Основні поняття хімії

РЕФЕРАТ

на тему:

" Основні поняття хімії"

ПЛАН.

1. Поняття про атом.

2. Поняття про електрон, його властивості.

3. Квантові числа.

4. Принцип Паулі.

5. Правило Гунда.

6. Принцип найменшої енергії.

7. Хімічний елемент.

8. Поняття і види маси в хімії.

9. Моль, число Авогадро і молярна маса.

10. Класифікація хімічних речовин. Індивідуальні речовини, суміші, розчини.

11. Інші поняття хімії.

Усі хімічні речовини складаються з часток, класифікація яких у хімії (і фізиці) досить складніхімічні перетворення зв’язують, насамперед, з такими частками, як атом, молекула, ядро, електрон, протон, нейтрон, атомні і молекулярні іони, радикали.

1. Поняття про атом Прийнято вважати, що атом — це найменша хімічна частка речовини, хоча, як ми знаємо, кожен атом складається з так званих «елементарних часток». Атом складається з визначеного числа протонів р, нейтронів n і електронів е. Атом — найменша частка хімічного елемента, що входить до складу молекул простих і складних речовин. Хімічні властивості елемента визначаються будівлею його атома.

Атом — електронейтральная система взаємодіючих елементарних часток, що складає з ядра (утвореного протонами і нейтронами) і електронів.

Хоча атоми утворюються при взаємодії всього лише трьох типів елементарних часток, при їх сполученні виникає великий набір різноманітних стійких чи хитливих (радіоактивних) систем.

При цьому з’ясувалося, що всю сукупність атомів, які утворилися таким чином, легко класифікувати усього лише по одному параметру — заряду ядра z.

2. Поняття про електрон, його властивості.

Перші вказівки про складну будову атома були отримані при вивченні процесів проходження електричного струму через рідини і гази. Досвіди видатного англійського вченого М. Фарадея в 30-х рр. XIX ст. навели на думку про те, що електрика існує у виді окремих одиничних зарядів.

Величини цих одиничних зарядів електрики були визначені в більш пізніх експериментах по пропущенню електричного струму через гази (досвіди з так називаними катодними променями). Було встановлено, що катодні промені - це потік негативно заряджених часток, що одержали назву електронів.

Двоїста природа електрона. В основі сучасної теорії будівлі атома лежать наступні основні положення:

1. Електрон має двоїсту (корпускулярно хвильову) природу. Він може поводитися і як частка, і як хвиля: подібно частці, електрон має визначену масу і зарядому той же час потік електронів, що рухається, виявляє хвильові властивості, наприклад характеризується здатністю до дифракції. Довжина хвилі електрона, і його швидкість зв’язані співвідношенням де Бройля:

де m — маса електрона.

2. Для електрона неможливо одночасно точно вимірити координату і швидкість. Ніж точніше ми вимірюємо швидкість, тим більше невизначеність у координаті, і навпаки. Математичним вираженням принципу невизначеності служить співвідношення.

h / 2,.

де невизначеність положення координати, — погрішність виміру швидкості.

3. Електрон в атомі не рухається по визначених траєкторіях, а може знаходитися в будь-якій частині околоядерного простору, однак імовірність його перебування в різних частинах цього простору неоднакова.

Атомні орбитали. Простір навколо ядра, у якому імовірність перебування електрона досить велика, називають орбиталью.

Орбиталъ — сукупність положень електрона в атомі, тобто область простору, у якій найбільш ймовірне перебування електрона.

3. Квантові числа Головне квантове число n визначає загальну енергію електрона на даної ор-битали. Воно може приймати будь-як цілі значення, починаючи з одиниці (n = 1, 2, 3,…). Під головним квантовим числом, рівним, мають на увазі, що електрону повідомлена енергія, достатня для його повного відділення від ядра (іонізація атома).

У межах визначених рівнів енергії електрони можуть відрізнятися своїми енергетичними подуровнями. Існування розходжень в енергетичному стані електронів, що належать до різних подуровням даного енергетичного рівня, відбивається побічним (іноді його називають орбітальним) квантовим числом l. Це квантове число може приймати целочисленние значення від 0 до n — 1 (l = 0, 1, …, п — 1). Звичайно чисельні значення l прийняте позначати наступними буквеними символами:

Значення l: 0 1 2 3 4.

Літерне позначення: s p d f g.

У цьому випадку говорять про s-, p-, d-, f-, g-станах електронів, чи про s-, p-, d-, f-, g-орбиталях.

Побічне (орбітальне) квантове число l характеризує різний енергетичний стан електронів на даному рівні, визначає форму електронної хмари, а також орбітальний момент р — момент імпульсу електрона при його обертанні навколо ядра (звідси і друга назва цього квантового числа — орбітальне).

p = h.

Таким чином, електрон, володіючи властивостями частки і хвилі, з найбільшою імовірністю рухається навколо ядра, утворити електронну хмару, форма якого в s-, p-, d-, f-, g-станах різна.

Форма електронної хмари залежить від значення побічного квантового числа l. Так, якщо l = 0 (s-орбиталь), та електронна хмара має сферичну форму (кулясту симетрію) і не має спрямованість у просторі. При l = 1 (р-орбиталь) електронна хмара має форму гантелі, тобто форму тіла обертання, отриманого з «вісімки». Форми електронних хмар d-, fі g-електронів набагато складніше.

Рух електричного заряду (електрона) але замкнутій орбіті викликає поява магнітного полючи. Стан електрона, обумовлений орбітальним магнітним моментом електрона (у результаті його руху по орбіті), характеризується третім квантовим числом — магнітним ml. Це квантове число характеризує орієнтацію орбитали в просторі, виражаючи проекцію орбітального моменту імпульсу на напрямок магнітного полючи.

Відповідно орієнтації орбитали щодо напрямку вектора напруженості зовнішнього магнітного полючи магнітне квантове число ml може приймати значення будь-яких цілих чисел, як позитивних, так і негативних, відl до +l. включаючи 0, тобто усього (2l + 1) значень. Наприклад, при l = 0 ml = 0- при l = 1 ml = -1, 0, +1- при l = 3, наприклад, магнітне квантове число може мати сімох (2l + 1 = 7) значень: -3, -2, -1, 0, +1, +2,+3.

Таким чином, ml характеризує величину проекції вектора орбітального моменту кількості руху на виділений напрямок. Наприклад, р-орбиталь («гантель») у магнітному полі може орієнтуватися в просторі в трьох різних положеннях, тому що у випадку l = 1 магнітне квантове число може мати три значення: -1, 0, +1. Тому електронні хмари витягнуті по координатних осях х, у и z, причому вісь кожного з них перпендикулярна двом іншим.

Для повного пояснення усіх властивостей атома була висунута гіпотеза про наявність в електрона так називаного спина. Спин — це чисто квантова властивість електрона, що не має класичних аналогів. Спин — це власний момент імпульсу електрона, не зв’язаний з рухом у просторі. Для всіх електронів абсолютне значення спина завжди дорівнює s = ½. Проекція спина на вісь z (магнітне спінове число ms) може мати лише два значення: ms = + ½ чи ms = -½.

Оскільки спин електронаа s є величиноюою постійноїої, його звичайно не включаютьють у набір квантовихих чисеел, що характеризують рух електродаа в атоміі, і говорять про чотир квантові числа.

Тому що при хімічних реакціях ядра реагуючих атомів залишаються без зміни (за винятком радіоактивних перетворень), те фізичні і хімічні властивості атомів залежать, насамперед, від будівлі електронних оболонок атомів.

4. Принцип Паулі.

В атомі не може бути двох електронів, у яких усі чотири квантових числа були б однакові.

Хоча б одне з квантових чисел n, l, ml і ms повинне обов’язково відрізнятися. Так, електрони з однаковими квантовими числами n, l, і ml повинні обов’язково розрізнятися проекцією спина. Тому в атомі можуть бути лише два електрони з однаковими n, l, ml: один ms = + ½, інший ms = -½.

Навпроти, якщо проекції спина двох електронів однакові, повинне відрізнятися одне з квантових чисел n, l чи ml.

Знаючи принцип Паули, розглянемо, скільки електронів в атомі може знаходитися на визначеній «орбіті» з головним квантовим числом n. Першій «орбіті» відповідає п = 1. Тоді l = 0, ml = 0 і ms може мати довільні значення: = + ½, чи -½. Т. е. при п = 1, таких електронів може бути тільки два.

У загальному випадку при будь-якім заданому значенні n електрони насамперед відрізняються побічним квантовим числом l приймаючим значення від 0 до п — 1. При заданих n і 1 може бути (21 + 1) електронів з різними значеннями магнітного квантового числа ml. Це число повинне бути подвоєне, тому що заданим значенням n, l, і ml відповідають два різних значення проекції спина ms.

Отже, максимальне число електронів з однаковим квантовим числом n виражається сумою.

Звідси ясно, чому на першому енергетичному рівні може бути не більше 2 електронів, на другому — 8, на третьому — 18 і т.д.

5. Правило Гунда При даному значенні l (тобто в межах визначеного подуровня) електрони розташовуються таким образам, щоб сумарний спин був максимальним.

Якщо, наприклад, у трьох р-ячейках атома азоту необхідно розподілити три електрони, то вони будуть розташовуватися кожний в окремому осередку, тобто розміщатися на трьох різних р-орбиталях:

Розглянемо електронну конфігурацію атома четвертого періоду 19ДО. Перші 18 електронів заповнюють наступні орбитали: 1s22s22р63s23р6. Здавалося б, що дев’ятнадцятий електрон атома калію 19До повинний потрапити на подуровень Зd, якому відповідають п = 3 і l = 2. Однак насправді валентний електрон атома калію розташовується на орбитали 4s. Подальше заповнення оболонок після 18-го елемента відбувається не в такій послідовності, як у двох перших періодах. Електрони в атомах розташовуються відповідно до принципу Паули і правилом Гунда, але так, щоб їхня енергія була найменшою.

6. Принцип найменшої енергії.

В атомі кожен електрон розташовується так, щоб його енергія була мінімальною (що відповідає найбільшого його зв’язку з ядром).

Енергія електрона в основному визначається головним квантовим числом п і побічним квантовим числом l, тому спочатку заповнюються ті подуровни, для яких сума значень квантових чисел п и l є найменшої. Наприклад, енергія електрона на подуровне 4s менше, ніж на подуровне Зd, тому що в першому випадку n + l = 4 + 0 = 4, аво другому n + l = 3 + 2 = 5- на подуровне 5s (n + l = 5 + 0 = 5) енергія менше, ніж на 4d (n + l = 4 + 2 = 6) — на 5р (n + l = 5 + 1 = 6) енергія менше, ніж на 4f (n + l = 4 + 3 = 7) і т.д.

В. М. Клечковский сформулював загальне положення, що говорить, що електрон займає в основному стані рівень не з мінімально можливим значенням n, а з найменшим значенням суми n + l.

У тому випадку, коли для двох подуровней суми значень n і l рівні, спочатку йде заповнення подуровня з меншим значенням n. Наприклад, на подуровнях Зd, 4р, 5s сума значень n і l дорівнює 5. У цьому випадку відбувається спочатку заповнення підрівнів з меншими значеннями n, тобто Зd-4р-5s і т.д.

Принцип найменшої енергії справедливий тільки для основних станів атомів. У збуджених станах електрони можуть знаходитися на будь-яких орбиталях атомів, якщо при цьому не порушується принцип Паули.

7. Хімічний елемент Визначений вид атомів, що характеризується однаковим зарядом ядра, називається хімічним елементом.

Кожен елемент має своя назва і свій символ, наприклад елементи гелій Не, мідь Сu, фосфор Р и т. д. (див. періодичну таблицю).

Молекула. Наступної, більш складної після атома часткою може розглядатися молекула.

Молекула — це електронейтральная найменша сукупність атомів, що утворять визначену структуру за допомогою хімічних зв’язків. Молекула — це найменша частка даної речовини, що володіє його хімічними властивостями. Хімічні властивості молекули визначаються її сполукою і хімічною будівлею.

Хімічна формула. Найменування і символи елементів — хімічна абетка, що дозволяє описати сполуку будь-якої речовини хімічною формулою.

Речовина. Молекули можуть містити атоми тільки одного елемента, наприклад молекула кисню містить два атоми кисню й описується формулою ПРО2, молекула озону складається з трьох атомів кисню — ПРО3, молекула білого фосфору — з чотирьох атомів фосфору Р4, молекула брому — із двох атомів Br2 і т.д.- такі речовини називають простими речовинами.

Речовини, молекули яких складаються з атомів різних елементів, називають складними чи речовинами хімічними сполуками, наприклад оксид водню (вода) Н2ПРО, азотна кислота HNO3, глюкоза З6Н12ПРО6 і т.д.

Відповідно до сучасних представлень з молекул складаються речовини в газоподібному і пароподібному стані. У твердому стані з молекул складаються лишь речовини, кристалічні ґрати яких має молекулярну структуру. Наприклад, органічні речовини, неметали (за невеликим винятком), оксид вуглецю (IV), вода. Більшість же твердих неорганічних речовин не має молекулярної структури: їхні ґрати складається не з молекул, а з інших часток (іонів, атомів) — вони існують у виді макротіл (кристал хлориду натрію, друза кварцу, шматок міді й ін.). Не мають молекулярної структури солі, оксиди металів, алмаз, кремній, метали.

Хімічний зв’язок між молекулами в речовини з молекулярною структурою менш міцна, чим між атомами, тому їхньої температури плавлення і кипіння порівняно низькі. У речовин з немолекулярною структурою хімічний зв’язок між частками дуже міцна, тому їхньої температури плавлення і кипіння високі. Сучасна хімія вивчає властивості мікрочастинок (атомів, молекул, іонів і ін.) і макротіл.

8. Поняття і види маси в хімії.

Відносна атомна маса. Відносною атомною масою елемента називають відношення абсолютної маси атома до 1/12 частини абсолютної маси атома ізотопу вуглецю 12С. Позначають відносну атомну масу елемента символом Аr, де r — початкова буква англійського слова relative (відносний).

Відносна молекулярна маса. Відносною молекулярною масою Мr називають відношення абсолютної маси молекули до 1/12 маси атома ізотопу вуглецю 12С. Зверніть увагу на те, що відносні маси по визначенню є безрозмірними величинами.

Таким чином, мірою відносних атомних і молекулярних мас обрана 1/12 частина маси атома ізотопу вуглецю 12С, що називається атомною одиницею маси (а.е.м.):

Абсолютні і відносні маси зв’язані простими співвідношеннями:

9. Моль, число Авогадро і молярна маса Моль. У хімії надзвичайне значення має особлива величина — кількість речовини.

Кількість речовини визначається числом структурних одиниць (атомів, молекул, чи іонів інших часток) цієї речовини, вона позначається звичайно виражається в молях (моль).

Моль — це одиниця кількості речовини, що містить стільки ж структурних одиниць даної речовини, скільки атомів міститься в 12 м вуглецю, що складає тільки з ізотопу 12С.

Число Авогадро. Визначення молячи базується на числі структурних одиниць, що містяться в 12 м вуглецю. Установлено, що дана маса вуглецю містить 6,0223 атомів вуглецю. Отже, будь-яка речовина кількістю 1 моль містить 6,0223 структурних одиниць (атомів, молекул, іонів).

Число часток 6,02 23 називається числом Авогадро чи постійної Авогадро і позначається NA:

NA = 6,02 23 моль-1.

Молярна маса. Для зручності розрахунків, проведених на підставі хімічних реакцій і враховуючих кількості вихідних реагентів і продуктів взаємодії в молях, уводиться поняття молярної маси речовини.

Молярна маса М речовини являє собою відношення його маси до кількості речовини:

.

де т — маса в грамах, кількість речовини в молях, М — молярна маса в г/моль — постійна величина для кожного даної речовини.

Значення молярної маси чисельно збігається з відносною молекулярною масою чи речовини відносною атомною масою елемента.

10. Класифікація хімічних речовин.

Індивідуальні речовини, суміші, розчини Усі речовини підрозділяються на суміші і чисті речовини. Суміші складаються з декількох речовин, кожне з який зберігає свої індивідуальні властивості і може бути виділене в чистому виді.

Суміші можуть бути гомогенними (однорідними) і гетерогенними (неоднорідними). Прикладом гомогенної суміші можуть служити розчини, гетерогенної - бетон, суміш цукру і солі і т.д.

Для одержання чистих хімічних використовуються різні хімічні і фізичні методи очищення. Однак на практиці будь-яка речовина містить якась кількість домішок. При високому ступені очищення зміст останніх настільки малий, що практично не впливає на хімічні і фізичні властивості речовин.

Хімічні речовини підрозділяються на прості і складні.

Прості речовини — це речовини, утворені з атомів одного елемента.

Наприклад, проста речовина вугілля утворене атомами елемента вуглецю, простої речовина залізо — атомами елемента заліза, простої речовина азот — атомами елемента азоту.

Поняття «проста речовина» не можна ототожнювати з поняттям «хімічний елемент». Проста речовина характеризується визначеною щільністю, розчинністю, температурами плавлення і кипіння і т.п. Ці властивості відносяться до сукупності атомів і для різних простих речовин вони різні. Хімічний елемент характеризується визначеним позитивним зарядом ядра атома (порядковим номером), ступенем окислювання, ізотопною сполукою і т.д. Властивості елементів відносяться до його окремих атомів.

Складні речовини, чи хімічні сполуки, — це речовини, утворені атомами різних елементів.

Так, оксид міді (II) утворений атомами елементів міді і кисню, вода — атомами елементів водню і кисню.

Складні речовини складаються не з простих речовин, а з елементів. Наприклад, вода складається не з простих речовин водню і кисню, а з елементів водню і кисню. Назви елементів звичайно збігаються з назвами відповідних їм простих речовин (виключення: вуглець і одне з простих речовин кисню — озон).

11. Інші поняття хімії.

Алотропія. В даний час відомо 110 елементів, а число утворених ними простих речовин близько 400. Таке розходження порозумівається здатністю того чи іншого елемента існувати у виді різних простих речовин, що відрізняються по властивостях. Це явище називається аллотропией, а речовини, що утворяться — аллотропними чи видозмінами модифікаціями. Так, елемент кисень утворить двох аллотропние модифікацій — кисень і озонелемент вуглець — три: алмази, графить і карбинкілька модифікацій утворить елемент фосфор. Aллотропние форми елемента кисню відрізняються числом атомів у їхніх молекулах. Аллотропние форми елемента вуглецю — алмаз, графить і карбин відрізняються будівлею їхніх кристалічних ґрат.

Таким чином, явище аллотропии викликається двома причинами: 1) різним числом атомів у молекулі (наприклад, кисень O2 і озон ПРО3) чи 2) утворенням різних кристалічних форм.

Валентність елементів у сполуках. Сучасні представлення про природу хімічного зв’язку засновані на електронній (спінової) теорії валентності, відповідно до якої атоми, утворити зв’язку, прагнуть до досягнення найбільш стійкої (тобто имеющей найменшу енергію) електронної конфігурації. При цьому електрони, що приймають участь в утворенні хімічних зв’язків, називаються валентними.

Відповідно до спінової теорії, валентність атома визначається числом його неспарених електронів, здатних брати участь в утворенні хімічних зв’язків з іншими атомами, тому зрозуміло, що валентність завжди виражається невеликими цілими числами.

Ступінь окислювання. Для полярних сполук також часто використовують поняття ступеня окислювання, умовно вважаючи, що такі сполуки складаються тільки з іонів. Так, у галогеноводородах і воді водень має формально позитивну валентність, рівну 1+, галогени — формально негативну валентність 1-, кисень — негативну валентність 2-, як це позначено у формулах Н+F-, Н+Сl-, Н+2ПРО2-.

Поняття ступеня окислювання було введено в припущенні про повний зсув пар електронів до того чи іншого атома (показуючи при цьому заряд іонів, що утворять іонну сполуку). Тому в полярних сполуках ступінь окислювання означає число електронів, лише зміщених від даного атома до атома, зв’язаному з ним.

Зовсім формальне поняття «ступінь окислювання» використовується при розгляді ковалентної сполуки, оскільки ступінь окислювання — це умовний заряд атома в молекулі, обчислений виходячи з припущення, що молекула складається тільки з іонів. У дійсності ніяких іонів у ковалентних сполуках немає.

Список використаної літератури:

1. 1.Енциклопедія юного хіміка. — М., 1998.

2. 2.Основи теоретичної хімії. Посібник. — М., 2000.