Атомно-молекулярное учение. Основные законы: закон сохранения массы, постоянства состава, эквивалентов.

Атомно-молекулярное учение. Основные законы: закон сохранения массы, постоянства состава, эквивалентов.

Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в реакцию = массе веществ образующихся в результате реакции. 1878 год Ломоносов. Создал атомно-молекулярное учение Ломоносов. Все вещества состоят из мельчайших частиц. Выделил 2 вида: 1)более мелкие – атомы 2)более крупные – молекулы. Всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных частиц. При всех условиях частицы вещества находятся в движении, чем выше t, тем интенсивнее движение частиц. В состав данного частица вещества, обладающая его химическими свойствами – молекула.

Закон постоянства состава: соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способов получения этого соединения.

Закон эквивалентов: все вещества взаимодействуют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентов. Эквивалентом элемента называют такое количество вещества, которое соединяется с 1 молем атома водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях.

Строение атома. Электрон и его характеристики (гл.квантовое число, орбитальное, магнитное).

В 1911 году Резерфорд предложил планетарную модель атома, где атом состоит из положительно заряженного ядра, а вокруг вращаются отрицательно заряженные электроны. e вращаются с определенной энергией, которая меняется дискретно (скачками). Допустимые уровни энергии e определяются значением целого числа n (квантовым числом).Главное квантовое число n определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия электронов зависит от расстояния электронов до ядра. Чем ближе к ядру, тем меньше его энергия.

Электрон находится на наиболее удаленном от ядра уровне, обладает максимальной энергией, поэтому при переходе электрона с более удаленного на более близкий уровень выделяются порции энергии (кванты).

l – орбитальное квантовое число.

Согласно квантово механическим расчетам электронные облака отличаются не только размерами, но и формой, различная форма электронных облаков обуславливает изменение энергии электронов в предыдущем одного энергетического уровня, если n=1, то l=0. Таким значением l характер электронного облака, имеющие шаровуюсиметрию. Такие электроны называются s – электронами.

n=2, l=0,1

если l=1, то электроны называются p – электроны

Li 1s22s12p0

n=3, l=0,1,2, электроны называются d - электронами

Электроны, обладающие l=2, называются d – электронами.

Магнитное квантовое число ml – характеризует пространственную ориентацию электронных облаков.

ms – спиновое квантовое число.

Электрон, двигаясь в поле ядра атома, обладает собственным магнитным моментом, т.к. сам электрон вращается вокруг собственной оси.

Спиновое число может принимать значению +1/2 и -1/2.

+ и – связана с направлением его вращения, т.к. спин – это величина векторная, то принято электроны всегда обозначать стрелками.

Размещение электронов в атомах. Принцип Паули, правило Хунда.

Если атом находится не возбужденном состоянии, то его электроны занимают самые низкие по энергиям орбитали.

Принцип Паули (шведский химик). Он вывел в 1925 г принцип запрета – в атоме не может быть 2х электронов, у которых были бы одинаковыми все 4 квантовых числа. Согласно этому принципу на одной орбитали могут находиться только 2 электрона, имеющие 3 одинаковых квантовых числа, но различные спины.

Правило Хунда (Х~В). При заполнении электроном энергетических уровней существует следующая закономерность: на данном уровне электроны стремятся занять энергетический уровень таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

С 1s22s22p2

4) Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. (s-, р- и d-элементы; периоды и группы; электронное строение атомов).

Исследуя изменения химсв-в элементов в зависимости от величины их относительной массы. Менделеев 1869 г. открыл закон периодичности этих веществ.свойства элементов и потому и свойства образуемых ими простых или сложных тел стоят в периодической зависимости от атомных весов элементов. Физическая основа периодического закона была установлена в 1922 г. Нельеом Бором, в результате он представил классификацию элементов находящихся в таблице с точки зрения числа электронов в нейтральном атоме, которая равна заряду ядра атома. При образовании хим связи, электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным, поэтому со временем формулировка периодического закона гласит след образом, свойства элементов находящихся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов. Это обстоятельство отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов.

Период – это горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа, таких периодов 7, второй и последний период начинается щелочным элементом и заканчивается инертным газом. По вертикали периодическая система подразделяется на 8 групп, причем каждая группа делится на главную подгруппу (s и p элементы) и побочную подгруппу (d – элементы). элементы главной подгруппы содержать на внешнем уровне одинаковое число электронов, которое равно номеру группы.

Na (11) 1s22s22p63s13p03d0

Сходство элементов внутри каждой группы наиболее важная закономерность в периодической системе. Все периоды начинаются с щелочных металлов и все периоды заканчиваются инертными газом, путь которых заполнен внешними электронами.

Основные свойства атомов (энергия ионизации, электроотрицательность, сродство к электрону, валентность, степень окисления)

Все атомы находящиеся в периодической системе было принято характеризовать определенным числом свойств: размер атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления. Все перечисленные свойства связаны с электрической конфигурацией атома. Атомы не имеют строго определенных границ, что обусловлено волновой природой электронов, в расчетах пользуются так называемыми эффективными и кажущимися радиусами. Эти радиусы шарообразных атомов сближенных между собой при образовании кристаллов. Чем больше атомный радиус, тем слабее удерживаются внешние электроны и наоборот. В периоде атомный радиус увеличивается слева направо, а в группе сверху вниз. Энергия ионизации обозначается как (J) – это энергия необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома, измеряется в электровольтах. Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны, при этом образуя соответствующий анион. Выделившая при этом процессе энергия называется сродством к электрону (Е) – измеряется так же в электровольтах и наибольшее …… в конце периода.

Электроотрицательность. Определение электроотрицательности (Х) дал в 1932 г знаменитый ученый Полинг – это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. Для количественной характеристики предложено считать меры электроотрицательности энергию, равную арифметической сумме энергии ионизации атома и энергии сродства к электрону (Х= J+Е).самое большое значение имеет фтор (21,4 эл. вольта), а электроотрицательность литий (1 эВ) и сравнивают электроотрицательностью значения других элементов.

Применение ММО к двухатомным гомоядерным молекулам. Энергетические диаграммы В2, С2, О2.

Должны выполняться условия: АО должны иметь близкие энергии, перекрываться в значительной степени, иметь одинаовую симметрию относительно линий связи, число АО =числу МО.

Применение ММО к двухатомным гетероядерным молекулам.Примеры.

В случае гетероядерных молекул связывающей молекулярные орбитали, значительный вклад вносят атомы с большей электроотрицательностью. В этом случае связывающие орбитали по энергии ближе к орбиталям более электроотрицательного атома. В отличии от гомоядерных, гетероядерные молекулы образованы атомами с неодинаковыми зарядами атомов.

Метод валентных связей (МВС). Основные положения теории МВС. Понятия гибридизации орбиталей (sp, sp2, sp3). Неподеленые электронные пары (искажение правильных геометрических фигур). Примеры NH3 и H2O.

МВС иначе называют теорией локализованных электронных пар. Поскольку в основе метода лежит предположение о том, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые находятся между этими атомами.В этом методе химическая связь всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Также как и в методе молекулярныхорбиталей, в образовании химической связи принимают участие валентные электроны.

В соответствии с принципом Паули электроны должны иметь противоположно направленные спины. И в этом методе все электроны спарены, и поэтому молекулы все диамагнетики.

Этот метод имеет ряд важных преимуществ: предсказывает валентные возможности атомов и геометрию образующейся молекулы. Последнее обстоятельство связано с так называемой гибридизацией атомных орбиталей (АО).

Гибридизация была введена для объяснения того факта, что двухэлектронныедвухцентровые химические связи, образованные за счет АО в разных энергетических состояниях, имеют одинаковую энергию.

Согласно представлению о гибридизации, химические связи образуются смешанными – гибридными орбиталями (ГО), которые представляют собой линейную комбинацию АО данного атома. Эти смешанные ГО обладают одинаковыми энергией и формой, определенной ориентацией в пространстве (симметрией).

s-орбиталь + p-орбиталь и две sp-ГО

S+p+p

sp2

По теории валентных связей один атом образует несколько связей, а его валентные электроны принадлежат разныморбиталям.

Для объяснения геометрии молекул в МВС необходимо привлекать теорию гибридизации атомных орбиталей. Основные положения теории следующие:

1. Введение гибридных орбиталей служит для описания направленных локализованных связей. Гибридные орбитали обеспечивают максимальное перекрывание АО в направлении локализованных σ-связей.

2. Число гибридных орбиталей равно числу АО, участвующих в гибридизации.

3. Гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или пусты.

4. В гибридизации участвуют АО, имеющие общие признаки симметрии.

Правильные геометрические фигуры образуются, когда все периферические атомы в многоэлектронной молекуле (или ионе) одинаковы и их число совпадает с числом гибридных орбиталей. Если число гибридных орбиталей больше числа связанных атомов, то часть гибридных орбиталей заселена электронными парами, не участвующими в образовании связи.

В качестве примера рассмотрим молекулы NH3 и H2O. У азота, поимо трех связывающих пар электронов, образующих связь с тремя атомами водорода, остается одна несвязывающая пара. Она занимает гибриднуюорбиталь искажает угол связи и изменяет его значение.

Закон Гесса. Примеры.

Химические реакции с указанием тепловых эффектов реакции называются термохимическими. Для расчетов тепловых эффектов был предложензакон Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит только от начального и конечного состояния системы.

Закон Гесса: тепловой эффект реакции равна сумме теплот образования конечных продуктов за вычетом суммы теплот образования исходных продуктов.

∆Hхим.р.=∑∆Hкон.пр.-∑∆Hисх.пр.

∆H<0 => процесс экзотермический, т.е. происходит выделение тепла.

∆H>0 => процесс эндотермический, т.е. происходит поглощение тепла.

Дано:

a)C6H1206(k)=2C2H5OH(ж)+2CO2(г)

b)C6H12O6(k)+6O2=6CO2+6H2O(ж)

Найти:

1)Вычислите H0 для протекания реакции?

2)Какая из этих реакций поставляет организму больше энергии?

Решение:

1)a)∆Hхим..=∑2*∆H(С2Р5OH) +2*∆H(CO2)-.∑∆H(C6H12O6)=435.88-787-

-15.64=- 366.76 кДж/моль

b) ∆Hхим. =∑ 6*∆H(CO2)+ 6*∆H(H2O) -∑6*∆H(O2)-∆H(C6H12O6)=-2361-1715.1-0+15.64=-4060.46 кДж/моль

в обоих случаях ∆Н<0 =>процесс экзотермический, выделение теплоты

2)чем ниже энтальпия (∆Hхим), тем больше выделяется теплоты=> в реакции b выделение теплоты больше чем в a.

17) Стандартная теплота образования, сгорания.

При расчетах тепловых эффектов, особенно важны два вида тепловых эффектов:1) теплота образования 2) теплота сгорания.

Стандартная теплота образования – тепловой эффект образования 1 моля химического соединения из соответствующих ему простых веществ при стандартной t0 =298 К, и давления в 1 атм.

Теплоты образования простых веществ условно принимаются =0. На основе стандартных теплот образования можно рассчитывать тепловые эффекты многих реакций, не прибегая к эксперименту.

Теплота сгорания вещества называется тепловой эффект реакции окисления 1 ого моля вещества до CO2 – газообразного и H2O жидкое для органических веществ и до оксидов и воды для неорганических веществ

Атомно-молекулярное учение. Основные законы: закон сохранения массы, постоянства состава, эквивалентов.

Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в реакцию = массе веществ образующихся в результате реакции. 1878 год Ломоносов. Создал атомно-молекулярное учение Ломоносов. Все вещества состоят из мельчайших частиц. Выделил 2 вида: 1)более мелкие – атомы 2)более крупные – молекулы. Всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных частиц. При всех условиях частицы вещества находятся в движении, чем выше t, тем интенсивнее движение частиц. В состав данного частица вещества, обладающая его химическими свойствами – молекула.

Закон постоянства состава: соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способов получения этого соединения.

Закон эквивалентов: все вещества взаимодействуют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентов. Эквивалентом элемента называют такое количество вещества, которое соединяется с 1 молем атома водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях.

Валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях.