Шпаргалка по Общей химии"

Атомно-молекулярное учение. Основные законы химии.

Атом, молекула. Атомная и молекулярная масса. Моль. Молярная масса. Газовые  законы, молярные объём. Стехиометрические  законы. Химическое уравнение.

 

-Вещество имеет дискретное строение (состоит из частей).

- В-во нельзя бесконечно делить  на мелкие части.

Атом (неделимый - перевод). Молекула (состоит  из атомов). В-во это скопление частиц.

Атом – наименьшая, химически  неделимая частица!

Молекула – наименьшая частица  в-ва, обладающая его хим. свойствами.

В химии традиционно используются не абсолютные, а относительные значения атомных масс.

Относительной атомной массой Аr химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома углерода С. (1 а.е.м. – углеродные единицы)

Относительной молекулярной массой Мr вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного состава вещества к 1/12 массы атома углерода С. Относительная мол.масса численно равна сумме относительных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Относительная мол.масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода С.

В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль.

Моль – это количество вещества, содержащие столько же структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа ¹²С.

Зная массу одного атома углерода (1,993 х 10^-26 кг), можно вычислить число атомов N_А в 0,012 кг углерода.  N_А равно 6,02 х 10²³ 1/моль. Это число называется постоянной Авогадро, показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

Молярная масса (в г/моль или кг/моль в-ва) величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Обычно её обозначают буквой М. Она численно равна относительной молекулярной массе.

Молярная масса и количество в-ва понятия разные! Между ними существуют простые соотношения:

m = n x M    ;    n = m/M ;    M = m/n .

 

Состояние идеального газа заданной массы характеризуется тремя параметрами: давлением, объёмом и температурой.

закон Бойля-Мариотта (устанавливает  соотношение между давлением  и объёмом при постоянной температуре): при постоянной температуре объём  данного количества газа обратно  пропорционален давлению, под которым он находится. p1V1=p2V2 или pV=const

закон Гей-Люссака (устанавливает  соотношение между объёмом и  температурой при постоянном давлении): при постоянном давлении изменение  объема газа прямо пропорционально  его температуре. VT=const  или V1/T1=V2/T2

закон Шарля (устанавливает соотношение  между давлением и температурой при постоянном объёме): при постоянном объёме давление газа прямо пропорционально  его температуре. P/T=const    или    p1/T1=p2/T2

Объединённый газовый закон (объединяет все газовые законы. Используют для вычисления объёма газа при данных условиях, если известен его объём при других условиях): отношение произведения давление газа на его объём к температуре есть величина постоянная.  PV/T=const

Если известна масса или количество газа, а надо вычислить его объём, или наоборот, используют уравнение Менделеева-Клапейрона. уравнение Менделеева-Клапейрона (описывает соотношение между давлением газа, его объёмом, количеством вещества и температурой) –

pV=URT или pV= m/M x RT (U – число молей газа «ню»)

При нормальных условиях 1 моль различных  газов занимает объём, равный 22,4 л. Этот объём называется молярным объёмом газа.

Молярный объём газа – это  отношение объёма вещества к количеству этого вещества: Vm=V/n, где n – количество вещества в молях.

 

Стехиометрия – раздел химии, в  котором рассматриваются массовые и объёмные отношения между реагирующими веществами в химических реакциях. Стехиометрических законов 7 штук:

1.Закон сохранения энергии.

2.закон сохранения массы.

3.закон эквивалентов.

4.Закон простых кратных отношений.

5.Закон простых объёмных отношений.

6.Закон постоянства состава.

7.Закон Авогадро.

Закон сохранения массы вещества (Ломоносов, Лавуазье): Общая масса всех исходных веществ равна общей массе  продуктов реакции. Этот закон подтвердил, что атомы являются неделимыми и при химических реакциях не изменяются.

Закон постоянства состава (Пруст): всякое чистое вещество (химическое соединение), каким бы путём оно ни было получено, имеет строго определённый постоянный состав (качественный и количественный). На основе этого закона составляются химические уравнения. Он определённо справедлив только для веществ молекулярного строения.

Закон объёмных отношений (Гей-Люссак): Объёмы реагирующих газообразных веществ  относятся между собой и к  объёмам образующихся газообразных продуктов как небольшие числа. Этот закон позволяет рассчитывать объёмы газов по уравнению химической реакции.

Закон Авогадро (применим только к  газам): равные объёмы любых газов, при  одинаковых внешних условиях, занимают одинаковый объём.

Сл.1. Один моль любого газа, при одинаковых условиях занимает один и тот же объём. (молярный объём) Нормальные условия  – 0 ⁰С  и 101,3 кПа (760 мм рт.ст.)

Сл.2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению  их молярных масс.

 

Эквивалент вещества – такое  его количество, которое без остатка  реагирует с 1 моль атомов водорода, или замещает их в соединениях.

Эквивалентная масса – это масса  эквивалента в-ва, выраженная в граммах.

Закон эквивалентов: Масса веществ, участвующих в реакции, прямо пропорциональны их эквивалентным массам (их эквивалентам).

m1/m2=Э1/Э2

1.экв. элемента равен его атомной массе, делённой на валентность.

2.Эквивалент в-ва, состоящего из 2х элементов равен сумме эквивалентов  этих элементов.

3.экв. кислоты равен молярной массе, делённой на основность.

4.Эквивалент основания равен  его молярной массе, делённой  на число гидроксо-групп.

5.эквивалент соли равен её  молярной массе, делённой на  валентность Ме.

 

Элементы принято обозначать химическими  знаками (символами). Символ элементы состоит из первой буквы или первой и одной из следующих букв латинского названия элемента; первая буква всегда прописная, вторая – строчная.

Состав сложных веществ изображается при помощи химических формул. Формулами  обозначаются и молекулы простых веществ, если известно, из скольких атомов состоит молекула. Однако если простое вещество имеет атомную или металлическую структуру или неизвестен атомный состав молекулы, то его изображают химическим знаком элемента.

Химические уравнения записывают с помощью химических формул и знаков. Они служат для изображения химических реакций и отражают закон сохранения массы веществ. В каждом уравнении имеется две части, соединённые знаком равенства. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым. Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций называют стехиометрическими коэффициентами.

 

Строение атома.

Ядерная модель. Электронное облако. Квантовые числа. Строение электронных оболочек атомов.

 

До конца XIX в. атомы считались неделимыми. Затем, по мере накопления опытных данных, пришлось отказаться от такого взгляда и признать, что атомы имеют сложное строение.

Атом – это электро-нейтральная  частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

В центре атома находится положительно заряженное ядро. Положительный заряд  ядра является главное характеристикой атома. Ядро состоит из протонов и нейтронов. Вокруг ядра вращаются электроны. Электрон в атоме не движется по определённым траекториям, а может находится в любой части околоядерного пространства. Быстро движущийся электрон может находится в любой части пространства, окружающего ядро, и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определённой плотностью отрицательного заряда.

Пространство вокруг ядра, в котором  наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. Орбитали атома имеют разные размеры. Очевидно, что электроны, движущиеся в орбиталях меньшего размера, сильнее притягиваются ядром, чем электроны, движущиеся в орбиталях большего размера.

Состояние электрона в атоме  характеризуется квантовыми числами.

1.Главное квантовое число (n) - радиальное:

Характеризует энергию электрона  данного энергетического уровня и определяет размеры электронного облака; принимает значения целых  числе от 1 до бесконечности.

Энергетический уровень составляют электроны с одинаковым значением главного квантового числа.

2.Орбитальное (побочное) квантовое  число (l):

Характеризует энергию электрона  данного подуровня и форму  электронного облака;  принимает  целочисленные значения от 0 до (n - 1).

Энергетический подуровенень составляют электроны с одинаковыми значениями орбитального квантового числа. Число подуровней на уровне равно значению главного квантового числа. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует определённая форма электронного облака (орбитали).

3.Магнитное квантовое число (m):

Характеризует ориентацию электронного облака в пространстве. Принимает целочисленные значения – как положительные, так и отрицательные – в пределах от +L через 0 до –L.

4.Спиновое квантовое число (s):

Характеризует вращение электрона вокруг собственной оси. Каждый электрон может совершать вращение по часовой стрелке или против, поэтому спиновое квантовое число принимает 2 значения – +1/2 и -1/2.

Таким образом, каждая орбиталь и электрон, который находится на этой орбитали, характеризуется тремя квантовыми числами, т.е. определёнными размерами, формой и ориентацией в пространстве.

Правила Клечковского.

1.Так как энергия электрона  в основном определяется значениями  главного и орбитального квантовых  чисел, то сначала заполняют  те подуровни, для которых сумма квантовых чисел n и l является наименьшей.

2.Если суммы значений n и l для двух подуровней равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n.

Начиная со значения главного квантового числа n=2, энергетические уровни (слои) подразделяются на подуровни (подслои), отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа, но не превышает 4. Подуровни, в свою очередь, состоят из орбиталей. Для каждого значения n имеется n² орбиталей.

Принцип Паули:

В атоме не может быть двух электронов, у которых все 4 квантовых числа  были бы одинаковы. То есть на одной  орбитали не может быть больше двух электронов.

Если в орбитали находится 1 электрон, то он называется неспаренным, если 2 –  то это спаренные электроны.

S-орбиталь обладает сферической симметрией, т.е. имеет форму шара. P-орбиталь имеет форму гантели или объёмной восьмёрки. Все 3 p-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно.

 

 

Периодический закон Д.И. Менделеева.

Периодический закон. Структура таблицы элементов. Система элементов. Закономерное изменение свойств элементов и их соединений. Периодический закон в свете теории строения атома.

 

До Менделеева были известны группы элементов со сходными свойствами и  делались попытки связать эти свойства с атомной массой.

Менделеевский период (около 150 лет  назад):

Свойства элементов, а также  формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомных масс элементов.

Долгое время периодический закон считался эмпирическим, т.е. утверждением, сформулированным на основе обобщения экспериментальных данных об элементах и их соединениях. На основе периодического закона были сделаны важные открытия и научные предсказания.

1.Атомы элементов обладают общим  свойством – атомной массой, от которой зависят все остальные свойства.

2.Монотонность возрастания атомных  масс.

3.Таблица – есть графическое  отображение закона.

4.Принцип периодичности.

Горизонтальные ряды – периоды  – ряд элементов, расположенных  в порядке возрастания атомных масс, начиная со щелочных Ме и заканчивая инертными газами. Искл.: 1 период – нет щелоч. Ме, 7 период – незаконченный; также по атомной массе (наоборот стоят, у аргона больше Аr, но стоит позже). Различают малые (состоят из одного горизонтального ряда) и большие (состоят из двух горизонтальных рядов) периоды.

Вертикальные столбцы – группы – вертикальная последовательность элементов, расположенных по возрастанию  порядкового номера, обладающих однотипным электронным строением и являющихся безусловными химическими аналогами. Элементы имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и других соединениях, равную номеру группы.

Каждая группа разделяется на А  и В, главную и побочную. В главных  находятся элементы, имеющие хим.аналоги  в малых периодах. В побочных – не имеющих аналоги. В побочных подгруппах только Ме.

VII группа – в главной – инертные газы; побочная – триады элементов.

В периодах от начала до конца Ме сво-ва ослабевают, а неМе усиливаются.

В главных подгруппах с верху  вниз  Ме св-ва усиливаются, а неМе убывают.

Свойства соединений элементов  тоже меняются периодически (высшие оксиды, гидроксиды (кислоты или основания), соединения с водородом, соединения с галогенами).