Файл: 1 Вопрос. Основные химические понятия атом, молекула, химический элемент, относительные атомные и молекулярные массы.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 30.10.2023
Просмотров: 274
Скачиваний: 1
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
1 Вопрос. Основные химические понятия: атом, молекула, химический элемент, относительные атомные и молекулярные массы.
Атом – понятие (atomos – неделимый) было предложено в Др. Греции Демокритом и Левкипом.
Молекула – мельчайшая частица вещ-ва, сохраняющая его свойства.
Химический элемент – определенный вид атомов с определенным зарядом атома.
Простое вещ-во – вещество, состоящее из атомов одного вида. Обладает свойством совокупности атомов.
Сложное вещество – из атомов разного вида.
Атомная масса – массы атомов имеют очень малое значение, поэтому для определения атомных масс удобно пользоваться специальными единицами. Первый такую единицу предложил в 1808г. Джон Дальтон. Назыв.: водородная единица (сравнивалась с массой Н).
Позднее шведский ученый Берцелиус предложил кислородную единицу. Она просуществовала до 1961 г. Затем в химии и физике за основу была принята 1/12 массы углерода (С) – атомная единица массы (а. е. м.).
A (Fe)=56 а.е.м.; Ar (Fe)=56/
Моль = количеству вещества системы содержащей столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода (С).
Массу моля вещества принято называть молярной массой ( в г/моль).
Число частиц в 1 моле вещества составляет 6, 023*1023 (число Авогадро).
Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 00С = 273,15 К.
2 Закон сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава.
Закон 1.: Закон сохранения массы. Масса веществ, вступивших в реакцию равна массе конечного продукта в изолированной системе.
Закон 2.: Закон постоянства состава. Вещество независимо от условий получения и места, где оно получено, имеет одни и тот же качественный и количественный состав. Такие вещества называются дальтонидами. А те, которые не подчиняются – бертоллидами.
Закон 3.: Закон кратных отношений. Если элементы образуют друг с другом несколько химических соединений, то их количество в этих соединениях относятся как простые целые числа.
3 Закон Авогадро и следствия из него. (не знаю, нужно ли здесь правило Дюлонга и Пти, просто у нее в лекции все идет одно из другого)
Закон Авогадро: в равных объемах газа при одинаковых условиях содержится равное количество молекул.
Следствие: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.
Нормальные условия: атм. давл. = 101,3кПа, t = 00С = 273,15 К.
Закон Авогадро позволяет ввести величину относительной плотности одного газа от другого. Эта величина часто используется при решении различных химических задач и она равна отношению масс двух газов, взятых в равных объемах при одинаковых количествах.
D=m1/m2=M1/M2
D=(H2)=Mx/2 г/моль
Газообразное стояние характеризуется значительными расстояниями по сравнения с размерами частиц газа. Взаимодействие частиц в газовой фазе осуществляется при их столкновении. Вероятность столкновений растет при уменьшении объема и увеличении давления и температуры, поэтому эти 3 величины имеют наиболее важное значение для описания газового состояния.
По закону Бойля-Мариотта; Давление (Р) * Объем (V) = const.
По О Шарль: V=(V0/273,15)*T.
По Гейлюсаку: Р=(Р0/273,15)*T
Все эти 3 величины могут быть объединены:
PV/T=P0V0/T0
Более общий характер носит уравнение Менделеева – Клапейрона:
PV=(m/M)RT
PV=υRT
R – универсальная постоянная = 8,3 Дж/моль К.
4 Химический эквивалент. Закон эквивалентов.
4.: Закон эквивалентности. Вещества, реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентным массам.
Эквивалентность вещества – это такое его количество, которое в химических вещества взаимодействует с одной весовой частью Н или с 8-мью весовыми частями О.
Эквивалентность – это количество вещества, которое приходится на 1 единицу валентности.
Молярная масса эквивалентна для кислоты:
Мэ(Н2SО4)= М(Н2SО4)/2; Мэ(СН3СООН)= М(СН3СООН)/1;
Н2SО4+КОН => КНО4+Н2О; Н2SО4+КОН => К2SО4+2Н2О
Молярная масса эквивалента основания равна молярной массе основания деленного на число ОН, (Мэ= М(Fe(OH)2)/2.
Молярная масса экв. соли = ее молярной массе, деленной на число атомов металла и на заряд этого атома. (Мэ(Na2SО4)= М(Na2SО4)/2*1).
5.Развитие представлений о стр.атома.Модель атома по резерфорду. Теория стр. атома по Бору.
До 19 в атом считался неделимым. Далее появлялись элементарные док-ва-схемы стр. атомов: 1.открытие электрона,
2.открытие реагентов х-лучей.
3.Беккерель доказал,что х-лучи связаны со свечением естеств. Радиоакт.
4.Косв док-во-открытие ПЗ
Модель Резерфорда. 1911-Ядерная (планетарная)
В центре атома-полож.заряженное ядро,малое по объему,сосредоточившее в себе практич.всю массу атома.
Вокруг ядра по круговым орбиталям вращаются электроны.
Полож.заряд ядра уравновешивается суммарным отриц.зарядом электронов=>атом нейтрален.
Центробежные силы,возникающие при вращении электронов уравновешиваются электростатич напряжением их к ядру.
Недостатки:не объясняла устойчивости состава, харак-к атомных спектров.
Теория Бора. 1913 г. В центре ядро.Вокруг электроны.. Бор взял за основу идею момодели Резерфорда, приложил к ней квантовую идею света (свет спускается порциями. Екванта=h*n,h=6*10^-34) и попытался объяснить особенный харак-р атомных спектров.
Постулаты Бора:
1.Электрон в атоме может находиться только на строго опред-х стационарных орбиталях.
2.Двигаясь по стац.орбиталям, электрон не поглащает и не излучает Е.
3.Излучение или поглащение Е происходит при переходе с одной стац.орбитали на др. При этом изл. Или погл. Квант ЭМ Е.
На основе своей теории Бор рассчитал спектр атома водорода, кот. Был эксперементально подтверждён.
Недостатки теории Бора:
1.Противоречие с классич.физикой
2.Внутр.противоречие (1 постулат противоречит 3: где находится электрон при переходе с одной орбитали на др.?)
6 Квантовые числа как параметры, определяющие состояние электрона в атоме.
1. n-главное квантовое число. Характеризует Е электрона на уровне. (размеры эл.облака)
1,2,3,4,… (KLMN…)
Чем больше n,тем больше Е и размеры облака.
Значение n=номер уровня=номер п-да.
2.1-побочное квантовое число. Харак-т Е электрона на подуровне, форму эл.облака.
(0123….) s p d f… Зависимо от n: l max= n-1
Значение l-номер подуровня.
| n | 1 | 2 | 3 | 4 |
| l | 0 | 0,1 | 10,1,2 | 0,1,2,3 |
| | s | S,p | S,p,d | S,p,d,f |
n+l=Eобщ.электр.в атоме
3.m-магнитное квантовое число. Характ-т ориентацию эл.облака в атоме.
Зависит от l: кол-во значений m=2l+1.
| 1 | 0 | 1 | 2 | 3 |
| m | 0 | -1.0,+1 | -2,-1,0,+1,+2 | -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 |
| | 1зн. | 3зн. | 5зн | 7зн. |
Сост.электрона ,характеризующееся опред.значениями n,,l, m (размер,форма,ориентация) называются атомной электронной орбиталью
4.s-спиновое квантовое число. Характеризует движение электрона вокруг собственной оси (не вокруг ядра!)
s-2 p-8 d-18 f -32.
7 Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского
Запрет Паули
В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковые значения всех четырёх квантовых чисел.
Таким образом, запрет Паули определяет электронную ёмкость орбиталей, подуровней и уровней.
Электронная ёмкость уровней рассчитывается по формуле:
N = 2n2,
где N – число электронов на данном уровне,
n – главное квантовое число.
Принцип Хунда
На данном энергетическом подуровне электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным.
| 7N | | 1S2 2S2 2p3 |
| |  | ΣS = ± 1/2 · 3 = 1,5 |
Первое правило Клечковского
Электронами в первую очередь заполняются орбитали с меньшим значением суммы главного и орбитального чисел, а затем уже орбитали с большим значением суммы этих двух чисел.
| | Σ1(n + l) | < Σ2(n + l) |
| | |  |
| | 1S | 2S | 2p | 3S | 3p | 3d | 4S | 4p |
| Σ(n+l) | 1 | 2 | 3 | 3 | 4 | 5 | 4 | 5 |
Согласно первому закону Клечковского, в первую очередь заполняются электронами nS-орбитали, а затем (n-1)d, которые имеют больший запас потенциальной энергии.
Например, сначала заполняются электронами орбитали 4S, а затем орбитали 3d.
| 18Ar…3S23p63d0 |
| 19K…3S23p63d04S1 |
| 20Ca…3S23p63d04S2 |
| 21Sc…3d14S2 |
Второе правило Клечковского
Если две орбитали имеют одинаковое значение суммы главного и орбитального чисел, то в первую очередь электронами заполняется та орбиталь, у которой главное квантовое число имеет меньшее значение.
Σ1(n + l ) = Σ2(n + l )
| 1S | 2S | 2p | 3S |
| 1 | 2 | 3 | 3 |
Из двух орбиталей с одинаковым значением сумма n и l (2p и 3S) в первую очередь принимает электроны орбиталь 2p.
8 Свойства изолированных атомов: атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
Радиус атома. r yv? 10^-7см, От ядра до внешн.ур.элемента.
Энергия ионизации , I , эВ.– энергия, необходимая для отрыва электрона от атома.
Чем ниже эта энергия, тем более активным металлом является данный элемент.
Электрон самопроизвольно отрывается от атома в том случае, если Еj
40 эВ/ат.Сродство к электрону – энергия, необходимая для отрыва принятого электрона.
Чем выше сродство к электрону, тем более сильным окислителем, т.е. неметаллом, является данный элемент.
Существует суммарная характеристика сродства к электрону и энергии ионизации. Это так называемая, относительная электроотрицательность элементов.
Относительная электроотрицательность показывает способность атомов притягивать к себе электроны при связывании с другими атомами.
Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют ряд электроотрицательности элементов, предложенный американским химиком Л. Полингом.
| Элементы | Z | R,нм | EI, В/ат | F, В/ат | Электроотрицательность (ЭО) |
| Li | 3 | 0.55 | 5.39 | | 1,0 |
| F | 9 | 0.064 | 17.4 | 3.61 | 4.0 |
| Na | 11 | 0.189 | 5.14 | | 0.9 |
| Cl | 17 | 0.099 | 12.07 | 3.45 | 3.0 |
| Be | 4 | 0.113 | 9.32 | | 1.5 |
| Mg | 12 | 0.160 | 7.65 | | 1.2 |
Электроотрицательность измеряется в относительных величинах. Наиболее электроотрицательным из всех элементов является фтор (F) – его электроотрицательность в шкале Полинга принята равной 4,0. Остальные элементы по сравнению с фтором имеют меньшую электроотрицательность.
9 Открытие Периодического закона Д.И. Менделеевым. Принцип построения Периодической системы химических элементов. Структура. Изменение свойств элементов в периодической системе.
Периодический закон химических элементов был сформулирован Д.И.Менделеевым в 1869 году.
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
Современная формулировка Периодического закона:
Строение и свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.
Периодическая система – математическая интерпретация Периодического закона. Периодическая таблица – графическое изображение Периодической системы.
Периодическая таблица Менделеева
Таблица состоит из 7 периодов. Первые три периода малые, последние четыре периода большие.
Физический смысл номера периода заключается в том, что номер периода соответствует главному квантовому числу.
Формирование малых периодов
Ёмкость первого энергетического уровня равна двум электронам (N=2), следовательно, первый период состоит из двух элементов:
 | S-элементами называют элементы, у которых заполняются электронами S-подуровни. |
Ёмкость второго энергетического уровня N = 8. Длина второго периода составляет 8 элементов.
В силу первого правила Клечковского длина и строение третьего периода в точности повторяют второй: два S - элемента, шесть P - элементов.
Каждый период начинается с двух S – элементов, которые, за исключением водорода и гелия, являются самыми активными металлами.
Каждый период заканчивается активными неметаллами, за исключением благородных газов - химически инертых веществ.
Признаком металличности элементов является их способность терять свои валентные электроны.
| Ме0 - е | | Ме+ | реакция окисления | ||
| восстановитель | | | |||
Мера металличности элементов является мерой их восстановительной способности.
Металличность элементов имеет количественную характеристику - энергию ионизации
ЕI, эВ/ат.
Формирование больших периодов
Четвёртый период – первый большой период (18 элементов)
Пятый период. Длина и строение пятого периода в точности повторяет длину и строение четвёртого периода.
Шестой период.
| 55Cs | 6S1 |
| 56Ba | 6S2 |
| 57La | 5d16S2 |
Лантан принимает первый электрон на подуровень 5d, затем, в соответствии со вторым законом Клечковского, заполнение электронами подуровня 5d приостанавливается, и начинает заполнятся электронами подуровень 4f.
| 58Сe | 4S1 5S2 5p6 5d1 6S2 | |
| 71Lu | 4f14 5S2 5p6 5d1 6S2 | |
| 72Hf | 5d2 6S2 | После заполния электронами подуровня 4f продолжается заполние подуровня 5d, снова появляются d-элементы. |
| 80Hg | 5d10 6S2 |
Заканчивается период шестью p-элементами. Таким образом, 6-й период имеет следующее строение:
S – элементы – 2
d – элементы – 1
f – элементы – 14
d – элементы – 9
p – элементы – 6 / Всего 32 элемента.
Седьмой период в точности повторяет длину и строение шестого периода. Все трансурановые элементы, начиная с 93Np, являются искусственными.
В больших периодах характер изменения свойств элементов тот же, что и в малых, только замедленный.
Все S – элементы, кроме Н и Не, - самые активные металлы. Все d и f – элементы тоже металлы. р – элементы частично металлы, частично неметаллы.
Группы таблицы Менделеева