцията на такива оксиди с вода, съответно, основания и киселини . И накрая, реакцията на неутрализация на киселини и основи води до образуването соли . Солите могат да бъдат получени и чрез взаимодействие на основни оксиди с киселинни оксиди или киселини, киселинни оксиди с основни оксиди или основи (Таблица 1).
маса 1
Химични свойства на основните класове неорганични съединения
Трябва да се подчертае, че само онези основни оксиди, които образуват водоразтворими основи, реагират директно с вода - алкали . Неразтворимите във вода основи (например Cu (OH) 2) могат да бъдат получени от оксиди само на два етапа:
CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O, CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4.
Класификацията на оксидите не се ограничава до основни и киселинни. Редица оксиди и съответните им хидроксиди проявяват двойни свойства: те реагират с киселини като основи и с основи като киселини (и в двата случая се образуват соли). Тези оксиди и хидроксиди се наричат амфотерни :
Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O, Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (сливане на твърди вещества),
Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (в разтвор).
Някои оксиди не могат да бъдат свързани със съответните им киселина или основа. Такива оксиди се наричат несолеобразуващи , например въглероден оксид (II) CO, азотен оксид (I) N 2 O. Те не участват в киселинно-алкални взаимодействия, но могат да влизат в други реакции. Така че N 2 O е силен окислител, CO е добър редуциращ агент. Понякога киселинните, основните и амфотерните оксиди се комбинират в клас солеобразуващи .
Сред киселините са аноксичен - например солна (солна) HCl, сероводород H 2 S, циановодородна (хидроцианова) HCN. Според киселинно-базовите свойства те не се различават от наситен с кислород киселини. Има и вещества, които имат основни свойства, но не съдържат метални атоми, например амониев хидроксид NH 4 OH - производно на амоняк NH 3.
Имената на киселините произлизат от елемента, който образува киселината. В случай на безкислородни киселини, името на елемента (или група от елементи, например CN - циан), който образува киселината, се добавя с наставката "o" и думата "водород": H 2 S - сероводород, HCN - циановодород.
Имената на кислородсъдържащите киселини зависят от степента на окисление на киселиннообразуващия елемент. Максималното състояние на окисление на елемента съответства на наставката „... n (th)“ или „... ow ( th)“, например HNO 3 - азотна киселина, HClO 4 - перхлорна киселина, H 2 CrO 4 - хромна киселина. С намаляването на степента на окисление суфиксите се променят в следната последователност: „... яйцевиден (th)“, „... ist (th)“, „... яйцевиден (th)“; например HClO 3 е хлорна киселина, HClO 2 е хлорид, HOCl е хипохлорна киселина. Ако даден елемент образува киселини само в две степени на окисление, тогава името на киселината, съответстващо на най-ниската степен на окисление на елемента, използва наставката "... вярно (th)"; например HNO 2 е азотиста киселина. Киселините, съдържащи в състава си група от атоми -O-O-, могат да се считат за производни на водороден пероксид. Те се наричат пероксокиселини (или перкиселини). Ако е необходимо, след префикса "peroxo" в името на киселината се поставя цифров префикс, указващ броя на атомите на киселиннообразуващия елемент, които изграждат молекулата, например: H 2 SO 5, H 2 S 2 О 8.
Сред съединенията важна група се формира от основания (хидроксиди), т.е. вещества, съдържащи хидроксилни групи ОН - . Имената на хидроксидите се образуват от думата "хидроксид" и името на елемента в родителния случай, след което, ако е необходимо, степента на окисление на елемента се посочва в скоби с римски цифри. Например, LiOH е литиев хидроксид, Fe (OH) 2 е железен (II) хидроксид.
Характерно свойство на основите е тяхната способност да взаимодействат с киселини, киселинни или амфотерни оксиди, за да образуват соли, например:
KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O,
Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O
2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O
От гледна точка на протолитичната (протонна) теория основите са вещества, които могат да бъдат акцептори на протони, т.е. способни да приемат водороден йон. От тези позиции основите трябва да включват не само основни хидроксиди, но и някои други вещества, като амоняк, чиято молекула може да прикрепи протон, образувайки амониев йон:
NH3 + H+ = NH4+
Всъщност амонякът, подобно на основните хидроксиди, може да реагира с киселини, за да образува соли:
NH3 + Hcl \u003d NH4Cl
В зависимост от броя на протоните, които могат да се прикрепят към основата, има еднокиселинни основи (например LiOH, KOH, NH3), двукиселинни [Ca (OH) 2, Fe (OH) 2] и др.
Амфотерните хидроксиди (Al (OH) 3, Zn (OH) 2) могат да се дисоциират във водни разтвори както като киселини (с образуването на водородни катиони), така и като основи (с образуването на хидроксилни аниони); те могат да бъдат както донори, така и акцептори на протони. Следователно амфотерните хидроксиди образуват соли, когато взаимодействат както с киселини, така и с основи. Когато взаимодействат с киселини, амфотерните хидроксиди проявяват свойствата на основите, а когато взаимодействат с основите, свойствата на киселините:
Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O,
Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
Съществуват съединения на елементи с кислород, които по състав принадлежат към класа на оксидите, но по своята структура и свойства принадлежат към класа на солите. Това са така наречените пероксиди или пероксиди. Пероксидите са соли на водороден прекис H 2 O 2, например Na 2 O 2, CaO 2. Характерна особеност на структурата на тези съединения е наличието в тяхната структура на два свързани помежду си кислородни атома („кислороден мост”): -О-О-.
солпо време на електролитна дисоциация, те образуват К + катион и А - анион във воден разтвор. Солите могат да се разглеждат като продукти на пълно или частично заместване на водородни атоми в киселинна молекула с метални атоми или като продукти на пълно или частично заместване на хидроксо групи в основна хидроксидна молекула с киселинни остатъци.
Реакцията на неутрализация може да не продължи докрай. В този случай, с излишък на киселина, кисело сол, с излишък от основа - основен (солите, образувани в еквивалентно съотношение, се наричат средно аритметично ). Ясно е, че киселинните соли могат да се образуват само от многоосновни киселини, основните соли - само от поликиселинни основи:
Ca (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2H 2 O,
Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2H 2 O,
2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = (CaOH) 2 SO 4 + 2H 2 O.
Сред разнообразието и огромния брой химични реакции, тяхната класификация винаги е присъствала. И така, като се вземе предвид развитието на химията, се разграничават три основни типа химични реакции:
1) киселинно-базов баланс, специални случаи - неутрализация, хидролиза, електролитна дисоциация на киселини и основи;
2) редокс с промяна в степента на окисление на атом, йон, молекула. В същото време етапите на окисление и редукция се разграничават като части от един процес на отдръпване и присъединяване на електрони;
3) комплексообразуване - добавянето на определен брой молекули или йони към централния атом или йон на метала, който е комплексообразуващ агент, и първите - лиганди, чийто брой се характеризира с координационното число (n).
Според тези видове химични реакции химичните съединения също се класифицират: киселини и основи, окислители и редуциращи агенти, комплексни съединения и лиганди.
В по-съвременна интерпретация, като се вземе предвид електронната структура на атомите и молекулите, реакциите от първи тип могат да бъдат определени като реакции с участието и преноса на протон, реакциите от втория тип - с пренос на електрон, реакции от третия тип - с прехвърляне на несподелена двойка електрони. Количествената мярка на реакциите от първия тип са например pH, вторият - потенциал (E, B), потенциална разлика (Δφ, V), а третият - например изпълнението на определено координационно число (n ) на химични (донорно-акцепторни) връзки, енергийна стабилизация на лигандното поле на централния йон - комплексообразовател
(ΔG, kJ/mol), константа на стабилност.
Структурата на атома
1. Развитие на идеи за структурата на атома.Ако в резултат на някаква глобална катастрофа всички научни знания, натрупани от човечеството, бъдат унищожени и само една фраза ще премине към бъдещите поколения, тогава кое твърдение, съставено от най-малък брой думи, ще донесе най-много информация? Този въпрос беше поставен от известния американски физик, нобелов лауреат Ричард Файнмани самият той даде следния отговор на него: това е атомната хипотеза. Всички тела са изградени от атоми - малки тела, които са в постоянно движение, привличат се на малко разстояние, но се отблъскват, ако едно от тях се притисне по-близо до другото. Въпреки това древногръцкият философ Демокрит, живял 400 г. пр. н. е., може да се съгласи по същество с това твърдение. Съвременните хора знаят повече за атомите, ако, за разлика от древните гърци, са успели да създадат атомни бомби и атомни електроцентрали въз основа на знанията си.
До края на XIX век. смята атома за неделима и непроменлива частица. Но тогава бяха открити явления, които не бяха обясними от тази гледна точка. Електрохимични изследвания Г. Дейви, М. Фарадейпоказват, че един атом може да носи положителен и отрицателен заряд, тъй като те се освобождават на катода или на анода на клетката. От това следваше корпускулярността на електрическия заряд.
Подобряване на методите за възбуждане на газове за получаване на техните спектри, У. Круксоткрива така наречените катодни лъчи (явление, реализирано в съвременните телевизори). Когато електрически ток преминава през разреден газ, затворен в тръба, от отрицателния полюс (катода) излиза поток от слаба светлина - катодния лъч. Катодният лъч придава отрицателен заряд на телата, върху които пада, и се отклонява към положително заредените тела в близост до тръбата. Следователно катодният лъч е поток от отрицателно заредени частици.
Открити са и явленията термична емисия и фотоемисия ( А.Г. Столетов), състоящ се в избиване на отрицателно заредени частици под въздействието на температура и светлинни кванти, потвърждаващи факта, че атомът съдържа отрицателно заредени частици. А.А. бекерелоткри явлението радиоактивност. Съпрузи Кюрипоказа, че потокът от радиоактивно лъчение е нехомогенен и може да бъде разделен от електрическо и магнитно поле. Общото лъчение, влизащо в кондензатора, се разделя на три части: a-лъчи (He 2+) са леко отклонени към отрицателната плоча на кондензатора, b-лъчи (електронен поток) са силно отклонени към положителната плоча на кондензатора, g -лъчите (електромагнитните вълни) не се отклоняват от никакво електрическо или магнитно поле.
И накрая, откриването на рентгеновите лъчи Конрад Рьонтгенпоказа, че атомът е сложен и се състои от положителни и отрицателни частици, най-малката от които Х. Томсен нарича електрон. Освен това, Р.С. Мъликънизмери заряда му д\u003d -1,6 × 10 -19 C (най-малката възможна, т.е. елементарна) и намери масата на електрона м= 9,11 × 10 -31 кг.
Неутралността на атома при наличието на електрони в него доведе до заключението, че в атома има област, която носи положителен заряд. Въпросът за местоположението или разположението в атомите на електрони и предполагаеми положителни заряди остана открит, т.е. въпрос за структурата на атома. Въз основа на тези изследвания през 1903г. Х. Томсенпредложи модел на атома, наречен "пудинг със стафиди", положителният заряд в атома се разпределя равномерно с отрицателен заряд, осеян в него. Но допълнителните изследвания показаха провала на този модел.
Е. Ръдърфорд(1910) пропускат поток от a-лъчи през слой от материя (фолио), измервайки отклонението на отделните частици след преминаване през фолиото. Обобщавайки резултатите от наблюденията, Ръдърфорд установи, че тънък метален екран е частично прозрачен за a-частици, които, преминавайки през листа, или не променят пътя си, или се отклоняват под малки ъгли. Отделни а-частици бяха изхвърлени назад, като топка от стена, сякаш срещнаха непреодолимо препятствие по пътя си. Тъй като много малък брой a-частици, преминаващи през фолиото, бяха изхвърлени обратно, това препятствие трябва да заема обем в атома, неизмеримо по-малък дори в сравнение със самия атом, докато трябва да има голяма маса, тъй като в противен случай a- частици от него не биха рикоширали. Така възниква хипотезата за ядрото на атома, в което на практика е концентрирана цялата маса на атома и целият положителен заряд. В този случай стават разбираеми отклоненията на пътя на повечето a-частици с малки ъгли под въздействието на електростатични сили на отблъскване от атомното ядро. Впоследствие се установява, че диаметърът на ядрото е около 10 -5 nm, а диаметърът на атома е 10 -1 nm, т.е. обемът на ядрото е 10 12 пъти по-малък от обема на атома.
В модела на атома на Ръдърфорд в центъра на атома е разположено положително заредено ядро, а около него се движат електрони, чийто брой е равен на заряда на ядрото или на поредния номер на елемента, подобно на планетите около Слънце (планетарен модел на атома). Ядреният модел, разработен от Ръдърфорд, беше голяма стъпка напред в разбирането на структурата на атома. Потвърдено е от голям брой експерименти. В някои отношения обаче моделът противоречи на добре установени факти. Отбелязваме две такива противоречия.
Първо, планетарният модел на атома на Ръдърфорд не може да обясни стабилността на атома. Според законите на класическата електродинамика електронът, движейки се около ядрото, неизбежно губи енергия. С намаляване на енергийното снабдяване на електрона, радиусът на неговата орбита трябва непрекъснато да намалява и в резултат на това да падне върху ядрото и да престане да съществува. Физически атомът е стабилна система и може да съществува без да се разрушава изключително дълго време.
Второ, моделът на Ръдърфорд доведе до неправилни заключения за природата на атомните спектри. Спектрите на алкалните метали се оказват подобни на спектъра на атомния водород и техният анализ води до заключението, че съставът на атомите на всеки алкален метал има един електрон, слабо свързан с ядрото в сравнение с останалите електрони. С други думи, в атома електроните не са разположени на едно и също разстояние от ядрото, а на слоеве.
Атомните спектри се получават чрез преминаване на излъчването на възбудени атоми (в пламък с висока температура или по друг начин) през специално оптично устройство (призма, система от призми или дифракционни решетки), което разлага сложното излъчване на монохроматични компоненти с определена дължина на вълната (l) и съответно с определена честота на трептенията на електромагнитното излъчване: n = с/л, където ° Се скоростта на светлината. Всеки монохроматичен лъч се регистрира на определено място на приемното устройство (фотоплаки и др.). Резултатът е спектър на това лъчение. Атомните спектри се състоят от отделни линии - това са линейни спектри.
Всеки вид атом се характеризира със строго определено разположение на линиите в спектъра, които не се повтарят в други видове атоми. Именно на това се основава методът на спектралния анализ, с помощта на който са открити много елементи. Линейната структура на атомните спектри противоречи на законите на класическата електродинамика, според които спектърът на атомите трябва да бъде непрекъснат в резултат на непрекъснатото излъчване на енергия от електрона.
2. Модел на структурата на водородния атом на Бор.Тъй като законите на класическата електродинамика се оказаха неприложими за описание на поведението на електрон в атом, Нилс Борпърви формулира постулати, основани на законите на квантовата механика.
1. Във водородния атом има орбити, движейки се по които електронът не излъчва. Те се наричат стационарни.
2. Излъчването или поглъщането на енергия възниква в резултат на прехода на електрона от една стационарна орбита в друга. Орбитите далеч от ядрото се характеризират с голямо количество енергия. При прехода от по-ниски към по-високи орбити атомът преминава във възбудено състояние. Но в това състояние той не може да бъде дълго. Той излъчва енергия и се връща в първоначалното си основно състояние. В този случай енергията на кванта на излъчване е равна на:
ч n= E n – E k,
където ни к- цели числа.
3. Основи на вълновата (квантовата) механика.Обяснението на вълновите (спектрални) свойства възниква едновременно с квантово-механичните концепции в теорията за структурата на атома. Основата беше теорията дъскарадиация на тялото. Той показа, че промяната в енергията не става непрекъснато (според законите на класическата механика), а рязко, на порции, които се наричат кванти. Квантовата енергия се определя от уравнението на Планк: д = ч n, където ч-Константата на Планк е равна на 6,63 × 10 -34 J × s,
n е честотата на излъчване. Оказва се, че електронът има корпускулярни свойства (маса, заряд) и вълнови свойства – честота, дължина на вълната.
Относно Луи дьо Бройлизложи идеята за дуализма на частици и вълни . Освен това корпускулярно-вълновият дуализъм е типичен за всички обекти на микро- и макросвета, само за макроскопичните обекти преобладава един от наборите от свойства и те се наричат частици или вълни, а за елементарните частици и двете свойства се проявяват заедно . Уравнението на де Бройл показва връзката между импулса на частицата и дължината на вълната: l = ч/стр = ч/м u. По този начин на електрон, въртящ се около ядро, може да бъде определена определена дължина на вълната.
Според тези идеи електронът е облак, разпръснат в обема на атома, с различна плътност. Следователно, за да се опише позицията на електрона в атома, е необходимо да се въведе вероятностно описание на електронната плътност в атома, като се вземе предвид неговата енергия и пространствена геометрия.
4. Квантови числа. Орбитали.За да се обясни електронната структура на водородния атом, са предложени четири квантови числа н, л, m l, с,характеризиращ енергийното състояние и поведението на електрона в атома. Тези числа недвусмислено характеризират състоянието на електрона от всеки атом от Периодичната таблица на елементите. За всеки електрон те заедно имат различни значения.
Главно квантово число nхарактеризира енергията и размера на електронните облаци. Той приема стойности за основните състояния на атоми 1-8 и по принцип ad infinitum. Неговото физическо значение като число на енергийно ниво е стойността на енергията на електрона в атома и, като резултат, размера на атома. При П\u003d 1 електрон е в първото енергийно ниво с общата минимална енергия и т.н. С увеличение Побщата енергия се увеличава. Енергията на всяко енергийно ниво може да се оцени по формулата: E=- 1 / 13,6 × n 2 . Енергийните нива обикновено се означават с букви, както следва:
| Значение ( н) | |||||
| Нотация | К | Л | М | н | Q |
страна, орбита(или азимутална)квантово число lхарактеризира формата на електронните орбитали (облаци) около атом и определя промяната в енергията в рамките на енергийното ниво, т.е. характеризира енергията подниво. Всяка форма на електронния облак съответства на определена стойност на механичния импулс на електрона, определена от страничното квантово число л, които варират от 0 до П–1: П=1, л=0; П=2, л=0, л=1; П=3, л=0,л=1, л=2 и т.н. Енергийни поднива в зависимост от лобозначени с букви:
| Стойности ( л) | ||||||
| Нотация ( V) | с | стр | д | f | ж | ч |
Тези електрони, които са в s ниво се наричат с-електрони
на стрниво - п-електрони, до дниво - д-електрони.
Енергията на електрона зависи от външното магнитно поле. Тази зависимост се описва с магнитното квантово число. Магнитно квантово число m lпоказва ориентацията в пространството на електронната орбитала (облак). Външно електрическо или магнитно поле променя пространствената ориентация на електронните облаци, като същевременно разделя енергията
поднива. Номер m lварира от - л, 0, +ли може да има (2× л+1) стойности:
Наборът от три квантови числа уникално описва една орбитала. Той се нарича "квадрат" - . Електронът като частица изпитва въртене около собствената си ос - по посока на часовниковата стрелка и обратно на часовниковата стрелка. Описано е спиново квантово число s(Госпожица), който приема стойностите ±1/2. Наличието на електрони с противоположно насочени спинове в атома се означава със "стрелки". Така че четирите набора от квантови числа описват енергията на електроните.
5. Многоелектронни атоми. Определяне на броя на електроните на нива и поднива.В многоелектронните атоми електронната конструкция в съответствие с набор от квантови числа се управлява от два постулата.
принцип на Паули: в един атом не може да има два електрона, които имат четири еднакви квантови числа (в противен случай те са неразличими, минималната енергийна разлика е в спиновете). В резултат на това в една електронна клетка не може да има повече от два електрона с противоположни спинове на орбитала.
Клетките се запълват с електрони в съответствие с Правилото на Гунд.Електрони запълват с-, п-, д-, е-орбитали по такъв начин, че общият спин е максимален, или, с други думи, електроните се стремят да запълнят свободни (празни) орбитали и едва след това да се сдвоят (според Паули):
Като се вземат предвид принципите на квантовата химия, е възможно да се конструира електронната конфигурация на всеки атом, както следва от табл. 2, от които извеждаме формули за определяне броя на електроните на ниво 2n 2 , на подниво 2(2 л+1). Броят на орбиталите е равен на броя на стойностите m (m=1, m=2, m=3).
Запълването на поднива с електрони се извършва в съответствие с Правилото на Клечковски. Енергийните нива се запълват във възходящ ред на сумата от главните и страничните квантови числа n+l.
Ако тази сума има еднакви стойности, тогава попълването се извършва във възходящ ред н. Поднивата се попълват във възходящ ред на енергия:
1s<< 2s << 2p << 3s << 3p << 4s £ 3d << 4p << 5s £ 4d << 5p << 6s £ 4f £ 5d…
Таблица 2 - Електронни конфигурации на атомите
Кое ниво се запълва следващо? 4s»3d за енергия. 4s n=3, d=2, сборът е 5, n=4, s=0, сборът = 4, т.е. отнема 4s за пълнене и т.н. Енергията е 5s » 4d, сумата е 5 и 6, така че първо се запълва 5s, след това 4d. Енергията е 6s » 5d » 4f, сумата е 6, 7 и 7. 6s се попълва в началото. Основното квантово число е по-малко за 4f, следователно това подниво се запълва допълнително, последвано от 5d.
Електронната конфигурация на атома се записва като формула, където броят на електроните в подниво е обозначен с горен индекс. Например за алуминий можете да напишете формулата за електронна конфигурация като 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Това означава, че има 2, 2, 6, 2, 1 електрона върху 1s, 2s, 2p, 3s, 3p поднива.
В многоелектронен невъзбуден атом електроните заемат орбитали с минимални енергии. Те взаимодействат помежду си: електроните, разположени на вътрешните енергийни нива, екранират (екранират) електроните, разположени на външните нива, от действието на положителното ядро. Такова влияние определя промяната в последователността на нарастване на енергията на орбиталите в сравнение с последователността на нарастване на енергията на орбиталите във водородния атом.
Трябва да се отбележи, че за елементи с напълно или наполовина запълнени д- и f- поднива наблюдават отклонения от това правило. Например, в случай на меден атом Cu. Електронната конфигурация [Ar] 3d 10 4s 1 съответства на по-ниска енергия от конфигурацията [Ar] 3d 9 4s 2 (символът [Ar] означава, че структурата и запълването на вътрешните електронни нива е същата като в аргона). Първата конфигурация съответства на основното състояние, а втората на възбуденото състояние.
химическа връзка
1. Естеството на химичната връзка.Теориите за обяснение на химическата връзка се основават на кулонови, квантови и вълнови взаимодействия на атомите. На първо място, те трябва да обяснят печалбата от енергия по време на образуването на молекулите, механизма на образуване на химична връзка, нейните параметри и свойствата на молекулите.
Образуването на химична връзка е енергийно благоприятен процес, съпроводен с освобождаване на енергия. Това се потвърждава от квантово-механично изчисление на взаимодействието на два водородни атома по време на образуването на молекула (Хайтлер, Лондон). Въз основа на резултатите от изчислението, зависимостта на потенциалната енергия на системата двърху разстоянието между водородните атоми r(фиг. 4).
Ориз. 4. Зависимост на енергията от междуядреното разстояние.
Когато атомите се приближават един към друг, между тях възникват електростатични сили на привличане и отблъскване. Ако атомите с антипаралелни завъртания се приближат един към друг, първоначално преобладават силите на привличане, така че потенциалната енергия на системата намалява (крива 1). Силите на отблъскване започват да доминират при много малки разстояния между атомите (ядрени взаимодействия). При определено разстояние между атомите r 0 енергията на системата е минимална, така че системата става най-стабилна, възниква химическа връзка и се образува молекула. Тогава r 0 е междуядреното разстояние в молекулата Н 2, което е дължината на химическата връзка, а намаляването на енергията на системата при r 0 е енергийната печалба при образуването на химическа връзка (или енергията на химическата връзка дСв.). Трябва да се отбележи, че енергията на дисоциация на молекула в атоми е равна на д sv по величина и противоположен по знак.
За квантово-механично описание на химическа връзка се използват два допълващи се метода: методът на валентните връзки (ВС) и методът на молекулните орбитали (МО).
2. Метод на валентните връзки (BC). ковалентна връзка.Основният универсален тип химическа връзка е ковалентната връзка. Нека разгледаме механизма на образуване на ковалентна връзка по VS метода (като използваме примера за образуване на водородна молекула):
1. Ковалентната връзка между два взаимодействащи атома се осъществява чрез образуването на обща електронна двойка. Всеки от атомите осигурява един несдвоен електрон за образуването на обща електронна двойка:
H + H ® H : з
Така, според метода VS, химичната връзка е двуцентрова и двуелектронна.
2. Обща електронна двойка може да се образува само по време на взаимодействието на електрони с антипаралелни спинове:
H+¯H ® H¯H.
3. Когато се образува ковалентна връзка, електронните облаци се припокриват:
Това се потвърждава от експериментално определената стойност на междуядреното разстояние в молекулата на Н 2, r=0,074 nm, което е много по-малко от сумата на радиусите на два свободни водородни атома, 2r=0,106 nm.
В областта на припокриващите се облаци електронната плътност е максимална; вероятността два електрона да останат в пространството между ядрата е много по-голяма, отколкото на други места. Възниква система, в която две ядра взаимодействат електростатично с двойка електрони. Това води до увеличаване на енергията и системата става по-стабилна, образува се молекула. Колкото по-силна е ковалентната връзка, толкова повече електронните облаци се припокриват.
Донорно-акцепторен механизъм на ковалентно свързване.Образуването на ковалентна връзка може да възникне поради собствената си самотна двойка електрони на един атом (йон) - донори свободна атомна орбитала на друг атом (йон) - акцептор. Такъв механизъм за образуване на ковалентна връзка се нарича донорно-акцепторен.
Образуването на амонячна молекула NH 3 става чрез социализиране на три несдвоени електрона на азотен атом и един несдвоен електрон на три водородни атома с образуването на три общи електронни двойки. В молекулата на амоняка NH 3 азотният атом има своя собствена несподелена двойка електрони. 1s-атомната орбитала на водородния йон Н + не съдържа електрони (вакантна орбитала). Когато молекулата NH3 и водородният йон се приближат, несподелената електронна двойка на азотния атом и свободната орбитала на водородния йон взаимодействат с образуването на химична връзка чрез донорно-акцепторния механизъм и катиона NH4+. Поради донорно-акцепторния механизъм валентността на азота е B=4.
Образуването на химични връзки по донорно-акцепторния механизъм е много често срещано явление. И така, химическата връзка в координационните (комплексни) съединения се образува според донорно-акцепторния механизъм (виж лекция 16).
Нека разгледаме в рамките на VS метода характерните свойства на ковалентната връзка: наситеност и насоченост.
Насищаневръзките са способността на атома да участва само в определен брой ковалентни връзки. Наситеността се определя от валентността на атома. Наситеността характеризира броя (броя) на химичните връзки, образувани от атом в молекула, и това число се нарича ковалентност (или, както в метода MO, ред на връзката).
Валентността на атома е концепция, широко използвана в теорията на химическото свързване. Валентността се разбира като афинитет, способността на атома да образува химични връзки. Количествената оценка на валентността може да се различава за различните начини за описание на молекула. Според VS метода валентността на атом (B) е равна на броя на несдвоените електрони. Например от електронно-клетъчните формули на кислородните и азотните атоми следва, че кислородът е двувалентен (2s 2 2p 4), а азотът е тривалентен (2s 2 2p 3).
Възбудено състояние на атомите (v.s.). Сдвоените електрони на валентното ниво, когато са възбудени, могат да бъдат сдвоени и да се преместят към свободни атомни орбитали (AO) на по-високо подниво в рамките на даденото валентно ниво. Например, за берилий в невъзбудено състояние (n.s.) B = 0, тъй като във външното ниво няма несдвоени електрони. Във възбудено състояние (ES) сдвоените електрони 2s 2 заемат съответно 2s 1 и 2p 1 поднива – В=2.
Възможностите за валентност на p-елементите от една група може да не са еднакви. Това се дължи на неравномерния брой АО в нивото на валентност на атомите на елементите, разположени в различни периоди. Например, кислородът проявява постоянна валентност B = 2, тъй като неговите валентни електрони са на 2-ро енергийно ниво, където няма свободни (свободни) АО. Сярата във възбудено състояние има максимум B=6. Това се обяснява с наличието на свободни 3d орбитали на третото енергийно ниво.
Посоката на ковалентната връзка. Пространствена структура на молекулите.Най-силните химични връзки възникват в посока на максимално припокриване на атомните орбитали (АО). Тъй като АО имат определена форма и енергия, тяхното максимално припокриване е възможно с образуването на хибридни орбитали. AO хибридизацията позволява да се обясни пространствената структура на молекулите; следователно ковалентната връзка се характеризира с насоченост.
3. Хибридизация на атомни орбитали и пространствена структура
молекули.Често атомите образуват връзки с електрони с различни енергийни състояния. И така, в атомите на берилий Be (2s12p1), бор B (2s12p2), въглерод C (2s12p3), с- и Р- електрони. Макар че с- и Р-облаците се различават по форма и енергия, образуваните с тяхно участие химични връзки са еквивалентни и са разположени симетрично. Възниква въпросът как електроните, които не са еднакви в първоначалното си състояние, образуват еквивалентни химични връзки. Отговорът на него дава представа за хибридизацията на валентните орбитали.
Според теория на хибридизациятахимични връзки образуват електрони не на "чисти", а на "смесени", т.нар хибридни орбитали. По време на хибридизацията първоначалната форма и енергия на орбиталите (електронните облаци) се променят и се образуват АО с нова, но вече същата форма и енергия. При което броят на хибридните орбитали е равен на броя на атомните орбитали, от които са се образували.
Ориз. 5. Видове хибридизация на валентни орбитали.
Характерът на хибридизацията на валентните орбитали на централния атом и тяхното пространствено разположение определят геометрията на молекулите. Да, при sp хибридизацияБерилиевите Be АО образуват две sp-хибридни АО, разположени под ъгъл от 180° (фиг. 5), следователно връзките, образувани с участието на хибридни орбитали, имат ъгъл на свързване 180°. Следователно молекулата BeCl 2 има линейна форма. При sp 2 хибридизациябор B образува три sp 2 -хибридни орбитали, разположени под ъгъл от 120 °. В резултат на това молекулата BCl 3 има триъгълна форма (триъгълник). При sp 3 хибридизациявъглерод AO C възникват четири хибридни орбитали, които са симетрично ориентирани в пространството спрямо четирите върха на тетраедъра, така че молекулата CCl 4 има
също тетраедърен. Тетраедричната форма е характерна за много четиривалентни въглеродни съединения. Поради sp 3 хибридизацията на орбиталите на азотните и борните атоми, NH 4 + и BH 4 – също имат тетраедрична форма.
Факт е, че централните атоми на тези молекули, съответно атомите C, N и O, образуват химически връзки поради sp 3 хибридни орбитали. Въглеродният атом има четири несдвоени електрона за четири sp 3 хибридни орбитали. Това определя образуването на четири C-H връзки и разположението на водородните атоми във върховете на правилен тетраедър с ъгъл на свързване 109°28¢. Азотният атом има четири sp 3 хибридни орбитали с една несподелена електронна двойка и три несдвоени електрона. Електронната двойка се оказва несвързваща и заема една от четирите хибридни орбитали, така че молекулата H 3 N има формата на триъгълна пирамида. Поради отблъскващото действие на несвързващата електронна двойка, ъгълът на връзката в молекулата на NH3 е по-малък от тетраедричния и е 107,3°. Кислородният атом има четири sp 3 хибридни орбитали с две несвързани електронни двойки и два несдвоени електрона. Сега две от четирите хибридни орбитали са заети от несвързващи електронни двойки, така че молекулата на H 2 O има ъглова форма. Отблъскващият ефект на две несвързани електронни двойки се проявява в по-голяма степен, така че ъгълът на връзката се изкривява още по-силно спрямо тетраедричния ъгъл и във водната молекула е 104,5° (фиг. 6).
Ориз. 6. Ефект на несвързани електронни двойки
централен атом върху геометрията на молекулите.
По този начин VS методът обяснява добре насищането и посоката на химичните връзки, такива количествени параметри като енергия ( д), дължина на химичните връзки ( л) и ъгли на свързване (j) между химичните връзки (структура на молекулите). Това е удобно и ясно демонстрирано върху модели с топка и пръчка на атоми и молекули. VS методът също така обяснява добре електрическите свойства на молекулите, които се характеризират с електроотрицателността на атомите и диполния момент на молекулите. Електроотрицателността на атомите се разбира като тяхната способност да бъдат по-положителни или отрицателни, когато се образува химическа връзка, или с други думи, способността да привличат или отдават електрони, образувайки аниони и катиони. Първо количествено
характеризиращ се с йонизационен потенциал ( д P.I), втората е енергията на електронния афинитет ( д S.E).
Таблица 3
Пространствена конфигурация на молекули и комплекси AB n
| Тип хибридизация на централния атом А | Броят на електронните двойки на атом А | Тип молекула | Пространствена конфигурация | Примери | |
| подвързване | необвързващи | ||||
| sp | AB 2 | Линеен | BeCl2 (g), CO2 | ||
| sp 2 | AB 3 | триъгълна | BCl 3 , CO 3 2– | ||
| AB 2 | ъгъл | О 3 | |||
| sp 3 | AB 4 | тетраедърен | CC14, NH4, BH4 | ||
| AB 3 | Тригонално-пирамидален | H3N, H3P | |||
| AB 2 | ъгъл | H2O | |||
| sp 3 d | AN 5 | Тригонална бипирамидална | PF5, SbCl5 | ||
| AB 4 | Изкривен тетраедър | SF4 | |||
| AB 3 | Т-образна | ClF 3 | |||
| AB 2 | Линеен | XEF 2 | |||
| sp 3 d 2 | AB 6 | Осмостенен | SF 6 , SiF 6 2– | ||
| AB 5 | Квадратно-пирамидален | АКО 5 |
Химическа термодинамика
1. Основни понятия и определения.Термодинамика -това е наука, която изучава общите закономерности на протичането на процеси, придружени от освобождаване, поглъщане и трансформация на енергия. Химическа термодинамикаизучава взаимните трансформации на химическата енергия и другите й форми - топлинна, светлинна, електрическа и т.н., установява количествените закони на тези преходи, а също така ви позволява да предскажете стабилността на веществата при дадени условия и способността им да влизат в определени химически реакции. Термохимия, който е клон на химическата термодинамика, изучава топлинните ефекти на химичните реакции.
Законът на Хес.В химическата термодинамика първият закон се трансформира в закона на Хес, който характеризира топлинните ефекти на химичните реакции.Топлината, както и работата, не е функция на състоянието. Следователно, за да се придаде на топлинния ефект свойството на функция на състоянието, енталпията (D з), чиято промяна на посоката е D з=D U+Пд Vпри постоянно налягане. Имайте предвид обаче, че Пд V= A е работата на разширението, а D Н = -Q(с обратен знак) . Енталпията се характеризира с топлинното съдържание на системата, така че екзотермичната реакция понижава D з. Имайте предвид, че отделянето на топлина при химическа реакция ( екзотермичен) съответства на D з < 0, а поглощению (ендотермичен)Д з> 0. В старата химическа литература се приемаше противоположностзнакова система (!) ( Q> 0 за екзотермични реакции и Q < 0 для эндотермических).
Промяната в енталпията (топлинен ефект) не зависи от пътя на реакцията, а се определя само от свойствата на реагентите и продуктите (закон на Хес, 1836 г.)
Нека покажем това със следния пример:
C (графит) + O 2 (g) = CO 2 (g) D з 1 = -393,5 kJ
C (графит) + 1/2 O 2 (g.) \u003d CO (g.) D з 2 = -110,5 kJ
CO (g) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g) D з 3 = -283,0 kJ
Тук енталпията на образуване на CO 2 не зависи от това дали реакцията протича в един етап или в два, с междинно образуване на CO (D з 1=D з 2+D з 3). Или с други думи, сумата от енталпиите на химичните реакции в един цикъл е нула:
където азе броят на реакциите в затворен цикъл.
Във всеки процес, когато крайното и началното състояние на веществата са еднакви, сумата от всички топлина на реакцията е равна на нула.
Например, имаме последователност от няколко химични процеса, водещи накрая до първоначалното вещество и всеки се характеризира със собствена енталпия, т.е.
и според закона на Хес,
д з 1+D з 2+D з 3+D з 4 = 0, (7.4)
Полученият топлинен ефект е нулев, тъй като на някои етапи топлината се отделя, а на други се абсорбира. Това води до взаимно компенсиране.
Законът на Хес дава възможност да се изчислят топлинните ефекти на онези реакции, за които не е възможно директно измерване. Например, помислете за реакцията:
H 2 (g.) + O 2 (g.) \u003d H 2 O 2 (l.) D з 1 = ?
Лесно е експериментално да се измерят следните топлинни ефекти:
H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) \u003d H 2 O (l.) D з 2 = -285,8 kJ,
H 2 O 2 (л.) \u003d Н 2 О (л.) + 1/2 O 2 (г.) D з 3 = -98,2 kJ.
Използвайки тези стойности, можете да получите:
д з 1=D з 2-D з 3 \u003d -285,8 + 98,2 \u003d -187,6 (kJ / mol).
По този начин е достатъчно да се измерят топлинните ефекти на ограничен брой реакции, за да се изчисли теоретично топлинният ефект на всяка реакция. На практика таблично стандартни енталпии на образуванед H f° 298 измерено при T\u003d 298,15 K (25 ° C) и налягане стр= 101,325 kPa (1 atm), т.е. при стандартни условия. (Не бъркайте стандартните условия с нормалните условия!)
Стандартна енталпия на образуване D H f° е промяната в енталпията по време на реакцията на образуване на 1 мол вещество от прости вещества:
Ca (твърд) + C (графит) + 3/2 O 2 (g) = CaCO 3 (твърд) D з° 298 \u003d -1207 kJ / mol.
Моля, имайте предвид, че термохимичното уравнение показва агрегатните състояния на веществата. Това е много важно, тъй като преходите между агрегатните състояния ( фазови преходи) са придружени от отделяне или поглъщане на топлина:
H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) \u003d H 2 O (l.) D з° 298 \u003d -285,8 kJ / mol,
H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) \u003d H 2 O (g.) D з° 298 \u003d -241,8 kJ / mol.
H 2 O (g.) \u003d H 2 O (l.) D з° 298 = -44,0 kJ/mol.
Стандартните енталпии на образуване на прости вещества се приемат равни на нула. Ако едно просто вещество може да съществува под формата на няколко алотропни модификации, тогава D з° = 0 се приписва на най-стабилната форма при стандартни условия, например кислород, а не озон, графит, а не диамант:
3/2 O 2 (g) = O 3 (g) D з° 298 = 142 kJ/mol,
C (графит) = C (диамант) D з° 298 = 1,90 kJ/mol.
Следствието от закона на Хес, като се вземе предвид горното, е, че промяната в енталпията по време на реакцията ще бъде равна на сумата от енталпиите на образуване на продуктите минус сумата от енталпиите на образуване на реагентите, като се вземе предвид стехиометричният коефициенти на реакцията:
Подобна информация.
ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНИ НА ХИМИЯТА
Вещества и техните свойства. предмет на химията
Да се огледаме. Ние самите и всичко, което ни заобикаля, се състои от вещества. Има много неща. В момента учените познават около 10 милиона органични и около 100 хиляди неорганични вещества. И всички те се характеризират с определени свойства. Свойствата на веществото са признаците, по които веществата се различават едно от друго или си приличат едно с друго..
Всеки отделен вид материя, която при дадени условия има определени физични свойства,например алуминий, сяра, вода, кислород, наречено вещество.
Химията изучава състава, структурата, свойствата и превръщането на веществата. Задълбочените познания по химия са абсолютно необходими за специалистите във всички отрасли на народното стопанство. Наред с физиката и математиката, тя е в основата на подготовката на висококвалифицирани специалисти.
Настъпват различни промени с веществата, например: изпаряване на вода, топене на стъкло, изгаряне на гориво, ръждясване на метали и т.н. Тези промени с веществата могат да бъдат приписани на физическиили да химични явления.
Физични явления се наричат такива явления, при които тези вещества не се превръщат в други, а обикновено се променя само тяхното агрегатно състояние или форма.
Химичните явления са такива явления, в резултат на които от тези вещества се образуват други вещества. Химичните явления се наричат химични превръщания или химични реакции.
При химичните реакции изходните вещества се превръщат в други вещества с различни свойства. Това може да се съди от външни признаци на химични реакции: 1) отделяне на топлина (понякога светлина); 2) промяна на цвета; 3) появата на миризма; 4) образуване на утайки; 5) отделяне на газ.
Атомно-молекулярно учение
През XVIII - XIX век. в резултат на работата на М. В. Ломоносов, Далтон, Авогадро и др. е изложена хипотеза за атомната и молекулярната структура на материята. Тази хипотеза се основава на идеята за реалното съществуване на атоми и молекули. През 1860 г. Международният конгрес на химиците ясно дефинира понятията атом и молекула.Всички учени приеха атомно-молекулярната теория. Химичните реакции започват да се разглеждат от гледна точка на атомната и молекулярната наука. В края на XIX и началото на XXв. атомната и молекулярната теория се е превърнала в научна теория. По това време учените доказаха експериментално, че атомите и молекулите съществуват обективно, независимо от човек.
Понастоящем е възможно не само да се изчислят размерите на отделните молекули и техните маси, но и да се определи редът на свързване на атомите в една молекула. Учените определят разстоянието между молекулите и дори снимат някои от макромолекулите. Също така вече е известно, че не всички вещества са изградени от молекули.
Основните положения на атомната и молекулярната доктринаможе да се формулира така:
1. Има вещества с молекулен и немолекулен строеж.
2. Молекулата е най-малката частица от веществото, която запазва своите химични свойства.
3. Между молекулите има празнини, чийто размер зависи от агрегатното състояние и температурата.Най-големите разстояния съществуват между газовите молекули. Това обяснява лесната им свиваемост. По-трудно е да се компресират течности, където празнините между молекулите са много по-малки. В твърдите вещества празнините между молекулите са още по-малки, така че те почти не се компресират.
4. Молекулите са в постоянно движение.Молекулната скорост зависи от температурата. С повишаване на температурата скоростта на молекулите се увеличава.
5. Между молекулите съществуват сили на взаимно привличане и отблъскване.В най-голяма степен тези сили се изразяват в твърди тела, в най-малка - в газове.
6. Молекулите са изградени от атоми, които, подобно на молекулите, са в постоянно движение.
7 Атомите са най-малките химически неделими частици.
8. Атомите от един вид се различават от атомите от друг вид по маса и свойства. Всеки отделен вид атом се нарича химичен елемент.
9. При физическите явления молекулите се запазват, при химичните явления, като правило, те се унищожават.При химичните реакции се получава пренареждане на атомите.
Атомно-молекулярната теория е една от основните теории на природните науки. Тази теория потвърждава материалното единство на света.
Според съвременните представи веществата в газообразно и парообразно състояние са съставени от молекули. В твърдо (кристално) състояние само вещества с молекулярна структура се състоят от молекули, например органични вещества, неметали (с малки изключения), въглероден оксид (IV), вода. Повечето твърди (кристални) неорганични вещества нямат молекулярна структура. Те не се състоят от молекули, а от други частици (йони, атоми) и съществуват под формата на макротела. Например много соли, оксиди и сулфиди на метали, диамант, силиций, метали.
При веществата с молекулярна структура химичната връзка между молекулите е по-малко силна, отколкото между атомите. Следователно те имат относително ниски точки на топене и кипене. При вещества с немолекулен строеж химичната връзка между частиците е много силна. Следователно те имат високи точки на топене и кипене. Съвременната химия изучава свойствата на микрочастиците (атоми, молекули, йони и др.) и макротелата.
Молекулите и кристалите са съставени от атоми. Всеки отделен вид атом се нарича химичен елемент.
Общо в природата (на Земята) е установено съществуването (92) на различни химични елементи. Други 22 елемента са получени изкуствено с помощта на ядрени реактори и мощни ускорители.
Всички вещества са разделени на прости и сложни.
Веществата, които се състоят от атоми на един елемент, се наричат прости.
Сяра S, водород H 2, кислород O 2, озон O 3, фосфор P, желязо Fe са прости вещества.
Веществата, които са изградени от атоми на различни елементи, се наричат съединения..
Например водата Н 2 О се състои от атоми на различни елементи - водород Н и кислород О; креда CaCO 3 се състои от атоми на елементите калций Ca, въглерод C и кислород O . Водата и тебеширът са сложни вещества.
Понятието "просто вещество" не може да се идентифицира с понятието "химичен елемент". Едно просто вещество се характеризира с определена плътност, разтворимост, точки на кипене и топене и т.н. Химическият елемент се характеризира с определен положителен ядрен заряд (сериен номер), степен на окисление, изотопен състав и т.н. Свойствата на елемента се отнасят до неговите отделни атоми. Сложните вещества не са съставени от прости вещества, а от елементи. Например водата не се състои от простите вещества водород и кислород, а от елементите водород и кислород.
Имената на елементите съвпадат с имената на съответните им прости вещества, с изключение на въглерода.
Много химични елементи образуват няколко прости вещества, различни по структура и свойства. Това явление се нарича алотропия, и образуваните вещества алотропни модификацииили модификации. Така елементът кислород образува две алотропни модификации: кислород и озон; елемент въглерод - три: диамант, графит и карабин; няколко модификации образуват елемента фосфор.
Феноменът на алотропията се причинява от две причини: 1) различен брой атоми в молекула, например кислород O 2 и озон O 3; 2) образуването на различни кристални форми, като диамант, графит и карбин.
2. Стехиометрични закони
стехиометрия- дял от химията, който се занимава с масови и обемни съотношения между реагиращи вещества. В превод от гръцки думата "стехиометрия" означава "компонент" и "мярка".
Основата на стехиометрията е стехиометрични закони: запазване на масата на веществата, постоянство на състава, закон на Авогадро, закон за обемните съотношения на газовете, закон за еквивалентите. Те потвърдиха атомно-молекулярната теория. От своя страна атомно-молекулярната теория обяснява стехиометричните закони.
Подобна информация.
От момента на първите човешки предположения за съществуването на атоми и молекули (философската доктрина на древногръцкия учен Левкип; 500-400 г. пр. н. е.), достигнали до нас, до създаването на официалната теория за атомно-молекулярното доктрина (I Международен конгрес на химиците в Германия; 1860 d) са изминали почти 2500 години.
Основните положения на атомно-молекулярната теория:
- Всички вещества са изградени от атоми, молекули и йони.
- Всеки отделен вид атом се нарича химичен елемент.
- Всички атоми на един и същи елемент са еднакви, но различни от атомите на всеки друг химичен елемент.
- Молекулите са съставени от атоми.
- Съставът на молекулите се обозначава с химичната формула.
- Атомите, молекулите, йоните са в постоянно движение.
- По време на химични реакции молекулите претърпяват промени, по време на които други се образуват от някои молекули, по време на физически реакции съставът на молекулите на дадено вещество остава непроменен.
атоме най-малката неделима частица материя. Той е електрически неутрален (положителният заряд на атомното ядро се компенсира от отрицателния заряд на електроните, въртящи се около ядрото). Вижте атомната структура.
Определен вид атом, характеризиращ се с еднакъв заряд на ядрото си, се нарича химичен елемент.
Химичните елементи се означават с химични знаци, които са началните букви от латинското име на елемента: O (Oxygenium - кислород), H (Hydrogenium - водород) и др.
Всички известни химични елементи този моментнаука, са обобщени в периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев, в която поредният номер на елемента е равен на заряда на ядрото на неговия атом (броя на протоните, съдържащи се в ядрото).
Най-често срещаният химичен елемент на Земята е кислородът, следван от силиций, алуминий, желязо, калций, натрий, калий, магнезий, въглерод. Делът на всички други химични елементи е по-малко от 1% от масата на земната кора. Най-разпространените елементи във Вселената са водород и хелий.
Както бе споменато по-горе, съединенията на различни елементи образуват молекули, които от своя страна могат да образуват прости или сложни вещества.
Прости веществасе състоят от атоми само на един химичен елемент (O 2, H 2, N 2).
Простите вещества от своя страна се делят на метали (86 елемента) и неметали. Металите имат свободни електрони, което определя тяхната добра електрическа и топлопроводимост, характерен метален блясък.
Сложни веществасе състоят от атоми на няколко химични елемента (H 2 O, H 2 SO 4, HCl).
Някои химични елементи могат да съществуват под формата на няколко прости вещества (например O 2 - кислород, O 3 - озон и др.), Това са т.нар. алотропни модификации. В този случай алотропията може да бъде причинена не само от различен брой атоми на даден елемент, но и от структурата на кристалната решетка на веществото (алотропни модификации на въглерода - диамант, графит, карбин).