Неорганика. Закон сталості cкладу

• Название: Закон сталості cкладу
• Дата: 12.01.2023
• Размер: 0.55 Mb.
• Имя файла: Неорганика.docx
• Тип: Закон; #884028
• страница: 1 из 12

1.

Основні закони хімії: закон збереження маси, енергії, закон сталості складу, закон кратних відношень, закон Авогадро.
Закон сталості cкладу

 

Закон сталості складу сформулював у 1799 році французький учений Жозеф Луї Пруст. Своє відкриття Пруст зробив, спираючись на результати кількісного аналізу оксидів, сульфідів та хлоридів металів. Унаслідок проведеного вагового аналізу оксигенових сполук Феруму, Купруму, Стануму, Меркурію та Плюмбуму він установив, що метали, які відповідають цим елементам (залізо, мідь, олово, ртуть, свинець), з’єднуються з киснем завжди в однакових пропорціях. У цих же роботах він показав, що природний купрум карбонат і купрум карбонат, отриманий хіміком у лабораторії, мають той самий сталий склад та колір. Так само нічим не відрізняється купрум оксид, отриманий з малахіту й отриманий унаслідок взаємодії міді з киснем.

Закон сталості складу дозволив установити кількісні співвідношення атомів хімічних елементів у сполуках і став основою визначення атомних мас елементів.
У зв’язку з наявністю сполук змінного складу в сучасне формулювання закону сталості складу варто внести уточнення: склад сполук молекулярної структури є сталим незалежно від способу добування; склад сполук з немолекулярною структурою (атомною, іонною або металевою решіткою) не є сталим і залежить від умов добування.
Закон кратних співвідношень

 

У 1803 році англійський учений Джон Дальтон на підставі своїх досліджень сформулював закон простих кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька хімічних сполук різного складу, то кількості їхніх складників змінюються дискретно й на ту саму масу одного з них припадають такі маси іншого, які співвідносяться між собою, як прості цілі числа.

Відкриття закону дозволило Дальтону зробити такий висновок: молекули речовин складаються з певного цілого числа атомів кожного з елементів.

Одним з найважливіших наслідків цього відкриття стало встановлення того факту, що атоми різних елементів відрізняються за масою. Це дозволило запровадити й установити атомні маси великої кількості елементів, узявши за точку відліку масу атома Гідрогену, яку вчений прийняв за одиницю. І хоча більшість атомних мас, установлених Дальтоном, не відповідали дійсності, тому що він у своїх розрахунках не враховував валентності елементів, його відкриття усе ж таки стало одним з найважливіших доказів атомно-молекулярного вчення.

 

Закон збереження маси речовин

 

Загальна маса речовин, які вступають у хімічну реакцію, дорівнює загальній масі речовин, що утворюються в результаті реакції.

Цей закон сформулював у 1748 році видатний російський учений Михайло Васильович Ломоносов і незалежно від нього в 1789 роді французький учений А. Лавуазьє.

Закон збереження маси мав дуже велике значення для становлення атомно-молекулярного вчення, тому що він доводив те, що під час хімічних реакцій атоми не зникають і не з’являються з нічого. Число атомів і маса кожного атома не змінюються, тому загальна маса речовин так само не змінюється.

Закон збереження маси є окремим випадком загального закону природи — закону збереження енергії, який стверджує, що енергія ізольованої системи є сталою. Із цієї точки зору сумарна маса речовини при проходженні хімічної реакції не може залишатися незмінною, оскільки в хімічних реакціях енергія виділяється або поглинається.

Утім, у хімічних реакціях зміна маси, спричинена виділенням або поглинанням енергії, зовсім незначна. Типовий тепловий ефект хімічної реакції за порядком величини дорівнює 100 кДж/моль. На підставі рівняння Ейнштейна:

Е = m ∙ с²

зміна маси в хімічній реакції буде дорівнювати



або 10^-9 г/моль.

Зрозуміло, що таку незначну зміну маси неможливо зареєструвати експериментально, а тому можна стверджувати, що в хімічних реакціях закон збереження маси виконується з високою точністю.

 

Закон Авогадро

 

Цей закон відкрив видатний італійський учений Амедео Авогадро в 1811 році.

В однакових об’ємах різних газів при однакових умовах міститься однакова кількість молекул.

Це означає, що всі гази поводяться в певному сенсі однаково й що об’єм газу при заданих умовах не залежить від хімічної природи газу, а визначається тільки кількістю частинок.

Згідно з атомно-молекулярним ученням, закон Авогадро можна пояснити в такий спосіб. Об’єм, який займає певна кількість речовини в будь-якому агрегатному стані, обумовлений трьома параметрами: кількістю речовини, тобто числом частинок (молекул, атомів або іонів), відстанню між молекулами й власними розмірами частинок. У твердому й рідкому агрегатних станах речовини відстань між частинками дуже маленька, тому розміри самих молекул суттєво впливають на об’єм речовини. Водночас у газоподібному стані при звичайному тискові відстань між молекулами приблизно в тисячу разів більша, ніж розміри самих молекул, тому розміри молекул можна не враховувати. Унаслідок цього об’єм газів визначається двома параметрами: числом молекул і відстанню між ними. За однакових умов (тиск і температура) відстань між молекулами в газах однакова. Звідси випливає, що об’єм газу в цьому разі визначається тільки числом молекул. Тому в однакових умовах однакові об’єми різних газів містять однакову кількість частинок і навпаки. Слід зазначити, що при низьких температурах і при високому тискові відстані між молекулами в газах зменшуються й можуть стати сумірними з розмірами молекул, тому за таких умов закон Авогадро не діє.
Висновки із закону Авогадро.

1. Молярний об'єм будь-якого газу за нормальних умов становить 22,4 л.

2. Співвідношення густин двох газів за однакових умов дорівнює співвідношенню їхніх молярних мас.

Густину речовини можна обчислити за формулою:

ρ= m/V.

У цьому разі формула для густини перетвориться на наступну:

ρ= m/V_m.
2.

Періодичний закон Д.І Менделєєва. Будова періодичної системи хімічних елементів (періоди, групи). Фізична сутність порядкового номера, елемента, групи, періода.
Періодичний законД. І. Менделєєва
Формулювання Періодичного закону, яке було вперше введене Д. І. Менделєєвим:Фізичні й хімічні властивості елементів, що виявляються у властивостях простих іскладних тіл, перебувають у періодичній залежності від їх атомної маси.
Графічним зображенням Періодичного закону Д. І. Менделєєва єПеріодична система хімічних елементів.
Періоди— це горизонтальні ряди в таблиці Менделєєва. Періодів усього сім.
Періоди поділяються намалі, що складаються з одного ряду (1—3 періоди), івеликі, що складаються з двох рядів (4—7 періоди). 
У періодах добре помітна періодичність зміни властивостей елементів, простих речовин, утворених цими елементами, та їх сполук.
У періодах із зростанням порядкового номера елементів їх металічні властивості слабшають, а неметалічні посилюються.
Група— це вертикальний стовпчик у таблиці Менделєєва, у якому розміщені подібні за властивостями хімічні елементи.
У короткоперіодному варіанті Періодичної системи кожна група поділяється напідгрупи— головну (або А) і побічну (або Б). До складу головної підгрупи входять елементи великих і малих періодів, а до складу побічних підгруп — тільки великих періодів і лише метали.
У групах у головних підгрупах виявляється подібність елементів (наприклад однакова вища валентність) та їхніх сполук (наприклад загальні формули вищих оксидів і водневих сполук). 
У групах із зростанням порядкового номера металічні властивості елементів посилюються, а неметалічні послаблюються.
Фізичний зміст Періодичного закону.В атомах елементів із зростанням порядкового номера відбувається збільшення кількості протонів у ядрі й електронів, що обертаються навколо ядра. При цьому періодично повторюється будова зовнішнього енергетичного рівня. Оскільки властивості елементів багато в чому залежать від числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, то й вони періодично повторюються.
Сучасне формулювання
Періодичного закону: 
Властивості хімічних елементів, а також форми й властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від заряду ядер їхніх атомів. 
У зв’язку з відкриттям складної будови атома було змінено й формулювання Періодичного закону: властивості хімічних елементів, а також утворених ними речовин перебувають у періодичній залежності від зарядів їхніх атомних ядер

 

Періоди

 

Ряд хімічних елементів, розташованих згідно зі зростанням їхніх атомних мас, який починається з Гідрогену або лужного металічного елемента й закінчується інертним газом, називають періодом. Властивості елементів, а також утворених ними простих речовин і сполук при збільшенні атомних мас у періоді поступово змінюються.

Перший період містить лише два елементи, другий і третій — по вісім. Ці періоди називають малими. У них при переході від Гідрогену або лужного металічного елемента до інертного газу вища валентність елементів поступово зростає від І (у Гідрогену й лужних металічних елементів) до VII (у галогенів). Якби вдалося одержати сполуки інертних газів Неону й Аргону, то їхня максимальна валентність дорівнювала б VIII.

На відміну від перших трьох періодів, четвертий і наступні (п’ятий, шостий, сьомий) містять по 18 і більше елементів, їх називають великими.

Однак навіть у цих великих періодах спостерігається поступова зміна властивостей. Але якщо в малих періодах перехід від типового металічного елемента до типового неметалічного елемента відбувається для семи елементів, то у великих такий самий перехід відбувається за 17 або 31 елемент, тобто у великих періодах зміна властивостей відбувається значно повільніше: властивості сусідніх елементів у великих періодах відрізняються значно менше, ніж у сусідніх елементів малих періодів.

 

Головні й побічні групи

 

Вертикальні стовпчики Періодичної системи називають групами. У короткому варіанті таблиці їхнє число дорівнює восьми. Номер групи, як правило, збігається з вищою валентністю хімічного елемента, яку він виявляє в сполуках з Оксигеном. Наприклад, Хлор і Манган розташовані в групі VII і мають вищу валентність VII, елементи V групи Фосфор і Ванадій — валентність V.

Кожну групу поділяють на дві підгрупи — головну й побічну. У головну підгрупу входять елементи як малих, так і великих періодів, а в побічну — тільки великих періодів.

Побічні підгрупи містять тільки металічні елементи (їх називають перехідними металами). Іноді головні підгрупи називають А-групами, а побічні — В-групами. Наприклад, Флуор розташований у групі VII А, а Манган у групі VII В.

У довгому варіанті періодичної таблиці число груп дорівнює 18. Номери груп у короткому варіанті таблиці позначають римськими цифрами, а в довгому — арабськими. У довгому варіанті таблиці головних і побічних підгруп немає, там вони утворюють окремі групи, наприклад: група 1 — лужні метали, група 17 — галогени,, група 18 — інертні гази. Елементи побічних підгруп займають групи з 3-ї по 12-ту. Номер групи в короткому варіанті дорівнює номеру в довгому мінус 10.

 

Властивості елементів у підгрупах

 

Підгрупи утворені елементами з подібними властивостями: родини лужних металів, галогенів та інертних газів якраз і представляють окремі підгрупи. Багато властивостей елементів закономірно змінюються в підгрупах зі зростанням відносної атомної маси. У головних підгрупах при збільшенні атомної маси зростають металічні властивості елементів і простих речовин, а неметалічні зменшуються. Наприклад, у підгрупі Карбону (головна підгрупа IV групи) Карбон, Силіцій і Германій є неметалічними елементами, а Станум і Плюмбум — металічними.

Подібні властивості проявляють лише ті елементи, які належать до однієї підгрупи. Властивості елементів головної та побічної підгруп однієї групи можуть істотно відрізнятися. Наприклад, до складу VII групи входять галогени — найбільш типові неметалічні елементи (головна підгрупа) та перехідні металічні елементи Манган, Технецій, Реній (побічна підгрупа).

Окрім сполук з Оксигеном, велике значення мають сполуки з Гідрогеном. Вони відомі майже для всіх елементів Періодичної системи, однак найбільш типові для неметалічних елементів.

У нижній частині періодичної таблиці розташовані лантаноїди та актиноїди. Ці елементи розташовані після Лантану (№57) та Актинію (№89) і формально так само належать до III групи (підгрупи Скандію). Однак розташування цих елементів у таблиці зробило б її громіздкою й незручною, тому зазвичай їх виносять за її межі.



Порядковий номер хімічного елемента

 

У всіх атомів одного й того самого хімічного елемента число протонів Z завжди однакове (і дорівнює заряду ядра), а число нейтронів N буває різним, тому маса атомів одного й того самого елемента може бути різною. Це означає, що не маса, а саме заряд ядра є основною характеристикою, за якою атоми одного виду відрізняються від атомів іншого виду.

У ході докладнішого вивчення атомів було з’ясовано, що число протонів в атомах не є довільним, а дорівнює порядковому номеру хімічного елемента в Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва, адже й заряд ядра також дорівнює порядковому номеру.

Приміром, порядковий номер Гідрогену дорівнює 1, адже в ядрі атома Гідрогену міститься один протон і заряд його ядра дорівнює +1. Порядковий номер Оксигену 8, оскільки в ядрах атомів Оксигену міститься по 8 протонів і заряд таких ядер +8.

3.

Будова атома в світі електронних уявлень. Характеристика елемента по положенню и періодичній системі Менделєєва.
Склад атома

 

Атоми складаються з позитивно зарядженого ядра та електронів. Електрон — найлегший з відомих елементарних частинок. Його маса (9,1 ∙ 10^-31 кг) У 1837 разів менша від маси найлегшого з атомів — атома Гідрогену. Електричний заряд електрона називають елементарним — він найменший серед усіх зарядів. Усі відомі позитивні й негативні заряди кратні заряду електрона, тому його абсолютну величину приймають за одиницю виміру. Саме в цих одиницях зазвичай указують заряд усіх частинок: електронів, іонів тощо. Заряд самого електрона дорівнює -1.

Ядро атома складається із частинок двох видів — протонів і нейтронів. Протони — це позитивно заряджені частинки із зарядом +1, а нейтрони не мають заряду. Виходить, що весь позитивний заряд ядра створюється протонами. їхнє загальне число дорівнює заряду ядра. Маси протона й нейтрона приблизно дорівнюють 1 а. о. м. Будь-який атом електронейтральний, тобто число протонів із зарядом +1 завжди дорівнює числу електронів із зарядом -1.

Теорія будови атома

Атом — це електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Будова атомних ядер

Ядра атомів складаються з елементарних частинок двох видів: протонів (p) і нейтронів (n). Сума протонів і нейтронів у ядрі одного атома називається нуклонним числом:
,
де А — нуклонне число, N — число нейтронів, Z — число протонів.
Протони мають позитивний заряд (+1), нейтрони заряду не мають (0), електрони мають негативний заряд (–1). Маси протона та нейтрона приблизно однакові, їх приймають рівними 1. Маса електрона набагато менша ніж маса протона, тому в хімії нею нехтують, вважаючи, що вся маса атома зосереджена в його ядрі.
Число позитивно заряджених протонів у ядрі дорівнює числу негативно заряджених електронів, тобто атом у ціломуелектронейтральний.
Атоми з однаковим зарядом ядра складають хімічний елемент.
Атоми різних елементів називаються нуклідами.
Ізотопи — атоми одного й того ж елемента, які мають різне нуклонне число внаслідок різної кількості нейтронів у ядрі.

Радіоактивний розпад

Ядра нуклідів можуть розпадатися з утворенням ядер інших елементів, а також  ,   або інших частинок.
Спонтанний розпад атомів деяких елементів називається радіоактивністю, а такі речовини — радіоактивними. Радіоактивність супроводжується випусканням елементарних частинок і електромагнітних хвиль —випромінюванням.

Будова електронних оболонок атомів елементів перших трьох періодів

Електрон має двоїсту природу: він може поводитися і як частинка, і як хвиля. Електрон у атомі не рухається за певними траєкторіями, а може перебувати в будь-якій частині навколо ядерного простору, проте ймовірність його перебування в різних частинах цього простору неоднакова. Простір навколо ядра, у якому найімовірніше перебування електрона, називається орбіталлю.
Кожний електрон у атомі перебуває на певній відстані від ядра відповідно до запасу його енергії. Електрони з більш-менш однаковою енергією формують енергетичні рівні, або електронні шари.
Число заповнених електронами енергетичних рівнів у атомі даного елемента дорівнює номеру періоду, в якому він розташований.
Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи, вякій розміщений даний елемент.


4.

Термохімічні рівняння. Тепловий ефект реакції.
Тепловой эффект химической реакции.

Любая химическая реакция заключается в разрыве одних химических связей и образовании других.

Когда в результате химической реакции при образовании новых связей выделяется энергии БОЛЬШЕ, чем потребовалось для разрушения "старых" связей в исходных веществах, то избыток энергии высвобождается в виде тепла. Примером могут служить реакции горения. Например, природный газ (метан CH₄) сгорает в кислороде воздуха с выделением большого количества теплоты. Реакция даже может идти со взрывом - так много энергии заключено в этом превращении. Такие реакции называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ от латинского "экзо" - наружу (имея в виду выделяющуюся энергию).

В других случаях на разрушение связей в исходных веществах требуется энергии больше, чем может выделиться при образовании новых связей. Такие реакции происходят только при подводе энергии извне и называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского "эндо" - внутрь). Примером является образование оксида углерода (II) CO и водорода H₂ из угля и воды, которое происходит только при нагревании.

Таким образом, любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для одного МОЛЯ реагента или (реже) для моля продукта реакции. Такая величина называется ТЕПЛОВЫМ ЭФФЕКТОМ РЕАКЦИИ.

В химической промышленности тепловые эффекты нужны для расчета количества теплоты для нагревания реакторов, в которых идут эндотермические реакции. В энергетике с помощью теплот сгорания топлива рассчитывают выработку тепловой энергии.

Врачи-диетологи используют тепловые эффекты окисления пищевых продуктов в организме для составления правильных рационов питания не только для больных, но и для здоровых людей - спортсменов, работников различных профессий. По традиции для расчетов здесь используют не джоули, а другие энергетические единицы - калории (1 кал = 4,1868 Дж). Энергетическое содержание пищи относят к какой-нибудь массе пищевых продуктов: к 1 г, к 100 г или даже к стандартной упаковке продукта.

Уравнения химических реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами записан и тепловой эффект реакции, называются ТЕРМОХИМИЧЕСКИМИ УРАВНЕНИЯМИ.

Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя.

Допускается также почленное сложение и вычитание термохимических уравнений. Это бывает нужно для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно или невозможно измерить в опыте.

5.

Хімічна кінетика: швидкість реакції та її залежність від температури, природи речовини,концентрації, каталізатора.
Хімічна кінетика — розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних процесів. Ця наука включає в себе вивчення впливу різних експериментальних умов на швидкість хімічних реакцій та досліджує їх механізми, що включає в себе знаходження також і характеризацію перехідного стану.