§ 1 Што ја сочинува масата на материјата
Секое тело има маса. Да земеме тело како што е, на пример, вреќа со јаболка. Ова тело има маса. Неговата маса ќе биде збирот на масата на секое јаболко во вреќата. И вреќата ориз има своја маса, која се одредува со собирање на масата на сите зрна ориз, иако тие се многу мали и лесни.
Сите тела се направени од супстанции. Масата на телото се состои од масата на неговите составни супстанции. Супстанциите, пак, се состојат од честички, молекули или атоми, затоа, честичките од материјата исто така имаат маса.
§ 2 Единица за атомска маса
Ако ја изразиме масата на најлесниот атом на водород во грамови, добиваме многу тежок број за понатамошна работа
1,66 ∙10-24 g.
Масата на атомот на кислород е приближно шеснаесет пати поголема и изнесува 2,66∙10-23 g, масата на јаглеродниот атом е 1,99∙10-23 g. Масата на атомот се означува со ма.
Незгодно е да се прават пресметки со такви бројки.
За мерење на атомските (и молекуларните) маси, се користи единицата за атомска маса (аму).
Единицата за атомска маса е 1/12 од масата на јаглеродниот атом.
Во овој случај, масата на атом на водород ќе биде еднаква на 1 amu, масата на атом на кислород ќе биде 16 amu, а масата на атом на јаглерод ќе биде 12 amu.
Долго време, хемичарите немаа ни најмала идеја за тоа колку еден атом од кој било елемент тежи во единиците за маса што ни се познати и погодни (грами, килограми, итн.).
Затоа, првично беше променета задачата за одредување на атомските маси.
Направени се обиди да се утврди колку пати атомите на некои елементи се потешки од другите. Така, научниците се обидоа да ја споредат масата на атом на еден елемент со масата на атом на друг елемент.
Решението на овој проблем исто така беше исполнето со големи тешкотии, а пред сè со изборот на стандард, односно хемиски елемент со кој треба да се споредат атомските маси на другите елементи.
§ 3 Релативна атомска маса
Научниците од 19 век го решиле овој проблем врз основа на експериментални податоци за одредување на составот на супстанциите. Најлесниот атом, атомот на водород, беше земен како стандард. Експериментално, беше откриено дека атомот на кислород е 16 пати потежок од атомот на водород, односно неговата релативна маса (во однос на масата на атомот на водород) е 16.
Тие се согласија да ја означат оваа количина со буквите Ar (индексот „r“ е од почетната буква на англискиот збор „роднина“). Така, запишувањето на релативните атомски маси на хемиски елементи треба да изгледа вака: релативната атомска маса на водород е 1, релативната атомска маса на кислород е 16, релативната атомска маса на јаглерод е 12.
Релативната атомска маса покажува колку пати масата на атомот на еден хемиски елемент е поголема од масата на атомот што е стандард, затоа оваа вредност нема димензија.
Како што веќе беше споменато, првично вредностите на атомските маси беа одредени во однос на масата на атомот на водород. Подоцна, стандардот за одредување атомски маси стана 1/12 од масата на јаглеродниот атом (јаглеродниот атом е 12 пати потежок од атом на водород).
Релативната атомска маса на елементот (Ar) е односот на масата на атом на хемиски елемент до 1/12 од масата на јаглеродниот атом.
Вредностите на атомските маси на хемиските елементи се дадени во Периодниот систем на хемиски елементи од Д.И. Менделеев. Погледнете го периодниот систем и погледнете која било од неговите ќелии, на пример, број 8.
Под хемискиот знак и име во долната линија, означена е атомската маса на хемискиот елемент: релативната атомска маса на кислород е 15,9994. Ве молиме имајте предвид: релативните атомски маси на речиси сите хемиски елементи имаат фракциони вредности. Причината за тоа е постоењето на изотопи. Дозволете ми да ве потсетам дека изотопите се атоми на истиот хемиски елемент кои малку се разликуваат по маса.
На училиште, во пресметките обично се користат релативни атомски маси, заокружени на цели броеви. Но, во неколку случаи, се користат фракциони вредности, на пример: релативната атомска маса на хлор е 35,5.
§ 4 Релативна молекуларна тежина
Масата на молекулата е составена од масите на атоми.
Релативната молекуларна маса на супстанцијата е бројка што покажува колку пати масата на молекулата на оваа супстанца е поголема од 1/12 од масата на јаглеродниот атом.
Релативната молекуларна тежина е назначена - г
Релативната молекуларна тежина на супстанциите се пресметува со користење на хемиски формули кои го изразуваат составот на супстанциите. За да се најде релативната молекуларна маса, неопходно е да се сумираат вредностите на релативните атомски маси на елементите што ја сочинуваат молекулата на супстанцијата, земајќи го предвид квантитативниот состав, т.е., бројот на атоми на секој елемент (во хемиските формули се изразува со помош на индекси). На пример, релативната молекуларна тежина на водата со формулата H2O е еднаква на збирот на две релативни вредности
атомска маса на водород и една вредност на релативната атомска маса на кислород:
Релативната молекуларна тежина на сулфурна киселина со формулата H2SO4 е еднаква на збирот
две вредности на релативната атомска маса на водород, една вредност на релативната атомска маса на сулфур и четири вредности на релативната атомска маса на кислород: .
Релативната молекуларна тежина е бездимензионална количина. Не треба да се меша со вистинската маса на молекулите, изразена во единици на атомска маса.
Список на користена литература:
- НЕ. Кузнецова. Хемија. 8-мо одделение. Учебник за општообразовни институции. – М. Вентана-Граф, 2012 година.
Користени слики:
За мерење на масата на атомот се користи релативна атомска маса, која се изразува во единици за атомска маса (аму). Релативната молекуларна тежина се состои од релативни атомски маси на супстанции.
Концепти
За да разберете која е релативната атомска маса во хемијата, треба да разберете дека апсолутната маса на атомот е премногу мала за да се изрази во грами, а уште помалку во килограми. Затоа, во современата хемија, 1/12 од масата на јаглеродот се зема како единица за атомска маса (аму). Релативната атомска маса е еднаква на односот на апсолутната маса до 1/12 од апсолутната маса на јаглеродот. Со други зборови, релативната маса одразува колку пати масата на атом на одредена супстанција надминува 1/12 од масата на јаглеродниот атом. На пример, релативната маса на азот е 14, т.е. Атомот на азот содржи 14 а. или 14 пати повеќе од 1/12 од јаглеродниот атом.
Ориз. 1. Атоми и молекули.
Меѓу сите елементи, водородот е најлесниот, неговата маса е 1 единица. Најтешките атоми имаат маса од 300 а. јадете.
Молекуларната маса е вредност која покажува колку пати масата на молекулата надминува 1/12 од масата на јаглеродот. Исто така изразено во а. e.m. Масата на молекулата е составена од масата на атомите, затоа, за да се пресмета релативната молекуларна маса, потребно е да се соберат масите на атомите на супстанцијата. На пример, релативната молекуларна тежина на водата е 18. Оваа вредност е збир на релативните атомски маси на два атоми на водород (2) и еден атом на кислород (16).
Ориз. 2. Јаглерод во периодниот систем.
Како што можете да видите, овие два концепта имаат неколку заеднички карактеристики:
- релативните атомски и молекуларни маси на супстанцијата се бездимензионални количини;
- релативната атомска маса е означена Ar, молекуларна маса - Mr;
- Мерната единица е иста во двата случаи - а. јадете.
Моларните и молекуларните маси се исти нумерички, но се разликуваат по димензија. Моларна маса е односот на масата на супстанцијата со бројот на молови. Ја одразува масата на еден крт, што е еднакво на бројот на Авогадро, т.е. 6,02 ⋅ 10 23 . На пример, 1 мол вода тежи 18 g/mol, а M r (H 2 O) = 18 a. e.m. (18 пати потешка од една единица атомска маса).
Како да се пресмета
За математички изразување на релативната атомска маса, треба да се утврди дека 1/2 дел од јаглеродот или една единица атомска маса е еднаква на 1,66⋅10 −24 g. Затоа, формулата за релативна атомска маса е следна:
A r (X) = m a (X) / 1,66⋅10 −24,
каде m a е апсолутната атомска маса на супстанцијата.
Релативната атомска маса на хемиски елементи е означена во периодниот систем на Менделеев, така што не треба да се пресметува независно при решавање на проблеми. Релативните атомски маси обично се заокружуваат на цели броеви. Исклучок е хлорот. Масата на неговите атоми е 35,5.
Треба да се напомене дека при пресметување на релативната атомска маса на елементите кои имаат изотопи, се зема предвид нивната просечна вредност. Атомската маса во овој случај се пресметува на следниов начин:
A r = ΣA r,i n i,
каде A r,i е релативната атомска маса на изотопи, n i е содржината на изотопите во природните мешавини.
На пример, кислородот има три изотопи - 16 O, 17 O, 18 O. Нивната релативна маса е 15,995, 16,999, 17,999, а нивната содржина во природните мешавини е 99,759%, 0,037%, 0,204%, соодветно. Поделувајќи ги процентите со 100 и заменувајќи ги вредностите, добиваме:
A r = 15,995 ∙ 0,99759 + 16,999 ∙ 0,00037 + 17,999 ∙ 0,00204 = 15,999 amu
Повикувајќи се на периодниот систем, лесно е да се најде оваа вредност во кислородната ќелија.
Ориз. 3. Периодичен систем.
Релативната молекуларна маса е збир од масите на атомите на супстанцијата:
При определување на вредноста на релативната молекуларна тежина, се земаат предвид индексите на симболите. На пример, пресметувањето на масата на H 2 CO 3 е како што следува:
M r = 1 ∙ 2 + 12 + 16 ∙ 3 = 62 a. јадете.
Знаејќи ја релативната молекуларна тежина, можете да ја пресметате релативната густина на еден гас од вториот, т.е. определи колку пати една гасовита супстанција е потешка од втората. За да го направите ова, користете ја равенката D (y) x = M r (x) / M r (y).
Што научивме?
Од час за 8 одделение научивме за релативната атомска и молекуларна маса. Единицата за релативна атомска маса се зема за 1/12 од масата на јаглеродот, еднаква на 1,66⋅10 −24 g За да се пресмета масата, потребно е апсолутната атомска маса на супстанцијата да се подели со единицата за атомска маса (аму). Вредноста на релативната атомска маса е означена во периодниот систем на Менделеев во секоја ќелија на елементот. Молекуларната маса на супстанцијата е збир од релативните атомски маси на елементите.
Тест на темата
Евалуација на извештајот
Просечна оцена: 4.6. Вкупно добиени оценки: 177.
Атомски и молекуларни маси
ОСНОВНИ ХЕМИСКИ КОНЦЕПТИ И ЗАКОНИ. СОСТОЈБИ НА МАТЕРИЈАТА
Хемијата е наука за супстанциите и нивните трансформации
Супстанција– вид на материја која се состои од дискретни честички со маса на мирување (атоми, молекули, јони). Начинот на постоење на материјата - движење .
Основниот закон на природата е закон за неуништливост на материјата и движењето ја има последицата закон за зачувување на масата , откриен од М.В. Ломоносов во 1748 година и објавен во 1760 година: масата на супстанциите што реагирале е еднаква на масата на супстанциите формирани како резултат на реакцијата.
Атомско-молекуларна наука
М.В. Ломоносов е и творец на атомско-молекуларната теорија, која ја формулирал во 1741 година.
Основни одредби на атомско-молекуларната настава:
1) Сите супстанции се состојат од молекули со празни места меѓу нив. Молекула - најмалата честичка на супстанција која има свои хемиски својства.
2) Молекулите се состојат од атоми кои се комбинираат едни со други во одредени пропорции.
Атом– најмалата честичка на хемиски елемент во составот на едноставни и сложени материи, хемиски неделиви.
3) Молекулите и атомите се во непрекинато движење.
4) Атомите се карактеризираат со одредена маса и големина.
5) Различни елементи одговараат на различни атоми ( елемент – тип на атоми).
6) Молекулите на едноставни материи се состојат од идентични атоми, а молекулите на сложените супстанции се состојат од различни.
Закон за постојаност на составот
Откривањето на законот за зачувување на масата го означи преминот на хемијата кон квантитативни методи на истражување. Составот на многу супстанции беше проучен и беше воспоставен законот за постојаност на составот во 1799-1807 година. Ј. Пруст : секоја чиста супстанција, без оглед на методите на нејзината подготовка и локацијата во природата, има постојан квалитативен и квантитативен состав.
Закон за прости множители
Од законот за постојаност на составот следи дека кога се формира сложена супстанција, елементите се комбинираат едни со други во одредени тежински соодноси. Многу елементи можат да се комбинираат едни со други во неколку различни тежински соодноси и на тој начин да формираат различни супстанции (CO, CO 2). Во молекулите CO и CO 2, N 2 O, NO и NO 2, составот се менува нагло, а не постепено, што укажува на дискретна структура на супстанцијата. Овој закон, потврден со искуство, беше првиот доказ реалноста на постоењето на атоми.
Атомски и молекуларни маси
Атомите и молекулите имаат апсолутни маси од редот на 10 – 24 – 10 – 21 g, што е незгодно за споредба, така што хемичарите користат релативни вредности на атомските маси. Концептот за релативна атомска маса бил воведен од Џ. Далтон во 1803 година. Тој ја земал масата на најлесниот атом, водородот, како единица за маса. Во моментов, масата од 1/12 од масата на јаглеродниот атом на изотопот 12 C, еднаква на 1,66043 × 10 -24 g, е прифатена како стандард.
Релативна атомска (Ар) Тежинапокажува колку пати даден атом е потежок од 1/12 од масата на атомот на јаглеродниот изотоп 12 C.
Користење на вредноста специфичен топлински капацитет, што лесно се одредува експериментално ( односот на количината на топлина што ја прима или испушта 1 g супстанција до соодветната промена на температурата) можете да најдете приближна вредност на атомската маса. Исклучок се лесните елементи, особено неметалите, кои имаат многу помал топлински капацитет (берилиум, бор, силициум, дијамант).
Во моментов, атомските маси на елементите се одредуваат со масена спектроскопија. Масите на атомите се одредуваат со отстапувањето на траекторијата на нивните јони кои се движат во магнетно поле, бидејќи големината на отстапувањето зависи од односот на масата на јонот до неговото полнење.
Релативна молекуларна тежина (М r) покажува колку пати дадена молекула е потешка од 1/12 од масата на атом од 12 C.
 ,
| (1.4) |
Каде м m е масата на молекулата.
Основни закони на хемијата
Гранката на хемијата која го разгледува квантитативниот состав на супстанциите и квантитативните односи (маса, волумен) помеѓу супстанциите што реагираат се нарекува стехиометрија. Во согласност со ова, пресметките на квантитативните односи помеѓу елементите во соединенијата или помеѓу супстанциите во хемиските реакции се нарекуваат стехиометриски пресметки. Тие се засноваат на законите за зачувување на масата, константноста на составот, повеќекратните соодноси, како и законите за гас - волуметриски соодноси и Авогадро. Наведените закони се сметаат за основни закони на стехиометријата.
Закон за зачувување на масата- законот на физиката, според кој масата на физичкиот систем е зачувана за време на сите природни и вештачки процеси.Во својот историски, метафизички облик, според кој материјата е несоздадена и неуништлива, законот е познат уште од античко време. Подоцна се појави квантитативна формулација, според која мерката на количината на супстанцијата е тежина (подоцна маса). Законот за зачувување на масата историски е сфатен како една од формулациите закон за зачувување на материјата. Еден од првите што го формулирал бил античкиот грчки филозоф Емпедокле (5 век п.н.е.): ништо не може да дојде од ништо, и во никој случај не може да се уништи она што постои.Подоцна, слична теза искажале Демокрит, Аристотел и Епикур (како што прераскажува Лукрециј Кара). Со доаѓањето на концептот маса како мерка количина на супстанција, пропорционално на тежината, беше разјаснета формулацијата на законот за зачувување на материјата: масата е непроменлива (конзервирана), односно во текот на сите процеси вкупната маса не се намалува или зголемува(тежината, како што веќе претпостави Њутн, не е непроменлива, бидејќи обликот на Земјата е далеку од идеална сфера). До создавањето на физиката на микросветот, законот за зачувување на масата се сметаше за вистинит и очигледен. И. Кант го прогласи овој закон за постулат на природните науки (1786). Лавоазие, во својот „Основен учебник по хемија“ (1789 година), дава прецизна квантитативна формулација на законот за зачувување на масата на материјата, но не го прогласува за некој нов и важен закон, туку едноставно го спомнува попатно како добро- познат и одамна утврден факт. За хемиските реакции, Лавоазие го формулирал законот на следниов начин: ништо не се случува ниту во вештачките процеси ниту во природните, и може да се постави став дека во секоја операција [хемиска реакција] има иста количина на материја пред и потоа, дека квалитетот и квантитетот на принципите останале исти, само се случија поместувања и прегрупации.
Во 20 век биле откриени две нови својства на масата: 1. Масата на физички објект зависи од неговата внатрешна енергија. Кога се апсорбира надворешната енергија, масата се зголемува, а кога се губи, се намалува. Следи дека масата е зачувана само во изолиран систем, односно во отсуство на размена на енергија со надворешната средина. Промената на масата за време на нуклеарните реакции е особено забележлива. Но, дури и за време на хемиски реакции кои се придружени со ослободување (или апсорпција) на топлина, масата не е зачувана, иако во овој случај масовниот дефект е занемарлив; 2. Масата не е адитивна количина: масата на системот не е еднаква на збирот на масите на неговите компоненти. Во современата физика, законот за зачувување на масата е тесно поврзан со законот за зачувување на енергијата и се исполнува со истото ограничување - мора да се земе предвид размената на енергија помеѓу системот и надворешната средина.
Закон за постојаност на составот(Џ.Л. Пруст, 1801-1808) - секое специфично хемиски чисто соединение, без оглед на начинот на неговото подготвување, се состои од исти хемиски елементи, а соодносите на нивните маси се константни, а релативниот број на нивните атоми се изразени во цели броеви. Ова е еден од основните закони на хемијата. Законот за постојан состав е точен за далтонидите (соединенија со постојан состав) и не е вистинит за бертолидите (соединенија со променлив состав). Меѓутоа, заради едноставност, составот на многу Бертолиди е напишан како константен.
Закон за множителиоткриена во 1803 година од Џ. Далтон и толкувана од него од гледна точка на атомизмот. Ова е еден од стехиометриските закони на хемијата: ако два елементи формираат повеќе од едно соединение еден со друг, тогаш масите на еден од елементите по иста маса на другиот елемент се поврзани како цели броеви, обично мали.
Мол. Моларна маса
Во Меѓународниот систем на единици (SI), единицата за количина на супстанцијата е мол.
Крт- тоа е количеството на супстанција што содржи исто толку структурни единици (молекули, атоми, јони, електрони итн.) колку што има атоми во 0,012 kg од јаглеродниот изотоп 12 C.
Знаејќи ја масата на еден јаглероден атом (1,933 × 10 -26 kg), можеме да го пресметаме бројот на атоми N A во 0,012 kg јаглерод
N A = 0,012/1,933×10 -26 = 6,02×10 23 mol -1
6,02×10 Се вика 23 mol -1 Константа на Авогадро(ознака N A, димензија 1/mol или mol -1). Го покажува бројот на структурни единици во мол од која било супстанција.
Моларна маса– вредност еднаква на односот на масата на супстанцијата со количината на супстанцијата. Има димензија kg/mol или g/mol. Обично се означува како М.
Општо земено, моларната маса на супстанцијата, изразена во g/mol, е нумерички еднаква на релативната атомска (A) или релативна молекуларна маса (M) на оваа супстанција. На пример, релативните атомски и молекуларни маси на C, Fe, O 2, H 2 O се соодветно 12, 56, 32, 18, а нивните моларни маси се соодветно 12 g/mol, 56 g/mol, 32 g/mol , 18 g / mol.
Треба да се забележи дека масата и количината на супстанцијата се различни концепти. Масата се изразува во килограми (грами), а количината на супстанцијата се изразува во молови. Постојат едноставни врски помеѓу масата на супстанцијата (m, g), количината на супстанцијата (ν, mol) и моларната маса (M, g/mol)
m = νM; ν = m/M; M = m/v.
Користејќи ги овие формули, лесно е да се пресмета масата на одредена количина на супстанција или да се одреди бројот на молови на супстанција во позната маса или да се најде моларната маса на супстанцијата.
Релативни атомски и молекуларни маси
Во хемијата, тие традиционално користат релативни, а не апсолутни вредности на масата. Од 1961 година, единицата за атомска маса (скратено a.m.u.), која е 1/12 од масата на атом на јаглерод-12, односно изотоп на јаглерод 12 C, е усвоена како единица за релативни атомски маси од 1961 година.
Релативна молекуларна тежина(M r) на супстанцијата е вредност еднаква на односот на просечната маса на молекулата од природниот изотопски состав на супстанцијата до 1/12 од масата на јаглеродниот атом 12 C.
Релативната молекуларна маса е нумерички еднаква на збирот на релативните атомски маси на сите атоми што ја сочинуваат молекулата и лесно се пресметува со помош на формулата на супстанцијата, на пример, формулата на супстанцијата е B x D y C z , тогаш
M r = xA B + yA D + zA C.
Молекуларната маса има димензија a.m.u. и бројно е еднаква на моларната маса (g/mol).
Закони за гас
Состојбата на гасот целосно се карактеризира со неговата температура, притисок, волумен, маса и моларна маса. Законите што ги поврзуваат овие параметри се многу блиски за сите гасови и апсолутно точни за идеален гас , во која целосно нема интеракција помеѓу честичките, а чии честички се материјални точки.
Првите квантитативни студии за реакциите помеѓу гасовите му припаѓаа на францускиот научник Геј-Лусак. Тој е автор на законите за термичка експанзија на гасовите и законот за волуметриски односи. Овие закони беа објаснети во 1811 година од италијанскиот физичар А. Авогадро. Законот на Авогадро - еден од важните основни принципи на хемијата, кој вели дека „ еднакви волумени на различни гасови земени на иста температура и притисок содржат ист број на молекули».
Последициод законот на Авогадро:
1) молекулите на повеќето едноставни атоми се двоатомски (H 2, O 2, итн.);
2) ист број на молекули на различни гасови под исти услови заземаат ист волумен.
3) во нормални услови, еден мол од кој било гас зафаќа волумен еднаков на 22,4 dm 3 (l).Овој волумен се нарекува моларен волумен на гас(V o) (нормални услови - t o = 0 °C или
T o = 273 K, P o = 101325 Pa = 101,325 kPa = 760 mm. rt. чл. = 1 атм).
4) еден мол од која било супстанција и атом од кој било елемент, без оглед на условите и состојбата на агрегација, содржи ист број на молекули.Ова Авогадров број (константа на Авогадро) - експериментално е утврдено дека овој број е еднаков на
N A = 6,02213∙10 23 (молекули).
Така: за гасови 1 mol – 22,4 dm 3 (l) – 6,023∙10 23 молекули – M, g/mol;
за супстанција 1 mol – 6,023∙10 23 молекули – M, g/mol.
Врз основа на законот на Авогадро: при ист притисок и исти температури, масите (m) на еднакви волумени на гасови се поврзани со нивните моларни маси (M)
m 1 / m 2 = M 1 / M 2 = D,
каде што D е релативната густина на првиот гас во однос на вториот.
Според закон на R. Boyle – E. Mariotte , при константна температура, притисокот произведен од дадена маса на гас е обратно пропорционален на волуменот на гасот
P o /P 1 = V 1 /V o или PV = конст.
Ова значи дека како што се зголемува притисокот, волуменот на гасот се намалува. Овој закон првпат бил формулиран во 1662 година од Р. Бојл. Бидејќи во неговото создавање бил вклучен и францускиот научник Е. Мериот, во други земји освен Англија, овој закон се нарекува со двојно име. Тоа претставува посебен случај идеален закон за гас(опишувајќи хипотетички гас кој идеално ги почитува сите закони за однесување на гасот).
Од страна на Законот на Ј. Геј-Лусак : при постојан притисок, волуменот на гасот се менува правопропорционално со апсолутната температура (T)
V 1 /T 1 = V o /T o или V/T = конст.
Врската помеѓу волуменот, притисокот и температурата на гасот може да се изрази со општа равенка која ги комбинира законите Бојл-Мариот и Геј-Лусак ( обединет закон за гас)
PV/T = P o V o /T o,
каде што P и V се притисокот и волуменот на гасот на дадена температура T; P o и V o - притисок и волумен на гас во нормални услови (n.s.).
Менделеев-Клапејронова равенка(равенка на состојбата на идеален гас) ја утврдува врската помеѓу масата (m, kg), температурата (T, K), притисокот (P, Pa) и волуменот (V, m 3) на гасот со неговата моларна маса ( М, kg/mol)
каде што R е универзална гасна константа, еднаква на 8,314 Ј/(мол К). Покрај тоа, гасната константа има уште две вредности: P – mmHg, V – cm 3 (ml), R = 62400 ;
P – atm, V – dm 3 (l), R = 0,082.
Парцијален притисок(лат. парцијална- делумно, од лат. парс- дел) - притисокот на поединечна компонента на мешавината на гас. Вкупниот притисок на мешавината на гас е збир од парцијалните притисоци на нејзините компоненти.
Парцијалниот притисок на гас растворен во течност е парцијалниот притисок на гасот што би се формирал во фазата на формирање гас во состојба на рамнотежа со течноста на иста температура. Парцијалниот притисок на гасот се мери како термодинамичка активност на молекулите на гасот. Гасовите секогаш ќе течат од област со висок парцијален притисок во област со помал притисок; и колку е поголема разликата, толку побрз ќе биде протокот. Гасовите се раствораат, дифузираат и реагираат според нивниот парцијален притисок и не се нужно зависни од концентрацијата во гасната смеса. Законот за собирање парцијални притисоци беше формулиран во 1801 година од Џ. Далтон. Во исто време, правилното теоретско оправдување, засновано на молекуларната кинетичка теорија, беше направено многу подоцна. Далтонови закони - два физички закони кои го одредуваат вкупниот притисок и растворливоста на мешавината на гасови и беа формулирани од него на почетокот на 19 век:
Законот за растворливост на компонентите на гасната смеса: на константна температура, растворливоста во дадена течност на секоја од компонентите на гасната смеса која се наоѓа над течноста е пропорционална на нивниот парцијален притисок.
Двата Далтонови закони се строго задоволни за идеалните гасови. За вистински гасови, овие закони се применливи под услов нивната растворливост да е мала и нивното однесување е блиску до она на идеалниот гас.
Закон за еквиваленти
Количеството на елемент или супстанција што е во интеракција со 1 мол атоми на водород (1 g) или ја заменува оваа количина на водород во хемиските реакции се нарекува еквивалент на даден елемент или супстанција(Д).
Еквивалентна маса(M e, g/mol) е масата на еден еквивалент на супстанција.
Еквивалентната маса може да се пресмета од составот на соединението ако се познати моларните маси (M):
1) M e (елемент): M e = A/B,
каде што A е атомската маса на елементот, B е валентноста на елементот;
2) M e (оксид) = M / 2n (O 2) = M e (еле.) + M e (O 2) = M e (елемент) + 8,
каде n(O 2) е бројот на атоми на кислород; M e (O 2) = 8 g/mol - еквивалентна маса на кислород;
3) Мене (хидроксид) = M/n (на-) = Мене (елемент) + Мене (OH -) = Мене (елемент) + 17,
каде n (he-) е бројот на OH - групи; M e (OH -) = 17 g/mol;
4) M e (киселини) = M/n (n+) = M e (H +) + M e (остаток на киселина) = 1 + M e (остаток од киселина),
каде n (n+) е бројот на H + јони; M e (H +) = 1 g/mol; M e (остаток на киселина) – еквивалентна маса на киселински остаток;
5) Мене (соли) = М/н мене Во мене = Јас (елемент) + Мене (остаток од киселина),
каде n me е бројот на атоми на метал; Во мене - валентноста на металот.
При решавање на некои проблеми кои содржат информации за волумените на гасовити материи, препорачливо е да се користи вредноста на еквивалентниот волумен (V e).
Еквивалентен волумене волуменот зафатен во дадени услови
1 еквивалент на гасовита супстанција. Значи за водород на бр. еквивалентниот волумен е 22,4 1/2 = 11,2 dm 3, за кислород - 5,6 dm 3.
Според законот за еквиваленти: масите (волументите) на супстанциите m 1 и m 2 кои реагираат едни со други се пропорционални на нивните еквивалентни маси (волумини)
m 1 / M e1 = m 2 / M e2.
Ако една од супстанциите е во гасовита состојба, тогаш
m/M e = V o /V e.
Ако двете супстанции се во гасовита состојба
V o1 /V e 1 = V o2 /V e2.
Периодично право и
Атомска структура
Периодниот закон и периодичниот систем на елементи служеа како моќен поттик за истражување на структурата на атомот, што го промени разбирањето на законите на универзумот и доведе до практично спроведување на идејата за користење на нуклеарна енергија.
До моментот кога беше откриен периодичниот закон, идеите за молекулите и атомите штотуку почнаа да се воспоставуваат. Покрај тоа, атомот се сметаше не само за најмалата, туку и за елементарна (т.е. неделива) честичка. Директен доказ за сложеноста на структурата на атомот беше откривањето на спонтано распаѓање на атомите на некои елементи, т.н. радиоактивност. Во 1896 година, францускиот физичар А. Бекерел открил дека материјалите што содржат ураниум ја осветлуваат фотографската плоча во мракот, го јонизираат гасот и предизвикуваат флуоресцентни супстанции да светат. Подоцна се покажа дека не само ураниумот ја има оваа способност. П. Кири и Марија Склодовска-Кири открија два нови радиоактивни елементи: полониум и радиум.
Тој предложи да се повикаат катодни зраци откриени од В. Крукс и Џ. Стони во 1891 година електрони- како елементарни честички на електрична енергија. Џ. Томсон во 1897 година, проучувајќи го протокот на електрони, поминувајќи го низ електричното и магнетното поле, ја утврдил вредноста на e/m - односот на полнежот на електронот кон неговата маса, што го навело научникот Р. Миликан во 1909 година да го утврди вредност на електронскиот полнеж q = 4,8∙10 -10 електростатски единици, или 1,602∙10 -19 C (Кулон), и соодветно на масата на електронот -
9,11∙10 -31 кг. Конвенционално, полнежот на електрон се смета како единица на негативен електричен полнеж и му се доделува вредност (-1). А.Г. Столетов докажа дека електроните се дел од сите атоми кои се наоѓаат во природата. Атомите се електрично неутрални, односно генерално немаат електрично полнење. Ова значи дека атомите мора да содржат позитивни честички покрај електроните.
Моделите на Томсон и Радерфорд
Една од хипотезите за структурата на атомот беше изнесена во 1903 година од Џ.Џ. Томсон. Тој верувал дека атомот се состои од позитивен полнеж, рамномерно распореден низ целиот волумен на атомот, и електрони кои осцилираат во рамките на тој полнеж, како семките во „лубеница“ или „пудинг од суво грозје“. Да се тестира хипотезата на Томсон и попрецизно да се одреди внатрешната структура на атомот во 1909-1911 година. Е. Радерфорд, заедно со Г. Гајгер (подоцна пронаоѓачот на познатиот шалтер Гајгер) и студентите извршија оригинални експерименти.
|
Планетарен модел на структурата на атомот
Суштината на планетарниот модел на атомска структура може да се сумира во следните изјави:
1. Во центарот на атомот има позитивно наелектризирано јадро, кое зафаќа незначителен дел од просторот во атомот;
2. Целиот позитивен полнеж и речиси целата маса на атомот се концентрирани во неговото јадро (масата на електронот е 1/1823 amu);
3. Електроните ротираат околу јадрото. Нивниот број е еднаков на позитивниот полнеж на јадрото.
Овој модел се покажа како многу јасен и корисен за објаснување на многу експериментални податоци, но веднаш ги откри неговите недостатоци. Поточно, електрон, кој се движи околу јадрото со забрзување (на него дејствува центрипетална сила), според електромагнетната теорија, треба постојано да емитува енергија. Ова би предизвикало електронот да се врти околу јадрото и на крајот да падне врз него. Немаше докази дека атомите постојано исчезнуваат, што значи дека моделот на Е. Радерфорд е некако погрешен.
Мозелевиот закон
Х-зраците беа откриени во 1895 година и интензивно проучувани во следните години; започна нивната употреба за експериментални цели: тие се неопходни за одредување на внатрешната структура на кристалите и сериските броеви на хемиските елементи. G. Moseley успеа да го измери полнењето на атомското јадро со помош на рендгенски зраци. Во полнежот на јадрото лежи главната разлика помеѓу атомските јадра на различни елементи. G. Moseley го именуваше полнењето на јадрото сериски број на елементот. Подоцна беа повикани единечни позитивни полнежи протони(1 1 r).
Зрачењето со Х-зраци зависи од структурата на атомот и се изразува Мозелевиот закон: квадратните корени на реципрочните вредности на брановите должини линеарно зависат од сериските броеви на елементите. Математичко изразување на Мозелевиот закон:
,
каде што l е брановата должина на максималниот врв во спектарот на Х-зраци; a и b се константи кои се исти за слични линии од дадена серија на Х-зраци. Сериски број(Z) е бројот на протони во јадрото. Но, само до 1920 година името „ протон„и беа проучувани неговите својства. Полнењето на протонот е еднаков по големина и спротивен по знак на полнежот на електрон, односно 1,602 × 10 -19 C, и конвенционално (+1), масата на протонот е 1,67 × 10 -27 kg, што е приближно 1836 пати поголема од масата на електронот . Така, масата на атом на водород, кој се состои од еден електрон и еден протон, практично се совпаѓа со масата на протон, означена со 1 1 p.
За сите елементи, масата на атомот е поголема од збирот на масите на електроните и протоните вклучени во нивниот состав. Разликата во овие вредности се јавува поради присуството во атомите на друг тип на честички наречени неутрони(1 o n), кои биле откриени дури во 1932 година од англискиот научник Д. Чадвик. Неутроните се речиси еднакви по маса со протоните, но немаат електричен полнеж. Збирот на бројот на протони и неутрони содржани во јадрото на атомот се нарекува масен број на атомот. Бројот на протони е еднаков на атомскиот број на елементот, бројот на неутрони е еднаков на разликата помеѓу масениот број (атомска маса) и атомскиот број на елементот. Јадрата на сите атоми на даден елемент имаат ист полнеж, односно содржат ист број на протони, но бројот на неутрони може да биде различен. Атомите кои имаат ист нуклеарен полнеж, а со тоа и идентични својства, но различен број на неутрони и, според тоа, различни масни броеви се нарекуваат изотопи („изос“ - еднакво, „топос“ - место ). Секој изотоп се карактеризира со две вредности: масен број (ставен горе лево на хемискиот симбол на елементот) и сериски број (ставен во долниот лев агол на хемискиот знак на елементот). На пример, изотоп на јаглерод со масен број 12 е напишан на следниов начин: 12 6 C или 12 C, или со зборовите: „јаглерод-12“. Изотопите се познати по сите хемиски елементи. Така, кислородот има изотопи со масени броеви 16, 17, 18: 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O. Изотопи на калиум: 39 19 K, 40 19 K, 41 19 K. Присуството на изотопи ги објаснува тие преуредувања што во Д.И Менделеев. Имајте на ум дека тој го направи ова само врз основа на својствата на супстанциите, бидејќи структурата на атомите сè уште не беше позната. Современата наука ја потврди исправноста на големиот руски научник. Така, природниот калиум се формира главно од атомите на неговите лесни изотопи, а аргонот - од тешките. Затоа, релативната атомска маса на калиум е помала од онаа на аргонот, иако атомскиот број (полнење на атомското јадро) на калиумот е поголем.
Атомската маса на елементот е еднаква на просечната вредност на сите негови природни изотопи, земајќи го предвид нивното изобилство. На пример, природниот хлор се состои од 75,4% изотоп со масен број 35 и 24,6% изотоп со масен број 37; просечната атомска маса на хлорот е 35.453. Атомски маси на елементи дадени во периодниот систем
ДИ. Менделеев, постојат просечни масни броеви на природни мешавини на изотопи. Ова е една од причините зошто тие се разликуваат од цели броеви.
Стабилни и нестабилни изотопи. Сите изотопи се поделени на: стабилна и радиоактивна. Стабилните изотопи не подлежат на радиоактивно распаѓање, поради што се зачувани во природни услови. Примери за стабилни изотопи се 16 O, 12 C, 19 F. Повеќето природни елементи се состојат од мешавина од два или повеќе стабилни изотопи. Од сите елементи, калајот има најголем број стабилни изотопи (10 изотопи). Во ретки случаи, како алуминиум или флуор, во природата се јавува само еден стабилен изотоп, а останатите изотопи се нестабилни.
Радиоактивните изотопи, пак, се поделени на природни и вештачки, и двата спонтано се распаѓаат, испуштајќи α- или β-честички додека не се формира стабилен изотоп. Хемиските својства на сите изотопи се во основа исти.
Изотопите се широко користени во медицината и научните истражувања. Јонизирачкото зрачење може да го уништи живото ткиво. Малигните туморски ткива се почувствителни на зрачење отколку здравите ткива. Ова овозможува да се третира ракот со γ-зрачење (терапија со зрачење), кој обично се добива со користење на радиоактивниот изотоп кобалт-60. Зрачењето е насочено кон областа на телото на пациентот погодена од туморот; сесијата за третман обично трае неколку минути и се повторува неколку недели. За време на сесијата, сите други делови од телото на пациентот мора внимателно да бидат покриени со материјал непропустлив за зрачење за да се спречи уништување на здравото ткиво.
Во методот означени атомиРадиоактивните изотопи се користат за следење на „маршрутата“ на некој елемент во телото. Така, на пациент со заболена тироидна жлезда му се инјектира лек од радиоактивен јод-131, кој му овозможува на лекарот да го следи минувањето на јод низ телото на пациентот. Од полуживотот
јод-131 е само 8 дена, а потоа неговата радиоактивност брзо се намалува.
Особено интересна е употребата на радиоактивен јаглерод-14 за одредување на староста на предметите од органско потекло врз основа на методот на радиојаглерод (геохронологија), развиен од американскиот физичко хемичар В. Либи. Овој метод беше награден со Нобеловата награда во 1960 година. При развивањето на неговиот метод, В. Либи го користеше познатиот факт за формирање на радиоактивниот изотоп јаглерод-14 (во форма на јаглерод моноксид (IV)) во горните слоеви на земјата. атмосфера кога атомите на азот се бомбардирани од неутрони кои се дел од космичките зраци
14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 стр
Радиоактивниот јаглерод-14 пак се распаѓа, испуштајќи бета честички и повторно се претвора во азот
14 6 C → 14 7 N + 0 -1 β
Се нарекуваат атоми на различни елементи кои имаат ист масен број (атомски маси). изобари.Во периодниот систем СоИма 59 пара и 6 тројки изобари. На пример, 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.
Се нарекуваат атоми на различни елементи кои имаат ист број на неутрони изотони. На пример, 136 Ba и 138 Xe - секој од нив има 82 неутрони во јадрото на атомот.
Периодично право и
Ковалентна врска
Во 1907 година Н.А. Морозов и подоцна во 1916-1918 г. Американците J. Lewis и I. Langmuir го воведоа концептот на образование хемиска врска со заеднички електронски пари предложи да се означат валентни електрони со точки
Врската формирана од електрони кои припаѓаат на два атома кои содејствуваат се нарекува ковалентен. Според идеите на Морозов-Луис-Лангмуир:
1) кога атомите комуницираат меѓу нив, се формираат споделени - заеднички - електронски парови кои припаѓаат на двата атома;
2) поради заеднички електронски парови, секој атом во молекулата добива осум електрони на надворешно енергетско ниво, s 2 p 6;
3) конфигурација s 2 p 6 е стабилна конфигурација на инертен гас и во процесот на хемиска интеракција секој атом се стреми да го постигне тоа;
4) бројот на заеднички електронски парови ја одредува ковалентноста на елементот во молекулата и е еднаков на бројот на електрони во атомот, кои недостасуваат до осум;
5) валентноста на слободниот атом се определува со бројот на неспарени електрони.
Хемиските врски се прикажани на различни начини:
1) користење на електрони во форма на точки поставени на хемискиот симбол на елементот. Тогаш формирањето на молекула на водород може да се прикаже со дијаграмот
Н× + Н× ® Н: Н;
2) користење на квантни ќелии (орбитали) како поставување на два електрони со спротивни спинови во една молекуларна квантна клетка
Дијаграмот за распоред покажува дека нивото на молекуларната енергија е пониско од првобитните атомски нивоа, што значи дека молекуларната состојба на супстанцијата е постабилна од атомската;
3) често, особено во органската хемија, ковалентна врска е претставена со цртичка (на пример, H-H), што симболизира пар електрони.
Ковалентната врска во молекулата на хлорот исто така се изведува со користење на два споделени електрони или електронски пар.
Како што можете да видите, секој атом на хлор има три осамени парови и еден неспарен електрон. Формирањето на хемиска врска се јавува поради неспарените електрони на секој атом. Неспарените електрони се поврзуваат во заеднички пар на електрони, исто така наречени споделен пар.
Метод на валентна врска
Идеите за механизмот на формирање на хемиска врска користејќи пример на молекула на водород се прошируваат и на други молекули. Теоријата за хемиско поврзување, создадена врз оваа основа, беше наречена метод на валентна врска (VBC). Клучните точки:
1) ковалентна врска се формира како резултат на преклопување на два електронски облаци со спротивно насочени вртења, а добиениот заеднички електронски облак припаѓа на два атома;
2) колку е посилна ковалентната врска, толку повеќе се преклопуваат електронските облаци во интеракција. Степенот до кој се преклопуваат електронските облаци зависи од нивната големина и густина;
3) формирањето на молекула е придружено со компресија на електронски облаци и намалување на големината на молекулата во споредба со големината на атомите;
4) во формирањето на врската учествуваат s- и p-електрони на надворешното енергетско ниво и d-електрони на преднадворешното енергетско ниво.
Сигма (s) и pi (p) врски
Во молекулата на хлор, секој од неговите атоми има целосно надворешно ниво од осум електрони s 2 p 6, а два од нив (електронски пар) припаѓаат подеднакво на двата атома. Преклопувањето на електронските облаци за време на формирањето на молекулата е прикажано на сликата.
Шема на формирање на хемиска врска во молекулите на хлор Cl 2 (а) и водород хлорид HCl (б)
Хемиската врска за која линијата што ги поврзува атомските јадра е оската на симетрија на поврзувачкиот електронски облак се нарекува сигма (σ)-врска. Се јавува кога атомските орбитали директно се преклопуваат. Врски кога s-s орбиталите се преклопуваат во молекулата H 2; p-p-орбиталите во молекулата Cl 2 и s-p-орбиталите во молекулата на HCl се сигма врски. Можно е „странично“ преклопување на атомските орбитали. Кога се преклопуваат р-електронски облаци ориентирани нормално на оската на врската, т.е. по должината на оската y и z, се формираат два преклопувачки региони, лоцирани од двете страни на оваа оска. Оваа ковалентна врска се нарекува пи (п) -врска. Има помало преклопување на електронските облаци за време на формирањето на π врската. Покрај тоа, преклопувачките региони лежат подалеку од јадрата отколку за време на формирањето на σ врска. Поради овие причини, врската π има помала јачина во споредба со врската σ. Според тоа, енергијата на двојната врска е помала од двапати поголема од енергијата на единечна врска, која секогаш е σ врска. Покрај тоа, врската σ има аксијална, цилиндрична симетрија и е тело на револуција околу линијата што ги поврзува атомските јадра. Врската π, напротив, нема цилиндрична симетрија.
Една врска е секогаш чиста или хибридна σ врска. Двојната врска се состои од една σ- и една π-врска, лоцирани нормално една на друга. Врската σ е посилна од π врската. Во соединенијата со повеќе врски, секогаш постои една σ врска и една или две π врски.
Врска донатор-акцептор
Можен е и друг механизам за формирање на ковалентна врска - донатор-акцептор. Во овој случај, се јавува хемиска врска поради облакот од два електрони на еден атом и слободната орбитала на друг атом. Да го разгледаме како пример механизмот на формирање на амониум јон (NH 4 +). Во молекулата на амонијак, азотниот атом има осамен пар електрони (облак со два електрони)
Водородниот јон има слободна (не пополнета) 1s орбитала, која може да се означи како H + (овде квадратот значи клетка). Кога се формира јон на амониум, облакот со два електрони од азот станува заеднички за атомите на азот и водород, односно се претвора во молекуларен електронски облак. Ова значи дека се појавува четврта ковалентна врска. Процесот на формирање на амониум јон може да се претстави со дијаграмот
Полнењето на водородниот јон станува вообичаено (тој е делокализиран, т.е. дисперзиран помеѓу сите атоми), а облакот од два електрони (осамен електронски пар) што припаѓа на азот станува вообичаен со H +. Во дијаграмите, сликата на ќелијата 8 често се испушта.
Атомот кој обезбедува осамен пар електрони се нарекува донатор , а атомот што го прифаќа (односно обезбедува слободна орбитала) се нарекува акцептор .
Механизмот на формирање на ковалентна врска поради облакот од два електрони на еден атом (донатор) и слободната орбитала на друг атом (акцептор) се нарекува донатор-акцептор. Ковалентната врска формирана на овој начин се нарекува донорска-акцепторна или координативна врска.
Сепак, ова не е посебен тип на врска, туку само различен механизам (метод) за формирање на ковалентна врска. Својствата на N-H четвртината врска во амониумскиот јон не се разликуваат од другите три.
Во најголем дел, донатори се молекули кои содржат атоми N, O, F, Cl поврзани со атоми на други елементи. Акцептор може да биде честичка која има празни електронски нивоа, на пример, атоми на d-елементи кои имаат непополнети d-поднивоа.
Својства на ковалентни врски
Должина на врскатае меѓунуклеарното растојание. Колку е пократка должината на хемиската врска, толку е посилна. Должината на врската во молекулите е: HC 3 -CH 3 1.54 ; H2C=CH2
1,33 ; NS≡CH 1,20 Во однос на единечните врски, овие вредности се зголемуваат, а реактивноста на соединенијата со повеќекратни врски се зголемува. Мерка за јачината на врската е енергијата на врската.
Комуникациска енергијаодредено од количината на енергија потребна за раскинување на врската. Обично се мери во килоџули на 1 мол супстанција. Како што се зголемува мноштвото на врската, енергијата на врската се зголемува и нејзината должина се намалува. Енергетски вредности на врската во соединенија (алкани, алкени, алкини): C-C 344 kJ/mol; C=C 615 kJ/mol; С≡С 812 kJ/mol. Односно, енергијата на двојната врска е помала од двапати поголема од енергијата на единечна врска, а енергијата на тројната врска е помала од три пати поголема од енергијата на една единствена врска, така што алкините се пореактивни од оваа група јаглеводороди .
Под сатурација ја разбираат способноста на атомите да формираат ограничен број на ковалентни врски. На пример, атом на водород (еден неспарен електрон) формира една врска, јаглероден атом (четири неспарени електрони во возбудена состојба) формира не повеќе од четири врски. Поради заситеноста на врските, молекулите имаат одреден состав: H 2, CH 4, HCl итн. Сепак, дури и со заситени ковалентни врски, посложени молекули може да се формираат со механизмот донор-акцептор.
Фокусирајте сековалентни врски ја одредуваат просторната структура на молекулите, односно нивната форма. Да го разгледаме ова користејќи го примерот за формирање на молекули HCl, H 2 O, NH 3.
Според МБЦ, ковалентна врска се јавува во насока на максимално преклопување на електронските орбитали на атомите во интеракција. Кога се формира молекула на HCl, s-орбиталата на атомот на водород се преклопува со p-орбиталата на атомот на хлор. Молекулите од овој тип имаат линеарна форма.
На надворешното ниво на атомот на кислород има два неспарени електрони. Нивните орбитали се меѓусебно перпедикуларни, т.е. се наоѓаат релативно едни на други под агол од 90°. Кога ќе се формира молекула на вода