Материал: Shpora_polnaya_2009 (1)

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

К основному газовому закону относится уравнение состояния газа (уравнение Менделеева-Клапейрона):

Газ, который подчиняется этому закону, называется идеальным.

Закон Авогадро.

В равных объемах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

В одном моле содержится При нормальных условиях моль газа занимает 22,4 л.

Универсальный газовый закон.

При изобарном процессе

При изохорном процессе

При изотермическом процессе

Единица молекулярной массы - 1/12 часть массы молекулы углерода, условно принятой равной 12.

Масса газообразных веществ определяется по закону Авогадро и уравнению Менделеева-Клапейрона.

2. Основные стехиометрические законы.

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

Пример. 2H2+O2=2H2O и 4NH3+3O2=6H2O+2N.

2. Закон эквивалентов: в-ва вступают в химическое взаимодействие и замещают друг друга в соединениях в весовых количествах ропорциональным химическим эквивалентам этих веществ.

Химический эквивалент - такое весовое кол-во в-ва, которое реагирует с 1.008 весовых частей 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 другого элемента, которые относятся между собой, как простые целые числа.

Пример. H₂0/H₂O₂ , CO/CO₂, N₂O/NO/N₂O₃/NO₂/N₂O₄/N₂O_5.

4. Закон сохранения массы и энергии: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.

5. Закон Авогадро: в равных объемах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

В одном моле содержится

3. Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.

Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в ионнообменных реакциях или одному электрону в ОВР.

Пример.

Эквивалентная масса элемента - это масса 1 эквивалента элемента.

Эквивалентная масса вещества - это масса 1 эквивалента вещества.

Другими словами, эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты.

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

Электрон в настоящее время не рассматривается как материальная точка. Атомные частицы обладают одновременно и корпускулярными, и волновыми свойствами.

Луи де Бройль первым предположил и доказал, что двойственность присуща электрону, как и другим микрочастицам.

масса m, скорость v, импульс длина волны h-постоянная Планка

Волновые свойства: дифракция и интерференция – свойства, характерные дивжению волны.

Корпускулярные свойства: электрон действует как частица, как единое целое. Движение – пульсирующее.

s-электронные облака обладают шаровой симметрией, p-облака – вид гантели (знак бесконечности).

___________________________________________

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел: n, l, m, s.

Главное квантовое число характеризует общий уровень энергии электрона. Принимает значения от 1 до 7 (соответствуют буквенным обозначениям: k,l,m,n,o,p,q). 1-й слой – ближайший к ядру слой.

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). Число подуровней равно числу уровней (максимальное число подуровней – 4).

Побочное (орбитальное) квантовое число характеризует энергетическое состояние электрона на подуровне (l=n-1).

Магнитное к.ч. определяет ориентацию электронного облака в пространстве ( +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3).

Спиновое к.ч. характеризует направление вращения электрона. (+1/2 и -1/2).

Наибольшее число электронов на подуровне вычисляется по формуле Таким образом, максимальное число – 32.

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

6. Связь периодического закона со строением электронных оболочек атома. Правило Клечковского. Энергетические ячейки. Правило Хунда.

Д. Менделеев открыл закон в 1869 году, сформулировав его: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.»

В 1869 было известно всего 63 элемента, в настоящее время – 109.

Периодическая система – по сути изображение периодического закона.

Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев.

Электроны заполняют при застройке оболочек наиболее выгодные в энергетическом отношении подуровни.

Согласно первому правилу Клечковского, последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы к большим значениям этой суммы.

Второе правило Клечковского: при одинаковом значении суммы заполнение происходит в направлении увеличения «n».

Порядок заполнения атомных орбиталей:

Пример.

Закон химических эквивалентов. Моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем эквивалентов другого вещества.

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.

У двух электронов могут быть попарно одинаковыми 3 числа, но они обязаны различаться по четвертому.

Наибольшее число электронов Z в оболочке с главным квантовым числом.

Максимальное число электронов на одном уровне известных ныне электронов – 32.

Ограничение принципа Паули: внешний электронный уровень атомов (кроме элемента №46 – палладий) может состоять максимум из двух подуровней – S и P.

То есть максимально возможное число электронов на внешнем уровне отвечает конфигурации (8 электронов).

Таким образом, периодическая система полностью отражает прядок заполнения электронами энергетических уровней атомов любых элементов.

Правило Гунда: суммарный спин данного подуровня должен быть максимальным, т.е. электроны стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.

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

Д. Менделеев открыл закон в 1869 году, сформулировав его: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.»

В 1869 было известно всего 63 элемента, в настоящее время – 109.

Периодическая система – по сути изображение периодического закона.

В настоящее время предложено несколько вариантов системы, но мы рассмотрим более традиционную, предложенную Менделеевым.

Она имеет 3 малых периода (1-3) и 4 больших (4-7).

Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев.

Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды начинаются с активного металла, по мере продвижения усиливаются неметаллические свойства, а завершаются галогеном и инертным газом. Элементы, которые как бы осуществляют переход от металлов к неметаллам, носят название переходных.

Элементы группы проявляют одинаковую максимальную валентность по кислороду, равную номеру группы.

Элементы главных подгрупп проявляют определенную валентность по водороду. В главных подгруппах по мере движения вниз металлические свойства усиливаются, побочных – ослабевают.

Порядковый номер соответсвует заряду ядра атома элемента.

Современная формулировка закона: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер атомов элементов.

8. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство электрону,

энергия ионизации, электроотрицательность.

Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев.

Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды начинаются с активного металла, по мере продвижения усиливаются неметаллические свойства, а завершаются галогеном и инертным газом. Элементы, которые как бы осуществляют переход от металлов к неметаллам, носят название переходных.

Радиус атома - расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома.

Увеличивается с увеличением порядкового номера элемента.

Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить на отрыв электрона с нормального уровня и удаление его на бесконечно далекий уровень. Атом при этом превращается в положительный ион.

Ее можно считать мерой металличности: чем меньше энергия, тем ярче проявляются металлические свойства, и наоборот.

Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Она очень мала и становится более-менее заметной с элементов 5-й группы.

Электроотрицательность – сумма энергии ионизации и энергии сродства. Чем она больше, тем вероятнее превращение атомов в отрицательные ионы.

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

При взаимодействии атомов между ними может возникнуть химическая связь, приводящая к образованию молекулы/иона/кристалла. Чем прочнее связь, тем больше требуется затратить энергии на ее разрыв.

При возникновении связи энергия выделяется, следовательно уменьшается потенциальная энергия системы электронов и ядер.

Потенциальная энергия образующейся молекулы меньше суммарной потенциальной энергии исходных свободных атомов.

Для характеристики химической связи используются следующие термины:

Длина связи - межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле (обычно 1-2 Ангстрема, 1А= см).

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