Шпаргалка по химии 2 (стр. 1 из 7)

1. Химия – это наука, изучающая вещества и процессы их превращения, сопровождающиеся изменением состава и строения вещества. Химия – наука о веществах, их строении, свойствах и превращениях. Химия изучает явления, которые происходят на микроскопическом уровне, т.е. на атомно-молекулярном. Химия состоит из таких разделов, как неорганическая химия, органическая химия, физическая химия.

Основные понятия в химии:

Атом – это наименьшая частица элемента в химических соединениях; химически неделимая частица, из которых состоят молекулы. Атом состоит из ядер и электронов. Ядра из протонов и нейтронов. Протон – частица с зарядом +1 (их число обозначается Z). Нейтрон – частица, имеющая нулевой заряд (их число обозначается N). Общее название этих частиц – нуклоны. Общее число нуклонов в ядре называют массовым числом A: A=Z+N.

Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами (определение 1860 года). Современное определение: молекула – это наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей. Молекулы бывают одноатомными (Н), двухатомные (О2), многоатомные (H2SO4).

Вещество – это любая совокупность атомов и молекул. Вещества бывают простые и сложные. Простые вещества образованы атомами одного элемента. Сложные вещества, или химические соединения состоят из атомов разных элементов, связанных между собой постоянными соотношениями.

Количество вещества – это число структурных элементов в системе.

Моль – это количество вещества системы, которое содержит столько же структурных элементов, сколько атомов содержится в 0,012кг изотопа углерода С12.

Значение химии:

1.создание материалов с заданными свойствами;

2.обработка новых материалов;

3.разработка новых технологий;

4.защита металлов и металлических конструкций от коррозии.

2. Основные законы химии:

1.закон сохранения массы и энергии (Ломоносов): в изолированной системе сумма массы и энергии постоянна. Е=mc2.

2.закон постоянства состава вещества: независимо от нахождения в природе или способа получения любое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав.

3.закон эквивалента (Рихтер): все вещества реагирующие строго в эквивалентном соотношении. Эквивалент – это реальные частицы вещества, которые могут присоединять, замещать, освобождать или быть каким либо другим.

4.закон кратных отношений (Дж.Дальтон, 1803): если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа .

5.закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

3. Атом – это сложная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Сложное строение атома было установлено в результате следующих опытов:

1. открытие радиоактивности и установление природы α-, β- и γ-частиц, испускаемых атомами;

2.открытие электрона (Дж.Томсон, 1897);

3.опыты по рассеянию α-частиц на атомах (Э.Резерфорд, 1911).

На основе этих опытов была сформулирована простейшая модель атома – планетарная модель Резерфорда. Ее основные положения:

1. в центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в ядре.

3. вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Модель Томсона:

Модель Морозова:

Модель Резерфорда:

4. Кванты и модель Бора. В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названы им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) v: где h - постоянная Планка (6, 626*10"-34 Дж-с.); v = с /Лямбда, с — скорость света; X — длина волны. В 1910 г. датский ученый Н.Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает 5 Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты был 5,29-10"13 м, радиус других орбит был равен: г = n2(5,29-10'13).Энергия электрона (эВ) зависела от значения главного квантового числа n: En=-13,6 (1/n2).Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, которая тем более устойчива, чем ниже (чем более отрицательна) ее энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на

первой орбите (n=1). Такое состояние называется основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво. При переходе с верхней орбиты на нижнюю атом излучает квант света, что экспериментально обнаруживается в виде серий атомного спектра Значения n и m в уравнении соответствуют значениям главных квантовых чисел, с которых электрон переходит (т) и на которые электрон переходит (n). Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой. Теория Бора получила экспериментальное подтверждение, но она не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии. Теория Бора оказалась непригодной для многоэлектронных атомов. Возникланеобходимость в новой модели атома, Двойственная природа электрона. В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. В 1924 г. Луи де Бройль (Франция) выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом. Позднее это было подтверждено на опытах по дифракции на кристаллах. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны Я электрона или любой другой частицы с массой т и скоростью V, λ= h/(mv).Волны частиц материи де Бройль назвал материальными волнами. Они свойственны всем частицам или телам, но как следует из уравнения, для макротел длина волны настолько мала, что в настоящее время не может быть обнаружена. Так, для тела с массой 1000 кг, двигающегося со скоростью 108 км/ч (30 м/с) λ= 2,21-10"38 м.В 1927 г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Э. Шредингер (Австрия) в 1926 г. вывел математическое описание поведения электрона в атоме. Работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, а также Шредингера, предложившего волновое уравнение, заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц. основанной на открытиях в микромире.

5. Квантовые числа. Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое. Главное квантовое число nопределяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5,... и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Оболочки (уровни) имеют буквенные обозначения: К (n = 1), L (n = 2), М (n= 3), N(n = 4), Q (n =5), переходы электронов с одной оболочки (уровня) на другую сопровождаются выделением квантов энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров Орбитальное квантовое число lопределяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальные квантовые числа принимают целочисленные значения от 0 до (n-1). Подоболочки также обозначаются буквами: Подоболочка (подуровень) s p d f. Орбитальное квантовое число, l(0 1 2 3) Электроны с орбитальным квантовым числом 0, называются s-электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют сферическую форму. Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются р-электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму, напоминающую гантель. Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называют d-электронами. Орбитали имеют более сложную форму, чем р-орбитали. Наконец, электроны с орбитальным квантовым числом 3 получили название f-электронов. Форма их орбиталей еще сложнее, чем форма d-орбиталей. В одной и той же оболочке (уровне) энергия подоболочек (подуровней) возрастает в ряду: В первой оболочке (n = 1) может быть одна (s-), во второй (n = 2) — две (s-, р-), в третьей (n = 3) — три (s-, p-, d-),в четвертой (n= 4) — четыре (s-, p-, d-, f-) - подоболочки. Магнитное квантовое число m характеризует ориентацию орбитали в пространстве. В отсутствие внешнего магнитного поля все орбитали одного подуровня (подоболочки) имеют одинаковое значение энергии. Под воздействием внешнего магнитного поля происходит расщепление энергии подоболочек. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от –lдо +l, включая ноль. Например, для l = 3, магнитные квантовые числа имеют значения -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, т. е. в данной подоболочке (f-подоболочке) существует семь орбиталей. Соответственно в подоболочке s (l = 0) имеется одна орбиталь (m= 0), в подоболочке p (l = 1) — три орбитали (m = -1,0, +1), в подоболочке d (l = 2) пять орбиталей (m = -2, -1, 0, +1, +2). Магнитное спиновое число ms - проекция спина на ось z . Она может иметь лишь два значения: ms = + ½ , ms = - ½. Поскольку спин электрона S – величина постоянная, его обычно не включают с набор квантовых чисел, характеризующих движение электрона в атоме, и говорят о четырех квантовых числах.

6. Электронная конфигурация атома – распределение электронов в атоме по орбиталям. Оно определяется тремя принципами: