Тема 2. Строение атома и систематика химических элементов

Тема 1. Основные понятия и законы химии

Основные понятия

Таким образом, можно сказать, что химия изучает материю, ее движение в целом и движение, присущее каждой ее частице.

Вещество и поле – две формы существования материи.

Вещество – форма материи, которая обладает собственной массой, т.е. массой покоя. Оно состоит из элементарных частиц: электронов, протонов, нейтронов, мезонов и др.

Поле – форма существования материи, которая тесно связана с энергией.

Химия изучает главным образом вещество, организованное в атомы, молекулы, ионы и радикалы. Можно сказать, что эти частицы являются производными различных химических элементов.

Химический элемент – это совокупность атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. Так, например, можем найти в таблице Менделеева следующие химические элементы: ₆С (углерод с зарядом ядра +6), ₇N (азот с зарядом ядра +7), ₈О (кислород с зарядом ядра +8) и др. Как мы видим, атомы различных химических элементов имеют различный заряд ядра. В настоящее время известно 110 (см. таблицу Д.И. Менделеева) элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем.

Атом – мельчайшая (химически неделимая) частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро – центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра – положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N (или относительной атомной массой).

Атомы, как и любые другие частицы, имеют массу. Но масса атома ничтожно мала. Например, масса атома водорода Н равна 1,67∙10^–24 г. Использовать в расчетах такое маленькое число очень неудобно. Поэтому в химии пользуются не реальными массами атомов, измеренными в граммах, а их относительными атомными массами – массами, измеренными относительно массы эталона. За эталон была взята масса ¹/₁₂ части атома элемента углерода ¹²С, равная 1,67∙10^–24 г.

Число, показывающее во сколько раз реальная масса атома (в граммах) больше массы ¹/₁₂ части атома элемента углерода ¹²С, называется относительной атомной массой (Ar).

Ar (элемента) =	реальная (абсолютная) масса атома в граммах
	масса ¹/₁₂ части атома углерода в граммах

Например, относительная атомная масса кислорода вычисляется следующим образом:

Ar (О) =	2,66∙10^–24 г	= 16
	1,67∙10^–24 г

Таким образом, относительная атомная масса Ar – это просто число, то есть безразмерная величина. В качестве размерности зачастую указывают [а.е.м.] – атомных единиц массы.

Относительные атомные массы записаны в ячейках химических элементов в периодической таблице Д. И. Менделеева. Например, Ar(Fe)=55,847. Для расчетов обычно использую округленные до целых чисел значения Ar, кроме Ar хлора. Его относительная атомная масса принята округленно за 35,5.

Порядковый номер

Относительная атомная масса

8 О 15,9994 кислород

При необходимости можно определить абсолютную массу атома данного элемента, умножив относительную атомную массу на абсолютное значение атомной единицы массы:

Ar (Mg) = 24,312 а.е.м.

m(Mg) = 24,312∙1,67∙10^–24 = 4,037∙10^–24 г

Атомы вступают в химические реакции и складываются в молекулы.

Молекулой называется наименьшая частица вещества, которая может существовать самостоятельно, обладает химическими свойствами данного вещества и состоит из атомов одного или нескольких химических элементов. Между молекулами имеются промежутки: у газов – самые большие, у твердых веществ – самые маленькие. Молекулы двигаются беспорядочно и непрерывно. Молекулы одного вещества имеют одинаковый состав и свойства, молекулы разных веществ отличаются друг от. друга по составу и свойствам. В химических реакциях одни молекулы разрушаются и образуются другие.

Химическая формула – это условная запись состава вещества с помощью химических знаков и индексов (индекс – цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле. Например, в состав молекулы H₂SO₄ входят два атома водорода, один атом серы и четыре атома кислорода.

Как и атом, молекула имеет массу, которая также ничтожно мала. Относительная молекулярная масса (Mr) – безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше ¹/₁₂ массы атома углерода ¹²C. Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Так, например, Mr (B₂O₃)=2∙Ar(B) + 3∙Ar(O) = 2∙11 + 3∙16 = 70 а.е.м.;

Mr (KAl(SO₄)₂) = 1∙Ar(K) + 1∙Ar(Al) + 2∙(Ar(S) + 4∙Ar(O)) = 39 + 27 + 2∙(32 + 4∙16) = 258 а.е.м.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на значение 1 а.е.м. То есть, m(B₂O₃) = 70∙1,67∙10^–24 = 116,9∙10^–24 г

Молекулы, состоящие из атомов одного химического элемента, образуют простые вещества (Cu, H₂, O₃…). Поэтому можно сказать, что простые вещества являются формой существования химического элемента в свободном состоянии.

Аллотропия – явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам (аллотропных модификаций). Явление аллотропии обусловлено в одних случаях тем, что молекулы разных аллотропных модификаций состоят из различного количества атомов (например, белый фосфор состоит из молекул Р₄, а красный имеет полимерную структуру), а в других – тем, что их кристаллы имеют различное строение (алмаз и графит – аллотропные модификации одного химического элемента – углерода).

Сложные вещества образованы атомами различных элементов и могут иметь состав, постоянный или меняющийся в разных пределах (Н₂0, Na₂S0₄, FeCl₃...).

Так как размеры и масса атомов и молекул ничтожно малы, то количество атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико. Поэтому при характеристике количества вещества в химии используют специальную единицу измерения – моль.

Количество вещества – число структур единиц в системе. Единицей количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества системы, содержащее столько структурных единиц данного вещества (молекул, атомов, электронов, ионов и т. д.), сколько атомов содержится в 12 г изотопа углерода ¹²C. То есть, количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02∙10²³. Это число называют постоянной Авогадро (N_А = 6,02∙10²³ моль^-1).

Понятие «моль» сродни такому понятию, как «десяток». Говорят – десяток яиц, десяток яблок и т.д., а в химии – моль молекул, моль атомов и т.п.

Масса одного моль вещества, то есть 6,02∙10²³ частиц, называется молярной массой (М). Численно она равна относительной атомной массе атомной для атома, и относительной молекулярной – для молекулы. Но здесь она имеет другой смысл и другую размерность: кг/моль или г/моль. Например, М (О) = 16 г/моль, М (B₂O₃) = 70 г/моль.

Количество моль (количество вещества) можно найти по отношению массы всего вещества к его молярной массе:

n (вещества) =	m
	М

Так, например, в 6,4 г серы содержится 6,4/32 = 0,2 моль атомов серы.

Количество моль можно рассчитать и по отношению общего количества частиц к количеству, частиц, содержащихся в одном моле (к постоянной Авогадро):

n (вещества) =	N
	N_А

Для газов справедливым будет соотношение:

n (вещества) =	V
	V_m

В химических реакциях элементы всегда соединяются друг с другом в строго установленных соотношениях. Поэтому вводят такое понятие, как эквивалент. Термин эквивалент в химии означает равнозначное, равноценное количество. Это значит, что число эквивалентов данного вещества всегда реагирует с точно таким же количеством эквивалентов другого вещества. В качестве эталона используют эквивалент водорода, равный одному молю.

Эквивалентом (Э) называют то количество вещества, которая может замещать, присоединять или обмениваться на один моль атомов водорода (или ½ моль атомов кислорода) в ионно-обменных реакциях или соответствует одному молю электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Эквиваленты обычно находят по данным анализа соединений, или на основании результатов протекания химических реакций. Эквивалент измеряется в молях.

Так в соединениях HBr, H₂Te, AsH₃ эквиваленты элементов равны соответственно Э (Br) =1моль, Э (Te) =¹/₂ моля, Э (As) =¹/₃ моля. Это следует из того, что с одним атомом водорода, эквивалент которого равен одному молю, соединяется соответственно один, два и три атома элемента.

Для математических расчетов вводят понятие фактора эквивалентности (f_э), значение которого численно совпадает со значением эквивалента. Но в отличие от последнего фактор эквивалентности является величиной безразмерной.

Рассмотрим формулы, по которым определяется значение фактора эквивалентности соединений различных классов:

1. для элемента f_э = 1/В (валентность), f_э (Са) = 1/2;

2. для кислоты f_э = 1/О (основность, равная количеству атомов водорода), f_э (H₂SO₄) = 1/2;

3. для основании f_э = 1/K (кислотность, равная количеству гидроксогрупп), f_э (Сr(OH)₃) = 1/3;

4. для оксида f_э = 1/n∙В (n – количество атомов элемента, В – его валентность), f_э (СuO) = 1/1∙2 = ¹/₂, f_э (Na₂O) = 1/2∙1 = ¹/₂, f_э (Al₂O₃) = 1/2∙3 = ¹/₆;

5. для соли f_э = 1/n∙В (n – количество атомов металла, В – его валентность), f_э (AlPO₄) = 1/1∙3 = ¹/₃;

6. для иона f_э = 1/ |заряд|, f_э (SO₄^2-) = ¹/₂, f_э (Ti⁴⁺) = ¹/₄.

Масса одного эквивалента называется (М( f_э элемента) или М_э). Для любого соединения она рассчитывается по формуле:

М_э = М∙f_э

Молярные массы эквивалентов элементов в соединениях HBr, H₂Te, AsH₃ будут равны соответственно М (1Br) =80 г/моль (или М_э (Br) =80 г/моль), М (¹/₂ Te) = 128/2 = 64 г/моль, (или М_э (Te) =64 г/моль) Э (¹/₃ As) = 75/3 = 25 г/моль (или М_э (As) =25 г/моль).

Для кислот, оснований, средних солей и оксидов, проявляющих основные свойства, молярная масса эквивалента может быть рассчитана как сумма молярных масс эквивалентов ионов, составляющих данное соединение:

М_э (соединения) = М_э∙(катиона) + М_э (аниона)

Например, М (1/2 СuO) = М∙ f_э = (64+16)∙1/2 = 40 г/моль или М (1/2 СuO) = = М (1/2 Сu) + М (1/2 О) = 64/2 + 16/2 = 40 г/моль.

Фактор эквивалентности и эквивалент сложных соединений определяется в уравнении химической реакции по отношению к количеству заместившихся или перестроившихся связей. Например:

1) NaOH + 3H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O, f_э (H₃PO₄) = ¹/₃ (так как три атома водорода замещаются на три атома натрия, то есть три связи перестраиваются);

2) KOH + H₃PO₄ → KH₂PO₄ + H₂O, f_э (H₃PO₄) = 1 (так как один атома водорода замещается на один атом калия, то есть одна связь перестраивается);

3) Al(OH)₃ + 2HNO₃ → AlOH(NO₃)₂ + 2H₂O, f_э (Al(OH)₃) = ¹/₂ (так как две гидроксогруппы замещаются на две группы NO₃^-, то есть две связи перестраиваются).

В окислительно-восстановительных реакциях эквивалентные массы окислителей и восстановителей находят иначе.

Основные законы

Важнейший закон природы – закон сохранения массы и энергии – говорит о вечности материи, о ее переходе из одной формы в другую как о форме движения:

В изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. То есть происходит превращение одного вида материи в другой.

Изолированной системой является та система, у которой нет обмена с окружающей средой ни массой, ни энергией.

Между массой и энергией существует взаимосвязь согласно уравнению Энштейна:

Е = mc².

Закон постоянства состава гласит:

Соотношение масс элементов, формирующих данное соединение, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения.

Так, оксид кальция можно получить следующими способами:

Независимо от того, каким способом получено вещество СаО, оно имеет постоянный состав: один атом кальция и один атом кислорода образуют молекулу оксида кальция СаО.

Закон кратных отношений подтверждает атомное строение вещества:

В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях.

Законы постоянства состава и кратных отношений не носят всеобщего характера и не всегда справедливы. Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO_1,46-1,56 и TiO_1,9-2,0), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С₂₀Н₄₂ и С₂₁Н₄₄).

Закон объемных отношений справедлив для реакций, в которых присутствую газообразные вещества:

Объемы газов, участвующих в акте химического взаимодействия, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Для реакции, протекающей в газовой фазе и записанной в общем виде как

aA + bB → cC + dD

можно составить следующие соотношения:

или или и т.д.

В реакции 2Н₂ + О₂ → 2Н₂О взаимодействии 2 объемов водорода и 1 объема кислорода, образуются 2 объема водяного пара.

Закон Авогадро звучит как:

Одинаковые объемы любых газов, взятых при одной температуре и одинаковом давлении, содержат одно и тоже число молекул.

Именно из этого законы вытекает такое понятие количества вещества. Следствием закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р₀ =101,3 кПа и Т₀=298 К) объем, равный 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом и обозначают как V_m. Следовательно, количества вещества можно также рассчитать и по формуле:

n (вещества) =	V
	V_m

Для газообразных элементов используется понятие эквивалентного объема (V_э), под которым понимают объем, занимаемый одним эквивалентом вещества. Для простых веществ, являющихся двухатомными газами (Н₂, Сl₂, Br₂ и т.д.), при н.у. он равен 22.4/2 = 11,2 л. Как и молярную массу эквивалента, эквивалентный объе можно рассчитать по формуле:

V_э = V_m∙f_э

Введение в химию понятия «эквивалент» позволило сформулировать закон, называемый законом эквивалентов:

Отношение масс (объемов) взаимодействующих друг с другом или образующихся в результате реакции веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объемам). При решении некоторых задач удобно пользоваться другой формулировкой закона: массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам. Математически это можно записать следующим образом:

или