Химия как раздел естествознания Основные задачи современной химии

Главная Учебники - Разные Лекции (разные) - часть 31

Химия как раздел естествознания Основные задачи современной химии

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

ДАЛЬНЕВОСТОЧНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ

(ДВПИ им. В.В. Куйбышева)

АРСЕНЬЕВСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ (филиал) ДВГТУ

Г.Г. ДЁМИЧ

Х И М И Я

(конспект лекций)

Рекомендовано Ученым советом

Арсеньевского технологического института в качестве учебного пособия

для студентов высших учебных заведений, обучающихся специальностям

151001 Технология машиностроения 140211 Электроснабжение 080502 Экономика и управление на предприятии (в машиностроении)

Арсеньев 2007

ОГЛАВЛЕНИЕ

ОГЛАВЛЕНИЕ .................................................................................................................... 1

ПРЕДИСЛОВИЕ ................................................................................................................. 7

ВВЕДЕНИЕ ....................................................................................................................... 11

Химия как раздел естествознания ....................................................................................................................... 11

Основные задачи современной химии .............................................................................................................. 12

ЛЕКЦИЯ 1. ХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ .......................................................................... 14

1.1. Вещество как система ................................................................................................................................ 14

1.2. Концептуальный уровень ........................................................................................................................ 15

1.3. Субатомный уровень ...................................................................................................................................... 22

1.4. Квантовый уровень ......................................................................................................................................... 28

1.5. Проблема строения вещества ...................................................................................................................... 40

1.6. Вещество на макроуровне .............................................................................................................................. 43

1.7. Молекулярные системы .................................................................................................................................. 47

1.8. Процессы, происходящие в химических системах ............................................................................... 54

1.9. Вопросы и задания: .................................................................................................................................... 57

ЛЕКЦИЯ 2. РАСТВОРЫ .................................................................................................. 60

2.1. Раствор как система .......................................................................................................................................... 60

2.2 Растворение и растворимость ....................................................................................................................... 61

2.3 Способы выражения концентрации растворов ....................................................................................... 64

2.4. Электролитическая диссоциация ................................................................................................................ 67

2.5. Ионная сила раствора и коэффициент активности .............................................................................. 70

2.6. Физические свойства растворов ................................................................................................................. 72

2.7. Вопросы и задания: .......................................................................................................................................... 74

ЛЕКЦИЯ 3. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ ......................................................................... 76

3.1. Классификация дисперсных систем .......................................................................................................... 76

3.2. Коллоидные растворы ..................................................................................................................................... 78

3.3. Свойства коллоидных систем ...................................................................................................................... 81

3.4. Устойчивость коллоидных систем .............................................................................................................. 84

3.5. Вопросы и задания: .......................................................................................................................................... 87

ЛЕКЦИЯ 4. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ ......................................................... 89

4.1. Гальванические элементы ............................................................................................................................. 89

4.2. Электролиз ........................................................................................................................................................... 99

4.3. Коррозия металлов ......................................................................................................................................... 106

4.4. Вопросы и задания: ........................................................................................................................................ 116

ЛЕКЦИЯ 5. КАТАЛИЗАТОРЫ И КАТАЛИТИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ ............................ 118

5.1. Механизм действия катализаторов ........................................................................................................... 119

5.2. Особенности каталитических систем ....................................................................................................... 123

5.3. Перспективы развития каталитических систем ................................................................................... 124

5.4. Вопросы и задания ......................................................................................................................................... 128

ЛЕКЦИЯ 6. ПОЛИМЕРЫ И ОЛИГОМЕРЫ ................................................................... 129

6.1. Органические соединения ............................................................................................................................ 129

6.2. Природные полимеры ................................................................................................................................... 132

6.3. Синтетические полимеры ............................................................................................................................. 140

6.4. Олигомеры ......................................................................................................................................................... 147

6.5. Вопросы и задания: ........................................................................................................................................ 148

ЛЕКЦИЯ 7. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И КИНЕТИКА .................................. 149

7.1. Химическая термодинамика ........................................................................................................................ 149

7.2. Законы термодинамики ................................................................................................................................. 150

7.3. Химическая кинетика ...................................................................................................................................... 154

7.4. Вопросы и задания ......................................................................................................................................... 159

ЛЕКЦИЯ 8. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ ........................................... 160

8.1. Термохимия ........................................................................................................................................................ 160

8.2 Теплота образования ...................................................................................................................................... 164

8.3 Энтальпия ............................................................................................................................................................ 166

8.4 Теплота сгорания .............................................................................................................................................. 170

8.5. Вопросы и задания ......................................................................................................................................... 172

ЛЕКЦИЯ 9. ХИМИЧЕСКОЕ И ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ .......................................... 173

9.1. Химическое равновесие ................................................................................................................................ 173

9.2. Константа равновесия .................................................................................................................................... 173

9.3. Принцип Ле Шателье ...................................................................................................................................... 176

9.4. Фазовое равновесие ....................................................................................................................................... 179

9.5. Правило фаз ...................................................................................................................................................... 181

9.6. Диаграммы состояния .................................................................................................................................... 182

9.7. Вопросы и задания: ........................................................................................................................................ 193

ЛЕКЦИЯ 10. СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ И МЕТОДЫ ЕЕ РЕГУЛИРОВАНИЯ ................. 194

10.1 Природа реагирующих веществ ................................................................................................................ 194

10.2. Концентрация реагирующих веществ .................................................................................................... 195

10.3. Температура реакционной среды ............................................................................................................ 195

10.4. Энергия активации ........................................................................................................................................ 197

10.5. Катализаторы .................................................................................................................................................. 199

10.6. Вопросы и задания ....................................................................................................................................... 199

ЛЕКЦИЯ 11. КОЛЕБАТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ................................................................ 201

11.1. Колебательные процессы в химии ......................................................................................................... 201

11.2. Реакция Белоусова-Жаботинского .......................................................................................................... 204

11.3. Колебательные реакции и синергетика ................................................................................................. 207

11.4. Практическое применение колебательных процессов ................................................................... 211

11.5. Нанотехнологии .............................................................................................................................................. 213

11.6. Вопросы и задания ....................................................................................................................................... 217

ЛЕКЦИЯ 12. РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ВЕЩЕСТВ ...................................... 218

12.1. Химическое сродство ................................................................................................................................... 218

12.2. Энергия Гиббса ............................................................................................................................................... 221

12.3. Энергия Гельмгольца ................................................................................................................................... 222

12.4. Критерий возможности самопроизвольного протекания химических процессов ................ 224

12.5. Вопросы и задания ....................................................................................................................................... 227

ЛЕКЦИЯ 13. ХИМИЯ И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ ...................... 230

13.1. Связь Периодической системы с квантовой химией ....................................................................... 231

13.2. Строение Периодической системы ......................................................................................................... 233

13.3. Электронные формулы элементов ......................................................................................................... 236

13.4. Краткий обзор свойств s-, p-, d- и f-элементов ................................................................................... 238

13.5. Вопросы и задания: ...................................................................................................................................... 257

ЛЕКЦИЯ 14. КИСЛОТНЫЕ, ОСНОВНЫЕ И ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ .................................................... 260

14.1. Кислоты и основания ................................................................................................................................... 260

14.2. Водородный показатель ............................................................................................................................. 265

14.3. Гидролиз ........................................................................................................................................................... 269

14.4. Буферные растворы .................................................................................................................................... 272

14.5. Окислительно-восстановительные процессы ................................................................................... 274

14.6. Вопросы и задания: ...................................................................................................................................... 281

ЛЕКЦИЯ 15. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ; КОМПЛИМЕНТАРНОСТЬ ............................... 284

15.1. Энергия ионизации и сродство к электрону ........................................................................................ 284

15.2. Валентность ..................................................................................................................................................... 286

15.3. Виды химической связи .............................................................................................................................. 288

15.5. Комплементарность ...................................................................................................................................... 303

15.6. Гибридизация .................................................................................................................................................. 306

15.7. Метод молекулярных орбиталей (ЛКАО МО) ...................................................................................... 307

15.8. Вопросы и задания ....................................................................................................................................... 309

ЛЕКЦИЯ 16. ХИМИЧЕСКАЯ ИДЕНТИФИКАЦИЯ ........................................................ 310

16.1. Качественный анализ ................................................................................................................................... 310

16.2. Количественный анализ .............................................................................................................................. 323

16.3. Физические и физико-химические методы анализа ......................................................................... 327

16.4. Вопросы и задания: ...................................................................................................................................... 332

ЛЕКЦИЯ 17. ОСНОВЫ БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ И ИХ ПРИМЕНЕНИЕ В ТЕХНОЛОГИЧЕСКОЙ ОТРАСЛИ ................................................................................. 334

17.1. Клетка – основа жизни ................................................................................................................................. 334

17.2. Метаболизм ...................................................................................................................................................... 337

17.3. Триплетный код и матричный синтез .................................................................................................... 340

17.4. Биохимические процессы в технологической отрасли ................................................................... 346

17.5. Вопросы и задания ....................................................................................................................................... 356

ЛЕКЦИЯ 18. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ МЕМБРАННЫХ ТЕХНОЛОГИЙ ............ 357

18.1. Строение биомембран ................................................................................................................................. 358

18.2. Процессы переноса ...................................................................................................................................... 360

18.3. Современные мембранные материалы и технологии ..................................................................... 364

18.3. Перспективы развития мембранных технологий .............................................................................. 369

18.4. Вопросы и задания ....................................................................................................................................... 370

ЛИТЕРАТУРА ................................................................................................................. 372

Рекомендуемые учебники по дисциплине «Химия» ................................................................................... 372

Литературные источники информации ........................................................................................................... 372

Источники информации в системе Интернет: ............................................................................................... 375

Предисловие

Данное учебное пособие разработано на основе курса лекций по химии, которые читаются в Арсеньевском технологическом институте (филиале) ДВГТУ в течение нескольких лет. Курс лекций разработан на основе требований Государственных образовательных стандартов ХИМИЯ ЕН.Ф. 04 и ХИМИЯ ЕН.Ф. 05 для студентов соответствующих специальностей. В данном учебном пособии автор представляет учебный в строгом соответствии со структурой федерального компонента государственных образовательных стандартов по дисциплине «Химия» для студентов, обучающихся специальностям

151001 (Технология машиностроения), 140211 (Электроснабжение) и 080502 (Экономика и управление на предприятии (в машиностроении)), отказавшись от традиционного изложения предмета. При этом особое внимание уделялось тому, чтобы обеспечить системный подход (присущий духу государственного образовательного стандарта) и соответствие содержания и структуры данного учебного пособия тому объему знаний, который входит в предметную область и паспорт дисциплины.

Федеральный компонент: Требования Государственного образовательного стандарта к минимальному объему программы Требования Государственного образовательного стандарта к минимальному объему программы дисциплины ХИМИЯ ЕН.Ф. 04 :

Химические системы, растворы, дисперсные и электрохимические системы, катализаторы и каталитические системы; полимеры и олигомеры; химическая термодинамика и кинетика; энергетика химических процессов; химическое и фазовое равновесие; скорость реакции и методы ее регулирования; колебательные реакции; реакционная способность веществ; химия и периодическая система элементов; кислотные, основные и окислительно-восстановительные свойства веществ; химическая связь; комплиментарность; химическая идентификация; качественный и количественный анализ; аналитический сигнал; химический, физический и физико-химический анализ

Химический практикум

По сравнению с Государственным стандартом ХИМИЯ ЕН.Ф. 04, д ля студентов, обучающихся специальности «Экономика и управление на предприятии» Государственный образовательный стандарт ХИМИЯ ЕН.Ф. 05 дополнен следующими темами:

Основы биохимических процессов и их применение в технологической отрасли; теоретические основы мембранных технологий, современные мембранные материалы, перспективы развития мембранных технологий

Основная цель курса состоит в том, чтобы развить у студентов нехимических специальностей химическое мышление, не на профессионально-предметном, что, естественно, невозможно, а на концептуальном уровне, с тем, чтобы будущий специалист мог разобраться в сути химических проблем, возникающих в ходе его профессиональной деятельности.

Новизну данного учебного пособия можно усмотреть в авторской попытке внести в него все компоненты государственных стандартов для указанных специальностей, включая такие темы, как колебательные реакции, химическая идентификация, основы биохимических процессов и теоретические основы мембранных технологий с тем, чтобы студенты могли найти весь базовый учебный материал в одном пособии.

Как известно, преподавание химии в нехимическом вузе отличается от школьного уровня не столько широтой охвата материала, сколько глубиной его рассмотрения, хотя эта глубина и несравнима с той, которая требуется при преподавании химии в химическом вузе. Особенностью данного учебного пособия является то, что автор стремился уделить особое внимание вопросам, позволяющим обобщить и объяснить материал по составу и свойствам вещества, с учетом междисциплинарных связей и задач отраслевой практики, сознательно сократив описательную часть курса. В данном пособии была сделана попытка сделать содержание пособия соответствующим самым современным представлениям об изучаемом предмете, а изложение учебного материала убедительным и доказательным для студентов, а также установить связь излагаемого материала с другими фундаментальными и смежными дисциплинами (такими, например, как физика и материаловедение).

Дисциплина «Химия» читается на первом курсе в первом семестре, поэтому необходимые требования к уровню освоения содержания дисциплины включают усвоение основ химии в объеме средней школы. В данном учебном пособии не предусмотрено применение элементов высшей математики, так как пособие предназначено для студентов первого курса, которые еще не владеют соответствующим математическим аппаратом.

Особое внимание в процессе разработке данного учебного пособия уделялось тому, чтобы сделать его доступным для понимания студентов, с тем, чтобы каждый студент в результате изучения предмета «Химия» в рамках данного курса:

Получил представление о современных взглядах на строение вещества в рамках системного подхода;

Разобрался в главных закономерностях химических процессов;

Научился ориентироваться в вопросах химии, имеющих наибольшее значение для его будущей специальности;

Овладел техникой несложного химического эксперимента посредством химического практикума (предусмотренного Государственным стандартом для студентов технических специальностей).

Для облегчения этой задачи теоретические положения в данном пособии иллюстрируются примерами, приводятся задания для самостоятельной работы, даются рекомендации по выполнению заданий для успешной самостоятельной работы студентов над предметом. Задания, предлагаемые в данном пособии, составлены с учѐтом требований, предъявляемым студентам при Интернеттестировании на федеральном уровне.

Объѐм химических знаний, представленных в данном учебном пособии, ограничен. Оно не может полностью заменить фундаментальный учебник по химии, однако его можно рассматривать именно как пособие, долженствующее облегчить знакомому со школьным курсом химии учащемуся, в том числе и самостоятельно изучающему предмет, успешное усвоение учебного материала фундаментальных учебников, рекомендованный список которых, вместе с перечнем дополнительной литературы, приводится в данном учебном пособии. Пособие также поможет студентам восполнить пробелы в школьном химическом образовании.

Введение

Химия как раздел естествознания

Химия как наука является разделом естествознания - комплекса наук о природе, о мире в его естественном состоянии, независимо от человека. В этот комплекс входят физика и астрономия, химия и биология, геология и география, а также многочисленные приложения этих наук. Химия - это естественная наука, изучающая химические превращения материи, существующей в виде вещества. Материей мы называем всѐ, что окружает нас (и нас самих), действует на наши органы чувств (или на приборы) и отражается нашим сознанием. По современным представлениям, вещество является только одной из трех форм материи; двумя другими формами являются поле и вакуум . В современной физике веществом называют форму материи, состоящую из элементарных частиц, имеющих собственную массу (массу покоя ), а именно, из фермионов , которые образуют электронные оболочки и атомные ядра, атомы и молекулы. При химических процессах происходит обмен атомами между различными веществами, перераспределение электронов, разрушение одних химических связей и возникновение других. Химические процессы являются проявлением электромагнитного взаимодействия , переносчиком которого служит фотон.

При физическом изменении вещества не происходит изменений его внутреннего строения, состава и свойств. В результате химических изменений вещества (химической реакции) происходят изменения не только физического состояния веществ (например, его агрегатного состояния), но меняется также химический состав и структура веществ. С углублением знаний о строении материи эволюционировало и понятие «химическая реакция». По современным представлениям, химическая реакция – это процесс, в результате которого изменяются состав, структура или заряд участвующих в процессе частиц (атомов, молекул, ионов или радикалов) при неизменности химической природы атомов.

Химия изучает разнообразные химические процессы, и эти знания помогают человеку получать необходимые для его жизнедеятельности материалы и двигаться по пути материально-технического прогресса.

Значение химии в изучении природы принципиально важно, так как эта наука отвечает на вопрос о строении и свойствах веществ, из которых состоят все объекты природы, в том числе и сам человек. По словам А. Эйнштейна, только теория решает, что именно мы ухитряемся наблюдать , поэтому «нет ничего практичнее хорошей теории». Химия составляет теоретическую основу любого химического производства, от переработки природного сырья (металлических руд, нефти, природного газа) до изготовления бытовых товаров. Понимание законов химии и умение их использовать на практике необходимо каждому инженеру, технологу или экономисту, потому что нет ни одного производства, где не применялись бы те или иные химические процессы (получение чистых металлов и других материалов, нанесение покрытий, очистка воды и т.д.). Любая промышленно развитая страна имеет развитую промышленность, а тем самым обязана тратить большие средства на развитие теоретической химии.

Основные задачи современной химии

Цель любых научных исследований состоит в изучении законов природы для последующего их использования в практической деятельности. Практическое применение химической теории сводится к решению трех основных проблем:

1. Получения максимального количества вещества с заданными свойствами с минимальными затратами исходных веществ и энергии на осуществление процесса; 2. Получения максимального количества энергии (теплоты или электричества) для дальнейшего ее использования;

3. Осуществления всех химических процессов с оптимальной скоростью.

ЛЕКЦИЯ 1. Химические системы

1.1. Вещество как система

Применение теории систем к решению конкретных проблем называют системно-структурным подходом . Этот подход применим и в химии.

Системой вообще называется множество элементов, находящихся в таких отношениях друг с другом, которые придают множеству определенную целостность и единство, то есть взаимодействуют меж собой .

Системным подходом называют такой способ рассмотрения проблемы, при которой ее состояния, свойства и особенности выводятся из состояния и свойств составляющих ее элементов.

Системе свойственна целостность , то есть свойство изменяться при изменении свойств ее элементов. Изменение любого элемента системы оказывает воздействие на все другие элементы системы и изменяет всю систему. И наоборот, воздействие на систему оказывает влияние на свойства составляющих ее элементов. При объединении элементов в целостную систему у них появляются новые свойства, то есть целое не является механической суммой частей. Примером может служить молекула воды, составленная из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Свойства воды не есть линейная комбинация свойств водорода и кислорода, у воды появляются новые, присущие только ей характеристики. Такое свойство системы называется эмерджентностью (от английского слова emerge – внезапно возникать)

Любой объект окружающего нас мира представляет собой целое в одном отношении и часть целого в другом. Любую систему можно расчленить на элементы, которые, в свою очередь, могут рассматриваться как система. В то же время сама данная система может выступать в виде элемента другой более широкой системы. Это свойство систем называют их иерархическим строением . Следствием иерархического строения является возможность изучения систем при последовательном переходе с одного уровня расположения элементов системы на другой. Самой большой и сложной является наш мир в целом, то есть система под названием Вселенная. Во всей этой системе в целом и в каждой ее части материя находится в непрекращающемся движении . Мерой движения материи является энергия, а также ее превращения из одной формы в другую.

Химия как наука о веществе должна, прежде всего, дать ответ на вопрос, как вещество устроено. Системный подход можно применить и к поискам ответов на этот вопрос. Если считать вещество сложной системой, на вопрос, из чего состоит данная сложная система, следует дать ответ – из более простых систем. Отсюда следует, что в данном случае логично применить системный подход с иерархическим усложнением, переходя от более простых систем к системам более сложным . Однако при любом подходе необходима концепция (что в переводе с латинского языка означает «понимание»), то есть основополагающее допущение. Таких концепций о строении вещества существует две, и обе они зародились ещѐ в глубокой древности, в V –

IV вв. до нашей эры в Древней Греции.

1.2. Концептуальный уровень

Одна из двух основополагающих идей о строении вещества называется корпускулярной концепцией . Суть еѐ состоит в том, что любое вещество можно раздробить на первичные структурные элементы, то есть существует предел деления материи. Автором корпускулярной концепции читается греческий философ Демокрит (460370 гг. до н.э), который утверждал, что на свете нет ничего, кроме атомов и пустоты . Рассуждая о том, почему при сильном нагревании улетучивается вода, как можно ощутить запах цветка на расстоянии и куда девалась позолота с рук статуи Зевса в местном храме, Демокрит пришел к выводу о том, что тела только кажутся нам сплошными, а на самом деле состоят из мельчайших частиц – атомов. В переводе с греческого языка слово «атомос» означает «неделимый» .

Другой древнегреческий философ, Аристотель (384-323 гг. до н.э.), считал, что природа не терпит пустоты, и, отвергая пустоту, вместе с ней отрицал и существование атомов Демокрита. Аристотель считал, что четыре стихии (тепло, холод, сухость и влажность), соединяясь попарно, составляют четыре элемента мира: воду, воздух, огонь и землю . Первоосновой же, или первоматерией мира, является идеальный пятый элемент - эфир. Эту концепцию называют континуальной концепцией строения вещества (других форм материи древние не знали) от латинского слова «континуум», то есть нечто сплошное и неделимое (как эфир). Следовательно, из континуальной концепции строения вещества вытекает вывод, что предела деления материи не существует . Ещѐ одним выводом, из учения Аристотеля, который взяла на вооружение алхимия средневековья, была идея о возможности трансмутации, то есть превращения одних элементов в другие, например, свинца или ртути в золото, или наоборот.

Какая же концепция строения верна? Решить это вопрос можно только опытным путѐм. Разлагая самые разные вещества на составные части, экспериментаторы убедились в том, что Аристотель неправ. Вода, например, не является простым элементом, так как из неѐ можно выделить ещѐ более простые субстанции – водород и кислород. Воздух также является сложной системой и состоит из смеси различных газов, основными компонентами которой являются азот и кислород. Земля состоит из множества веществ, как простых, так и сложных, некоторые из них по традиции даже называются «землями».

Континуальная концепция строения вещества зашла в тупик, и альтернативой ей послужил атомизм, о котором всѐ чаще вспоминали мыслители XVI-XVII веков. Так, например, в 1647 году Пьер Гассенди (1592-1655), французский ученый и философ, не только отверг представления Аристотеля об устройстве материи в виде вещества, но и объяснил на основе учения древних атомистов , каким именно образом возникают в мире многие миллионы разнообразных тел. Для этого, утверждал Гассенди, не требуется большого количества атомов. Атом - это все равно, что строительный материал для домов. Как из строительных материалов - кирпичей, досок гвоздей - можно построить и бедную хижину, и величественный дворец, так из нескольких десятков различных атомов природа может построить тысячи тысяч разнообразных тел. При этом различные атомы в каждом теле объединяются в небольшие группы, которые Гассенди назвал молекулами , от латинского слова moleс («массочка»).

В 1668 году Роберт Бойль(1627-1691), назвал истинными элементами, в отличие от алхимических «элементов мира», «... некоторые первоначальные и простые, вполне не смешанные тела; эти тела не состоят из других тел или друг из друга и являются составными частями, из которых сложены все вполне смешанные тела и на которые последние, в конце концов, распадаются», то есть определил предел качественного деления вещества, элемент . Количественным же пределом деления материи считались атомы .

Приверженцем атомного строения материи был Исаак Ньютон (1643 1727). «Мне представляется , - писал он, - что Бог с самого начала сотворил вещество в виде твердых, непроницаемых, подвижных частиц и что этим частицам он придал такие размеры и такую форму, и такие другие свойства, и создал их в таких относительных количествах, как Ему нужно было для той цели, для которой он их сотворил…» . Огромный вклад в развитие атомно-молекулярного учения внѐс Михаил Васильевич Ломоносов (1711 - 1765). Ломоносов считал, что все тела состоят из атомов (правда, атомы он ошибочно называл элементами) и их сочетаний - молекул, которые он называл корпускулами. Ломоносов, одновременно с французским химиком Лавуазье, доказал закон сохранения вещества и позднее обобщил его до закона сохранения материи и движения. Природу теплоты Ломоносов объяснял вращательным и колебательным движением атомов и молекул. Следующий шаг в познании строения материи сделал английский химик, физик и метеоролог Джон Дальтон (1766 - 1844). Дальтон считал, что атомы различных элементов имеют различную массу . Изучая растворимость газов в жидкости, он вычислил относительные веса таких атомов, как азот, углерод, кислород и сера, взяв за единицу вес атома водорода. Он также вычислил молекулярные массы некоторых сложных веществ. Существование атомов и молекул стало научным фактом, после того, как Дальтон их «взвесил», а итальянский физик и химик Амедео Авогадро (1776 -1856) «сосчитал». По закону Авогадро, в количестве любого вещества, равном его молекулярной или атомной массе (это количество вещества называют молем ) содержится одинаковое число атомов или молекул , а именно, число Авогадро 6,02∙10 ²³ . Один моль любого газа занимает объѐм 22,4 литра – именно благодаря этому обстоятельству и удалось «сосчитать» атомы и молекулы. «Увидеть» молекулы удалось в 1827 году английскому ботанику, почѐтному члену Петербургской Академии наук, Роберту Броуну (1773 -1858). Броун наблюдал в микроскоп взвесь очень мелких частиц пыльцы растений в воде и установил, что они находятся в непрерывном хаотическом движении. Причиной этого движения является непрерывная «бомбардировка» видимых в микроскоп частиц пыльцы невидимыми из-за своих малых размеров молекулами воды. Правда, механизм броуновского движения, вызванного вечным движением молекул, Альберт Эйнштейн объяснил только в 1905 году.

Ещѐ не так давно считалось, что увидеть атомы невозможно. Однако с изобретением в конце 20 века сканирующих микроскопов со сверхвысоким разрешением такая возможность появилась, и наше поколение отличается от предыдущих поколений, прежде всего тем, что мы увидели атомы, из которых состоим (Рис. 1.1)

Рис. 1. 1. Кристалл кремния при увеличении в 100 миллионов раз

Фотография кристалла кремния сделана посредством сканирующего электронного микроскопа особого типа. Отдельные атомы (большие красно-жѐлтые треугольники) на поверхности кристалла расположены в строгом порядке, соединѐнные химическими связями (белые «облака»). Атомы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов.

К середине XIX, когда было открыто 74 элемента с различными свойствами и появилось стройное атомно-молекулярное учение, победу корпускулярной концепции над концепцией континуальной можно было считать окончательной.

Суть атомно-молекулярного учения можно выразить следующим образом:

Существует предел деления материи – атом;

Атомы отличаются друг от друга массой и размерами, но внутренней структуры не имеют (неделимы);

Атомы с одинаковой массой образуют химический элемент;

Атомы соединяются друг с другом в соответствии со своей валентностью и образуют молекулы;

Валентностью называют свойство атомов одного элемента соединяться с определѐнным числом атомов другого

элемента;

Атомы и молекулы находятся в постоянном движении;

В совокупности, атомы или молекулы, состоящие из одинаковых атомов, образуют простые вещества. Эти вещества отличаются друг от друга по химическим свойствам (металлы и неметаллы);

В совокупности, молекулы, состоящие из разных атомов, образуют сложные вещества. Эти вещества отличаются по химическим свойствам (оксиды, кислоты, основания, соли и т.д.);

Процесс превращения одних молекул в другие в соответствующих условиях есть химическая реакция;

Превращение одних атомов в другие (трансмутация) невозможно.

В рамках корпускулярной концепции в виде атомно-молекулярного учения ответ на вопрос о строении материи при системном подходе с иерархическим усложнением можно представить следующим образом: Атом → Молекула → Вещество

В 1969 году Д.И. Менделеев (1834 -1907) открыл закон, объясняющий, как изменяются свойства химических элементов , который является вершиной атомно-молекулярного учения. Попытки систематизации химических элементов предпринимались и до Менделеева, но они основывались на объединении элементов в группы только на основании их физического сходства и химических свойств.

Так, немецкий химик Дѐберейнер еще в 1829 г. заметил сходство между некоторыми элементами (хлором, бромом и йодом; литием, натрием и калием) и объединил их в триады. В 1964 английский химик Ньюлендс предложил «закон октав», по которому элементы объединялись в группы, причем все восьмые элементы в этих группах имели одинаковые свойства. Сходную таблицу предложил и немецкий химик и физик Лотар-Мейер.

Менделеев пришел к выводу, что в основу систематики элементов должна быть положена их относительная атомная масса (атомный вес).

Массы атомов, выраженные в граммах, очень малы (атом

водорода, например, весит около 1,67∙10^-24 г), и пользоваться этими величинами крайне неудобно. Поэтому еще в 1803 году английский химик Д. Дальтон предложил использовать соотношение весов, или относительную массу элементов, взяв за единицу массу самого легкого атома, водорода (водородную единицу). Впоследствии водородная единица была заменена кислородной (1/16 часть массы атома кислорода). В 1961 году за атомную единицу массы была принята 1/12 часть массы атома углерода (вернее, изотопа углерода ¹² С). Атомные массы кислорода и водорода, например, равны соответственно 15,9994 и 1,00794. Размеры атомов оценивают в ангстрѐмах. Один ангстрѐм равен 10^-10 м (10^-8 см). Мы не можем видеть атомов, потому что они несоизмеримы с объектами «человеческих» размеров. Поэтому мир человека принято называть макромиром , а мир атомов – микромиром . Поскольку на микроуровне вещество (в рамках атомно-молекулярного учения) состоит из атомов, то его можно назвать микровеществом . Расположив все известные в то время элементы (74) в порядке возрастания их атомных масс (весов), Менделеев обнаружил, что сходные в химическом отношении элементы встречаются через правильные интервалы (периоды), то есть химические свойства элементов периодически повторяются. Периодический закон Менделеев сформулировал следующим образом:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов .

Если распределить элементы в порядке возрастания их атомных масс по строкам (периодам) таким образом, чтобы в первой строке было 2 элемента, во второй и третьей – по 8, в четвѐртой и пятой – по 18, а в шестой и седьмой – по 32, то свойства элементов будут периодически повторяться. Каждый период начинается с очень активного металла, затем металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются, а заканчивается каждый период инертным газом. Это значит, что свойства элементов, расположенных в системе Менделеева определенным образом повторяются. Понятие о валентности как о свойстве атомов соединяться в определѐнных соотношениях , объясняло, например, строение молекулы воды Н₂ О тем, что одновалентный водород соединяется с двухвалентным кислородом в соотношении 2 атома водорода к 1 атому кислорода.

Свойства элементов, расположенных в системе Менделеева определенным образом, повторяются, причѐм периодичность этих повторений не простая, а сложная и выражается числами 2, 8, 18 и 32. Менделеев не мог объяснить, откуда берутся эти «магические» числа.

Ответ на этот вопрос дала квантовая химия.

1.3. Субатомный уровень

Современная химия отвечает на вопрос о строении вещества в рамках корпускулярной концепции. Однако пределом деления вещества считаются не атомы, а дискретные (от английского слова discrete – разбивать) элементарные частицы . То, что у атома есть составные части, удалось обнаружить, изучая электрические явления. В 1897 году английский физик Джозеф Джон Томсон, изучая природу катодных лучей, или электрического тока, открыл отрицательно первую элементарную частицу – электрон , и, тем самым, доказал, что атом имеет структуру, то есть является делимым . Ученик Томсона, Эрнест Резерфорд (1871 -1937) в 1910 году открыл атомное ядро и предложил другую модель атома: планетарную (см. Рис.1.2). В таком атоме, размеры которого составляют 10^-10 м, вокруг небольшого по размеру (10¹⁵ -10^-14 м), но очень массивного положительно заряженного ядра движутся отрицательно заряженные электроны.

Рис.1.2 Планетарная модель атома

Ядро, как выяснилось впоследствии, состоит из тяжѐлых элементарных частиц, протонов и нейтронов . На сегодня физикам известно более 400 элементарных частиц, которые делятся на фермионы и бозоны . Фермионы считаются частицами, образующими вещество, тогда как бозоны являются частицами полей

(электромагнитного, сильного и слабого ядерного и гравитационного) и переносчиками соответствующих фундаментальных взаимодействий. Все элементарные частицы можно классифицировать по массе, заряду, времени жизни и спину . Для химии наиболее важными являются четыре элементарные частицы: это протон, нейтрон и электрон (фермионы), а также фотон (бозон), который является переносчиком электромагнитного взаимодействия, так как все химические превращения имеют электромагнитную природу. Масса электрона m_e оставляет 9,109410^-28 г, масса протона равна 1,610^-24 г, или 1836 m_e ) а масса нейтрона - 1840 m_e . В атомных единицах масса протона и нейтрона равна 1, а масса электрона не принимается в расчѐт. Фотон не имеет массы покоя, так как нет такой системы отсчѐта, относительно которой можно было бы представить его покоящимся, однако в движении его масса отлична от нуля. Заряд протона равен +1, электрона -1, нейтрона - 0, для фотона понятия заряда не существует. Электроны, протоны и фотоны являются стабильными частицами, время жизни которых превышает 10²⁷ лет. Свободный нейтрон является квазистабильной частицей, время его жизни составляет 1000 секунд. Все элементарные частицы с их невероятно малыми массами и размерами - это объекты микромира , и их свойства не имеют аналогов в привычном для нас макромире . Одним из таких свойств является спин (от английского слова spin – веретено или волчок). Фермионы обладают полуцелым спином, так, например, спин электрона принимается равным ±1/2. У фотона, поскольку он является бозоном, спин целый и равен 1. Спин определяет собственный момент количества движения

элементарной частицы, не связанный с ее перемещениями как целого.

Иногда для объяснения понятия спина используют такую аналогию – электрон представляют как летящий волчок, или круговой ток, создающий собственное магнитное поле. Такая аналогия позволяет объяснить наличие спина 1/2 у электрона и протона, но не у нейтрона – частицы с нулевым зарядом. При всех способах его регистрации спин всегда направлен вдоль той оси, которую наблюдатель выбрал за исходную. Значение спина 1/2 означает, что электрон (протон, нейтрон) становится идентичным сам себе при обороте на 720⁰ , а не 360⁰ , как в нашем трехмерном мире. В результате «двойного поворота» создаваемое электроном магнитное поле вдвое больше того, которое мог бы дать вращающийся заряженный шарик. Спин принято считать одним из фундаментальных свойств материи, то есть он не является следствием других свойств природного объекта, также как, например, гравитация и электричество.

В рамках корпускулярной концепции на субатомном уровне (приставка «суб» означает, что речь идѐт об уровне, лежащем в глубинах атома) ответ на вопрос о строении материи при системном подходе с иерархическим усложнением можно представить следующим образом:

Элементарные частицы → ядра атомов + электроны, вращающиеся вокруг ядра = атомы → молекулы → вещество

В соответствии с ядерно-планетарной моделью атома Резерфорда, атом состоит из положительно заряженного ядра и электронов, количество которых равно заряду ядра, так что атом в целом является электронейтральным. Атомное ядро – это система, состоящая из массивных частиц нуклонов (от латинского слова «нуклеус» – «ядро»), положительно заряженных протонов (открыты в 1919 г. Э. Резерфордом) и не имеющих заряда нейтронов (открыты в 1932 Дж. Чедвиком). Оказалось, что заряд ядра численно равен порядковому номеру атома в периодической системе по закону Мозли , или закону атомного номера . В 1913 г. английский ученый Генри Мозли установил: корень квадратный из частоты рентгеновского спектра элемента является линейной функцией порядкового номера элемента в периодической системе:

c

, (1.1)

где ν – частота рентгеновского излучения атома; λ – длина волны этого

излучения; с – скорость света (3∙10⁸ м/сек); Z - порядковый номер элемента, К и α – константы серий линий спектра.

Это означает, что, зная порядковый номер элемента в системе Менделеева (например, элемента №5), можно установить, как устроен атом данного элемента. Заряд ядра этого атома, в соответствии с законом Мозли, равен +5, следовательно, в ядре атома элемента №5 находится пять протонов, а вокруг ядра вращается пять электронов. Число нейтронов в ядре может меняться (для лѐгких элементов оно чаще всего равно числу протонов). Это открытие устраняло кажущееся противоречие в системе Менделеева, где некоторые элементы с большей массой стояли впереди элементов с меньшей массой (теллур и йод, аргон и калий, кобальт и никель). Оказалось, что противоречия здесь нет, так как заряды ядер этих элементов точно соответствуют их положению в периодической системе. Заряд атомного ядра оказался той основной величиной, от которой зависят свойства химического элемента. Поэтому периодический закон Менделеева в современной формулировке звучит так:

Свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов .

Химическим элементом по современным представлениям считается совокупность атомов с одинаковым числом протонов в ядре, или с одинаковым зарядом ядра .

Прибавляя к ядру протоны или выбивая их из ядра (например, в ускорителях элементарных частиц), можно из одного элемента получить другой, то есть осуществить ту трансмутацию , о которой мечтали алхимики. Именно поэтому создатель науки об атомном ядре Э. Резерфорд назвал свою последнюю книгу «Современной алхимией». Однако для такой трансмутации нужна колоссальная энергия, которую нельзя получить в какой бы то ни было химической реакции, поэтому такие ядерные реакции осуществляются в ускорителях элементарных частиц. При этом теоретически можно получить сколь угодно много элементов, однако для химии такие элементы, во всяком случае, на данном этапе, никакого практического значения не имеют, так как их атомы получают в ускорителях элементарных частиц буквально поштучно, а время жизни таких атомов ничтожно мало. Ядерные реакции в данном учебном пособии не рассматриваются.

Сумма масс протонов и нейтронов составляет массовое число , или атомную массу А элемента. Ядра, имеющие одинаковое число протонов, но различное число нейтронов, называются изотопами. Химические свойства изотопов одинаковы: это один и тот же химический элемент. Любой элемент состоит из совокупности изотопов: например, водород – это смесь изотопов с массовыми числами 1 (протий), 2 (дейтерий) и 3 (тритий), поэтому приведенная в системе Менделеева атомная масса элемента представляет собой не целое, а дробное число (для водорода – 1,008). Многие изотопы неустойчивы и распадаются с выделением излучения или частиц с высокой энергией; это явление называется естественной радиоактивностью .

Встречаются также ядра, массовые числа которых одинаковы, но число протонов в ядре разное. Такие ядра называются изобарами ; изобары обладают различными химическими свойствами, следовательно, являются различными элементами.

В химических превращениях ядро, спрятанное в глубинах атома, непосредственного участия не принимает. Поэтому химику важнее всего знать, как располагаются электроны в том или ином атоме, так как именно они обуславливают химические превращения элементов. Количество электронов на атомных орбитах равно количеству протонов в ядре, или заряду ядра, так как протон заряжен положительно (его заряд принимается равным +1), электрон – отрицательно (-1), а атом в целом электронейтрален. Так, у атома №5 вокруг ядра вращаются пять электронов.

1.4. Квантовый уровень

Планетарная модель атома противоречит законам классической электродинамики, то есть теории движения заряженных тел. В соответствии с этими законами, движущийся по орбите электрон очень скоро (через 10^-8 сек) должен упасть на ядро (см. Рис. 1.3).

Рис. 1. 3. Вращаясь по замкнутой орбите, электрон должен постоянно излучать энергию

Однако на самом деле атомы очень стабильны. Датский физик Нильс Бор (1885-1962) разрешил это противоречие, предложив свою модель атома, основанную на двух постулатах, которые называют постулатами Бора :

атом имеет прерывистую последовательность стационарных состояний, находясь на которых электрон не испускает и поглощает энергию;

при переходах от состояния к состоянию электрон излучает квант электромагнитной энергии.

На основании своей модели атома водорода Бор сумел объяснить линейчатые спектры атомов. Если атомы какого-либо элемента, например, водорода, возбудить (сильно нагреть), то они начинают испускать свет. Этот свет можно разложить в спектр (при помощи стеклянной призмы или дифракционной решетки) и получить ряд линий (цветных, если они расположены в видимой области спектра) – «визитную карточку» атома (см. Рис. 1.4). Каждый элемент имеет уникальный спектр, что широко используется для определения элементного состава различных образцов, а сыграло огромную роль в открытии новых элементов. Так, например, при анализе спектра Солнца был открыт гелий. Такой метод исследования элементов и их соединений называется спектральным анализом . Твердые тела и жидкости, где атомы тесно сближены друг с другом, дают сплошной спектр, а газы и пары, где атомы удалены друг от друга, - линейчатый, содержащий только определенные длины волн. Спектры и спектральный анализ были открыты ещѐ в XVIII веке и широко применялись в научных исследованиях, однако только Бору удалось объяснить происхождение и уникальность линейчатых спектров атомов.

Рис 1.4. Спектр водорода в видимой области

Наиболее простой спектр имеет атом водорода, поэтому он очень хорошо изучен. В видимой области спектра имеются всего четыре линии, - красная, зеленая, синяя и фиолетовая (Рис.1.4).

Бор предположил, что каждая спектральная линия появляется в результате перехода электрона в атоме водорода с более удалѐнной орбиты на орбиту, более близкую к ядру. При этом испускается порция энергии , равная разности энергий электрона на более удалѐнной и менее удалѐнной орбитах (Рис. 1.5).

Рис 1.5. Модель Бора, объясняющая появление в спектре водорода строго определенных линий

Теоретические расчѐты частот спектральных линий водорода, сделанные Бором, точно совпали с экспериментально полученными значениями. Это значит, что модель Бора отражает реальность. Энергия каждого перехода рассчитывается по формуле Планка-Эйнштейна:

E (1.2)

Где Е – энергия, v – частота спектральной линии, а h (постоянная Планка), или квант действия .

Понятие «действие» является одним из главнейших понятий механики. На современном языке оно звучит так: ничто на свете не происходит без затрат энергии и времени, но особенно важно их произведение. Оно показывает, что малая энергия за долгое время производит то же действие, что большая энергия за короткий срок.

Произведение энергии и времени есть действие . В восемнадцатом веке Пьер-Луи де Мопертюи сформулировал классический принцип наименьшего действия «Если в природе происходит само по себе какое-либо изменение, то необходимое для этого количество действия есть наименьшее возможное» , который спустя столетие стал руководящим в классической механике; из него выводились все уравнения движения. Мерой движения тел является энергия. Энергия существует в разных формах, например, в виде тепла и света. О природе света спорили еще Ньютон и его современник Гюйгенс. Ньютон считал свет состоящим из материальных частиц , как все остальные материальные тела. Гюйгенс же рассматривал свет как волновой процесс. В XIX было доказано, что свет - это электромагнитные волны с определенной длиной волны λ и частотой ν . Ниже в Таблице 1.1 приведен весь диапазон электромагнитных волн. По мере продвижения к рентгеновским лучам дина волны уменьшается, а частота растѐт. Область видимого света по сравнению со всем диапазоном электромагнитных волн очень мала.

Таблица 1.1. Диапазон электромагнитных волн

Вид излучения

Длина волны

Частота

Постоянный ток

3х10⁶ м

10² гц

Переменный ток

3х10⁴ м

10⁴ гц

Радиоволны

3х10² - 3 м

10⁶ -10⁸

Инфракрасное излучение

3х10^-4

10¹²

Видимый свет:

Красный

Синий

3х10^-6

3х10^-8

10 14

10¹⁶

Ультрафиолетовое излучение

3х10^-9

10¹⁷

Рентгеновское излучение

3х10 -10

10¹⁸

Гамма-излучение

3х10 -12

10²⁰

В 1900 году немецкий физик Макс Планк (1858 - 1947) высказал предположение, что вся энергия, в том числе и тепловая, и световая, излучается и поглощается в виде порций, или квантов (в основе этого термина лежит латинское слово «quantum», что значит «сколько»). Наименьшую порцию энергии, равную 6,6262∙10^-34 Дж∙сек , называют квантом действия , или постоянной Планка. В 1905 году Альберт Эйнштейн (1879 - 1955) пришѐл к выводу, что свет существует в виде потока квантов, или фотонов , каждый из которых является одновременно волной и частицей, то есть обладает корпускулярноволновым дуализмом ( двойственностью) .

Только с помощью такого допущения он смог объяснить механизм фотоэффекта: облученные светом определенной частоты, некоторые вещества начинали испускать электроны, то есть проводить электрический ток, потому, что только кванты света, обладающие достаточной энергией, способны «выбить» из вещества электроны.

Энергию фотона можно вычислить по формуле Планка-Эйнштейна (1.2). Отсюда можно вывести физический смысл мировой квантовой константы h . Чем выше частота излучения, тем большей энергией обладает квант. У каждого кванта частота колебаний своя, но основа дробности и малости у всех квантов общая. Ею служит величина наименьшего физического действия в природе . Для обозначения этого наименьшего действия Планк и ввел свою константу h . Наука о движении в микромире получила название квантовой механики , потому что постоянная Планка входит во все еѐ основные принципы и уравнения.

Оказалось, что электрон, как элемент микромира , не подчиняется законам классической механики. Он не излучает, находясь на стационарной боровской орбите, а между боровскими орбитами находятся запрещѐнные области пространства, в которых электрон существовать не может. Неклассическая теория движения, квантовая механика , составной частью которой является неклассическая теория строения вещества, квантовая химия , объясняет это невероятными для классической физики свойствами электрона: он является одновременно и частицей, и волной , то есть микрочастицам так же, как и фотонам света, присущ корпускулярно-волновой дуализм . Электрон может находиться только в тех областях пространства, которые вмещают целое число электронов-волн. Длину волны электрона можно рассчитать по уравнению, предложенному французским физиком Луи де Бройлем (1892 - 1986):

^h , (1.3)

mv

где h – постоянная Планка, равная 6, 6262∙10^-34 Дж∙сек; m – масса

электрона, равная 9, 108∙10^-34 г., а v – скорость движения электрона.

В соответствии с принципом неопределенности, который был сформулирован немецким физиков Вернером Гейзенбергом, для электрона (а в общем случае для любой микрочастицы) невозможно одновременно точно определить координату частицы Х и скорость V, или импульс Р_{х .} Математически этот принцип записывается так: h , (1.4)

где х и v_х – неопределенность^{^[1]} координаты и импульса (скорости

движения).

Это значит, что невозможно точно определить положение отдельного электрона в атоме, можно только предсказать с некоторой вероятностью положение его на определенной орбите . В микромире действуют не динамические , а вероятностные законы.

Почти одновременно с Гейзенбергом Н. Бор сформулировал свой принцип дополнительности, в котором идея корпускулярно-волнового дуализма выражена в общем виде: «Понятие частицы и волны дополняют друг друга и в то же время противоречат друг другу, они являются дополняющими картинами происходящего». Это значит, что микрочастица не может проявлять свойства частицы и волны одновременно, то есть корпускулярная и волновая картины должны дополнять друг друга, то есть быть комплиментарными . Только при учете этих двух аспектов можно создать общую картину микромира.

Математически положение электрона-волны в атоме описывается уравнением Шрѐдингера , или так называемой пси-функцией. В простейшем случае это волновое уравнение имеет вид:

0, (1.5)

где U - потенциальная энергия частицы; E – еѐ полная энергия; X, Y, Z - координаты частицы; - пси-функция; h - постоянная Планка

Квадрат модуля пси-функции определяет вероятность обнаружения электрона в данной точке пространства в определенное время . Решая уравнение Шрѐдингера (решение его для атомов сложнее водорода является очень трудной математической задачей), находят главное квантовое число n, характеризующее те орбиты, нахождение на которых электронов любого атома периодической системы наиболее вероятно.

Главное квантовое число n определяет энергию электрона на той или иной орбите, или энергетическом уровне . Значение n для электронов в каком-либо атоме можно найти, определив квадрат модуля пси-функции. Вычислить энергию электрона на определенном энергетическом уровне можно по следующему соотношению, которое вытекает из квантовой теории:

Z 2

E 13,60 ₂ , (1.6)

n

где Z – заряд ядра атома; n – номер энергетического уровня.

Знак « - » показывает, что отрыв электрона требует затраты энергии. Энергия выражается в электрон-вольтах . Один электрон-вольт – это энергия, необходимая для отрыва от атома первого электрона. Энергия электрона, главным образом, зависит от расстояния его до ядра (чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия). Поэтому говорят, что главное квантовое число определяет положение электрона на том или ином энергетическом уровне (или квантовом слое). Эти уровни обозначаются цифрами или буквами:

Значение главного квантового числа n: 1 2 3 4 5 6 7

Обозначение уровня: K L M N O P Q

В квантовой механике электрон представляют в виде электронного облака определенной формы. Форма облака определяется орбитальным, или азимутальным квантовым числом l , которое принимает значения от 0 до n-1, всего n значений и обозначается так:

Значение l : 0 1 2 3

Обозначение: s p d f

Исторически первые четыре значения имеют буквенные символы, произошедшие от спектроскопических терминов, использованных в 1890-е годы при описании спектров щелочных металлов: 0 – s (sharp – резкий); 1 – p (principal – главный); 2 – d (diffuse – диффузный); 3 – f (fundamental – фундаментальный). Эти буквы не являются сокращениями слов, описывающих «форму» орбитали.

При l = 0 s - электронное облако имеет шаровую симметрию, при l = 1 pэлектронное облако имеет форму гантели, при l = 2 d – электронное облако можно представить в виде двух гантелей, ориентированных по двум взаимно перпендикулярным осям Х и У, при l = 3 f- облако представляют в виде двух гантелей, ориентированных по трѐм взаимно перпендикулярным осям Х, У и Z. Более сложных электронных облаков не существует.

Для того чтобы определить квантовое число, необходимо перебрать все значения главного квантового числа n от 0 до (n-1). Это означает, что на первом, ближайшем к ядру, энергетическом уровне могут существовать только s-электроны, на втором – s- и p- электроны, на третьем – s-, p- и d- электроны, а начиная с четвѐртого – s-, p-, d- и f- электроны.

Магнитное квантовое число m_l определяет ориентацию электронного облака в пространстве. Магнитное квантовое число связано с орбитальным квантовым числом и для его определения нужно перебрать все значения орбитального числа l +l до -l , включая 0. Таким образом, число его возможных значений равно 2l +1. Для s-электронов при l =0 существует только одно значение магнитного квантового числа (m_l = 0). Для р- электронов (l =1) существует уже три значение магнитного квантового числа (+1, 0, -1). Это указывает на то, что рэлектроны отличаются по ориентации их в пространстве (то есть по энергии) по осям x, y и z, то есть энергетический уровень р-электронов расщепляется на три подуровня (такое расщепление наблюдается при воздействии магнитного поля и называется эффектом Зеемана ). У d- и f-электронов существует соответственно 5 и 7 подуровней. Электрон также обладает свойством, которое называется спином (от английского слова «spin», что значит «вращение» или «веретено»). Очень упрощенно спин можно считать вращением электронного облака вокруг своей оси по часовой стрелке или в противоположном направлении. Спин определяется спиновым квантовым числом m_s , которое может принимать значения +1/2 и -1/2. Положительное и отрицательное значение спинового кантового числа определяют противоположные направления спина. Электроны, имеющие одинаковое направление спина, называются параллельными (с параллельным спином), а противоположное направление спина - антипараллельными (с антипараллельным спином).

Набор квантовых чисел определяет положение любого электрона в любом атоме. Атомы расселяются по орбитам в соответствии с законами квантовой механики. При этом необходимо применять принцип Паули , сформулированный в 1925 году швейцарским физиком Вольфгангом Паули: В атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковы все четыре квантовых числа.

Например, электроны с квантовым числом n=1 могут отличаться только спиновым квантовым числом (при n=1 l=0 и m_s =0). Понятно, что на этом уровне может располагаться только два s-электрона. Электронную конфигурацию этого уровня условно записывают в виде 1s² .

Согласно правилу Гунда , в подуровне (p, d или f)электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Согласно правилу Клечковского , или принципу наименьшей энергии, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при их равенстве в порядке возрастания n, или в следующем порядке:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d¹ <4f<5d<6p<7s<6d² <5f<6d<7p

Нарушение порядка заполнения орбиталей связано с тем, что энергия электронов зависит не только от заряда ядра, но и от взаимодействия между электронами, их взаимного отталкивания, или экранирования. У многоэлектронных атомов иногда наблюдаются исключения из правила Клечковского.

Набор квантовых чисел, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского позволяют определить расположение электронов в любом атоме любого элемента в системе Менделеева. Такая «квантовая визитная карточка» атома определяет все его химические (и многие физические) свойства, поэтому очень важно научиться быстро и правильно «расписывать» по уровням (или «квантовать») электроны атома любого элемента.

Совокупность положений электрона в атоме, которая определяется набором значений квантовых чисел, называют атомной орбиталью (АО).

Для микрочастиц, к числу которых относятся электроны, нельзя точно определить их положение в определенный момент времени, но можно решить уравнение Шрѐдингера и определить вероятность нахождения электрона на том или ином расстоянии от ядра, то есть на той или иной атомной орбитали (или в квантовой ячейке ).

Рассмотрим атом водорода, в котором имеется всего один электрон. Решив для него уравнение Шрѐдингера^{^[2]} (а решением является нахождение значение квадрата модуля пси-функции, в данном случае это 1), можно показать, что вероятность найти электрон на близком расстоянии от ядра ничтожно мала (близок к нулю квадрат модуля пси-функции, или плотность вероятности). Ничтожно мала и вероятность найти электрон на большом расстоянии от ядра, но на некотором расстоянии от него вероятность найти электрон максимальна. Расстояние это для атома водорода равно 0,053 нм. Это значение и считается радиусом ближайшей к ядру орбиты электрона. Так как 1, то главное квантовое число n единственного электрона атома водорода равно 1. Следовательно, орбитальное число равно 0, что соответствует шарообразной форме электронного облака, то есть единственный электрон атома водорода является s-электроном (размеры и форма электронного облака определяются распределением квадрата модуля пси-функции). S-орбиталь не расщепляется на подуровни, так как магнитное квантовое число при этом имеет одно значение m_l = 0. Спиновое квантовое число может принимать любое значение – либо

+1/2, либо -1/2. Таким образом, электронная формула атома водорода

1s¹ _.

В атоме второго элемента системы Менделеева, гелия, два электрона. Второй электрон, в соответствии с принципом наименьшей энергии, также располагается на 1s - уровне. Принцип Паули это разрешает, так как два электрона гелия имеют три одинаковых квантовых числа, но отличаются спиновым квантовым числом (у одного электрона - +1/2, у второго - -1/2). Электронная формула гелия 1s² . Из неѐ видно, что электроны атома гелия находятся в спаренном состоянии.

В атоме водорода электрон находится в электромагнитном поле, которое создается только ядром. В многоэлектронных атомах на каждый электрон действует не только ядро, но и другие электроны, При этом электроны как бы сливаются в одно общее облако (это явление называется «гибридизацией »). Решение уравнения Шрѐдингера в этом случае представляет сложную задачу, общим методом решения которой является одноэлектронное приближение. Для многоэлектронных атомов главное квантовое число n принимает значения от 1 до 7. У электронов второго от ядра энергетического уровня, например, имеет место следующая ситуация: n = 2; l = 0 (s-электроны) и 1 (р-электроны); m_l =0 и m_l = -1, 0 и +1; m_s = +1/2 и -1/2. В соответствии с принципом Паули, максимальное количество электронов, которое может расположиться на втором энергетическом уровне, равно 8 (два s - электрона и 6 рэлектронов). Для s-электронов возможно только одно значение m_l , равное нулю, а для р – электронов - три значения, так как р-электронные облака ориентируются в пространстве по осям x, y и z, то есть происходит расщепление р- уровня на три подуровня.

Составим, для примера, электронную формулу элемента №8 (кислорода). Восемь электронов кислорода располагаются на двух ближайших к ядру орбитах следующим образом: 1s² 2s² 2p⁴ . Из четырѐх внешних электронов кислорода два являются неспаренными (выполняется правило Гунда). Электронная формула атома №5 (бора) выглядит следующим образом: 1s² 2s² 2p¹ .

При n = 3 максимально возможное количество электронов на нем равно 18 (2 s-электрона + 6 р-электронов + 10 d-электронов). На четвертом уровне могут располагаться 32 электрона (2 s-электрона + 6 р-электронов + 10 d-электронов + 14 f-электронов). В общем случае, максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n² . Так, например, электронная формула элемента №15 (фосфора), принадлежащего III периоду, имеет вид: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ 3d⁰ .

Составляя электронные формулы атомов периодической системы, можно убедиться, что расположение их в периодической системе полностью соответствует электронному строению их атомов.

Если атом теряет один или несколько электронов, то превращается в положительно заряженный катион. Аналогично, приобретая один или несколько «лишних» электронов, атом становится отрицательно заряженным анионом.

1.5. Проблема строения вещества

Проблема строения вещества – это вопрос о том, существует ли всѐтаки конечный предел деления материи. В рамках атомномолекулярного учения пределом делимости материи считался атом. После того, как было установлено, что атом делим и были открыты электрон, протон и нейтрон, «первичными частицами материи» можно было посчитать именно эти частицы, которые были названы элементарными. И действительно, из протонов, нейтронов и электронов можно «построить» все известные химии элементы и даже создавать новые. Однако, начиная с середины ХХ века, было открыто более 400 различных элементарных частиц, в том числе нейтрино, мезоны, пионы, каоны, гипероны, резонансы, а также античастицы, например, «антиэлектрон», или позитрон. «Зоологический период», то количественный сбор информации о частицах в отсутствие приемлемой теории затянулся на десятки лет. Однако созданная в 60-е годы ХХ века теория элементарных частиц Гелл-Манна и Цвейга (которая теперь называется квантовой хромодинамикой ) строится на допущении наличия структуры у адронов, то есть у элементарных частиц, участвующих в так называемом сильном ядерном взаимодействии, самыми устойчивыми из которых являются протоны и нейтроны. Такие «суперэлементарные» частицы были названы кварками . В переводе с немецкого языка слово «кварк» в переносном смысле значит «бессмыслица». И действительно, свойства кварков опрокидывают привычные физические представления: им приходится приписать дробный электрический заряд, равный 1/3 или 2/3 заряда электрона, и массу, почти в 10 раз превышающею массу протона и нейтрона, которые, как считается, состоят каждый из трех кварков. В 1969 году в экспериментах на линейном ускорителе в Стэндфордском университете были получены первые экспериментальные доказательства, подтверждающие существование кварков, а в 1994 г. американские исследователи сообщили об открытии «последнего», самого тяжелого из 36 кварков. До сих пор неизвестно, имеет ли структуру электрон; однако при ядерном бета-распаде он появляется «из нейтрона» в реакции, открытой итальянским физиком Э. Ферми: n 0 p ~

p n

Нейтрон распадается на протон, электрон и антинейтрино, а протон – на нейтрон, позитрон и нейтрино. Следовательно, может существовать такое состояние вещества, когда электроны и кварки (из которых состоят нейтроны и протоны) представляют собой некую единую субстанцию. В таких обстоятельствах приходится возвращаться к проблеме строения вещества и вновь делать выбор между корпускулярной и континуальной концепциями. В современных представлениях о пределе делимости материи можно выделить три «условные концепции»:

«Философия матрешки наоборот»: предел делимости материи существует, но это должна быть не «самая маленькая», а «самая большая» частица, Ведь состоит же протон из трех кварков, каждый из которых в 10 раз больше его самого, следовательно, кварки, если у них есть структура, должны состоять из ещѐ более массивных частиц, те- в свою очередь из ещѐ более массивных, и т.д. Конечный предел деления материи в рамках этой концепции академик М.Марков ещѐ в 1965 г. назвал «максимоном» и определил ее массу как 10^-5 г.

Концепция «суперструн», или «бутстрэпа» (от английского слова bootstrap - шнурок от ботинка), или «ядерной демократии»: все состоит из всего (как протон из электрона и нейтрона, а нейтрон из протона и позитрона), и все частицы связаны «единым шнурком», как отверстия в ботинке. Такой «шнурок» некоторые считают особым уровнем существования вещества – «суперструной».

Обе эти концепции можно (хотя и весьма условно) назвать развитием корпускулярной концепции строения материи.

Существует третья форма материи, или физический вакуум , который способен рождать так называемые «виртуальные частицы» (копии реальных, время жизни которых менее 10^-24 сек). Будучи созидательным, такой физический вакуум может претендовать на роль «первоматерии», «кочки и ухабы» которой образуют две другие формы материи – вещество и поле. Если это так, то проблему строения вещества следует решать в рамках континуальной концепции . Из-за невероятной сложности современных представлений о строении материи некоторые ученые (так называемые «физики-диссиденты») предлагают вернуться к концепции эфира , определяя ее, однако, несколько бессвязно: «эфир - это бесчастичная материя ньютоновского характера, носитель тепла, характеризует давление в газах, характеризует деффект масс, является основой элементарных частиц и любых веществ».

Дальнейшее развитие науки покажет, у какой концепции больше прав на существование.

1.6. Вещество на макроуровне

Поскольку вещество на микроуровне не имеет аналогов с наблюдаемыми нами явлениями макромира, можно назвать его микровеществом . В обычной жизни человек имеет дело не с атомами и молекулами, а с веществом, находящимся в одном из четырех агрегатных состояний. В отличие от микровещества (элементарных частиц, атомов и молекул) можно назвать вещество, с которым встречаемся в нашем макромире, макровеществом . В зависимости от условий окружающей среды (в первую очередь от температуры и давления) одно и то же макровещество, например, вода, может находиться в различных агрегатных состояниях . Различают газообразное, жидкое, твердое и плазменное состояние вещества.

Можно применить системный подход и к макровеществу.

Так, система, состоящая из атомов и молекул вещества, которые находятся на больших (по сравнению с их собственными размерами) расстояниях друг от друга, является газом и находится в газообразном состоянии, Вследствие большой удаленности частиц газа друг от друга силы взаимодействия между ними пренебрежимо малы. Идеальный газ – это система, элементы которой не взаимодействуют друг с другом. В реальном газе между молекулами существуют заметные силы межмолекулярного взаимодействия. Паром называют реальный газ, который находится в состоянии, близком к переходу его в жидкость. Молекулы в газах движутся хаотически (газ в переводе с греческого языка означает хаос ). Главным видом движения молекул в газах является поступательное движение. При этом молекулы испытывают громадное число соударений (10²⁰ соударений в секунду при комнатной температуре). Физико-химические свойства газовых систем определяются по правилу аддитивности (суммированием характеристик образующих их молекул). Свойства газовых систем определяются уравнением состояния Менделеева-Клайперона:

mRT (1.7)

PV

M

где P – давление; V – объем; m – масса газа; M - молекулярная масса газа; R - универсальная газовая постоянная (равная 8,314410³ Дж/кмольК, если измерять давление в Па, а объем в м³ ); T - температура (в ⁰ Кельвина).

При нагревании разреженных газов до высоких температур (десятков тысяч градусов) происходит ионизация молекул (от нейтральных атомов отщепляются электроны) и газ переходит в плазменное состояние. Ионами называют атомы или молекулы, которые приобретают или теряют один или несколько электронов и становятся заряженными частицами. Ионы в плазме способны к химическим реакциям, поэтому в плазме можно обнаружить такие экзотические с точки зрения химии частицы, как CH₅ ^- , H₃ ⁺ , He₂ ^- , Ne₂ ⁺ и т.п. Происходящие в плазме химические реакции

Когда вещество находится в конденсированном состоянии (жидком или твердом), расстояния между частицами малы, а силы взаимодействия между ними велики. Эти силы удерживают частицы вещества друг около друга, поэтому твердые и жидкие вещества, в отличие от газов, имеют постоянный при данной температуре объем. Силы, удерживающие частицы вещества, имеют электромагнитную природу.

Если вещество состоит из атомов и не является металлом, его атомы связаны ковалентной связью. Если вещество - металл, то имеет место металлическая связь: часть электронов атомов металлов становится общей для всех атомов. В веществе, состоящем из ионов, последние удерживаются друг около друга электростатической ионной связью. В веществах с молекулярной структурой имеет место межмолекулярное взаимодействие.

Силы межмолекулярного взаимодействия называют еще вандерваальсовыми (по имени голландского учѐного Ван дер Вальса) силами. Эти силы слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В их основе лежит явление поляризации . Если вещество состоит из полярных молекул, например, молекул воды Н₂ О или хлористого водорода НСl, то в конденсированном состоянии соседние полярные молекулы (диполи) ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего происходит их взаимное притяжение. Такой тип межмолекулярного взаимодействия называется ориентационным . Ориентационное взаимодействие ослабевает с ростом температуры, так как ему препятствует тепловое движение молекул.

Если вещество состоит из неполярных, но способных к поляризации молекул, например СО₂ , наблюдается возникновение наведенных, или индуцированных диполей. Каждый атом создает вокруг себя электрическое поле, оказывающее воздействие на каждый атом соседней молекулы. Молекула поляризуется и в свою очередь поляризует соседние молекулы, в результате чего происходит притяжение молекул друг к другу. Индукционное взаимодействие имеет место и у полярных молекул, но оно значительно слабее ориентационного.

Движение электронов в атомах, а также колебание ядер и связанное с этим непрерывное изменение положения электронов вызывают появление мгновенных диполей. В твердых телах и жидкостях мгновенные диполи возникают согласованно, причем ближайшие друг к другу участки соседних молекул оказываются заряженными противоположно, что приводит к их притяжению. Такое дисперсионное взаимодействие имеет место во всех веществах, находящихся в конденсированном состоянии.

Относительная величина всех видов межмолекулярного взаимодействия зависит от полярности и поляризуемости молекул вещества. Чем больше полярность, тем больше ориентационные силы. Чем крупнее атомы (чем слабее связаны с ядром внешние электроны), тем значительнее дисперсионные силы. Индукционные силы почти всегда малы.

В твердом состоянии большинство веществ имеет кристаллическое строение. Кристаллы отличаются от аморфных соединений наличием упорядоченной кристаллической решетки (См. Лекцию 15). Поэтому кристаллы, в отличие от аморфных твердых тел, имеют постоянную температуру плавления. Можно сказать, что структура кристаллов характеризуется дальним порядком , а структура аморфных тел - ближним .

Жидкое состояние является промежуточным между твердым и газообразным состояниями. Способность жидкостей легко изменять свою форму, принимая форму сосуда, в который жидкость налита, говорит о том, что силы межмолекулярного взаимодействия в жидкостях не жестки. Однако жидкости практически несжимаемы (в отличие от газов), следовательно, межмолекулярные силы, хотя и не жесткие, тем не менее, значительны. По структуре жидкости подобны аморфным телам: в большинстве из них наблюдается ближний порядок , то есть число ближайших соседей у каждой молекулы и их взаимное расположение приблизительно одинаковы во всем объеме данной жидкости. Первые теории жидкого состояния основывались на использовании аналогии с газовым состоянием. Современные теории жидкого состояния основаны на представлении о жидкости как о разупорядоченном твердом теле, в котором существует ближний порядок, в то время как дальний порядок, характерный для твердого тела, нарушен тепловым движением молекул. Жидкость можно рассматривать как тело, состоящее из очень большого числа беспорядочно ориентированных кристаллов микроскопических размеров.

1.7. Молекулярные системы

Все химические вещества делятся на простые (элементарные) и сложные . Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов (например, Сг, В, Н₂ , О₂ , Br₂ ). Простые вещества делятся на металлы и неметаллы (металлоиды).

Сложные химические вещества делят на органические и неорганические . Органическими веществами принято называть соединения углерода с водородом, азотом и некоторыми другими элементами; все остальные вещества называются неорганическими, или минеральными .

Неорганические вещества делятся на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные, и многоэлементные; кислородсодержащие, азотсодержащие и т.п.) или по их функциональным признакам (кислоты, гидроксиды, восстановители, окислители и пр.).

К важнейшим бинарным соединениям относятся оксиды

(соединения элементов с кислородом); галогениды или галиды (соединения элементов с галогенами, элементами подгруппы фтора); нитриды (с азотом); карбиды (с углеродом); а также гидриды (с водородом). Например, AgO - оксид серебра; Na F - фторид натрия; Mg₃ N₂ - нитрид магния; CaC₂ - карбид кальция; СaH₂ - гидрид кальция. Если менее электроотрицательный элемент может иметь переменную валентность, то после названия соединения валентность указывают в скобках римскими цифрами, например, Cu₂ O - оксид меди (I), CuO - оксид меди (II), N₂ O₅ - оксид азота (V). Многие оксиды металлов имеют основной характер и реагируют с кислотами c образованием солей:

CuO +2HCl = CuCl₂ + H₂ O.

Оксиды неметаллов имеют кислотный характер и реагируют с кислотами с образованием солей:

SO₂ + 2NaOH = Na₂ SO₃ + H₂ O.

Среди многоэлементных соединений одними из самых важных являются гидроксиды - вещества, состоящие из гидроксильной группы ОН и металла. Основные гидроксиды (например, КОН) проявляют свойства оснований (отщепляя в водном растворе гидроксильные группы), кислотные гидроксиды (например, HONO₂ ) в водном растворе ведут себя как кислоты, отщепляя ион водорода. Амфотерные основания (например, Zn(OH)₂ ) проявляют как те, так и другие свойства. Гидроксиды, образованные металлами первой группы (главной подгруппы) LiOH, NaOH, KOH, RbOH хорошо растворимы в воде, очень активны и носят тривиальное название щелочей . Растворимы и некоторые гидроксиды металлов второй группы - кальция и бария. В зависимости от количества гидроксильных групп, входящих в состав гидроксидов, их делят на однокислотные (NaOH), двукислотные

(Zn(OH)₂ ) и т.д.

Кислотами называются соединения, способные в растворах отщеплять ионы водорода. Кислоты делятся на бескислородные (HCl, HF, H₂ S, HCN и т.п.) и кислородсодержащие (H₂ SO₄ , H₃ PO₄ , HNO₃ и пр.) В зависимости от числа входящих в молекулу кислоты атомов водорода кислоты подразделяют на одноосновные , двухосновные, трехосновные и т.д.

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами других атомов, например, ионом аммония NH₄ ⁺ ) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками.

При полном замещении получаются средние (нормальные) соли (например, Na₂ CO₃ - карбонат натрия). При неполном замещении водорода, например, при реакции гидроксида с избытком кислоты, получаются кислые соли (например, NaHCO₃ - гидрокарбонат натрия), при неполном замещении гидроксила (при избытке гидроксида при получении соли) - основные соли (Mg(OH)Cl - хлорид гидроксомагния). Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями, или квасцами (например, KCr(SO₄ )₂ – сульфат калия-хрома, или хромокалиевые квасцы).

1.8. Химические формулы и расчѐты

Химические расчеты основаны на том, что состав химических веществ можно выразить химическими формулами, а взаимодействия между веществами - химическими уравнениями.

Химическая формула дает много сведений о веществе. Она показывает, из каких элементов состоит данное вещество и сколько атомов каждого элемента в его молекуле. Формула позволяет также рассчитать ряд величин, характеризующих вещество. Так, например, из формулы серной кислоты H₂ SO₄ видно, что молекула кислоты состоит из двух атомов водорода, одного атома серы и четырех атомов кислорода.

Для того чтобы определить формулу вещества, необходимо разложить определенное его количество на составные части (элементы), определить процентный состав каждого элемента и, зная атомную массу каждого элемента, проделать определенные расчеты. Так, серная кислота содержит 2 % водорода, 32 % серы и 64 % кислорода. Соответствующие атомные массы элементов равны 1, 32 и 16. Относительное содержание атомов каждого элемента (атомный фактор ) равно отношению процентного содержания элемента к его атомной массе. Отсюда следует, что в молекуле серной кислоты 2 атома водорода (2%:1), 1 атом серы (32%:32) и 4 атома кислорода (64%:16).

Относительную молекулярную массу^{^[3]} рассчитывают по формуле вещества как сумму относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы с учетом количества каждого атома. Так, молекулярная масса серной кислоты равна 2∙1+ 1∙32 + 4∙16 = 98.

Молем называют количество вещества, в котором содержится число Авогадро молекул (6,02∙10²³ ). Это число обозначается символом N_A . Точное значение N_A определил не Авогадро, однако открытый им закон, который гласит, что масса 22,4 литра любого газа при нормальных условиях равна молекулярной массе газа, выраженной в граммах . Отсюда вытекает вывод, что в таком количестве вещества содержится одинаковое число молекул. Этот вывод применим ко всем веществам, а не только к газам. Поскольку N_A молекул содержится в количестве вещества, равном массе молекулы (атома или иона), выраженном в граммах, то массу моля (или молярную массу) любого вещества можно вычислить, определив молекулярную (атомную, ионную) массу и выразив еѐ в граммах . Так, один моль водорода весит 2 г (водород в нормальных условиях существует в виде молекулы Н₂ ), один моль кислорода – 32 г (по той же причине), а один моль воды Н₂ О– 18 г (1х2+16). Молярную массу (массу моля) выражают в г/моль. Поскольку единицей массы атомов ныне считается 1/12 часть массы атома изотопа углерода С¹² , то в 1971 году решением Генеральной конференции по мерам и весам в Париже было введено следующее понятие моля .

Моль – единица количества вещества, равная количеству вещества системы, в которой содержится столько же структурных элементов (молекул, атомов, ионов, электронов, других частиц или специфицированных групп частиц), сколько атомов содержится в 0,012 кг нуклида ¹² С (изотопа углерода с атомной массой 12) .

Слово «моль» после числа и в заголовках таблиц не склоняют.

Эквивалентную массу вещества вычисляют исходя из его молекулярной массы. Эквивалентная масса элемента равна его атомной массе, деленной на валентность элемента:

_Э (1.8)

Где Э- эквивалент элемента; А – его атомная масса, а В – валентность.

По закону эквивалентов , вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

^m ¹ ^Э ¹ (1.9)

m 2 Э 2

где Э - эквивалент, m – масса соответствующего элемента.

Понятие «эквивалент»^{^[4]} появилось гораздо раньше, чем атомномолекулярное учение. Например, на практике при смешении водорода с кислородом в соотношении 1:8 по массе вещества всегда реагируют без остатка (получается «хорошая» гремучая смесь). Поэтому при расчетах эквивалент кислорода принимается равным 8. Эквивалент водорода равен 1. Так как многие другие элементы вступают в реакции с кислородом и водородом, по закону эквивалентов (1.9) можно вычислить их эквиваленты. Эквивалентные массы элементов и сложных веществ могут принимать несколько значений, если элемент имеет переменную валентность, а вещество способно вступать в реакции разного типа. Величину, обратную валентности элемента, часто называют фактором эквивалентности F^{^[5]} . У азота, например, для которого характерны валентности 1, 2, 3, 4 и 5, факторы эквивалентности равны 1, ½, 1/3, ¼ и

1/5.

Эквиваленты сложных соединений рассчитывают следующим образом:

Эквивалент кислоты Э_к-ты равен ее молекулярной массе М, деленной на основность кислоты (количество атомов водорода в ее молекуле) n(H):

Э _{к ты} ^М ^{к ты} (1.10)

n (H )

Фактором эквивалентности кислоты является величина, обратная

основности кислоты, или F .

n (H )

Эквивалент гидроксида Э_г-да равен его молекулярной массе M, деленной на кислотность гидроксида (число гидроксильных групп в его молекуле) n(OH):

Э _{г да} ^М ^{г да} (1.11)

n (ОH )

Фактор эквивалентности гидроксида – это величина, обратная его

кислотности, или F .

n (OH )

Эквивалент соли Э_соли равен ее молекулярной массе M, деленной на валентность металла (В) умноженную на количество его атомов в молекуле (m):

М ^соли

Э (1.12) соли В т

Фактор эквивалентности соли определяется соотношением: F .

Молярной массой эквивалента (или молем эквивалента) называют количество вещества, равное его эквивалентной массе (эквиваленту), выраженной в граммах. Так как моль-эквивалент составляет дробную часть моля или равен ему, его, в соответствии с рекомендациями ИЮПАК, рекомендуется называть просто молем с указанием фактора эквивалентности . В общем случае, фактор эквивалентности вещества F равен молекулярной массе этого вещества M, делѐнной на массу его эквивалента Э:

M (1.13)

F

Э

Любую реакцию можно выразить химическим уравнением . Написав уравнение реакции, где в левой части приводятся формулы исходных веществ, а в правой – формулы продуктов реакции, следует соблюсти закон сохранения вещества, так как атомы не могут исчезать или появляться ниоткуда. Поэтому при составлении химического уравнения всегда уравнивают количества атомов в правой и левой его частях. При этом изменять формулы веществ нельзя.

Каждая формула в уравнении обозначает 1 молекулу вещества. Однако при количественном проведении реакции понятие «молекула» можно заменить понятием «моль», так как 1 моль любого вещества содержит одно и то число молекул - число Авогадро. Поэтому, зная молярные массы веществ - участников реакции и коэффициенты в уравнении, можно найти количественные соотношения между исходными веществами и продуктами реакции. Например, в уравнении 2NaOH + H₂ SO₄ = Na₂ SO₄ + 2H₂ O

2 молекулы гидроксида натрия вступают в реакцию с 1 молекулой серной кислоты. При этом получается 1 молекула сульфата натрия и 2 молекулы воды. Молекула – структурная единица микромира. Отсчитать молекулы «поштучно» с тем, чтобы в результате реакции все исходные вещества прореагировали целиком, без избытка одних и недостатка других, в макромире было бы невозможно. Но если в качестве «макромолекулы» взять число Авогадро (N_A ), то для приведенной выше реакции справедлив следующий вывод: 2 N_A молекул гидроксида натрия вступают в реакцию с N_A молекул серной кислоты, при этом получается N_A молекул сульфата натрия и 2 N_A молекул воды, или 2 моль гидроксида натрия вступают в реакцию с 1 моль серной кислоты, при этом получается 1 моль сульфата натрия и 2 моль воды. Учитывая, что массы моля, или молярные массы, участвующих в реакции веществ равны соответственно 40, 98, 142 и 18 г/моль, уравнение можно прочесть так: 80г гидроксида натрия нацело взаимодействуют с 98 г серной кислоты с образованием 142 г сульфата натрия и 36 г воды. Моль является очень важной количественной характеристикой вещества, так как связывает структурные элементы микромира и макромира. Отвесив точно 1 моль любого вещества, мы всегда получаем строго определѐнное и точно известное (хотя и невообразимо большое) число молекул, а именно 6,02∙10²³ . Исходя из уравнений реакции, по молярным соотношениям можно найти любую неизвестную величину, если известна масса хотя бы одного из участников реакции.

1.8. Процессы, происходящие в химических системах

Химические системы – это такие системы , в которых идет химическая реакция. Химической системой является, например, содержимое любой колбы, в которой происходит превращение веществ, автоклава, где осуществляется синтез сложного органического вещества или ректификационной колонны на нефтеперерабатывающем заводе.

Процессы, происходящие в химических системах, можно разделить на две группы:

1. Превращения вещества, в результате которых изменяются структура или агрегатное состояние вещества, но химический состав его остается неизменным, называются фазовыми переходами .

К ним относятся процессы плавления, испарения, кристаллизации, сублимации (переход твѐрдого вещества в газообразное состояние, минуя жидкую стадию) или растворения вещества. Например, фазовые превращения воды можно записать в виде следующих уравнений:

Н₂ О(к) → Н₂ О(ж) (плавление); Н₂ О(ж) → Н₂ О(г) (испарение);

Н₂ О(ж) → Н₂ О(к) (кристаллизация) Н₂ О(к) → Н₂ Ог (сублимация).

Растворение сульфата меди можно, например, представить следующим уравнением:

CuSO₄ + 5H₂ O = CuSO₄ ∙5H₂ O

2. Превращения, при которых изменяется химический состав и структура соединений, называются химическими реакциями. Химические реакции можно разделить на следующие основные типы:

1) реакции соединения (из простых веществ получаются более сложные)

2Cu + O₂ = 2CuO;

H₂ + Cl₂ = 2HCl

2) реакции разложения (из сложного вещества получаются более простые)

2KMnO₄ = K₂ MnO₄ + MnO₂ + O₂ ; HCOOH = CO + H₂ O;

3) реакции обмена (молекулы взаимодействующих веществ обмениваются своими частями)

а) BaCl₂ + Na₂ SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl; б) Na₂ CO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂ O; в) НCl + NaOH = NaCl + H₂ O ;

Реакции обмена идут до конца, если в результате реакции образуется нерастворимое вещество (а), газ (б) или малодиссоциирующее соединение (в).

В противном случае реакция будет обратимой , то есть будет идти как в прямом, так и в обратном направлении, а в числе продуктов реакции будут находиться и исходные вещества, образовывающие при обратном обмене (в ходе обратной реакции), например:

г) KCl + Na₂ SO₄ ↔ K₂ SO₄ + NaCl

Химическая система, в которой прямая и обратная реакция протекают с одинаковой скоростью, является равновесной . По существу, все химические процессы являются обратимыми, хотя в некоторых (в частности, в приведенных выше процессах а, б и в ) равновесие может быть сильно сдвинуто в сторону образования продуктов реакции. Изменяя условия, можно добиться сдвига равновесия в ту или иную сторону. Нерастворимые (или малорастворимые), газообразные и малодиссоциирующие вещества всегда принято записывать в виде молекулярной, а не ионной формулы. Растворимые вещества в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы соответственно) и их реакции можно записывать и в молекулярном, и в ионном виде. Например:

AgNO₃ + KCl = AgCl + KNO_{3 ,}

или в полной ионной форме:

Ag⁺ +NO₃ - + K⁺ + Cl^- = AgCl + K⁺ + NO₃ ^- ,

или в краткой ионной форме:

Ag⁺ + Cl^- = AgCl

Другой пример:

CH₃ COONa + HCl = CH₃ COOH + NaCl,

или в полной ионной форме:

CH₃ COO^- + Na⁺ + H⁺ + Cl^- = CH₃ COOH + Na⁺ + Cl^-

или в краткой ионной форме:

CH₃ COO^- + H⁺ = CH₃ COOH

4) окислительно-восстановительные реакции (это такие реакции, в результате которых меняется степень окисления^{^[6]} , или окисленность, входящих в молекулы элементов).

а) Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ; б) 5K₂ SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂ SO₄ = 6K₂ SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂ O

Кроме перечисленных выше основных типов реакций существуют и другие виды химических процессов, протекающих с изменением химического состава системы.

1.9. Вопросы и задания:

1. Дайте характеристику системно-структурному подходу к проблеме строения вещества.

2. Охарактеризуйте две концепции строения веществ

3. Опишите основные этапы становления атомно-молекулярного учения

4. Почему современную теорию строения вещества называют квантовой химией?

5. Сформулируйте принцип неопределенности Гейзенберга и принцип дополнительности Бора.

6. Сформулируйте «три закона квантовой механики» – правило Клечковского, принцип Паули и правило Гунда.

7. Что такое квантовые числа? Дайте им характеристику.

8. Для атома Х квадрат модуля пси-функции = 4. Каковы значения главного квантового числа n для электронов этого атома?

9. Напишите все квантовые числа для всех электронов атомов элементов с атомными номерами 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9 и 10 (лития, бериллия, бора, углерода, азота, кислорода, фтора и неона).

10. Вычислите энергию, которую имеет электрон атома № 5, находясь на втором энергетическом уровне. Рассчитайте длину волны электрона, скорость которого равна 2∙10³ м/сек.

11. Сколько элементов было бы в Периодической системе, если бы все квантовые ячейки на 7 ближайших к ядру орбитах были заполнены?

12. Какая электронная конфигурация соответствует хлорид-иону Cl^- ; иону О^2- (оксид-иону)?

13. Сколько неспаренных электронов содержит атом углерода в основном состоянии?

14. Определите молярную массу 0,327∙10^-3 л газа при 13^о С и давлении

1,040∙10⁵ Па, если масса газа в данных условиях равна 0,828∙10^-3 кг.

15. Напишите формулы оксида индия, гидрида титана, нитрида бора, карбида кальция, гидроксида рубидия и селеновой кислоты.

16. Что образуется при взаимодействии оксида серы (IV) с избытком раствора NaOH: гидросульфит натрия, гидросульфит натрия и вода, гидросульфат натрия; сульфат натрия и вода?

17. Сколько хлорного железа нацело прореагирует с 12 г гидроксида натрия в реакции FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl? Сколько при этом образуется

гидроксида железа (III) хлорида натрия?

18. Какие из приведенных ниже реакций осуществимы в водном растворе? NaNO₃ + HCl = NaCl + HNO₃ ; Ba(NO₃ )₂ + 2NaOH = 2NaNO₃ + Ba(OH)₂ ;

Fe₂ (SO₄ )₃ + 6HNO₃ = 3Fe(NO₃ )₂ + 3H₂ SO₄ ; CuSO₄ + 2KOH = K₂ SO₄ + Cu(OH)₂ ; ВаSO₄ + 2HCl = BaCl₂ + H₂ SO₄ ; CaCl₂ + 2NaNO₃ = Ca(NO₃ )₂ + 2

NaCl; FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl; K₂ SO₄ + 2HCl = H₂ SO₄ + 2KCl

19. Определите молярную массу следующих веществ: NH₄ ОН, H₂ SO₄ , KOH, Fe₂ (SO₄ )₃ , Н₂ О, К₂ Cr₂ O₇ , CH₃ COOH.

20. Определите молярную массу эквивалента для следующих веществ:

H₂ SO₄ , Cu(OH)₂ , Al₂ (SO₄ )₃ ; HNO₃ ; Na₂ SiO₃ ; NaOH

Лекция 2. Растворы

2.1. Раствор как система

Растворами называются гомогенные системы переменного состава . Компонент, содержание которого в растворе больше содержания других компонентов, называется растворителем . Остальные компоненты раствора называются растворенными веществами . Растворитель, в отличие от растворенного вещества, при образовании раствора сохраняет свое агрегатное состояние.

Существуют газовые, твердые и жидкие растворы .

В газовом растворе частицы слабо взаимодействуют друг с другом, поэтому газовые растворы можно считать физической смесью компонентов. Примером газового раствора является воздух, где растворителем можно считать азот (80%), а растворенными веществами – кислород (около 20%), диоксид углерода, пары воды и инертные газы (до 1%). При невысоких давлениях газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях, а при повышении давления растет растворимость в газах жидких и твердых веществ. Например, в пар высокого давления из жидкого раствора переходят соли, оксиды кремния и другие вещества.

Твердые растворы – это сложные системы, в которых атомы различных элементов расположены в общей кристаллической решетке . Все кристаллические твердые тела способны образовывать твердые растворы; пределы растворимости растворяющегося компонента обычно узкие, хотя имеются системы с полной взаимной растворимостью, например, Cu-Ag, Ag- Au.

К жидким растворам относятся растворы газов, жидкостей и твердых веществ в жидких растворителях. Различают водные и неводные растворы.

Однородность растворов, отличающая их от механических смесей, в то же время делает их похожими на химические соединения. При растворении некоторых веществ выделяется или поглощается теплота, что свидетельствует о химическом взаимодействии между молекулами растворителя и растворяемого вещества. Однако растворы отличаются от химических соединений тем, что их состав может меняться в широких пределах и что в растворе можно обнаружить свойства его отдельных компонентов.

При растворении многих веществ их молекулы (или ионы) связываются с молекулами растворителя, образуя соединения, называемые сольватами или, в случае водных растворов, гидратами . Гидраты, как правило, неустойчивы и при выпаривании раствора разлагаются. Однако, некоторые гидраты настолько прочны, что при выделении растворенного вещества из раствора вода входит в состав молекулы вещества. Такие вещества называются кристаллогидратами , а содержащаяся в них вода – кристаллизационной. Например, кристаллогидрат сульфата меди (медного купороса) имеет состав CuSO₄ ∙5H2O , кристаллогидрат сульфата натрия (глауберова соль) Na₂ SO₄ ∙10H₂ O , кристаллогидрат карбоната натрия (соды) Na₂ CO₃ ∙10H₂ O , кристаллогидрат бората натрия (буры) Na₂ B₂ O₇ ∙10H₂ O , кристаллогидрат тиосульфата натрия Na₂ S₂ O₃ ∙5H₂ O .

2.2 Растворение и растворимость

Растворение кристалла в жидкости происходит за счет собственного колебательного движения молекул растворяемого вещества, а с другой стороны, вследствие силы притяжения молекул растворителя.

Перешедшие в раствор молекулы, ударяясь о поверхность кристалла, вновь притягиваются к нему и опять входят в состав кристалла. В некоторый момент скорость растворения становится равной скорости кристаллизации вещества. При этом устанавливается динамическое (подвижное) равновесие : в единицу времени растворяется и кристаллизуется одинаковое количество молекул растворенного вещества. Такой раствор называется насыщенным .

Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости служит содержание вещества в его насыщенном растворе. Чаще всего растворимость выражают в граммах растворенного вещества на 100 г растворителя при данной температуре. Эта величина называется коэффициентом растворимости . Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, последнее называется хорошо растворимым соединением; если менее 1 г – малорастворимым ; а если в раствор переходит менее 0,01 г вещества, его называют практически нерастворимым . При растворении твердого тела растворение прекращается, когда образуется насыщенный раствор, то есть когда между молекулами растворяемого вещества (соли) в кристалле и ионами его в растворе установится равновесие:

СаSO₄ ↔ Ca²⁺ + SO₄ ^2- ;

Константой равновесия^{^[7]} данного процесса называется соотношение:

K (2.1)

[CaSO ₄ ]

Знаменатель дроби – концентрация твердой соли – представляет собой постоянную величину, которую можно ввести в константу равновесия и обозначить ПР. Тогда получаем:

[Ca²⁺ ] [SO₄ ^2- ] = ПР;

Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная. Эта величина характеризует способность электролита растворяться и называется его произведением растворимости (ПР) . Численное значение ПР легко найти, зная растворимость электролита. Например, растворимость сульфата кальция СаSO₄ при 20⁰ С равна Р = 1,5∙10^-2 моль/л. Это значит, что в растворе концентрация каждого иона (кальция и сульфат - иона) также равна 1,5∙10^-2 моль/л. Следовательно, ПР этой соли равно (1,5∙10^-2 )² = 2,25∙10^-4 . Если электролит содержит два или несколько одинаковых ионов, их концентрации при вычислении ПР должны быть возведены в соответствующую степень. Например, для йодистого свинца PbI₂ ПР = [Pb²⁺ ]∙[J^- ]² , а для фосфорнокислого серебра Ag₃ PO₄ ПР = [Ag]³ ∙[PO₄ ]. В общем случае, когда

ПР = [K^m+ ]ⁿ ∙[A^n- ]ⁿ , где К – катион, а А – анион, растворимость иона рассчитывается из соотношения:

P (2.2)

Где Р – растворимость, ПР – произведение растворимости, а m и n – количество катионов и анионов в молекуле соли соответственно. Чем меньше растворима соль, тем меньшее значение имеет ее произведение растворимости. В тот момент, когда произведение концентраций ионов данного трудно растворимого соединения достигает величины его произведения растворимости при данной температуре, раствор становится насыщенным, и при дальнейшем увеличении концентрации ионов происходит выпадение осадка, то есть:

Если ПР < [K^m+ ]ⁿ ∙[A^n- ]ⁿ , происходит выпадение осадка Если ПР = [K^m+ ]ⁿ ∙[A^n- ]ⁿ , раствор и осадок находятся в равновесии Если ПР > [K^m+ ]ⁿ ∙[A^n- ]ⁿ , происходит растворение осадка

Чем меньше значение ПР, тем быстрее данное трудно растворимое вещество выпадает в осадок. Из двух малорастворимых соединений в первую очередь будет осаждаться то, ПР которого меньше.

В большинстве случаев на практике используют ненасыщенные растворы; при этом растворы с относительно высоким содержанием растворенного вещества называют концентрированными , а с низким – разбавленными .

2.3 Способы выражения концентрации растворов

Состав раствора (содержание в нем растворенного вещества) может выражаться различными способами, как при помощи безразмерных единиц (долей или процентов), так и через размерные величины – концентрации. В химической практике применяют следующие способы выражения концентрации растворов:

Массовая доля, или процентная концентрация^{^[8]} – отношение (обычно выраженное в процентах ) массы растворенного вещества к массе раствора.

m ₁ 100

(2.3) m ₂

Где ω – массовая доля, m₁ – масса растворѐнного вещества, а m₂ – масса раствора. Например, 15% по массе водный раствор хлорида натрия – это такой раствор, который содержит в 100 г (или других единицах массы) 15 г (или других единиц массы) хлорида натрия и 85 г (или других единиц массы) воды.

Молярная доля, или мольная доля – отношение количества молей растворенного вещества или растворителя к сумме молей всех составляющих раствор веществ. Для бинарной системы растворитель - растворенное вещество мольная доля растворенного вещества (N₂ ) равна N₂ = n₂ /(n₁ + n₂ ), а мольная доля растворителя (N₁ ) равна N₁ = n₁ /(n₁ + n₂ ), где N - мольная доля, n₁ – число молей растворителя, n₂ – число молей растворѐнного вещества.

Например, 100 г 36% раствора глюкозы (С₆ H₁₂ O₆ ) содержит 36 г глюкозы и 64 г воды. Определяем количество молей глюкозы n₂ и воды n₁ :

n₂ = 36/180 = 0,20 моль; n₁ = 64/18 = 3,56 моль. Отсюда,

N₂ = n₂ /(n₁ + n₂ ) = 0,20/(0,20+3,56) = 0,053; N₁ = n₁ /(n₁ + n₂ ) = 3,56/(0,20+5,56) = 0,947.

Сумма молярных долей всех компонентов раствора всегда равна единице.

Молярная концентрация вещества (М) , - это отношение количества молей растворенного вещества к объему раствора, выраженному в

литрах, или

M (2.4)

M _mol V

где m – масса растворенного вещества в г; М_mol – его молярная масса в г/моль, а V – объем раствора в литрах.

Другими словами, молярная концентрация - это количество молей растворенного вещества в одном литре раствора. Так, раствор серной кислоты с молярной концентрацией 2М содержит 2 моль серной кислоты (или 2∙98 г) в одном литре раствора, то есть молярная концентрация его равна 2 моль/л.

Моляльная концентрация, или моляльность (m) – это отношение количество молей растворенного вещества к массе растворителя.

m

M (2.5)

M mol m 2

где m₁ – масса растворенного вещества; М_mol – его молярная масса, а m₂ – масса растворителя, кг.

Например, водный раствор серной кислоты с моляльной концентрацией 2m содержит 2 моль (или 2∙98 г) серной кислоты на 1 кг растворителя (воды), то есть моляльность раствора равна 2моль/кг (H₂ O). В отличие от молярности, моляльность не изменяется с изменением температуры.

Молярная концентрация эквивалента (эквивалентная концентрация, или нормальная концентрация, или нормальность), обозначаемая буквами N или н - это отношение количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора в литрах

m

N (2.6)

ЭV

где m – масса растворѐнного вещества в г; Э – моль-эквивалент растворѐнного вещества моль, а V – объѐм раствора в л.

Другими словами, нормальность – это количество моль-эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора. Например, раствор серной кислоты с концентрацией 2н содержит 2 эквивалента серной кислоты в одном литра раствора, то есть нормальность раствора равна 2г-экв/л. Зная, что эквивалент серной кислоты равен ее молекулярной (молярной) массе, деленной на основность кислоты, можно рассчитать молярность однонормального раствора (0,5 моль/л) и массу кислоты в 1 л раствора (49 г/л).

В соответствии с рекомендациями Международного союза по теоретической и прикладной химии (ИЮПАК), молярной концентрацией раствора ныне называется количество молей растворѐнного вещества в 1 килограмме растворителя , то есть такая концентрация, которая раньше называлась моляльной. Употребление таких терминов, как моляльная концентрация, моляльность, нормальная концентрация и нормальность ИЮПАК не рекомендует . Тем не менее, на практике гораздо удобнее готовить объѐмные растворы, которые не требуется взвешивать. Так, растворы нормальной концентрации широко применяются в титримерическом анализе, где необходимо точно знать объемы растворов полностью прореагировавших веществ. Поскольку все вещества реагируют пропорционально их эквивалентам, то для растворов справедливо соотношение:

NVconst , или N ₁ V ₁ N ₂ V ₂ , а также N ₂ ^N ¹ ^V ¹ (2.7)

V ₂

где N – нормальная концентрация в моль-экв/л; а V – объѐм раствора в литрах.

Зная объемы прореагировавших веществ и нормальную концентрацию одного из них, можно определить неизвестную концентрацию и содержание вещества в растворе. В объѐмном анализе также широко используется термин «титр».

Титром раствора (Т) называется масса вещества в граммах, содержащаяся в 1 мл (см³ ) раствора. Титр выражается в г/мл. Например, в 1 мл раствора соляной кислоты с титром Т = 0,02 г/мл содержится 0,02 г HCl. Титр связан с молярной концентрацией эквивалента соотношением

Э N (2.8)

Т 1000

где Э – эквивалентная масса растворенного вещества, N – нормальная концентрация раствора (молярная концентрация эквивалента).

2.4. Электролитическая диссоциация

Многие растворы, особенно водные растворы солей, кислот и оснований отличаются от других растворов тем, что проводят электрический ток (следовательно, содержат заряженные частицы), а также другими физическими свойствами (например, более высоким осмотическим давлением, повышением температуры кипения и понижением температуры замерзания в большей степени, чем это отвечает их концентрации). Причиной указанных явлений является электролитическая диссоциация, имеющая место в растворах солей, оснований и кислот, которые вследствие этого называются электролитами. Теорию электролитической диссоциации разработали С. Аррениус, И.А. Каблуков и Д.И. Менделеев.

При растворении кристаллов с ионной структурой и полярных молекул поляризация ионов и молекул молекулами полярного растворителя (воды) в сочетании с непрерывным колебательным движением атомов приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Так, например, при растворении в воде хлористого водорода образуется хлористоводородная кислота, а также имеет место следующий процесс: HCl = H⁺ + Cl^- ;

Аррениус отметил, что на ионы диссоциирует только часть молекул электролита, и ввел понятие степени диссоциации . Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул . Все электролиты можно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически нацело. Слабые электролиты диссоциируют только частично, в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. К сильным электролитам относятся почти все растворимые соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся HNO₃ , H₂ SO₄ , HClO₄ , HCl, HBr, HJ, NaOH, KOH, Ba(OH)₂ и Ca(OH)₂ . К слабым электролитам относится большинство органических кислот, в том числе СН₃ ООН , а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат кислоты угольная H₂ CO₃ , сероводородная H₂ S, циановодородная HCN, кремниевая H₂ SiO₃ и гидроксид аммония NH₄ OH . Степень диссоциации обозначают греческой буквой альфа (α) и выражают либо в долях единицы, либо в процентах. Так, для 0,1н (децинормального) раствора уксусной кислоты степень диссоциации равна 0,0013 (или 1,3%), а для 0,1рн раствора синильной кислоты 10^-4 (или 0,01%). Для слабых электролитов степень диссоциации выражают при помощи константы диссоциации. Константой диссоциации слабого электролита - например, уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению:

СН₃ СООН = СН₃ СОО^- + Н⁺

- называют соотношение:

[H ] [CH ³ COO ] 2 10 ⁵ (2.9)

K _д [CH ₃ COOH ]

Где Кд – константа диссоциации, а в квадратных скобках приведены молярные концентрации ионов водорода, ацетат-аниона и уксусной кислоты.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени: 1) H₂ CO₃ = H⁺ + HCO₃ ^- ; 2) HCO₃ ^- = H⁺ + CO₃ ² ^- .

Диссоциация по первой ступени характеризуется константой

[H ] [HCO ] ⁷ ,

K ₁ 4,5 10 [H ₂ CO ₃ ]

а диссоциация по второй ступени – константой

K ₂ [H ] [CO 32 ] 4,7 10 11.

[HCO ₃ ]

Суммарная константа диссоциации

K [H ]2 [CO 32 ] 7 2,11 10 17

[H ₂ CO ₃ ]

Величины К₁ , К₂ и К связаны соотношением: К = К₁ К₂ , причем К₁ всегда меньше К₂ . Таким же образом связаны константы ступенчатой диссоциации оснований.

Если обозначить концентрацию электролита на два иона через С, а степень его диссоциации через α, то концентрация каждого из ионов будет Сα, а концентрация недиссоциированных молекул С(1- α). Тогда уравнение для константы диссоциации приобретает вид:

C

K или K

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов, где α много меньше 1, ее величиной в знаменателе можно пренебречь. При этом уравнение приобретает вид:

K C , или ^K (2.10)

Из этого уравнения наглядно видно, что степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора . Уравнение дает возможность вычислять степень диссоциации электролита при известной константе диссоциации.

2.5. Ионная сила раствора и коэффициент активности

В растворах сильных электролитов молекулы почти полностью диссоциируют на ионы, поэтому количество ионов велико и расстояния между ними малы. При этом существенную роль играют силы притяжения между ионами, поскольку каждый ион окружен так называемой ионной атмосферой. «Тормозящее» действие ионной атмосферы приводит к понижению степени диссоциации; в связи с этим определяемая (по электрической проводимости) степень диссоциации называется кажущейся . Для оценки состояния ионов в растворах сильных электролитов вместо понятия «концентрация» пользуются понятием «активность»^{^[9]} . Активность иона равна его концентрации С, умноженной на коэффициент активности f; то есть

a fc (2.11)

В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавлением раствора приближается к этой величине. Природа ионов мало влияет на коэффициент активности. Можно считать, что коэффициент активности зависит только от заряда иона и ионной силы раствора .

Ионной силой раствора называют полусумму произведений концентраций всех ионов в растворе на квадрат их заряда.

I = ½(C₁ z² ₁ + C² z₂ ² + … + C_n z² _n ) (2.12) где С – концентрация иона в моль/л, а z – заряд иона.

Например, в растворе, содержащем 0,1 моль/л хлорида натрия и 0,1 моль/л хлорида бария, концентрация ионов натрия с зарядом +1 равна 0,1 моль/л; концентрация ионов бария с зарядом +2 равна 0,1 моль/л, а общая концентрация хлорид - ионов с зарядом –1 равна (0,1 + 2∙0,1).

Таким образом, ионная сила этого раствора равна:

I = ½ [0,1∙1² + 0,1∙2² + 0,3∙ (-1)² ] = 0,4 .

Коэффициент активности и ионная сила раствора связаны соотношением:

lg f 0.5Z ² I (2.13)

Где f – коэффициент активности, Z – заряд иона, а I ионная сила раствора

Активность электролита равна произведению активности его ионов a = а^+m ∙ а^—n (2.14)

где а₊ - активность катиона; а_- - активность аниона; m – количество катионов; n – количество анионов в молекуле.

Значения термодинамических констант диссоциации сильных кислот можно получить, заменяя концентрации ионов их активностями.

Это дает возможность сравнивать, например, сильные кислоты. Так, для азотной, бромистоводородной, иодистоводородной, марганцевой, серной и соляной кислот термодинамические константы диссоциации соответственно равны 46,3; 10⁹ ; 10¹¹ ; 200; 1000 (К₁ ) и 10^-2 (К₂ ); 10⁷ .

2.6. Физические свойства растворов

Используя физические свойства растворов, можно определить молекулярную массу растворенного вещества. Такими свойствами являются осмотическое давление раствора, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора при растворении вещества.

Химия как раздел естествознания Основные задачи современной химии

ОГЛАВЛЕНИЕ

ВВЕДЕНИЕ ....................................................................................................................... 11

ЛЕКЦИЯ 1. ХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ .......................................................................... 14

ЛЕКЦИЯ 2. РАСТВОРЫ .................................................................................................. 60

ЛЕКЦИЯ 3. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ ......................................................................... 76

ЛЕКЦИЯ 4. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ ......................................................... 89

ЛЕКЦИЯ 5. КАТАЛИЗАТОРЫ И КАТАЛИТИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ ............................ 118

ЛЕКЦИЯ 6. ПОЛИМЕРЫ И ОЛИГОМЕРЫ ................................................................... 129

ЛЕКЦИЯ 7. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И КИНЕТИКА .................................. 149

ЛЕКЦИЯ 8. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ ........................................... 160

ЛЕКЦИЯ 9. ХИМИЧЕСКОЕ И ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ .......................................... 173

ЛЕКЦИЯ 10. СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ И МЕТОДЫ ЕЕ РЕГУЛИРОВАНИЯ ................. 194

ЛЕКЦИЯ 11. КОЛЕБАТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ ................................................................ 201

ЛЕКЦИЯ 12. РЕАКЦИОННАЯ СПОСОБНОСТЬ ВЕЩЕСТВ ...................................... 218

ЛЕКЦИЯ 13. ХИМИЯ И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ ...................... 230

ЛЕКЦИЯ 14. КИСЛОТНЫЕ, ОСНОВНЫЕ И ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ .................................................... 260

ЛЕКЦИЯ 15. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ; КОМПЛИМЕНТАРНОСТЬ ............................... 284

ЛЕКЦИЯ 16. ХИМИЧЕСКАЯ ИДЕНТИФИКАЦИЯ ........................................................ 310

ЛЕКЦИЯ 17. ОСНОВЫ БИОХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ И ИХ ПРИМЕНЕНИЕ В ТЕХНОЛОГИЧЕСКОЙ ОТРАСЛИ ................................................................................. 334

ЛЕКЦИЯ 18. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ МЕМБРАННЫХ ТЕХНОЛОГИЙ ............ 357

ЛИТЕРАТУРА ................................................................................................................. 372

Предисловие

Введение

Химия как раздел естествознания

Основные задачи современной химии

ЛЕКЦИЯ 1. Химические системы

1.1. Вещество как система

1.2. Концептуальный уровень

1.3. Субатомный уровень

Элементарные частицы → ядра атомов + электроны, вращающиеся вокруг ядра = атомы → молекулы → вещество

1.4. Квантовый уровень

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d1 <4f<5d<6p<7s<6d2 <5f<6d<7p

1.5. Проблема строения вещества

1.6. Вещество на макроуровне

1.7. Молекулярные системы

1.8. Химические формулы и расчѐты

1.8. Процессы, происходящие в химических системах

Н2 О(к) → Н2 О(ж) (плавление); Н2 О(ж) → Н2 О(г) (испарение);

CuSO4 + 5H2 O = CuSO4 ∙5H2 O

H2 + Cl2 = 2HCl

2KMnO4 = K2 MnO4 + MnO2 + O2 ; HCOOH = CO + H2 O;

а) BaCl2 + Na2 SO4 = BaSO4 + 2NaCl; б) Na2 CO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2 O; в) НCl + NaOH = NaCl + H2 O ;

г) KCl + Na2 SO4 ↔ K2 SO4 + NaCl

CH3 COO- + H+ = CH3 COOH

а) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ; б) 5K2 SO3 + 2KMnO4 + 3H2 SO4 = 6K2 SO4 + 2MnSO4 + 3H2 O

1.9. Вопросы и задания:

Лекция 2. Растворы

2.1. Раствор как система

2.2 Растворение и растворимость

СаSO4 ↔ Ca2+ + SO4 2- ;

[Ca2+ ] [SO4 2- ] = ПР;

Если ПР < [Km+ ]n ∙[An- ]n , происходит выпадение осадка Если ПР = [Km+ ]n ∙[An- ]n , раствор и осадок находятся в равновесии Если ПР > [Km+ ]n ∙[An- ]n , происходит растворение осадка

2.3 Способы выражения концентрации растворов

2.4. Электролитическая диссоциация

СН3 СООН = СН3 СОО- + Н+

2.5. Ионная сила раствора и коэффициент активности

2.6. Физические свойства растворов

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d¹ <4f<5d<6p<7s<6d² <5f<6d<7p

Н₂ О(к) → Н₂ О(ж) (плавление); Н₂ О(ж) → Н₂ О(г) (испарение);

CuSO₄ + 5H₂ O = CuSO₄ ∙5H₂ O

H₂ + Cl₂ = 2HCl

2KMnO₄ = K₂ MnO₄ + MnO₂ + O₂ ; HCOOH = CO + H₂ O;

а) BaCl₂ + Na₂ SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl; б) Na₂ CO₃ + HCl = NaCl + CO₂ + H₂ O; в) НCl + NaOH = NaCl + H₂ O ;

г) KCl + Na₂ SO₄ ↔ K₂ SO₄ + NaCl

CH₃ COO^- + H⁺ = CH₃ COOH

а) Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ; б) 5K₂ SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂ SO₄ = 6K₂ SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂ O

СаSO₄ ↔ Ca²⁺ + SO₄ ^2- ;

[Ca²⁺ ] [SO₄ ^2- ] = ПР;

СН₃ СООН = СН₃ СОО^- + Н⁺