1.Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.

Газовые законы - законы термодинамических процессов, протекающих в системе с неизменным количеством вещества при постоянном значении одного из параметров: закон Шарля, закон Гей-Люссака, закон Бойля-Мариотта, а также закон Авогадро, закон Дальтона.

Четыре первых закона вытекают из общего уравнения Менделеева-Клайперона . Необходимо помнить и об уравнении Ван-дер-Ваальса, описывающем реальные газы. Закон Авогадро - закон идеальных газов, согласно которому в равных объемах различных газов при одинаковой температуре и давлении содержится одинаковое число молекул. Закон Бойля-Мариотта - закон идеальных газов, согласно которому для данной массы данного газа при постоянной температуре произведение давления на объем есть величина постоянная. Закон Бойля-Мариотта описывает изотермический процесс. Закон Гей-Люссака - закон идеальных газов, согласно которому объем данного количества газа при постоянном давлении прямо пропорционален абсолютной температуре. Закон Шарля - закон идеальных газов, согласно которому давление данной массы идеального газа при постоянном объеме прямо пропорционально абсолютной температуре. Закон Дальтона - физический закон, согласно которому давление смеси химически не взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений этих газов. При постоянной температуре растворимость в данной жидкости каждого из компонентов газовой смеси, находящейся над жидкостью, пропорциональна их парциальному давлению.

2. Основные стехиометрические законы.

1. Закон постоянства состава: в-во имеет постоянный состав независимо от способа его получения:

2H2+O2=2H2O и 4NH3+3O2=6H2O+2N. (состав H2O = const)

2.Закон эквивалентов: в-ва вступают в химическое взаимодействие и замещают друг друга в соединениях в весовых количествах пропорциональным химическим эквивалентам этих веществ.. Хим.эквивалент - это такое весовое кол-во в-ва, которое реагирует с 1.008 вес.част. H2 или 8 в.ч. О2.

3. Закон простых кратных отношений: если два элемента образуют несколько соединений, то на одно и тоже весовое кол-во одного элемента приходится такие весовые кол-ва др. Элемента, которые относятся между собой, как простые целые числа. Например, H₂0/H₂O₂ , CO/CO₂, N₂O/NO/N₂O₃/NO₂/N₂O₄/N₂O_5.

Если в-во имеет молекулярную структуру (пар\газ\молек.крист.реш.) то все стехиометрические законы полностью выполняются, иначе - нет. Состав соединения зависит от условий получения.

3. Закон химических эквивалентов. Молярные массы эквивалентов сложных веществ.

Эквивалентом называют условную или реальную частицу вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в ОВР. Эквивалентная масса элемента (вещества) определяется формулой Э=А/n, где А – масса одного моля элемента (вещества), n – его валентность. Закон химических эквивалентов – моль эквивалентов одного вещества реагирует с молем эквивалентов другого вещества.

где М - мольная масса соединений;

4. Волновые свойства электрона. Квантовые числа, s-,p-,d-,f-состояния электрона. Электронные орбитали.

О наличии волновых свойств электрона первым высказался французский учёный Л. де Бройль. Уравнение де Бройля: l=h/mV. (выводится из равенства импульсов mv=h/l, было доказано через дифракционные кольца) Если электрон обладает волновыми свойствами, то пучок электронов должен испытывать действие явлений дифракции и интерференции. Волновая природа электронов подтвердилась при наблюдении дифракции электронного пучка в структуре кристаллической решётки. Поскольку электрон обладает волновыми свойствами, положение его внутри объёма атома не определено. Положение электрона в атомном объёме описывается вероятностной функцией, если её изобразить в трёхмерном пространстве, то получим тела вращения.

11. Направленность ковалентной связи. Сигма и п-связи. Гибридизация атомных орбиталей.

Перекрывание электронных облаков при образовании ковалентных связей возможно только при определенной их ориентации в пространстве – отсюда направленность ковалентных связей, приводящая к той или иной стереохимии молекул, т.е. к определенной их форме.

1)AA, BB. Этот тип молекул характерен для Н₂ (сигма-связь), галогенов, и соединений Н с галогенами. Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая атомы сигама-связью.

2)А₂В. Этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н₂О, Н₂S.(см.рис) ( Н₂О – угол –105⁰, Н₂S – 92⁰ 35’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса цельсия.

3)А₃В. Элементы главной подгруппы 3 группы(N,P,As,Sb). NH₃ – тетраэдр.

4)А₄В Главная подгруппа 4 группа(Si,C,Ge,Sn). СН₄ – электроны последнего уровня углерода – s²p². После возбуждения - sp³. Гибридизация электронных облаков. s²p² ® sp³ ® q⁴ Гибридизация требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется при протекании реакции образования связи. Все связи энергетически равноценны.

5)АВ₃ – характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B,Al,Ga,In,Tl) BCl3. s²p ® sp² ® q³.

6)АВ₂ –для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl₂ (линейная структура, угол – 180⁰). sp ®spа q² d² sp³ ® q⁶.

Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной - сигма-связь. Видно на примере этилена. S²p²->sp³->sp²p->q³p – неполная гибридизация. Поскольку сигма связи действуют по кратчайшему расстоянию, повышенная электронная плотность оказывается в области между ядрами, за счет чего происходит стягивание ядер. В случае пи-связи повышенная плотность возникает вдали от межъядерной линии, дополнительное стягивание не возникает.

Гибридизация: sp- 180 (ZnCl₂), sp²,dp²,sd²-120 (BCl₃,AlF₃), sp³,sd³ 109.28(CH₄,SiH₄),

Dsp²-плоский квадрат – 90 ( ), dsp³-триагональная бипирамида – 90, 120 (PF₅), d²sp³ – 90 – октаэдр (SF⁶, ), d⁴sp³ – додекаэдр ( )

12. Ионная (электронная) связь.

Ионная связь – такая связь, при которой преобладают электростатические взаимодействия между атомами. И.с. возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности. (NaCl: Na – e -> Na^{+ ;} Cl + e -> Cl^- ; Na⁺ + Cl^- -> NaCl

Ионы натрия и хлора сближаются, пока силы притяжения не компенсируются силами отталкивания одноимённых зарядов электронных оболочек. Ионы занимают в пространстве строго определённое место. Если взаимодействуют тв. Na и г. Cl, то образуется твердокристаллическая решётка NaCl. Если взаимодействие происходит в растворе – ионы Na и Cl – в сольватированном виде (в сл. воды – в гидротированном). Вокруг ионов образуется оболочка растворителя. При кристаллизации из раствора образуется кристаллическая решётка. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретённых электронов. Координационное число показывает сколько ионов противоположного знака в растворе ион данного знака (к.ч. Na=6, к.ч. Cl=6). Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Весь кристалл представляет собой одну гигантскую молекулу. Соединений с чисто ионной связью не существует (имеет место определённая ковалентность). Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую температуру плавления и кипения. Соединения с ионной связью – проводники второго рода.

9. Образование химической связи. Энергия связи и длина связи.

При взаимодействии атомов между ними может возникнуть связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы – молекулы, молекулярного иона, кристалла. Чем прочнее связь, тем больше энергии необходимо затратить на ее разрыв. При образовании связи выделятся энергия, следовательно, уменьшается свободная потенциальная энергия системы взаимодействующих электронов и ядер.

Потенциальная энергия образующейся молекулы всегда меньше, чем суммарная потенциальная энергия исходных свободных атомов.

Длина связи – межъядерное расстояние в невозбужденной молекуле, обычно равно 1-2 ангстрем (0,1-0,2 нм).

Энергия связи – энергия, выделяющаяся при образовании данного вида связи (150-1000 кДж/моль).

10. Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. Валентность.

К.с. возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с ковалентной связью определяется по числу электронных пар. Для определения относительных зарядов в атомах с ковалентной связью надо мысленно связь разорвать и руководствоваться следующим правилом: при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящего, а в пределах главной подгруппы от ниже стоящему к выше. Механизм возникновения ковалентной связи: 2 метода объяснения: 1 – метод валентных связей, 2 – метод молекулярных орбиталей. В основе м.в.с. лежит 3 положения:

- Химическую связь образуют 2 электрона с противоположно направленными спинами. Имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей, при этом в пространстве между атомами возникает повышенная плотность электронного облака и к этой области притягиваются ядра атомов и оставшиеся электроны.

- Химическая связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрытие орбиталей.

- Чем больше взаимное перекрытие электронных орбиталей, тем прочнее связь.

Валентными являются неспаренные электроны. Для определения числа валентных электронов необходимо изобразить электронную оболочку атома в форме энергетических ячеек. В нормальных условиях S двух валентна а Cl – 1, однако в возбуждённом состояния S – может проявить валентность 4 и 6, а хлор – 3, 5, 7. Атомы серы и хлора можно возбудить. При возбуждении за счёт поступающей из вне энергии имеет место распаривание электронных пар и переход электрона на более удалённый подуровень. Затраченная энергия должна компенсироваться при протекании реакции с участием возбужденных атомов.

Валентность элемента в химическом соединении определяется по числу общих электронных пар.

Метод молекулярных орбиталей: метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно м.в.с в молекуле кислорода нет неспаренных электронов. Если в-во не имеет неспаренных электронов, то оно не имеет магнитного поля и выталкивается из внешнего магнитного поля (диамагнетик). Если вещество имеет собственное магнитное поле, оно втягивается во внешнее поле (парамагнетик). Кислород – парамагнетик. С т.з. вал связей трудно объяснить, что ряд веществ, теряя электроны, становятся прочнее. При возникновении химической связи электроны переходят на молекулярные орбитали. Различают два вида молекулярных орбиталей: связывающие и разрыхляющие. При возникновении связовающих волновые ф-ции электронов складываются таким образом, что в межъядерном пространстве плотность электронного облака повышается, ядра притягиваютя к этой области. В случае разрыхляющих орбиталей – между ядрами происходит разрежение электронной плотности и ядра отталкиваются. Разрежённые электроны обладают избыточной энергией, если молекула теряет электрон, то она теряет его с разрыхляющей орбитали и становится прочнее.

6. Связь периодического закона со строением электронных оболочек атомов. Правило Клечковского. Энергетические ячейки. Правило Гунда.

Период – это последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев. Электроны при застройке оболочек заполняют наиболее выгодные в энергетическом плане подуровни. Состояние электрона в атоме, описываемое числами l, m, n называется атомной электронной орбиталью.

1 правило Клечковского. Последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значение (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

2 правило Клечковского. При одинаковом значении (n+l) заполнение орбиталей происходит последовательно в порядке увеличения n.

Порядок заполнения орбиталей 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 4f14 5d2 10 6p6а7s2а6d1а 5f14а 6d2а10а 7p6.

Т.о. периодическая система отражает порядок заполнения электронами квантовых слоев атомов любых элементов.

Правило Гунда: суммарный спин данного подуровня должен быть максимален. Электроны стремятся занять max возможное число свободных квантовых состояний.

7. Периодический закон д.И.Менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, подгруппы, порядковый номер.

Менделеев открыл периодический закон в 1869 году и дал ему такую формулировку «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов». Периодическая система – по сути графическое изображение периодического закона.

Сегодня ПЗ звучит так: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер атомов элементов.

8. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность.

Атомы не имеют четких границ, поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус расстояние от ядра до максимума электронной плотности (орб радиус атома) или половину расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллах (эффективные радиусы атомов). Атомный радиус убывает по периоду (с увеличением заряда ядра), несколько увеличивается по группе (с увеличением количества орбиталей).

ЭИ – энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и удалить его на бесконечно большое расстояние (эВ). Атом превращается в + ион. Потенциал ионизации – напряжение, которое необходимо приложить, чтобы оторвать электрон от атома. Существует несколько ионизирующих потенциалов (1-ый = энергии связи, 2-ой > энергии связи). Наиболее важный – 1 (Li 1 – 5,39 B; 2 – 75,62 B; 3 – 122,4 B). Скачкообразный характер потенциалов ионизации указывает на то, что электроны вокруг ядра расположены слоями. Чем больше ЭИ, тем более выражены неметаллические свойства элемента. ЭИ возрастает по периоду.

Энергия сродства к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к атому (атом превращается в – ион). Чем больше ЭСЭ, тем ярче неметаллические свойства.

Электроотрицательность – количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. полусумма ЭСЭ и ЭИ (по Малликену). Полинг – ЭО – разность энергии диссоциации соединения AB и образующих его молекул АА и ВВ, ввел относительную шкалу, приняв ЭО фтора за 4. Чем больше электроотрицательность, тем легче его атомы превращаются в – ион. ЭО возрастает по периоду и уменьшается по группе.

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел. n – главное квантовое число, l – побочное, m – магнитное, s – спиновое. Главное к.ч. характеризует собой общий запас энергии системы, если уподобить электрон облаку, то главное к.ч. характеризует собой размеры этого облака. Электроны одного и того же энергетического уровня образуют электронную оболочку. Г.к.ч принимает целочисленные значения от 1 до 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). Электроны одного и того же уровня могут различаться по энергетическому состоянию. Электронные уровни подразделяются на подуровни. Электроны одного и того же подуровня различны по величине момента количества движения mvr (m – масса, v - скорость на орбите, r – радиус орбиты). Электроны различных подуровней имеют различную форму облака. Энергетическое состояние электрона на подуровне характеризуется с помощью побочного к.ч. (l=n-1). Max число подуровней-4 (K – s; L – s, p; M – s, p, d; N – s, p, d, f). m – магнитное к.ч. – ориентация электронного облака в пространстве ( –l,0,+l; summa=2l+1 ). Спиновое к.ч. – характеризует направление вращения электрона. Принимает два значения – _0h/2pi) и –_ов-h/2pi).

5. Принцип Паули. Емкость энергетических уровней и подуровней атомов элементов.

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч. Могут быть попарно параллельны все, кроме хотя бы s. Число электронов на подуровне – 2(2l+1). Максимальное число электронов на уровне – 2n². Максимальное число электронов на уровне - 32.

Распределение электронов по уровням и подуровням изображается с помощью электронных формул или ячеек.

Ограничение принципе Паули: внешний электронные слой элемента (за исключением эл-та 46 Pd) может состоять только из двух (s и p) подуровней, то есть его максимальная конфигурация s²p⁶, т.е. 8 электронов.