Следствие из закона простых кратных соотношений

Относительная атомная (молекулярная) масса (А _R, M_R ) – безразмерное число, показывающее, во сколько раз масса данного атома (молекулы) больше, чем ¹/₁₂ массы атома изотопа углерода ¹²С; измеряется в атомных единицах массы а.е.м.

Следствия из закона Авогадро

1) При одинаковых (внешних) условиях (T, P) одно и тоже число молекул различных газов будет занимать одинаковый объем (формулировка, обратная закону).

2) Массы двух газов, взятых в равных объемах и при одних и тех же условиях, должны относиться друг к другу как их молярные массы:

Отношение масс газов – это относительная плотность одного газа по другому (для V₁=V₂ и одинаковых P, T):

     

3) При нормальных условиях (0⁰С, 101,325 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Моль (ν) – количество вещества, содержащее столько же частиц вещества (молекул, атомов, ионов или любых других формульных единиц), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Число Авогадро( N_A ) – 6,02·10²³ частиц.

Молярная масса( M )   – масса одного моля вещества; измеряется в г/моль.

Молярный объем ( V_M ) – объем одного моля газа; измеряется в л/моль.

Полезные формулы

Связь между массой вещества m, количеством вещества ν и его молярной массой M:

,    или

Связь между объемом вещества V, количеством вещества ν и его молярным объемом V_M:

,         или

Закон химических эквивалентов

Химический эквивалент вещества (Э) – это количество вещества, способное прореагировать (или выделить в результате химической реакции) с 1 моль атомов водорода.

Закон химических эквивалентов – все вещества взаимодействуют друг с другом и   образуются в результате реакций в эквивалентных количествах.

Эквиваленты некоторых классов веществ.

Эквивалент простого вещества А_х:

Эквивалент оксида А_mО_n:

Эквивалент гидроксида М(ОН)_х:

Эквивалент кислоты Н_хА:

Эквивалент соли (K⁺ⁿ)_m(A^-m)_n: , где m – количество катионов K⁺ⁿ, входящих в состав соли, а n – заряд катиона.

NB! Эквивалент вещества зависит от реакции с участием этого вещества!

    С + О₂ = СО₂         Э(С)= ¹/₄

    2С + О₂ = 2СО Э(С)= ¹/₂

    2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O         Э(H₂SO₄)=¹/₂

    NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O           Э(H₂SO₄)=1

Эквивалентная масса( M_Э )   – масса одного эквивалента вещества; измеряется в г/экв.

Количество эквивалентов n_Э:

Связь между Э, M_Э, M, n_Э, ν.

, или

 

Строение вещества

Модели строения атома

1. Планетарная модель Резерфорда

¨ в центре атома находится положительно заряженное атомное ядро, занимающее ничтожно малую часть атомного пространства

¨ весь положительный заряд и основная масса атома сосредоточены в ядре

¨ вокруг атомного ядра по орбитам вращаютсяэлектроны; число электронов равно положительному заряду ядра.

Атомное ядро – частица, состоящая из положительно заряженных протонов (p) и нейтральных элементарных частиц нейтронов (n); заряд ядра равен числу протонов.

Электрон – элементарная частица, обладающая отрицательным зарядом и бесконечно малой массой.

2. Планетарная модель Бора-Зоммерфельда

¨ электрон может вращаться вокруг ядра только по строго определенным (стационарным) орбитам (орбиталям); набор таких орбиталей дискретен

¨ орбиты могут быть как сферические, так и эллипсоидные

¨ при движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии

¨ при переходе на более высоколежащую (более низколежащую) орбиталь электрон поглощает (излучает) энергию, равную энергии кванта света hν.

 

Электронное строение атома

Электрон как трехмерная волна описывается четырьмя квантовыми числами:

• n – главное квантовое число, принимает любые значения натурального ряда чисел: 1, 2, 3, …, +∞; определяет

1) номер энергетического уровня (в теории Бора – номер орбиты);

2) интервал энергий электронов, находящихся на этом уровне; чем больше n, тем больше запас энергии электрона в атоме

3) размеры атомных орбиталей (в теории Бора – радиусы орбит);

4) расстояние электрона от ядра;

5) число подуровней данного энергетического уровня;

6) в Периодической системе значению n соответствует номер периода;

• l – орбитальное квантовое число, определяет момент количества движения электрона (импульс), точное значение его энергии и способы нахождения электрона в поле ядра, т.е. форму орбитали, на которой находится электрон; принимает любые целочисленные значения от 0 до n -1.
• m_l – магнитное квантовое число; определяет способы ориентации орбитали в пространстве; принимает любые целочисленные значения от - l, - l +1, …, -1, 0, +1, …, l -1, l. Всего 2 l +1 значение; m_l не влияет на энергию электрона в атоме.
• s – спиновое квантовое число, собственная характеристика электрона как микрочастицы; принимает значения ±½.

Атомная орбиталь (АО) описывается двумя квантовыми числами – n и l, которые полностью определяют ее энергию.

Набор АО с одинаковым значением n называется энергетический уровень (слой).

Набор АО с одинаковыми значениями n и l называется энергетический подуровень.

Значение l	Название и форма АО		Значение ml и ориентация АО
0	s -орбиталь		0
1	p -орбиталь		-1, 0, +1 (px, py, pz)
2	d -орбиталь		-2, -1, 0, +1, +2 (dxy, dyz, dxy, , )
3	f -орбиталь		-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

Ø Принцип минимальной энергии   
в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальна

Ø Принцип (запрет) Паули
в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел

Ø Правило Хунда
в пределах одного электронного подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален; наиболее энергетически выгодными являются наполовину и полностью заполненные подуровни

Ø Правило Клечковского 
последовательность заполнения АО определяется минимальным значением n+ l; если для двух орбиталей эта сумма одинакова, то меньшую энергию будет иметь орбиталь с меньшим значением n

 

Химическая связь

ü Механизмы образования химической связи

1.  Ковалентная неполярная (образование обобществленной электронной пары за счет двух неспаренных электронов атомов одного и того же элемента или элементов с близкими значениями электроотрицательности H₂ (H-:-H), O₂ (O-::-O))

2. Ковалентная полярная (образование обобществленной электронной пары за счет двух неспаренных электронов атомов различных элементов, общая электронная пара сдвинута к более электроотрицательному элементу H–:-Cl, Ba–::-O)

3. Ионная (предельный случай ковалентной полярной связи – общая электронная пара практически полностью сдвинута к более электроотрицательному элементу: Na—:Cl, Li—:F); реализуется только в твердых (кристаллеских) веществах

4. Донорно-акцепторная (образование обобществленной электронной пары за счет неподеленной электронной пары одного атома—донора, и вакантной электронной орбитали второго атома—акцептора NH₄⁺ (NH₃:®H⁺))

 

Электроотрицательность – относительная характеристика способности атомов притягивать общую электронную пару.

Ион – заряженная частица, образованная путем присоединения или отщепления одного или нескольких электронов от нейтрального атома; катион – положительно заряженный ион, анион – отрицательно заряженный ион.

Донор – атом или молекула, обладающие одной или несколькими валентными неподеленными электронными парами, способными к участию в химической связи.

Акцептор – атом или молекула, обладающие одной или несколькими вакантными валентными орбиталями, способными к участию в химической связи.

 

ü Типы химической связи

1. σ-связь – общая электронная плотность лежит на линии, связывающей центры двух атомов. σ -связь, может быть образована электронами любой симметрии (s, p, d, f, …), т.е. начиная с m = 0. Максимальное количество σ -связей между двумя атомами – 1.

1. π-связь – общая электронная плотность над и под линией, связывающей центры двух атомов. Не может быть образована s -электронами. Это взаимодействие электронов c m = 1. Максимальное количество π -связей между двумя атомами – 2.

1. δ-связь – общая электронная плотность разбита на четыре области пространства. Не может быть образована s - и p -электронами. Эта связь образуется электронами с m = 2. Максимальное количество таких связей – 1. Реализуется только в кластерах переходных металлов.

Прочность связи в ряду σ-π-δ уменьшается, а значит в первую очередь между элементами образуется σ -связь, потом π -связь, и в заключении δ -связь.

 

Ø Кратность химической связи

1. Одинарная связь А-В – это всегда σ -связь.

2. Двойная связь А=В – это всегда 1 σ + 1 π -связи.

3. Тройная связь А≡В – это всегда 1 σ + 2 π -связи.

4. Четверная связь А ≡ В – это всегда 1 σ + 2 π + 1 δ -связи.

Прочность связи с увеличением ее кратности возрастает, а длина связи уменьшается при прочих равных условиях.