Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C - основного изотопа природного углерода.
1 а.е.м = 1/12 m (12C) = 1,66057 10-24 г
Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.
Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.
(Mg) = 24,312 1,66057 10-24 = 4,037 10-23 г
Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.
Mг = mг / (1/12 mа(12C))
mr - масса молекулы данного вещества;
mа(12C) - масса атома углерода 12C.
Mг = Σ Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.
Mг(B2O3) = 2 Ar(B) + 3 Ar(O) = 2 11 + 3 16 = 70
Mг(KAl(SO4)2) = 1 Ar(K) + 1 Ar(Al) + 1 2 Ar(S) + 2 4 Ar(O) =
1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = 258
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.
Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается ν, измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода. Число Авогадро диКваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль-1).
Сколько молекул содержится в 6,4 г серы? Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:
ν(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль
Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA
N(s) = ν(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023
Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).
Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.
Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.
M = NA m(1 молекула) = NA Mг 1 а.е.м. = (NA 1 а.е.м.) Mг = Mг
Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2 → 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.
Стехиометрия. Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава веществ молекулярной структуры. Закон Авогадро и следствия из него.
Стехиометрия (от др.-греч. στοιχειον «элемент» + μετρειν «измерять») - раздел химии о соотношениях реагентов в химических реакциях .
Позволяет теоретически вычислять необходимые объёмы реагентов .
Закон постоянства состава был открыт французским учёным Луи Жанном Прусто в 1799 году и формулируется:
Всякое чистое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от места нахождения его в природе и способа получения в промышленности.
Например: Н 2 О а) качественный состав – элементы Н и О
б) количественный состав – два атома водорода Н, один атом кислорода О.
Воду можно получить:
1. 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О - реакция соединения.
2. Cu(OH) 2 t°C Н 2 О + CuO – реакция разложения.
3. НCl + NaOH = Н 2 О + NaCl – реакция нейтрализации.
Значение закона постоянства состава:
· На основании закона были разграничены понятия «химическое соединение» и «смесь веществ»
· На основании закона можно производить различные практические расчеты.
Закон сохранения массы вещества был открыт М.В. Ломоносовым в 1748 году и формулируется.
Основные законы химии
Раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ и количественные соотношения (массовые, объемные) между реагирующими веществами, называется стехиометрией . В соответствии с этим, расчеты количественных соотношений между элементами в соединениях или между веществами в химических реакциях называются стехиометрическими расчетами . В основе их лежат законы сохранения массы, постоянства состава, кратных отношений, а также газовые законы – объемных отношений и Авогадро. Перечисленные законы принято считать основными законами стехиометрии.
Закон сохранения массы - закон физики, согласно которому масса физической системы сохраняется при всех природных и искусственных процессах. В исторической, метафизической форме, согласно которой вещество несотворимо и неуничтожимо, закон известен с древнейших времен. Позднее появилась количественная формулировка, согласно которой мерой количества вещества является вес (позднее - масса). Закон сохранения массы исторически понимался как одна из формулировок закона сохранения материи . Одним из первых его сформулировал древнегреческий философ Эмпедокл (V век до н. э.): ничто не может произойти из ничего, и никак не может то, что есть, уничтожиться. Позже аналогичный тезис высказывали Демокрит, Аристотель и Эпикур (в пересказе Лукреция Кара). С появлением понятия массы как меры количества вещества , пропорциональной весу, формулировка закона сохранения материи была уточнена: масса есть инвариант (сохраняется), то есть при всех процессах общая масса не уменьшается и не увеличивается (вес, как предполагал уже Ньютон, инвариантом не является, поскольку форма Земли далека от идеальной сферы). Вплоть до создания физики микромира, закон сохранения массы считался истинным и очевидным. И. Кант объявил этот закон постулатом естествознания (1786). Лавуазье в «Начальном учебнике химии» (1789), приводит точную количественную формулировку закона сохранения массы вещества, однако не объявляет его каким-то новым и важным законом, а просто упоминает мимоходом как о хорошо известном и давно установленном факте. Для химических реакций Лавуазье сформулировал закон так: ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции [химической реакции] имеется одинаковое количество материи до и после, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки .
В XX веке обнаружились два новых свойства массы: 1. Масса физического объекта зависит от его внутренней энергии. При поглощении внешней энергии масса растет, при потере - уменьшается. Отсюда следует, что масса сохраняется только в изолированной системе, то есть при отсутствии обмена энергией с внешней средой. Особенно ощутимо изменение массы при ядерных реакциях. Но даже при химических реакциях, которые сопровождаются выделением (или поглощением) тепла, масса не сохраняется, хотя в этом случае дефект массы ничтожен; 2. Масса не является аддитивной величиной: масса системы не равна сумме масс ее составляющих. В современной физике закон сохранения массы тесно связан с законом сохранения энергии и выполняется с таким же ограничением - надо учитывать обмен системы энергией с внешней средой.
Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801-1808гг.) - любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами . Это один из основных законов химии. Закон постоянства состава выполняется для дальтонидов (соединений постоянного состава) и не выполняется для бертоллидов (соединений переменного состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный.
Закон кратных отношений открыт в 1803 Дж.Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма. Это один из стехиометрических законов химии: если два элемента образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся как целые числа, обычно небольшие .
Моль. Молярная масса
В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль.
Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12 С.
Зная массу одного атома углерода (1,933×10 -26 кг), можно вычислить число атомов N A в 0,012 кг углерода
N A = 0,012/1,933×10 -26 = 6,02×10 23 моль -1
6,02×10 23 моль -1 называется постоянной Авогадро (обозначение N A , размерность 1/моль или моль -1). Она показывает число структурных единиц в моле любого вещества.
Молярная масса – величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Она имеет размерность кг/моль или г/моль. Обычно ее обозначают М.
В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г/моль, численно равна относительной атомной (А) или относительной молекулярной массе (М) этого вещества. Например, относительные атомные и молекулярные массы С, Fe, O 2 , H 2 O соответственно равны 12, 56, 32, 18, а их молярные массы составляют соответственно 12 г/моль, 56 г/моль, 32 г/моль, 18 г/моль.
Следует отметить, что масса и количество вещества – понятия разные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества – в молях. Между массой вещества (m, г), количеством вещества (ν, моль) и молярной массой (М, г/моль) существуют простые соотношения
m = νM; ν = m/M; M = m/ν.
По этим формулам легко вычислить массу определенного количества вещества, либо определить число молей вещества в известной массе его, либо найти молярную массу вещества.
Относительная атомная и молекулярная массы
В химии традиционно применяют не абсолютные значения масс, а относительные. За единицу относительных атомных масс с 1961 г. принята атомная единица массы (сокращенно а.е.м.), представляющая собой 1/12 массы атома углерода-12, то есть изотопа углерода 12 С.
Относительной молекулярной массой (М r) вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода 12 С.
Относительная молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы, и легко подсчитывается по формуле вещества, например, формула вещества В х Д у С z , тогда
М r = хА В + уА Д + zА С.
Молекулярная масса имеет размерность а.е.м. и численно равна молярной массе (г/моль).
Газовые законы
Состояние газа полностью характеризуется его температурой, давлением, объемом, массой и молярной массой. Законы, которые связывают эти параметры, для всех газов очень близки, а абсолютно точны для идеального газа , у которого между частицами полностью отсутствует взаимодействие, и частицы которого представляют собой материальные точки.
Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку. Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были объяснены в 1811 году итальянским физиком А. Авогадро. Закон Авога́дро - одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объемах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул ».
Следствия из закона Авогадро:
1) молекулы большинства простых атомов двухатомны (Н 2 , О 2 и т.д.);
2) одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем.
3) при нормальных условиях один моль любого газа занимает объем равный 22,4 дм 3 (л). Этот объем называется молярным объемом газа (V о) (нормальные условия - t о = 0 °С или
Т о = 273 К, Р о = 101325 Па = 101,325 кПа = 760 мм. рт. ст. = 1 атм).
4) один моль любого вещества и атом любого элемента, независимо от условий и агрегатного состояния содержит одинаковое число молекул. Это число Авогадро (постоянная Авогадро) - опытным путем установлено, что это число равно
N A = 6,02213∙10 23 (молекул).
Таким образом: для газов 1 моль – 22,4 дм 3 (л) – 6,023∙10 23 молекул – М, г/моль ;
для вещества 1 моль – 6,023∙10 23 молекул – М, г/моль.
Исходя из закона Авогадро: при одном и том же давлении и одинаковых температурах массы (m) равных объемов газов относятся как их мольные массы (М)
m 1 /m 2 = M 1 /M 2 = D,
где D - относительная плотность первого газа по второму.
Согласно закону Р. Бойля – Э. Мариотта , при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объёму газа
Р о /Р 1 = V 1 /V о или РV = const.
Это означает, что по мере возрастания давления объем газа уменьшается. Впервые этот закон был сформулирован в 1662 г. Р. Бойлем. Поскольку к его созданию причастен также французский ученый Э. Мариотт, в других странах, кроме Англии, этот закон называют двойным именем. Он представляет собой частный случай закона идеального газа (описывающего гипотетический газ, идеально подчиняющийся всем законам поведения газов).
По закону Ж. Гей-Люссака : при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре (Т)
V 1 /T 1 = V о /T о или V/T = const.
Зависимость между объемом газа, давлением и температурой можно выразить общим уравнением, объединяющим законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссак (объединенный газовый закон )
PV/T = P о V о /T о,
где Р и V - давление и объем газа при данной температуре Т; P о и V о - давление и объем газа при нормальных условиях (н.у.).
Уравнение Менделеева-Клапейрона (уравнение состояния идеального газа) устанавливает соотношение массы (m, кг), температуры (Т, К), давления (Р, Па) и объема (V, м 3) газа с его мольной массой (М, кг/моль)
где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль К). Кроме этого газовая постоянная имеет еще два значения: Р – мм рт.ст., V – см 3 (мл), R = 62400 ;
Р – атм, V – дм 3 (л), R = 0,082 .
Парциа́льное давление (лат. partialis - частичный, от лат. pars - часть) - давление отдельно взятого компонента газовой смеси. Общее давление газовой смеси является суммой парциальных давлений ее компонентов.
Парциальное давление газа, растворенного в жидкости, является парциальным давлением того газа, который образовался бы в фазе газообразования в состоянии равновесия с жидкостью при той же температуре. Парциальное давление газа измеряется как термодинамическая активность молекул газа. Газы всегда будут вытекать из области с высоким парциальным давлением в область с более низким давлением; и чем больше разница, тем быстрее будет поток. Газы растворяются, диффундируют и реагируют соответственно их парциальному давлению и не обязательно зависимы от концентрации в газовой смеси. Закон сложения парциальных давлений был сформулирован в 1801 году Дж. Дальтоном. При этом правильное теоретическое обоснование, основанное на молекулярно-кинети-ческой теории, было сделано значительно позже. Законы Дальтона - два физических закона, определяющих суммарное давление и растворимость смеси газов и сформулированы им начале XIX века:
Закон о растворимости компонентов газовой смеси: при постоянной температуре растворимость в данной жидкости каждого из компонентов газовой смеси, находящейся над жидкостью, пропорциональна их парциальному давлению
Оба закона Дальтона строго выполняются для идеальных газов. Для реальных газов эти законы применимы при условии, если их растворимость невелика, а поведение близко к поведению идеального газа.
Закон эквивалентов
Количество элемента или вещества, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода (1 г) или замещает это количество водорода в химических реакциях, называется эквивалентом данного элемента или вещества (Э).
Эквивалентной массой (М э, г/моль) называется масса одного эквивалента вещества.
Эквивалентную массу можно вычислить по составу соединения, если известны мольные массы (М):
1) М э (элемента): М э = А/В,
где А - атомная масса элемента, В - валентность элемента;
2) М э (оксида) =М/2n(О 2) = М э (элем.) + М э (О 2) = М э (элем.) + 8,
где n(О 2) - число атомов кислорода; М э (О 2) = 8 г/моль - эквивалентная масса кислорода;
3) М э (гидроксида) = М/n (он-) = М э (элем.) + М э (ОН -) = М э (элем.) + 17,
где n (он-) - число групп ОН - ; М э (ОН -) = 17 г/моль;
4) М э (кислоты) = М/n (н+) = М э (Н +) + М э (кисл. ост.) = 1 + М э (кисл. ост.),
где n (н+) - число ионов Н + ; М э (Н +) = 1 г/моль; М э (кисл. ост.) – эквивалентная масса кислотного остатка;
5) М э (соли) = М/n ме В ме = М э (элем.) + М э (кисл. ост.),
где n ме - число атомов металла; В ме - валентность металла.
При решении некоторых задач, содержащих сведения об объемах газообразных веществ, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема (V э).
Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях
1 эквивалентом газообразного вещества. Так для водорода при н.у. эквивалентный объем равен 22,4 1/2 = 11,2 дм 3 , для кислорода - 5,6 дм 3 .
Согласно закону эквивалентов: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ m 1 и m 2 пропорциональны их эквивалентным массам (объемам)
m 1 /M э1 = m 2 /M э2 .
Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, тогда
m/М э = V о /V э.
Если оба вещества находятся в газообразном состоянии
V о1 /V э 1 = V о2 /V э2 .
Строение атома
Периодический закон и периодическая система элементов послужили мощным толчком к исследованиям строения атома, которые изменили представление о законах мироздания и привели к практическому воплощению идеи использования ядерной энергии.
К моменту открытия периодического закона только лишь стали утверждаться представления о молекулах и атомах. Причем атом считался не только наименьшей, но и элементарной (то есть неделимой) частицей. Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью . В 1896 г. французский физик А. Беккерель обнаружил, что материалы, содержащие уран, засвечивают в темноте фотопластинку, ионизируют газ, вызывают свечение флюоресцирующих веществ. В дальнейшем выяснилось, что этой способностью обладает не только уран. П. Кюри и Мария Склодовская-Кюри открыли два новых радиоактивных элемента: полоний и радий.
Катодные лучи, открытые В. Круксом и Дж. Стоней в 1891 г. предложил назвать электронами – как элементарные частицы электричества. Дж. Томсон в 1897 г., исследуя поток электронов, пропуская его через электрическое и магнитное поля, установил значение величины е/m – отношение заряда электрона к его массе, что привело ученого Р. Милликена в 1909 г. к установлению величины заряда электрона q = 4,8∙10 -10 электростатических единиц, или 1,602∙10 -19 Кл (Кулон), а соответственно и к массе электрона –
9,11∙10 -31 кг. Условно рассматривают заряд электрона как единицу отрицательного электрического заряда и присваивают ему значение (-1). А.Г. Столетовым было доказано, что электроны входят в состав всех атомов, имеющихся в природе. Атомы электронейтральны, то есть в целом не обладают электрическим зарядом. А это значит, что в состав атомов, кроме электронов должны входить положительные частицы.
Модели Томсона и Резерфорда
Одна из гипотез о строении атома была выдвинута в 1903 г. Дж.Дж. Томсоном. Он полагал, что атом состоит из положительного заряда, равномерно распределённого по всему объёму атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда, подобно семечкам в «арбузе» или «пудинга с изюмом». Для проверки гипотезы Томсона и более точного определения внутреннего строения атома в 1909-1911 г.г. Э. Резерфорд совместно с Г. Гейгером (впоследствии изобретателем известного счётчика Гейгера) и студентами поставили оригинальные эксперименты.
|
Планетарная модель строения атома
Суть планетарной модели строения атома можно свети к следующим утверждениям:
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома;
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.);
3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.
Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и, в конце концов, упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следует, что модель Э. Резерфорда в чём-то ошибочна.
Закон Мозли
Рентгеновские лучи были открыты в 1895 г. и интенсивно изучались в последующие годы, началось их использование для экспериментальных целей: они незаменимы для определения внутренней структуры кристаллов, порядковых номеров химических элементов. Г. Мозли удалось измерить заряд атомного ядра с помощью рентгеновских лучей. Именно в заряде ядра заключается основное различие между атомными ядрами разных элементов. Г. Мозли назвал заряд ядра порядковым номером элемента . Единичные положительные заряды позднее назвали протонами (1 1 р).
Рентгеновское излучение зависит от строения атома и выражается законом Мозли : корни квадратные из обратных значений длин волн находятся в линейной зависимости от порядковых номеров элементов. Математическое выражение закона Мозли:
,
где l - длина волны максимального пика в спектре рентгеновских лучей; а и b – константы, одинаковые для аналогичных линий данной серии рентгеновского излучения.
Порядковый номер (Z) – это число протонов в ядре. Но только к 1920 г. было установлено название «протон » и изучены его свойства. Заряд протона равен по величине и противоположен по знаку заряду электрона, то есть 1,602×10 -19 Кл, а условно (+1), масса протона равна 1,67×10 -27 кг, что приблизительно в 1836 раз больше, чем масса электрона. Таким образом, масса атома водорода, состоящего из одного электрона и одного протона, практически совпадает с массой протона, обозначают 1 1 р.
Для всех элементов масса атома больше суммы масс электронов и протонов, входящих в их состав. Разница указанных величин возникает из-за наличия в атомах еще одного типа частиц, названных нейтронами (1 о n), которые были открыты только в 1932 г. английским ученым Д. Чедвиком. Нейтроны почти равны по массе протонам, но лишены электрического заряда. Сумма числа протонов и нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома . Число протонов равно порядковому номеру элемента, число нейтронов равняется разности между массовым числом (атомной массой) и порядковым номером элемента. Ядра всех атомов данного элемента имеют одинаковый заряд, то есть содержат одинаковое число протонов, а число нейтронов может быть различно. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, а значит и тождественные свойства, но разное число нейтронов, а, следовательно, разные массовые числа называются изотопами («изос» - равный, «топос» - место). Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака элемента) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака элемента). Например, изотоп углерода с массовым числом 12 записывается так: 12 6 С или 12 С, или словами: «углерод-12». Изотопы известны для всех химических элементов. Так, кислород имеет изотопы с массовыми числами 16, 17, 18: 16 8 О, 17 8 О, 18 8 О. Изотопы калия: 39 19 К, 40 19 К, 41 19 К. Именно наличием изотопов объясняют те перестановки, которые в свое время сделал Д.И. Менделеев. Заметьте, что он сделал это только на основании свойств веществ, так как строение атомов ещё не было известно. Современная наука подтвердила правоту великого русского учёного. Так, природный калий образован в основном атомами его лёгких изотопов, а аргон – тяжёлых. Поэтому относительная атомная масса калия меньше, чем аргона, хотя порядковый номер (заряд ядра атома) калия больше.
Атомная масса элемента равна среднему значению из всех его природных изотопов с учётом их распространенности. Так, например, природный хлор состоит из 75,4 % изотопа с массовым числом 35 и 24,6 % изотопа с массовым числом 37; средняя атомная масса хлора 35,453. Атомные массы элементов, приводимые в периодической системе
Д.И. Менделеева, есть средние массовые числа природных смесей изотопов. Эта одна из причин, почему они отличаются от целочисленных значений.
Стабильные и неустойчивые изотопы . Все изотопы подразделяются на: стабильные и радиоактивные . Стабильные изотопы не подвергаются радиоактивному распаду, поэтому они и сохраняются в природных условиях. Примерами стабильных изотопов являются 16 О, 12 С, 19 F. Большинство природных элементов состоят из смеси двух или большего числа стабильных изотопов. Из всех элементов наибольшее число стабильных изотопов имеет олово (10 изотопов). В редких случаях, например, у алюминия или фтора, в природе встречается только один стабильный изотоп, а остальные изотопы неустойчивы.
Радиоактивные изотопы подразделяются, в свою очередь, на естественные и искусственные и те и другие самопроизвольно распадаются, испуская при этом α- или β-частицы до тех пор, пока не образуется стабильный изотоп. Химические свойства всех изотопов в основном одинаковы.
Изотопы широко используют в медицине и научных исследованиях. Ионизирующее излучение способно разрушать живые ткани. Ткани злокачественных опухолей более чувствительны к облучению, чем здоровые ткани. Это позволяет лечить раковые заболевания при помощи γ-излучения (радиационная терапия) , которое получают обычно с помощью радиоактивного изотопа кобальта-60. Излучение направляют на пораженный опухолью участок тела больного, сеанс лечения длится обычно несколько минут и повторяется в течение нескольких недель. Во время сеанса все остальные части тела больного должны быть тщательно закрыты непроницаемым для излучения материалом, чтобы предотвратить разрушение здоровых тканей.
В методе меченых атомов радиоактивные изотопы используют для того, чтобы проследить «маршрут» некоторого элемента в организме. Так, пациенту с больной щитовидной железой вводят препарат радиоактивного йода-131, что позволяет врачу проследить за прохождением йода по организму больного. Поскольку период полураспада
йода-131 всего 8 дней, то его радиоактивность быстро уменьшается.
Особенно интересно применение радиоактивного углерода-14 для определения возраста предметов органического происхождения на основе радиоуглеродного метода (геохронология) разработанный американским физико-химиком У. Либби. Этот метод удостоен Нобелевской премии в 1960 г. При разработке своего метода У. Либби использовал известный факт образования радиоактивного изотопа углерода-14 (в форме оксида углерода(IV)) в верхних слоях земной атмосферы при бомбардировке атомов азота нейтронами, входящими в состав космических лучей
14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 p
Радиоактивный углерод-14 в свою очередь распадается, испуская β-частицы и превращаясь снова в азот
14 6 С → 14 7 N + 0 -1 β
Атомы разных элементов, имеющие одинаковые массовые числа (атомные массы) называются изобарами. В периодической системес уществует 59 пар и 6 троек изобар. Например, 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.
Атомы разных элементов, имеющие одинаковое число нейтронов, называются изотонами . Например, 136 Ba и 138 Xe – у них по 82 нейтрона в ядре атома.
Периодический закон и
Ковалентная связь
В 1907 г. Н.А. Морозов и позднее в 1916-1918 г.г. американцы Дж. Льюис и И. Ленгмюр ввели представление об образовании химической связи общей электронной парой и предложили обозначать валентные электроны точками
Связь, образованная электронами, принадлежащими двум взаимодействующим атомам, называется ковалентной . По представлениям Морозова-Льюиса-Ленгмюра:
1) при взаимодействии атомов между ними формируются поделенные – общие – электронные пары, принадлежащие обоим атомам;
2) за счет общих электронных пар каждый атом в молекуле приобретает на внешнем энергетическом уровне восемь электронов, s 2 p 6 ;
3) конфигурация s 2 p 6 – это устойчивая конфигурация инертного газа и в процессе химического взаимодействия каждый атом стремится ее достигнуть;
4) количество общих электронных пар определяет ковалентность элемента в молекуле и равно оно числу электронов у атома, недостающих до восьми;
5) валентность свободного атома определяется числом неспаренных электронов.
Изображать химические связи принято по разному:
1) с помощью электронов в виде точек, поставленных у химического символа элемента. Тогда образование молекулы водорода можно показать схемой
Н× + Н× ® Н: Н;
2) с помощью квантовых ячеек (орбиталей) как размещение двух электронов с противоположными спинами в одной молекулярной квантовой ячейке
Схема расположения, показывает, что молекулярный энергетический уровень ниже исходных атомных уровней, а значит, молекулярное состояние вещества более устойчиво, чем атомное;
3) часто, особенно в органической химии, ковалентную связь изображают черточкой (например, Н-Н), которая символизирует пару электронов.
Ковалентная связь в молекуле хлора также осуществляется с помощью двух общих электронов, или электронной пары.
Как видно, каждый атом хлора имеет три неподеленные пары и один неспаренный электрон. Образование химической связи происходит за счет неспаренных электронов каждого атома. Неспаренные электроны связываются в общую пару электронов, называемую также поделенной парой .
Метод валентных связей
Представления о механизме образования химической связи на примере молекулы водорода распространяются и на другие молекулы. Теория химической связи, созданная на этой основе, получила название метода валентных связей (МВС) . Основные положения:
1) ковалентная связь образуется в результате перекрывания двух электронных облаков с противоположно направленными спинами, причем образованное общее электронное облако принадлежит двум атомам;
2) ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Степень перекрывания электронных облаков зависит от их размеров и плотности;
3) образование молекулы сопровождается сжатием электронных облаков и уменьшением размеров молекулы по сравнению с размерами атомов;
4) в образовании связи принимают участие s- и p-электроны внешнего энергетического уровня и d-электроны предвнешнего энергетического уровня.
Сигма (s) и пи (p)-связи
В молекуле хлора каждый его атом имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов s 2 p 6 , причем два из них (электронная пара) в одинаковой степени принадлежит обоим атомам. Перекрывание электронных облаков при образовании молекулы показано на рисунке
Схема образования химической связи в молекулах хлора Cl 2 (а) и хлороводорода HCl (б)
Химическая связь, для которой линия, соединяющая атомные ядра, является осью симметрии связывающего электронного облака, называется сигма (σ)-связью . Она возникает при «лобовом» перекрывании атомных орбиталей. Связи при перекрывании s-s-орбиталей в молекуле Н 2 ; р-р-орбиталей в молекуле Cl 2 и s-p-орбиталей в молекуле НСl являются сигма связями. Возможно «боковое» перекрывание атомных орбиталей. При перекрывании р-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, т.е. по оси у- и z-осям, образуются две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси. Такая ковалентная связь называется пи (p)-связью . Перекрывание электронных облаков при образовании π-связи меньше. Кроме того, области перекрывания лежат дальше от ядер, чем при образовании σ-связи. Вследствие этих причин π-связь обладает меньшей прочностью по сравнению с σ-связью. Поэтому энергия двойной связи меньше удвоенной энергии одинарной связи, которая всегда является σ-связью. Кроме того, σ-связь имеет осевую, цилиндрическую симметрию и представляет собой тело вращения вокруг линии, соединяющей атомные ядра. π-Связь, наоборот, не обладает цилиндрической симметрией.
Одинарная связь всегда является чистой или гибридной σ-связью. Двойная же связь состоит из одной σ- и одной π-связей, расположенных перпендикулярно друг относительно друга. σ-Связь прочнее π-связи. В соединениях с кратными связями обязательно присутствует одна σ-связь и одна или две π-связи.
Донорно-акцепторная связь
Возможен и другой механизм образования ковалентной связи – донорно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома. Рассмотрим в качестве примера механизм образования иона аммония (NH 4 +). В молекуле аммиака атом азота имеет неподеленную пару электронов (двухэлектронное облако)
У иона водорода свободна (не запонена) 1s-орбиталь, что можно обозначить как Н + (здесь квадрат означает ячейку). При образовании иона аммония двухэлектронное облако азота становится общим для атомов азота и водорода, то есть оно превращается в молекулярное электронное облако. А значит, возникает четвертая ковалентная связь. Процесс образования иона аммония можно представить схемой
Заряд иона водорода становится общим (он делокализован, т.е. рассредоточен между всеми атомами), а двухэлектронное облако (неподеленная электронная пара), принадлежащая азоту, становится общей с Н + . В схемах изображение ячейки часто опускается.
Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называется донором , а атом, принимающий ее (то есть предоставляющий свободную орбиталь), называется акцептором .
Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называется донорно-акцепторным. Образованная таким путем ковалентная связь называется донорно-акцепторной или координационной связью.
Однако это не особый вид связи, а лишь иной механизм (способ) образования ковалентной связи. По свойствам четвертная связь N-H в ионе аммония ничем не отличается от остальных трех.
Большей частью донорами являются молекулы, содержащие атомы N, O, F, Cl связанные в ней с атомами других элементов. Акцептором может быть частица, обладающая вакантными электронными уровнями, например, атомы d-элементов, обладающие незаполненными d-подуровнями.
Свойства ковалентной связи
Длина связи – это межъядерное расстояние. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина. Длина связи в молекулах составляет: НС 3 -СН 3 1,54 ; Н 2 С=СН 2
1,33 ; НС≡СН 1,20 .В пересчете на одинарные связи эти величины увеличиваются, реакционная способность соединений с кратными связями возрастает. Мерой прочности связи является энергия связи.
Энергия связи определяется количеством энергии, которое необходимо для разрыва связи. Обычно она измеряется в килоджоулях, отнесенных к 1 молю вещества. С увеличением кратности связи энергия связи увеличивается, а ее длина уменьшается. Величины энергии связи в соединениях (алканы, алкены, алкины): С-С 344 кДж/моль; С=С 615 кДж/моль; С≡С 812 кДж/моль. То есть энергия двойной связи меньше удвоенной энергии одинарной связи, а энергия тройной связи меньше утроенной энергии одинарной связи, поэтому алкины более реакционноспособны из этой группы углеводородов.
Под насыщаемостью понимают способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Например, атом водорода (один неспаренный электрон) образует одну связь, атом углерода (четыре неспаренных электрона в возбужденном состоянии) – не более четырех связей. Вследствие насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав: Н 2 , СН 4 , НСl и т.д. Однако и при насыщенных ковалентных связях могут образовываться более сложные молекулы по донорно-акцепторному механизму.
Направленность ковалентной связи обусловливает пространственную структуру молекул, то есть их форму. Рассмотрим это на примере образования молекул HCl, H 2 O, NH 3 .
Согласно МВС, что ковалентная связь возникает в направлении максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов. При образовании молекулы НСl происходит перекрывание s-орбитали атома водорода с р-орбиталью атома хлора. Молекулы такого типа имеют линейную форму.
На внешнем уровне атома кислорода имеются два неспаренных электрона. Орбитали их взаимно перпедикулярны, т.е. располагаются относительно друг друга под углом 90 о. При образовании молекулы воды
В химической литературе исторически сложилось положение, когда массы атомов и молекул выражают посредством -понятий атомный вес и молекулярный вес.
Как известно, если тело с массой m (а также атом или молекула) движется под действием притяжения Земли с ускорением g, то сила тяжести данного тела равна т. е. сила тяжести пропорциональная массе тела, на которое она действует.
Если тело покоится, то вес тела равен силе тяжести, на него действующей, и в формуле можно считать Р весом тела. Следовательно, для покоящихся тел их веса пропорциональны массам. Однако ускорение в различных точках земной поверхности различно, поэтому и вес одного и того же тела (атома, молекулы!) будет здесь разным. Вес тела будет также уменьшаться и при подъеме над поверхностью Земли.
В заключение зададим себе вопрос, Судет ли вес тела (и соответственно вес атома, молекулы) одинаковым на Земле, на космической орбитальной станции, на поверхности Луны?
Если есть необходимость, то можно повторить физические понятия «вес», «масса» и т. д..
Относительные единицы для выражения веса атомов впервые использовал Дальтон, который определил атомный вес как число, показывающее, во сколько раз атом какого-либо элемента тяжелее атома другого элемента. В качестве единицы атомных весов им был предложен вес самого легкого атома - водорода.
Более правильно, как было показано выше, нужно говорить о единице атомных или молекулярных масс, поэтому в дальнейшем изложении авторы стремились везде использовать эти понятия вместо «атомный вес», «молекулярный вес».
Поскольку атомные массы элементов вычисляли из экспериментальных данных по весовым отношениям в различных соединениях, а кислород образует соединения с гораздо большим числом элементов по сравнению с водородом, то в последующие годы, вплоть до 1961 г., в качестве единицы атомной массы была принята часть массы атома кислорода. Эта относительная единица меры массы атомов была названа кислородной единицей (к. е.).
Однако уже к 1930 г. было обнаружено, что помимо атомов кислорода с массой 16 к. е.существуют отличающиеся по массе изотопы кислорода(0,039%) и(0,204%). Химические свойства изотопов кислорода одинаковы, а физические хотя и не сильно, но разнятся, поэтому изотопный состав кислорода в различных природных соединениях неодинаков. Например, средняя атомная масса атмосферного кислорода на 0,00011 атомных единиц меньше средней атомной массы кислорода из морской воды.
Возникли физическая и химическая система единиц атомных масс. Физики за единицу атомной массы принималичасть массы изотопаа химики - часть средней массы атома кислорода природного изотопного состава. Это приводило к различным величинам атомных масс и затрудняло сопоставление физических и химических атомных масс, что и явилось в конце концов основной причиной отказа от кислородной атомной единицы.
В 1961 г. Международный союз чистой и прикладной химии принял решение выбрать стандартную единицу атомной массы и перейти к единой шкале атомных масс. В качестве новой стандартной единицы атомной массы была выбрана углеродная единица (у. е.) - часть массы изотопа углеродаАтомные массы, основанные на новой единице (у. е), равны старым (к. е.), умноженным на 0,99996, так что изменения прежних атомных масс настолько малы, и это следует особо подчеркнуть, что не сказываются практически при всех химических расчетах.
Таким образом, масса атома, выраженная в углеродных единицах, называется атомной массой. Атомная масса показывает, во сколько раз масса атома данного элемента тяжелеемассы атома углерода С10. Масса молекул также выражается в углеродных единицах (у. е.).
Молекулярной массой вещества называется масса его молекулы, выраженная в углеродных единицах. Молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества тяжелеемассы углерода С12. Следовательно, как атомная, так и молекулярная массы являются относительными единицами измерений. При написании обычно не указывают размерности атомных и молекулярных масс, помня о том, что они выражены в углеродных единицах.
Для количественных расчетов удобно пользоваться следующими характеристиками - грамм-атомом и грамм-молекулой.
Грамм-атомом называется количество граммов вещества, численно равное атомной массе этого элемента. Например, атомная масса натрия равна 23 у. е., следовательно, г -атом натрия имеет массу 23 г.
Количество граммов вещества, численно равное его молекулярной массе, называется грамм-молекулой этого вещества, или молем. Например, молекулярная масс перманганата калия равна 158 у. е., следовательно, составляют 1 грамм-молекулу.
Понятия атомной и молекулярной масс принципиально отличаются от понятий грамм-атомной и грамм-молекулярной масс. Если значения атомной и молекулярной масс суть числа относительные и показывают, во сколько раз масса атома или молекулы больше части атома изотопа углерода, то грамм-атом и грамм- молекула - это числа абсолютные, показывающие количество граммов вещества.
После открытия закона Авогадро (см. § 5, гл. IV)" было доказано, что число молекул (атомов), содержащихся в одной грамм-молекуле (грамм-атоме) любого вещества, одинаково и равно(число Авогадро), т. е. и масса грамм-молекулы равна массе молекул данного вещества. Стоит подчеркнуть, чтомолекул (атомов) содержится в 1 моле
(1 г-атоме) -любого вещества в любом агрегатном состоянии- твердом, жидком, газообразном.
Одной из важнейших характеристик атомов является его масса .
Абсолютной называется масса атома, выраженная в килограммах (граммах).
Абсолютная масса атома (m a тома) величина чрезвычайно малая. Так, атом легкого изотопа водорода (протия) имеет массу 1,66 · 10 –27 кг.
m (Н) = 1,66 · 10 –27 кг, m (Н) = 1,66 · 10 –24 г,
атом одного из изотопов кислорода имеет массу 2,67 · 10 –26 кг,
m (О) = 2,67 · 10 –26 кг, m (О) = 2,67 · 10 –23 г,
атом изотопа углерода 12 С имеет массу 1,99 · 10 –26 кг,
m (С) = 1,99 · 10 –26 кг, m (С) = 1,99 · 10 –23 г.
В практических расчётах пользоваться такими величинами крайне неудобно. Поэтому обычно пользуются значениями не абсолютных масс атомов, а значениями относительных атомных масс .
Относительная атомная масса обозначается Ar , индекс r – начальная буква английского слова relative , что значит относительный.
В качестве единицы для измерения масс атомов и молекул принята атомная единица массы (а.е.м.) .
Атомная единица массы (а.е.м.) представляет собой 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12 С, т.е.
а.е.м. = =
· 1,99 · 10 –26
кг = 
· 1,99 · 10 –23
г.
Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода 12 С, т. е. атомной единицы массы.
Относительная атомная масса является безразмерной величиной, но допускается обозначение ее величины в атомных единицах массы (а.е.м.). Например:
Таким образом, значение относительной атомной массы элемента водорода равно 1,001 или, округленно,
Аr(Н) ≈ 1 а.е.м, а кислорода – Аr(O) = 15,999 ≈ 16 а.е.м.
Значения величин относительных атомных масс элементов приведены в периодической системе Д.И. Менделеева. Эти величины представляют собой усредненное значение массы атома какого-либо элемента с учетом существующих в природе изотопов этого элемента и их количества. Для обычных расчетов следует пользоваться округленными значениями относительных атомных масс элементов (см. табл. 4 приложения).
Аналогично понятиям абсолютная масса атома и относительная атомная масса можно сформулировать понятия абсолютная масса молекулы и относительная молекулярная масса.
Абсолютная масса молекулы (m) мол. – масса молекулы химического вещества, выраженная в килограммах (граммах).
Относительная молекулярная масса (М r ) (или просто молекулярная масса) – масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы.
Зная химическую формулу соединения, можно легко определить значение его молекулярной массы, которая определяется как сумма значений атомных масс всех элементов, входящих в состав молекулы вещества.
Например, относительная молекулярная масса серной кислоты Мr(Н 2 SO 4) будет складываться из двух значений относительных атомных масс элемента водорода, одной относительной атомной массы элемента серы и четырех относительных атомных масс элемента кислорода:
Мr(Н 2 SO 4) = 2Аr (Н) + Аr (S) + 4Аr(O) = 2·1 + 32 + 4·16 = 98.
Таким образом, значение молекулярной массы серной кислоты равно 98 или 98 а.е.м.
Молекулярная масса (относительная молекулярная масса) показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 части массы атома углерода 12 С.
В приведенном выше примере значение молекулярной массы серной кислоты равно 98 а.е.м., то есть молекула серной кислоты имеет массу в 98 раз большую, чем 1/12 часть массы атома углерода 12 С.
Атомно-молекулярная теория. Атом, молекула. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Аллотропия.
Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.
Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.
Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.
1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.
Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 117 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.
Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.
Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам.
Простые вещества - молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.
Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.
Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12 C - основного изотопа природного углерода: 1 а.е.м = 1/12 m (12 C) = 1,66057 10 -24 г
Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12 C.
Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м. (1 а.е.м.=1,66*10 -24)
Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12 C.
Mr = mr / (1/12 mа(12 C))
mr - масса молекулы данного вещества;
mа(12 C) - масса атома углерода 12 C.
Mr = S Ar(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом формульных индексов.
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.
Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.
Число Авогадро ди Кваренья (N A). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 10 23 . (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль -1).
Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M): M = m / n
Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.
Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая – безразмерная: M = N A m(1 молекула) = N A Mr 1 а.е.м. = (N A 1 а.е.м.) Mr = Mr
Эквивалент
- это реальная или условная частица вещества, которая эквивалентна:
а) одному иону Н + или ОН - в данной кислотно-основной реакции;
б) одному электрону в данной ОВР (окислительно-восстановительной реакции);
в) одной единице заряда в данной реакции обмена,
г) количеству монодентатных лигандов, участвующих в реакции образования комплекса.