Стехиометрические законы химии. Классификация химических реакций
ВОПРОС 1
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Стехиометрические законы химии. Классификация химических реакций
Раздел химии, в котором рассматриваются количественные (массовые и объемные) соотношения между реагирующими веществами, называется стехиометрией.
Закон сохранения массы – масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции (Ломоносов, Лавуазье, 1748 г.).
Например: 2 Н2 + О2 = 2 Н2О (2×2 + 16×2= 2×18 Þ 36=36)
Закон сохранение массы является частным случаем законом сохранение массы и энергии, т.к любое превращение,в ходе которого изменяется энергии,сопровождается изменением массы
Закон кратных отношений – если два элемента образуют между собой два или несколько соединений, то кол-во одного элемента, приходящиеся на одно и тоже кол-во другого элемента, относятся какпростые целые числа(Дальтон 1803). Н-р: для оксидов азота (N2O,NO,N2O3,NO2,N2O5) весовые кол-ва кислорода, соединяющихся с одним и тем же кол-вом азота, относятся между собой как 1:1, 1:2, 1:3, 1:4, 1:5.
Закон объемных отношений – при неизменных температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов, как простые целые числа (Гей-Люссак, 1805 г.).Например: H2 + Cl2 = 2 HCl (соотношение объемов 1:1:2)
Закон Авогадро, 1811г. – в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (Т и Р) содержится одинаковое число молекул.
|
|
|
Это объясняется тем, что расстояние между молекулами в газах значительно превышает размеры самих молекул и, следовательно, число молекул, в каком либо объеме определяется не размером молекул, а расстоянием между ними, которое, в свою очередь, зависит от Т и Р.
Закон постоянства состава – всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав (Пруст, 1801 г.).Например: независимо от способа получения оксид углерода СO2 всегда состоит из 1 атома углерода и 2 атомов кислорода. T T
С+O2®СO2, СаСO3 ®CaO+ O2, MgСO3 + 2HCl ® MgCl2 + H2O +СO2,
Закон эквивалентов – массы реагирующих и образующихся веществ прямопропорциональны молярным массам эквивалента этих веществ.
Если реагируют вещества А и В, то: mА / mВ = Мэкв. А / Мэкв.В,
где Мэкв. = fэкв × M (fэкв.- фактор эквивалентности).
Все изменения, происходящие с веществами с течением времени, называются явлениями, которые делятся на химические и физические.
Химические явления (или химические реакции) – это явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом, строением и свойствами.
Например: окисление, горение, ржавление, брожение и т.д.
|
|
|
Признаки химической реакции: образование осадка, изменение цвета, выделение газа, появление запаха, выделение тепла, света.
Вещества, вступающие в химическую реакцию, называются исходными веществами (реагентами), вещества, образовавшиеся в результате реакции – продуктами реакции.
Физические явления – это явления, при которых происходит изменение формы, размеров, агрегатного состояния или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер атомов.
Например: нагревание, испарение, измельчение, механическое движение, возникновение электрического тока, ядерные реакции и т.д.
Химические явления всегда сопровождаются физическими явлениями.
Химические реакции классифицируют по различным признакам:
По числу и составу исходных веществ и продуктов
Реакции соединения: А + В ® АВ, 2 Mg + O2 ® 2 MgO
Реакции разложения: АВ ® А + В, 2 HBr ® H2 + Br2
Реакции замещения: АВ + С ® АС + В, CuSO4 + Fe ® FeSO4 + Сu
Реакции обмена: АВ + СД®АС + ВД, NaCl +AgNO3 ® NaNO3 + AgCl¯
По признаку обратимости:
Обратимые: N2 + 3H2 «2NH3, H2 + Cl2 «2 HCl
Необратимые: NaOH + HNO3 ® NaNO,CaCO3 + 2HCl ® CaCl2+ H2O + CO2
Na2SO4 + BaCl2 ® 2NaCl + BaSO4¯
По тепловому эффекту:
Экзотермические (DН<0, Q > 0, многие реакции соединения)C + O2 ® CO2, DН = - 393,5 кДж, Q = 393,5 кДж
|
|
|
Эндотермические (DН > 0, Q < 0, многие реакции разложения): CaCO3 ® H2O + CO2, DН = + 180 кДж, Q = 180 кДж
По изменению степени окисления элементов реагентов:
Реакции, протекающие без изменения степени окисления:
Mg(OH)2 ® MgO + H2O, KOH + HNO3 ® KNO3 + H2
Реакции, протекающие с изменением степени окисления – окислительно-восстановительные (ОВР):
Mn4+O2 + 4HCl- ® Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O, 2KCl5+O2-3 ® 2KCl - + 3O02
По агрегатному состоянию реагентов:
Гомогенные: 2 NO (газ) + O2 (газ) ® 2 NO2 (газ)
Гетерогенные: S (тв.) + O2 (газ) ® SO2 (газ)
По наличию катализатора:
Каталитические (kt): 2 SО2 + O2 ® 2 SO3
Некаталитические: 4 KClО3 ® 3 KClО4+KCl
ВОПРОС 2
Электронная конфигурация атома. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (Хунд,Клечковский).Электронные семейства элементов. Нормальное и возбужденное состояние атома. Валентность и степень окисления
2.1 Структурная электронной оболочки атома с расположенными по уровням, подуровням орбиталям электронами называется Электронной конфигурацией атома(записывается в виде электронной или электронно-графической формулы) На схеме орбитали обозначают в виде ячеек: 
, а электроны - в виде стрелок: ↑или ↓ Электрон может занять любую свободную орбиталь, но, согласно принципу минимума энергии, всегда предпочитает ту орбиталь, у которой энергия ниже. Принцип запрета Паули ограничивает число электронов на каждой орбитали. Поэтому в одной ячейке (на атомной орбитали) может быть только один или два электрона. На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов. Правило Гунда определяет порядок заселения орбиталей с одинаковой энергией.
|
|
|
2.2 Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:
1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s < 5f≈6d...
Принцип Паули: никакие два ē в атоме не могут иметь одинаковые значения всех четырех квантовых чисел. Атом лития имеет три электрона. Орбиталь с самой низкой энергией - 1s-орбиталь - может быть заселена лишь двумя электронами, причем у этих электронов должны быть разные спины. Если обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 - стрелкой, направленной вниз, то два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами на одной орбитали можно схематически представить так: ↑↓
Порядок заполнения электронной оболочки определяется принципом наименьшего запаса энергии: наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию.
В соответствии с этим принципом, заполнение атомных орбиталей электронами начинается с уровней и подуровней, характеризующихся самой низкой энергией, т.е. самыми низкими значениями n и l, и идет в порядке возрастания суммы n+l (первое правило Клечковского). Если же для двух орбиталей сумма n+l окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется АО с меньшим значением n (второе правило Клечковского). Вид: 1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d10…..
Правило Хунда (1927): атом имеет устойчивое состояние, если на одном подуровне электроны распологаются так, чтобы модуль суммы спиновых квантовых чисел(суммарный спин) электронов был максимален. Атомная орбиталь (АО) одного подуровня вначале заполняются электронами с параллельными спинами, а затем происходит их заполнение электронами с антипараллельными спинами.
Принцип наиболее устойчивого состояния атома: наиболее устойчивым является такое состояние атома, когда АО энергетического подуровня заселены электронами наполовину или полностью (p3 или p6; d5 или d10…).
2.3 Все элементы делятся на 4 электронных семейства. Элементы принадлежащие эти семействам, называются s, p, d, f - элементы
1. s-Элементы – семейство элементов, у которых при заполнении электронных уровней электронами, последний электрон идет на внешний s-подуровень. Это первая и вторая группа главной подгруппы. На внешнем энергетическом уровне у них 1 или 2 электрона. Например, Na: 14s2 2s2 p6 3s1, валентным является один s-электрон.
2. У p-элементов последний электрон идет на p-подуровень внешнего уровня. Это элементы III - VIII групп главной подгруппы каждого периода.
3. У d-элементов сначала заполняется s-подуровень внешнего уровня, а последний электрон идет на d-подуровень предвнешнего уровня. d-Элементы находятся в побочных подгруппах п. с. (У d-элементов возможен проскок электронов с s-подуровня внешнего уровня на свободную d-орбиталь предвнешнего уровня, если это энергетически выгодно.)
4. У f-Элементов последний электрон идет на f-подуровень предпредвнешнего уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды
2.4 Энергия атома принимает определенные значение и может изменяться только при квантовом переходе. Если атом находиться в нормальном состояние, то его электроны занимают уровни с минимальным энергией. При внешнем воздействии на атом, связанном с передачей ему энергии, электрон переводятся но более высокий энергетический уровень. Такое состояние атома называется возбужденным. При таком переходе электроны отдают некоторые количество энергии, которое соответствует энергетической разности между уровнями. Возбуждение атома возможно только при условии, что на внешнем уровне имеются свободные орбитали и спаренные электроны. Следовательно,возбуждение атома заключается в распаривание электронов, находящихся на более низких подуровнях внешнего уровня, и переходе их на свободные орбитали более высоких подуровней этого уровня
2. 5 Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определенное число химических связей. Значения валентности изменяются от I до VII (редко VIII). Валентность не может быть равна 0.. Валентность определяется числом электронов, которое данный атом затрачивает на образование химических связей с другими атомами. Для ионных соединений понятие валентности формально. В ковалентных соединениях валентность равна числу общих электронных пар с другими атомами. Степень окисления — условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения о том, что все электроны сместились к более электроотрицательному атому. Степень окисления может быть и отрицательной, и положительной, и равной 0. Диапазон значений: от -4 до +7 (очень редко +8). Величина степени окисления определяется числом условно принятых или отданных электронов. Общим для понятий «валентность» и «степень окисления» является то, что они представляют собой количественную характеристику способности атомов одного химического элемента соединяться с определенным числом атомов другого химического элемента. Различия этих понятий в том, что степень окисления — это формальная характеристика, валентность — реальная
ВОПРОС 3
Модели строения атома. Квантово-механическая модель атома. Волновая функция. Уравнение Шредингера. Квантовые числа. Принцип Паули.
Современная модель атома является развитием планетарной модели. Согласно этой модели, ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряданейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Однако представления квантовой механики не позволяют считать, что электроны движутся вокруг ядра по сколько-нибудь определённым траекториям (неопределённость координаты электрона в атоме может быть сравнима с размерами самого атома).
Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Положение атома в таблице Менделеева определяетсяэлектрическим зарядом его ядра (то есть количеством протонов), в то время как количество нейтронов принципиально не влияет на химические свойства; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов (см.: атомное ядро). Если атом находится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нём равно количеству протонов. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома незначительна (несколько сотых процента массы ядра).
Массу атома принято измерять в атомных единицах массы, равных 1⁄12 от массы атома стабильного изотопа углерода 12C
Волновая функция- это амплитуда трехмерной электронной волны или амплитуда вероятности присутствия данного электрона в данной области пространства.
Уравне́ниеШрёдингера — уравнение, описывающее изменение в пространстве (в общем случае, в конфигурационном пространстве) и во времени чистого состояния, задаваемого волновой функцией, в гамильтоновых квантовых системах. Играет в квантовой механике такую же важную роль, как уравнение второго закона Ньютона в классической механике. Установлено Эрвином Шрёдингером в 1926 году 
Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомнойорбитали, на которой он находится. Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3,...).Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n -1(l = 0, 1, 2, 3,..., n -1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s -орбиталями,
l = 1 – р -орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),
l = 2 – d -орбиталями (5 типов),
l = 3 – f -орбиталями (7 типов).Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: рx, рy, рz. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: вверх и вниз.
Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: вверх и вниз.
При́нципПа́ули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественныхфермиона (частиц с полуцелым спином) не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии.
Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния.
ВОПРОС 4
Строение ПСХЭ. Периодический закон. Периодичность свойств химических элементов(металичность, неметаличность, электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону, радиус атома)
Строение ПСХЭ:
*ПСХЭ состоит из 7 периодов, 8 групп(16 подгрупп) и 10 рядов
*|,||,
Малые периоды, состоят из одного ряда и малого количества элементов(|-2 элемента,||,-по 8 элементов); |˅,˅,˅|,˅||- большие периоды состоят из двух рядов: четного и нечетного (|˅,˅- по 18 элементов,˅|- 32 элемента, ˅||- незавершен.) *Каждый период начинается с щелочного металла и заканчивается инертным газом: Li-Ne, Na-Ar, K-Kr, Rb-Xe, Cs-Rn(искл 1 и 7 периоды). Элементы 2-го и 3-го и больших периодов нечетных рядов наз-ют типическими, к ним относятся s-,p- элементы. Элементы больших периодов четных рядов наз-ют переходными,d-элементы. В 6 и 7 периодах вслед за лантаном и актинием расположено по 14 элементов,лантаноиды и актиноиды,относятся к ним f-элементы. *Группа делится на главную(А) и побочную подгруппы(В).s-,p- элементы объединены в главную,d-,f- в побочную. Периодический закон: свойства элементов, простых веществ и соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Металличность и неметалличность элемента- металличность (Ме) элемента характеризует способность отдавать электроны, а неметалличность (н/Ме)- способность принимать электроны.По группе сверху вниз Ме- св-ва усиливаются, а н/Ме- св-ва ослабевают. По периоду слева направо Ме- св-ва ослабевают,а н/Ме возрастают. Энергия ионизации(ЭИ)- характеризует минимальную энергию, которую необходимо затратить для отрыва от атома наиболее слабо связанного с ядром электрона: Э0-е →Э+ (ЭИ эВ).По группе(А) сверху вниз ЭИ уменьшается, а по периоду слева направоЭИ увеличивается. Сродство к электрону(СЭ)- характеризует энергию, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона: Э0+е→Э-(СЭ эВ). По группе (А) сверху вниз СЭ уменьшается,а по периоду слева направо СЭ увеличивается. Электроотрицательность (ЭО)- характеризует способность элемента удерживать валентные электроны и численно равна: ЭИ + СЭ = ЭО(эВ). Наибольшей ЭО обладает F(4,0), наименьшей –Cs,Fr (0,7).По группе сверху вниз ЭО уменьшается, а по периоду слева направо ЭО увеличивается. Радиус атома(r)- это теоретически расширенное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности. По группе сверху вниз радиус атома увеличивается за счет новых энергетических уровней, а по периоду слева направо радиус уменьшается за счет усиления притяжения внешних электронов к ядру. 5 ВОПРОС
Дата добавления: 2016-01-03; просмотров: 149; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!