• Закон Авогадро (закон объёмных отношений)

• Относительная атомная масса

• Моль (единица)

• Закон эквивалентов

• Стехиометрические законы

• Наиболее важное практическое значение имеют следующие законы химии: стехиометрические и газовые.

• 1.1.1 Количество вещества - моль вещества

• Каждый химический элемент отличается от других не только химическим символом (качественная характеристика), но некоторыми количественными параметрами. К ним относятся, прежде всего, атомная масса элемента и заряд его ядра (или порядковый номер элемента). Эти характеристики для каждого атома элемента приведена в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Однако следует отметить, что приведенные массы атомов являются относительными величинами (так называемыми, атомными единицами массы или а.е.м.). Молекулярная массахимического соединения также легко определима, так как она равна сумме атомных масс составляющих данную молекулу атомов.

• Однако количественные расчеты на практике необходимо проводить в привычных единицах массы (граммы, килограммы и т.д.), поэтому основная трудность, с которой сталкиваются при изучении химии - переход от относительных атомных и молекулярных масс химических веществ к единицам массы.

• Переход к более привычным единицам массы (в граммах, например) легко осуществим, если использовать для этого одно из основных понятий химии - моль вещества.

• Моль вещества - это количество вещества, содержащее 6,02·10²³ атомов или молекул этого вещества.

• Количественно масса 1 моль вещества - масса вещества в граммах, численно равная его атомной или молекулярной массе.

• Пример: молекулярная масса воды H₂O равна 18 а.е.м. (атомная масса водорода - 1, кислорода - 16, итого 1+1+16=18). Значит, один моль воды равен по массе 18 граммов, и эта масса воды содержит 6,02·10²³ молекул воды.

• Аналогично, масса 1 моля серной кислоты H₂SO₄ равна 98 граммов (1+1+32+16+16+16+16=98), а масса одной молекулы H₂SO₄ равна: 98г/6,02·10²³ = 16,28·10^-23 г.

• Число 6,02·10²³ называется числом Авогадро и является важнейшей мировой константой (N_A = 6,02·10²³ моль^-1).

• Таким образом, любое химическое соединение характеризуется массой одного моля или мольной (молярной) массой М, выражаемой в г/моль. Значит, М(H₂O) = 18 г/моль, а М(H₂SO₄) = 98 г/моль.

• Связь между количеством n (в молях) и массой m (в граммах) вещества выражается формулой:

  m = nM

  (1.1)

• Возникает закономерный вопрос о необходимости введения термина "мольная масса вещества" и его применения, ведь для измерения массы вещества уже имеются величины, входящие в систему СИ: килограмм, грамм, тонна и т.д. Вопрос отпадает, если рассмотреть применение данных величин при анализе химических уравнений.

• В общем случае уравнение химической реакции записывают в виде

• ,

• где: A, B, C, D - вещества; a, b, c, d - коэффициенты уравнения.

• Принято в левой части уравнения записывать исходные (реагирующие) вещества, а в правой части - продукты химической реакции.

• В качестве примера рассмотрим простое химическое взаимодействие:

• 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.

• Данная запись показывает, что при взаимодействии двух молекул газообразного водорода Н ₂ и одной молекулы газообразного кислорода О₂ образуется две молекулы воды.

• Учитывая, что М(Н₂) = 2 г/моль, М(О₂) = 32 г/моль и М(Н₂О) = 18 г/моль, и сохраняя соотношения между числом молекул реагирующих веществ и продуктов реакции , имеем следующую картину:

  2Н2	+	О2	=	2Н2О
  2 молекулы		1 молекулы	2 молекулы
  200 молекул		100 молекул	200 молекул
  2·6,02·1023 молекул		1·6,02·1023 молекул	2·6,02·1023 молекул
  2 моль		1 моль	2 моль
  2·2 = 4 грамма		1·32 = 32 грамма	2·18 = 36 граммов

• Из данного примера видно, что количество моль реагирующих и образующихся в результате химической реакции веществ прямопропорционально коэффициентам в уравнении химической реакции.

• Это позволяет проводить количественные расчеты, используя уравнения заданных химических реакций.

• Пример: определить массуобразующейся воды при сжигании 16 граммов водорода в избытке кислорода.

• Решение.

• Используем уже знакомое нам уравнение реакции и расставим в нем требуемые величины.

  2Н2	+	О2	=	2Н2О
  2 моль			2 моль
  4 грамма			36 граммов
  16 граммов			Х граммов

• Составим пропорцию:

• при сгорании 4 граммов Н₂ образовалось 36 граммов Н₂О

• при сгорании 16 граммов Н₂ образовалось Х граммов Н₂О

• или 4 : 36 = 16 : Х.

• Отсюда Х = 144 грамма - масса образующейся воды.

• 1.1.2 Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента вещества)

• Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента вещества) m_экв также является одной из важнейших характеристик вещества. По определению эквивалент вещества - это такое количество химического вещества, которая реагирует с 1 г водорода или вытесняет такое же количество водорода из его соединений. Величина m_экв определяется или экспериментально, или, чаще всего, исходя из химической формулы вещества и его принадлежности к тому или иному классу химических соединений (мы будем рассматривать только неорганические соединения)

• m_экв(оксида) = М_оксида/(число атомов кислорода·2);

• m_экв(основания) = М_{основания}/кислотность основания;

• m_экв(кислоты) = М_{кислоты}/основность кислоты;

• m_экв(соли) = М_соли/(число атомов металла·валентность металла).

• Можно отметить, что в большинстве случаев кислотность основания равна числу гидроксильных групп в формуле основания, а основность кислоты равна числу атомов водорода в формуле кислоты.

• Например: m_экв(Fe₂O₃) = М(Fe₂O₃)/(3·2) = 160/6 = 26,7 г/моль;

• m_экв(H₂SO₄) = M(H₂SO₄)/2 = 98/2 = 49 г/моль;

• m_экв(Ca(OH)₂) = M(Ca(OH)₂)/2 = 74/2 = 37 г/моль;

• m_экв(Al₂(SO₄)₃) = M(Al₂(SO₄)₃) = 342/2 = 171 г/моль;

• Эквивалентные массы веществ используют для количественных расчетов при химических взаимодействиях между веществами. Огромным преимуществом при этом является то, что для этого не нужно использовать уравнение химической реакции (которое во многих случаях написать затруднительно), нужно только знать, что данные химические вещества взаимодействуют между собой или вещество является продуктом химической реакции.

• Для количественных расчетов используется закон эквивалентов: массы реагирующих и образующихся веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы.

• Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид:

  m1/m2 = mэкв(1)/mэкв(2)

  (1.2)

• где: m ₁ и m ₂ - массы реагирующих или образующихся веществ,

• m_экв(1) и m_экв(2) - эквивалентные массы этих веществ.

• Пример: определить массу соды (карбоната натрия) Na₂CO₃, необходимую для полной нейтрализации 1,96 кг серной кислоты H₂SO₄.

• Решение:

• Воспользуемся законом эквивалентов

• m(Na₂CO₃)/m(H₂SO₄) = m_экв(Na₂CO₃)/m_экв( H₂SO₄)

• Определяем эквивалентные массы веществ, исходя из их химических формул:

• m (Na₂CO₃) = 106 /(2·1) = 53 г/моль;

• m_экв(H₂SO₄) = 98/2·1 = 49 г/моль.

• Тогда:

• Х / 1,96кг = 53 г/моль / 49 г/моль

• Х = 2,12 кг.

Теория молекулярных орбиталей (МО) дает представление о распределении электронной плотности и объясняет свойствамолекул. В этой теории квантовомеханические зависимости для атома распространены на более сложную систему — молекулу. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных электронов (молекулярные орбитали) с их самосогласованным движением в поле друг друга и всех ядер молекулы.

Предполагается, что все электроны данной молекулы (как и в атоме) распределяются по соответствующим орбиталям. Состояние электрона в атоме описывается одноэлектронной волновой функцией ψ, являющейся решением уравнения Шрёдингера. Волновая функция ψ, зависящая от четырёх квантовых чисел, имеющая конкретный математический вид и удовлетворяющая условию нормировки и однозначности называется молекулярной орбиталью (МО) (по аналогии с атомной). Каждая орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел, отражающих свойства электронов в данном энергетическом состоянии. В отличие от одноцентровых орбиталей атомов, орбитали молекул многоцентровые, то есть молекулы имеют общие орбитали для двух или более атомных ядер. Каждая молекулярная орбиталь обладает определённой энергией, приближённо характеризующейся соответствующим потенциалом ионизации.

По аналогии с атомными s-, p-, d-, f- орбиталями молекулярные орбитали обозначают греческими буквами σ-, π-, δ-, γ-. МО образуются при комбинировании атомных орбиталей при достаточном сближении. Совокупность МО молекулы с указанием её типа и количеством электронов на ней даёт электронную конфигурацию молекулы. Существуют 3 типа молекулярных орбиталей: связывающие, разрыхляющие и несвязывающие. Электроны на связывающих молекулярных орбиталях упрочняют связь, на разрыхляющих как бы дестабилизируют (расшатывают). Молекула является устойчивой лишь в том случае, если число электронов на связывающих орбиталях превышает число электронов на разрыхляющих. Электроны, находящиеся на несвязывающих молекулярных орбиталях, участия в образовании химической связи не принимают. Из исходных атомных орбиталей возникает n МО. Так, при образовании двухатомной молекулы H₂ из атомов Н из s-орбиталей двух атомов Н возникают две двухцентровые МО — одна энергетически более выгодная (связывающая σ_s^св), другая менее выгодная (разрыхляющая σ_s^разр), чем исходные атомные орбитали. На связывающей МО электрон большую часть времени пребывает между ядрами (повышается электронная плотность), способствуя их химическому связыванию. На разрыхляющей же МО электрон большую часть времени находится за ядрами, вызывая отталкивание ядер друг от друга.

Характер распределения электронов по МО определяет порядок (кратность) связи, её энергию, межъядерные расстояния (длина связи), магнитные свойства молекул и др. Заполнение молекулярных орбиталей подчиняется тем же правилам, что и заполнение атомных: принципу энергетической выгодности, принципу Паули, правилу Хунда, принципу заполнения электронных структур Aufbau. В общепринятом приближении молекулярная орбиталь рассматривается как линейная комбинация атомных орбиталей (приближение МО ЛКАО).

Кратность связи в теории молекулярных орбиталей определяется выражением

где   и   — суммарные количества электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях соответственно.

Содержание   [убрать]  1 Пример 2 Ещё один пример 3 Преимущества 4 См. также 5 Литература

[править]Пример

Рассмотрим на примере молекулы водорода. У двух атомов водорода 2 1S орбитали с 1 электроном на каждой. Они имеют одинаковую энергию. Далее по приближению МО ЛКАО эти две орбитали преобразуются на 2: связывающую и разрыхляющую. Причём связывающая находится по энергии ниже 1s орбиталей водородов на ΔE. Разрыхляющая орбиталь находится выше 1s орбиталей на ΔE. Пусть 1S орбитали водородов имеют энергию Е, тогда связывающая орбиталь имеет энергию E — ΔE, разрыхляющая E + ΔE. Сложим энергии этих двух орбиталей (E — ΔE) + (E + ΔE) = 2E, что соответствует двум 1s орбиталям двух атомов водорода. То есть закон сохранения энергии выполняется (что и должно быть).

[править]Ещё один пример

Хорошим примером работы метода молекулярных орбиталей может явится рассмотрение молекулы кислорода  . Молекула кислорода состоит из двух атомов кислорода, конфигурация основного состояния 2s2 2p4. s-орбитали образуют две молекулярные орбитали -- их сумма преобразуется по полносимметричному представлению в данной группе симметрии (группа D∞h, представление Σg+, её энергия), разность -- по представлению Σu+. p-орбитали образуют шесть молекулярных орбиталей. Две из них преобразуются по представленям типа Σ+ (разрыхляющая нечетная, связывающая четная. Обе образованы p-орбиталями с нулевой проекцией орбитального момента). Четыре из них -- по двумерным представлениям типа П (здесь наоборот, связывающие орбитали нечетные относительно инверсии). В итоге мы получаем такую конфигурацию молекулы - (σ)2 (σ*)2 (σ)2 (π)4 (π*)2, которая порождает основной терм 3Σg- -- то есть основное состояние этой молекулы -- триплетное, что и подтверждается многочисленными экспериментами (например, кислород парамагнитен). Согласно ММО, кратность связи в молекуле кислорода равна  , то есть связь двойная.

[править]Преимущества

По сравнению с методом валентных схем имеет следующие преимущества:

1. Позволяет описывать химическую связь в электронодефицитных молекулах (диборан), молекулярных радикалах (монооксид азота), молекулярных ионах (нитрозил,нитроил, гидразоний, оксигенил), гипервалентных соединениях (соединения благородных газов).

2. Объясняет образование молекул с многоцентровыми орбиталями. Например, в азотной кислоте азот имеет степень окисления +5, хотя предельное число связей не может быть больше числа валентных орбиталей (то есть 4). Это противоречие разрешается исходя из модели трёхцентровой двухэлектронной связи.

3. Описывает водородную связь как частный случай ковалентной: через модель делокализации электронной плотности и образование трёхцентровых четырёхэлектронных связей (например, -H•••[F-H•••F]-).

Когда обнаружилась способность благородных газов образовывать соединения, некоторые учёные были склонны считать что электроны распариваются на следующий энергетический уровень и образуются нормальные двухцентровые двухэлектронные связи. Однако энергия на распаривание слишком велика, и она не покрылась бы энергией, выделившейся в результате образования химических связей. Оказывается, образуются трёхцентровые четырёхэлектронные связи. Модель МО ЛКАО позволяет объяснить образование химической связи в такого рода соединениях.

Энергию МО в молекуле либо определяют экспериментально (спектроскопически и др.) либо рассчитывают методами квантовой механики и квантовой химии (чисто теоретическими и полуэмпирическими).

38 вопрос

39 вопрос