Основные понятия и законы химии

Основные понятия и законы химии.

Химия – наука изучающая процессы превращения веществ, сопровождающихся изменением структуры и состава, зависимость свойств от их состава и строения, условия и пути превращения одних веществ в другие.

Вещество – материальное образование, состоящее из элементарных частиц ,имеющих собственную массу или массу покоя.

Хим. реакция -  превращение одних веществ в другие путем изменения состава и хим. строения.

Основные положения атомомолекулярного учения строения вещества М.В. Ломоносова.

1. Все вещества  состоят из молекул.

Молекула – это наименьшая частица данного вещества, обладающая ее хим. свойствами. Хим. свойства молекул определяется составом и строением.

2. Молекулы находятся  в постоянном движении.

3. Молекулы разных  веществ отличаются друг от  друга массой, размерами, строением  и хим. свойствами.

4. Молекулы простых  веществ состоят из атомов  одного элемента, а сложных из  атомов разных элементов.

Атом – это наименьшая частица хим. элемента, который нельзя разложить хим. путём и обуславливающая свойства элемента. Хим. свойства элемента определяются строением его атома.

 С точки  зрения строения атома, атом –  это электронейтральная частица, состоящая из положительных протонов и отрицательных нейтронов.

Хим. элемент – это определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра и одинаковыми хим. свойствами. Физические свойства элементу приписать нельзя, для него определенными характеристиками являются заряд ядра и масса.

Относительная атомная масса – это отношение массы данного атома, естественного эзотопического состава к 1/12 массы атома углерода (С-12).

Изотоп – это разновидность атома одного а того же элемента, отличающихся друг от друга массой.

Относительная молекулярная масса – это величина равная отношению средней массы данной молекулы, естественного изотопического состава, к 1/12 массы атома С-12.

Моль – это количество вещества содержащая столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов), сколько содержится в 0,012 кг изотопа С-12.

Малярная масса – это величина равная отношению массы вещества к количеству вещества.

 

1 моль любого  вещества – это количество  вещества, содержащее число частиц  равное постоянное Авагадро (N  ).

 

Стехиометрические законы.

1. Закон Ломоносова. 1759 – основной закон.

Закон сохранения массы и энергии.

В изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.

Для химии: массы веществ вступивших в реакцию равна массе веществ образующихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава Пруста, 1808.

Всякое чистое химически индивидуальное вещество имеет всегда один и тот же качественный и количественный состав независимо от способа его получения.

Вещества делятся на:

1. Дальтониды

2. Бертолиды

3. Закон Авагадро, 1811.

В равных объемах различных газов при одинаковых физических условиях (p, t) содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авагадро. Жераф, 1856:

1. 1 моль любого  газообразного вещества при одинаковых  условиях занимает одинаковый  объем

2. Молекулярная  масса газообразного вещества  равна удвоенной плотности его  по водороду

4. Закон эквивалентов. Рихтер, 1856.

Химически эквивалентным веществом, называется такое его положение, которое соединяется с 1 моль атома H или 8 моль атомов О или замещает в хим. реакциях такое же число моль атомов водорода или кислорода.

Эквивалентная масса вещества – это масса одного химического эквивалента вещества.

Закон эквивалентов – массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам.

 

 

 

 

 

 

 

 

Строение  атома и периодическая система Менделеева.

Ядерная модель строения атомов Резерфорда.

Согласно планитарной модели Резерфорда, атом состоит из находящегося в центре положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно движущихся электронов.

Опыты резерфорда показали:

1) Ядро в атоме  занимает незначительную часть  объема атома.

 

2) Основная масса  атомов находится в ядре.

3) Положительная  материя атома сконцентрирована  в ядре, отрицательная в электронах, в целом атом нейтрален, заряд  ядра равен заряду электрона.

4)

5) Ядро атома  имеет сложную структуру, основные  ядерные частицы – это протоны  и нейтроны, похожие по свойствам, но отличающихся зарядом и массой. M=Z+N.

Число протонов в ядре определяет количество электронов в атоме и соответствует порядковому  номеру элемента в периодической системе Менделеева. Таким образом хим. свойства атома определяются зарядом ядра, а соответственно числом электронов в атоме, их энергией и распределением вокруг ядра атомов.

 Недостатки  теории Резерфорда:

1) Согласно классической электродинамики, электрон непрерывно излучает энергию и должен упасть на ядро.

2. При непрерывном  излучении энергии атомом, спектр  должен быть сплошным, в действительности  он оказался линейчатым.

 Теория Нильса Бора.

В 1913г Нильс Бор разработал теорию строения водорода. Согласно этой теории, у атома Н электрон находится на стационарной орбите, при этом он не излучает и не поглощает кванты энергии (I постулат)

   При переходе  с ближней орбиты на дальнюю, электрон поглощает квант энергии, а в переходе с дальней на ближнюю, электрон испускает квант энергии (II постулат).

   Главным  достоинством Бора является, что  он определил радиус наиболее  близкой орбитали к ядру, она соствала 0,53. для атома Н.

Недостатки:

1) Теория Бора  была пригодна для описания  много-электронных атомов.

2) Не могла объяснить  поведение электрона в магнитном  поле и все спектральные линии.

 

Кванто-механическая теория строения атома.

Основу данной теории составляет двойственность характера поведения микрочастиц (корпускулярно волновой дуализм).

КВД заключается в следующем:

1. При одних  физических условиях микрочастицы  ведут как вещества, при других  условиях они проявляют волновые  свойтсва, то есть имеют длину волны.

  Данная теория  строения атома получило развитие  в работе Планка, Эйнштейна, которые  еще в 1905 изучая поведение фотона, независимо друг от друга, вывели  уравнение.

Эйнштейн:                                     Планк:

 

В уравнении Планка – Эйнштейна через постоянную планка объедены волновые свойства фотона и корпускулярные свойства.

В 1924г французский физик Луи де Бройль предположил, что уравнение П-Э может быть применимо к описанию поведения электрона во внутриатомном пространстве и дает свое уравнение

   Для электрона  массой m движущегося со скоростью V соответствует движение волны длиной ƛ. Это уравнение отражает двойственность поведения электронов.

 

Оказалось, что длина волны электрона сапостовима с размерами атома. Впоследствии оказалось, что уравнение де Бройля справедливо для движения. Движение любого микрообъекта связано с распространением волны.  Дальнейшее развитие атомов получило в работе Джермера и Девиссона, которые изучая дифракцию электронов при прохождении их через тонкие золотые участки, экспериментально определили длину волны де Бройля в зависимости от энергии электрона. Оказалось, что длина электрона волны, определяемого  экспериментально, совпадает с теоретически рассчитанным уравнением де Бройля.

 

 

 

 

 

 

 

 

Принцип неопределенности Гейзенберга.

В 1927г Гайзенберг установил физический смысл уравнения де Бройля.

 

                        - неопределенность или ошибка  в определении значения импульса  микрообъекта по координатам  x, y, z.

                        - неопределенность (или ошибка в  определении положения электрона  по этим координатам).

 

Согласно принципу неопределенности невозможно одновременно с достоверной точностью определить положение электрона и p электрона в каждый момент времени. Можно определить только одно из этих свойств.

   Физический  смысл соотношения заключается  не в органической точности  измерений характеристик микрообъекта, а в том, что он отражает  корпускулярную двойную свойственность.

  Следствия:

1) Движение электрона  в атоме – это движение без  траектории.

2) Электрон в  атоме не может упасть на  ядро.

 

Свойства и местонахождение электрона описывается только с вероятностной точки зрения. Электрон может находится в любом месте объема атома, однако, вероятность его пребывания в различных точках объема атома в данный момент времени не одинаково. Можно только предсказать вероятность нахождения электрона в различных частях внутриатомного пространства.

 

Волновое уравнение Шредингера (1926).

  Он предположил, что поведение электрона во  внутриатомном пространстве можно  описать с помощью уравнений  электродинамики, а именно уравнением  стоящей электромагнитной волны.

   Для математического  описания движений электрона  в атоме под действием электростатического  поля ядра, он предложил использовать  волновую функцию пси 

 

Это функция пространственных координат электрона в трехмерном атомном пространстве имеет вероятностных характер.

Учитывая, что атом, трехмерная система измерения, он предположил уравнение для волновой функции, независящей от времени.

 

 

 

Сумма вторых частных производных волновой функции пси по независимым переменным координатам x, y, z.

 

 

 

 

 

 

E – полная энергия электрона.

Епот. – потенциальная энергия электрона.

  Это уравнение  является математическим описание  электронного строения атома  в трехмерном пространстве. В  этом уравнении отражена двойственная  природа элетрона.

 

Физический смысл 

Все свойства электрона выражают через квадрат модуля волновой функции, вычисленной для определенного момента времени и определенной точки пространства, он пропорционален вероятности нахождения электрона в том или ином месте внутриатомного пространства.        Пропорционален плотности электронного облака и является мерой вероятности нахождения электрона.

   Вероятность  нахождения электрона, в каком  либо объеме пространства, окружающего  атомов ядра равна:

 

 

 

Чем больше             , тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства.

  Геометрическим  образом          является атомная арбиталь – это область около ядерного пространства, наиболее вероятного пребывания электрона в атоме.

 

 

 

Решая уравнение Шредингера, находят значение     а далее вероятность нахождения электрона в объеме внутреатомного пространства.

 

Следствием решения уравнения Шредингера для атома Н является три квантовых числа, характеризующих поведение любого электрона во внутриатомном пространстве. Эти квантовые числа характеризуются состоянием электрона для всех атомов периодической системы.

 

Вид поперечного сечения электронного облака 1s орбитали атома Н.

   Под орбиталью понимают пространство, заключающее 90% электронной плотности.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Квантовые числа и их физический смысл.

1) n – главное квантовое число.

Физический смысл определяет энергию электрона и размеры электронных облаков и соответственно радиус атома.

n = 1,2,3,4,5,6,7……

 

 

Значения n	1	2	3	4	5	6
Обозночение	K	L	M	N	Q	P

 

Значение n определяет номер энергетического уровня электрона в атоме и соответствует номеру периода таблицы Менделеева.

2)  L – арбитальное квантовое число. Определяет форму электронного облака.

L изменяется в интервале 0<=L<n-1

Принимает значения L=0,1,2, n-1

Обозначение L	0	1	2	3
Обозначение	s	p	d	f

 

Число подуровней электрона в атоме = номеру энергетического уровня

L определяет подуровень электрона в атоме.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3) m   магнитное квантовое число.

Физический смысл определяет пространственную ориентацию электронных облаков в электронном поле.

Магнитное квантовое число принимает значения

Число возможных значений =

А)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4) m    спиновое квантовое число.

При изучении атомных спектров у электронов был обнаружен собственный механический момент движения не связанный с его движением по орбите.

 

                          Орбитальный момент движения.

Свойство электрона: вращаться вокруг своей собственной оси, называется спином электрона. Величину и ориентацию спина электрона характеризует спиновое квантовое число, так как электрон может вращаться вокруг своей собственной оси в двух направлениях, то спиновое квантовое число принимает два значения

 

Поскольку спин величина векторная, его обазночают стрелками, направленными в противоположные стороны.

Вывод: состояние любого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами (n, L, m  , m   ).