Современные воззрения на структуру атома и строение вещества
Открытие электрона Э. Вихертом и Дж. Дж. Томсоном (1897 год) и радиоактивности А. Беккерелем (1896 год) стали доказательством делимости атома, возможность которой стала обсуждаться после выдвижения У. Праутом гипотезы о протиле (1815 год). Уже в начале XX века появились первые модели строения атома: «кексовая» (У. Томсон, 1902 год и Дж. Дж. Томсон, 1904), планетарная (Ж. Б. Перрен, 1901 год и Х. Нагаока, 1903 год), «динамидическая» (Ф. Ленард, 1904). В 1911 Э. Резерфорд, основываясь на опытах по рассеиванию α-частиц, предложил ядерную модель, ставшую основой для создания классической модели строения атома (Н. Бор, 1913 год и А. Зоммерфельд, 1916). Основываясь на ней, Н. Бор в 1921 заложил основы формальной теории периодической системы, объяснившей периодичность свойств элементов периодическим повторением строения внешнего электронного уровня атома. После того, как В. Паули сформулировал принцип запрета (1925), а Ф. Хунд предложил эмпирические правила заполнения электронных оболочек (1925—1927), была в целом установлена электронная структура всех известных к тому времени элементов.
После открытия делимости атома и установления природы электрона как его составной части возникли реальные предпосылки для разработки теорий химической связи. Первой стала концепция электровалентности Р. Абегга (1904), основанная на идее о сродстве атомов к электрону. Модель Бора — Зоммерфельда, представления о валентных электронах (И. Штарк, 1915) и идея об особой стабильности двух- и восьмиэлектронных оболочек атомов инертных газов легли в основу классических теорий химической связи. В. Коссель (1916) разработал теорию гетерополярной (ионной) связи, а Дж. Н. Льюис (1916) и И. Ленгмюр (1919) — теорию гомеополярной (ковалентной) связи.
В конце 20-х — начале 30-х годов XX века сформировались принципиально новые — квантово-механические — представления о строении атома и природе химической связи.
Исходя из идеи французского физика Л. де Бройля о наличии у материальных частиц волновых свойств, австрийский физик Э. Шрёдингер в 1926 году вывел основное уравнение т. н. волновой механики, содержащее волновую функцию и позволяющее определить возможные состояния квантовой системы и их изменение во времени. Несколько ранее немецкий физик В. Гейзенберг разработал свой вариант квантовой теории атома в виде матричной механики.
Квантово-механический подход к строению атома привёл к созданию новых теорий, объясняющих образование связи между атомами. Уже в 1927 году В. Г. Гейтлер и Ф. Лондон начали разрабатывать квантовомеханическую теорию химической связи и выполнили приближённый расчет молекулы водорода. Распространение метода Гейтлера-Лондона на многоатомные молекулы привело к созданию метода валентных связей, который создают в 1928—1931 гг. Л. Полинг и Дж. К. Слэтер. Основная идея этого метода заключается в предположении, что атомные орбитали сохраняют при образовании молекулы известную индивидуальность. В 1928 году Полинг предложил теорию резонанса и идею гибридизации атомных орбиталей, в 1932 году — новое количественное понятие электроотрицательности.
В 1929 году Ф. Хунд, Р. С. Малликен и Дж. Э. Леннард-Джонс заложили фундамент метода молекулярных орбиталей, основанного на представлении о полной потере индивидуальности атомов, соединившихся в молекулу. Хунд создал также современную классификацию химических связей; в 1931 году он пришёл к выводу о существовании двух основных типов химических связей — простой, или σ-связи, и π-связи. Э. Хюккель распространил метод МО на органические соединения, сформулировав в 1931 году правило ароматической стабильности, устанавливающее принадлежность вещества к ароматическому ряду.
Благодаря квантовой механике к 30-м годам XX века в основном был выяснен способ образования связи между атомами; кроме того, в рамках квантово-механического подхода получило корректную физическую интерпретацию менделеевское учение о периодичности. Создание надёжного теоретического фундамента привело к значительному росту возможностей прогнозирования свойств вещества. Особенностью химии в XX веке стало широкое использования физико-математического аппарата и разнообразных расчётных методов.
Подлинным переворотом в химии стало появление в XX веке большого числа новых аналитических методов, прежде всего физических и физико-химических (рентгеноструктурный анализ, электронная и колебательная спектроскопия, магнетохимия и масс-спектрометрия, спектроскопия ЭПР и ЯМР, хроматография и т. п.). Эти методы предоставили новые возможности для изучения состава, структуры и реакционной способности вещества.
Отличительной чертой современной химии стало её тесное взаимодействие с другими естественными науками, в результате которого на стыке наук появились биохимия, геохимия и др. разделы. Одновременно с этим процессом интеграции интенсивно протекал и процесс дифференциации самой химии. Хотя границы между разделами химии достаточно условны, коллоидная и координационная химия, кристаллохимия и электрохимия, химия высокомолекулярных соединений и некоторые другие разделы приобрели черты самостоятельных наук.
Закономерным следствием совершенствования химической теории в XX веке стали новые успехи практической химии — каталитический синтез аммиака, получение синтетических антибиотиков, полимерных материалов и т. п. Успехи химиков в деле получения вещества с желаемыми свойствами в числе прочих достижений прикладной науки к концу XX столетия привели к коренным преобразованиям в жизни человечества.
4 Количество вещества — физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся ввеществе.
Дано: Решение:
m(Na)=6,4г 6Na+2H3PO4=2Na3Po4+3H2
найти
m(H2)
5 Элемент кислород находится во втором периоде шестой группе главной подгруппе.
О ) )
+8 2 6
1s22s22p4
Элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород О2 и озон О3. (аллотропия – это способность атома одного элемента образовывать несколько простых веществ.). озон более сильный окислитель, чем кислород. Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте 25 – 30 км) защищает живой мир от космического УФ-излучения. Слой разрушается под воздействием оксидов азота.
Кислород – газ, без цвета, без запаха, малорастворим в воде. В жидком состоянии голубой, в твёрдом – синий, tкип. = - 1830С, tпл. = - 218,70С.
O2 при взоимодействие с металлами и сложные в-вами является о-лем.Исключение взаимодействия со F2.
СН₄ + О₂ = СО₂ + 2Н₂О
С⁻⁴ - 8 е = С⁺⁴
О₂° + 4 е = 2О⁻²
6 Водород – первый элемент в периодической системе. Он находится в первом периоде первой группе главной подгруппе.
Н + |
1s1.
Водород проявляет во всех соединениях валентность 1, возможные степени окисления: - 1, 0, + 1. как элемент с характерной степенью окисления + 1 водород располагается в I группе.
Учитывая способность водорода существовать в форме двухатомных молекул Н2 и проявлять степень окисления – 1, водород ставят в седьмую группу главную подгруппу.
В природе существует три изотопа водорода: 1Н – водород, 2Н – дейтерий (1Н : 2Н = 6800 : 1), 3Н – тритий (радиоактивный; на земле 2 кг).
H2 при взаимодействии с металлом является окислителем .
Химические свойства:
1. При комнатной температуре водород химически малоактивен. Без нагревания реагирует только со фтором: Н2 + F2 = 2HF. С кислородом и хлором реагирует при поджигании: 2H2 + O2 = 2H2O;
H2 + Cl2 = 2HCl. С серой водород реагирует при нагревании до 150 – 2000С: H2 + S = H2S.
В жёстких условиях водород реагирует с азотом с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3.
1. При нагревании водород реагирует с некоторыми металлами, образуя гидриды:
Са + Н2 = СаН2-1.
1. Водород способен восстанавливать железо и менее активные, чем железо металлы из их оксидов: Fe3O4 + 2H2 = 3Fe + 2H2O CuO + H2 = Cu + H2O.
Удобно получать кислород в лаборатории из пероксида водорода:
2 H2O2 | = | 2 H2O | + | O2 |
пероксид водорода | катализатор | кислород |
Интересен способ получения кислорода из пероксидов металлов, который раньше применяли на подводных лодках, потому что одновременно с выделением кислорода происходит поглощение углекислого газа:
2 Na2O2 | + | 2 CO2 | = | 2 Na2CO3 | + | O2 |
пероксид натрия | углекислый газ | сода | кислород |
На современных атомных подводных лодках, где имеется мощный и почти неисчерпаемый источник электрической энергии, есть возможность получать кислород разложением воды под действием электрического тока (электролизом воды):
2 H2O | = | 2 H2 | + | O2 |
электрический ток | водород | кислород |
Как получить оксиды из простых веществ? Их окислением:
2Mg + O2 = 2MgO, 2C + O2 = 2CO, C + O2 = CO2.
Можно ли получить оксиды из оксидов? Да:
2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.
Можно ли получить оксиды из гидроксидов ? Да:
Ca(OH)2 CaO + H2O, H2CO3 = CO2 + H2O.
Можно ли получить оксиды из солей ? Да:
CaCO3 CaO + CO2, 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2.
Получение кислот производят с помощью следующих химических реакций:
- взаимодействие кислотных оксидов с водой:
SO3 + H2O = H2SO4;
CO2 + H2O = H2CO3;
- взаимодействие с солями:
NaCl + H2SO4(конц.) = HCl + Na2SO4 - при этой химической реакции образуется новая более слабая кислота (более слабая, чем серная, но тоже сильная) и другая соль;
- взаимодействие неметаллов с водородом с последующим растворением их в воде:
H2 + Cl2 = HCl (Надо помнить, что само по себе данное химическое соединение - газ хлороводород HCl кислотой не является. Для её образования необходимо полученный газ HCl растворить в воде).
1. Термическое разложение. CaCO3 = CaO + CO2
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
NH4Cl = NH3 + HCl
2. Гидролиз. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
FeCl3+ H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl
Na2S + H2O = NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO 3
Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaNO 3
CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3 + 2NaCl
AgCl + 2Na2S2O3 = Nа3[Ag(S2O3) 2] + NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl+5Cl2 +8H2O
2.Химические свойства кислых солей:
1. Термическое разложение с образованием средней соли
Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O
2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
нерастворимых оснований
Pb(NO3)2 + 2NaOH = Pb(OH)2 + 2NaNO3
MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCl
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4