Химия - 8-9 класс

Несколько слов об авторе и его учебнике

Многие считают, что МГУ недоступен для "обычных" абитуриентов - надо, мол, готовиться у специальных репетиторов или хотя бы учиться в специальной школе при МГУ, например в Специализированном учебно-научном центре (СУНЦ) МГУ - интернате имени А. Н. Колмогорова.

Но преподавателям общей и неорганической химии, ведущим занятия на нескольких факультетах МГУ, известно, что хорошо подготовленные студенты приходят в Московский университет и из "неуниверситетских" школ. Например, каждый год студентами "трудных" факультетов (химического, биологического) становятся школьники, которых учил химии Соросовский учитель С. Т. Жуков (московская школа № 548, Центр образования "Царицыно"").

Сергей Тимофеевич согласился поделиться с нами своими преподавательскими секретами и любезно предоставил для публикации электронные версии своих учебных пособий.

Эти учебные пособия можно назвать уникальными. Строгая система определений сочетается в них с научной строгостью изложения. Пособия очень хороши для учащихся 11-х классов, повторяющих химию накануне выпускных и вступительных экзаменов (к тестовому Единому государственному экзамену это не относится, для него учебники слишком "умные"). Книги могут быть полезными также для студентов младших курсов, обучающихся нехимическим специальностям.

В пособиях уделено много внимания факультативным темам школьного курса химии (например, "равновесия в растворах", "комплексные соединения"), которые обычно отсутствуют в традиционных школьных учебниках. Однако задачи на данные темы регулярно используются во вступительных экзаменах по химии в МГУ (факультеты: химический, биологический, биоинженерии и биоинформатики, фундаментальной медицины, почвоведения, факультет наук о материалах).

Кроме того, пособия хорошо готовят к университетскому курсу общей и неорганической химии, который изучают первокурсники перечисленных факультетов, а также студенты-геологи и географы.

Среди особенностей учебных пособий С. Т. Жукова следует отметить строгое различение реального и формального заряда ионов при записи формул, которое для абитуриентов является, пожалуй, даже чрезмерным. Тем не менее, при электронной публикации данное различие сохраняется. Обычно школьники (и многие студенты) не подозревают, что, например, в кристалле хлорида натрия реальный заряд ионов натрия и хлора равен не 1е, а только 0,78е. Поэтому автор пособия предлагает обозначать эффективные заряды ионов знаками в кружочках: Na , Al3 .

Публикация пособий С.Т.Жукова начинается с разделов, традиционно являющихся одними из самых трудных для абитуриентов и студентов. Это темы "Равновесие" и "Равновесие в растворах". Пособия дополнены примерами задач вступительных экзаменов на соответствующие темы.

В.В.Загорский,

ст.н. сотр. кафедры общей химии Химического факультета МГУ, доцент СУНЦ МГУ, Соросовский учитель

Глава 1. Основные представления и понятия химии

1.1. Тела и среды. Представление о системах

Изучая в прошлом году физику, вы узнали, что мир, в котором мы живем, представляет собой мир физических тел и сред. Чем физическое тело отличается от среды? Любое физическое тело имеет форму и объем.

Например, физическими телами являются самые разнообразные предметы: алюминиевая ложка, гвоздь, бриллиант, стакан, полиэтиленовый пакет, айсберг, крупинка поваренной соли, кусок сахара, дождевая капля. А воздух? Он постоянно находится вокруг нас, но мы не видим его формы. Для нас воздух – это среда. Другой пример: для человека море – это хотя и очень большое, но все же физическое тело – оно имеет форму и объем. А для рыбы, которая в нем плавает – море – это, скорее всего, среда.

Из своего жизненного опыта вы знаете, что все, что нас с вами окружает, из чего-то состоит. Учебник, который лежит перед вами, состоит из тонких листов с текстом и более прочной обложки; будильник, который будит вас по утрам, – из множества разнообразных деталей. То есть мы можем утверждать, что учебник и будильник представляют собой систему.

Очень важно то, что составные части системы именно связаны, так как при отсутствии связей между ними любая система превратилась бы в " кучу" .

Важнейшей особенностью каждой системы является ее состав и строение. Именно от состава и строения зависят все остальные особенности системы.

Представление о системах необходимо нам для того, чтобы разобраться, из чего состоят физические тела и среды, ведь все они являются системами. (Газовые среды (газы) образуют систему только вместе с тем, что удерживает их от расширения.)

ТЕЛО, СРЕДА, СИСТЕМА, СОСТАВ СИСТЕМЫ, СТРОЕНИЕ СИСТЕМЫ.

1.Приведите несколько отсутствующих в учебнике примеров физических тел (не более пяти).

2.С какими физическими средами сталкивается в повседневной жизни лягушка?

3.Чем, на ваш взгляд, отличается физическое тело от среды?

1.2. Атомы, молекулы, вещества

Если вы заглянете в сахарницу или солонку, то увидите, что сахар и соль состоят из довольно мелких крупинок. А если посмотреть на эти крупинки через увеличительное стекло, то можно разглядеть, что каждая из них представляет собой многогранник с плоскими гранями (кристаллик). Без специальной аппаратуры нам не удастся различить, из чего состоят эти кристаллики, но современной науке хорошо известны методы, позволяющие это сделать. Эти методы и приборы, их использующие, разработаны физиками. В них используются очень сложные явления, которые мы не будем здесь рассматривать. Скажем только, что эти методы можно уподобить очень сильному микроскопу. Если рассматривать в такой " микроскоп" кристаллик соли или сахара все с большим и большим увеличением, то, в конце концов, мы обнаружим что в состав этого кристаллика входят очень маленькие частички шарообразной формы. Обычно их называют атомы (хотя это не совсем верно, более точное их название – нуклиды). Атомы входят в состав всех окружающих нас тел и сред.

Атомы – очень маленькие частицы, их размер лежит в пределах от одного до пяти ангстрем (обозначается – А^o.). Один ангстрем – это 10^–10 метра. Размер кристаллика сахара приблизительно 1 мм, такой кристаллик больше любого из входящих в его состав атомов примерно в 10 миллионов раз. Чтобы лучше представить себе, насколько маленькими частичками являются атомы, рассмотрим такой пример: если яблоко увеличить до размеров земного шара, то атом, увеличенный во столько же раз, станет размером со среднее яблоко.

Несмотря на столь малые размеры, атомы представляют собой довольно сложные частицы. Со строением атомов вы познакомитесь в этом году, а пока скажем только, что любой атом состоит из атомного ядра и связанной с ним электронной оболочки, то есть тоже представляет собой систему.

В настоящее время известно чуть более ста видов атомов. Из них устойчиво около восьмидесяти. И из этих восьмидесяти видов атомов построены все окружающие нас объекты во всем их бесконечном многообразии.

Одной из важнейших особенностей атомов является их склонность соединяться друг с другом. Чаще всего при этом образуются молекулы.

Молекула может содержать от двух до нескольких сотен тысяч атомов. При этом маленькие молекулы (двухатомные, трехатомные...) могут состоять и из одинаковых атомов, а большие, как правило, состоят из разных атомов. Так как молекула состоит из нескольких атомов и эти атомы связаны, молекула представляет собой систему.В твердых и жидких телах молекулы связаны друг с другом, а в газах – не связаны.

Связи между атомами называются химическими связями, а связи между молекулами – межмолекулярными связями.

Связанные между собой молекулы образуют вещества.

Вещества, состоящие из молекул, называются молекулярными веществами. Так, вода состоит из молекул воды, сахар – из молекул сахарозы, а полиэтилен – из молекул полиэтилена.

Кроме этого,многие вещества состоят непосредственно из атомов или других частиц и не содержат в своем составе молекул. Например, не содержат молекул алюминий, железо, алмаз, стекло, поваренная соль. Такие вещества называются немолекулярными.

В немолекулярных веществах атомы и другие химические частицы, как и в молекулах, связаны между собой химическими связями.Деление веществ на молекулярные и немолекулярные – это классификация веществ по типу строения.

Принимая, что связанные между собой атомы сохраняют шарообразную форму, можно построить объемные модели молекул и немолекулярных кристаллов. Примеры таких моделей приведены на рис. 1.1.

Большинство веществ обычно находится в одномиз трех агрегатных состояний: твердом, жидком или газообразном. При нагревании или охлаждении молекулярные вещества могут переходить из одного агрегатного состояния в другое. Такие переходы схематически показаны на рис. 1.2.

Переход немолекулярного вещества из одного агрегатного состояния в другое может сопровождаться изменением типа строения. Чаще всего это явление происходит при испарении немолекулярных веществ.

При плавлении,кипении,конденсации и тому подобных явлениях, происходящих с молекулярными веществами, молекулы веществ не разрушаются и не образуются. Рвутся или образуются только межмолекулярные связи. Например, лед при плавлении превращается в воду, а вода при кипении – в водяной пар. Молекулы воды при этом не разрушаются, и, следовательно, как вещество вода остается неизменной. Таким образом, во всех трех агрегатных состояниях это одно и то же вещество – вода.

Но далеко не все молекулярные вещества могут существовать во всех трех агрегатных состояниях. Многие из них при нагревании разлагаются, то есть превращаются в другие вещества, при этом разрушаются их молекулы. Например, целлюлоза (основная составная часть древесины и бумаги) при нагревании не плавится, а разлагается. Ее молекулы разрушаются, а из "осколков" образуются совсем другие молекулы.

Итак, молекулярное вещество остается самим собой, то есть химически неизменным, до тех пор, пока сохраняются неизменными его молекулы.

Но вы знаете, что молекулы находятся в постоянном движении. И атомы, из которых состоят молекулы, тоже движутся (колеблются). При повышении температуры колебания атомов в молекулах усиливаются. Можем ли мы сказать, что молекулы остаются полностью неизменными? Конечно, нет! Что же тогда остается неизменным? Ответ на этот вопрос – в одном из следующих параграфов.

АТОМ (НУКЛИД), МОЛЕКУЛА, ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ, МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СВЯЗИ, МОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЕЩЕСТВО, НЕМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЕЩЕСТВО, ТИП СТРОЕНИЯ,АГРЕГАТНОЕ СОСТОЯНИЕ.

1.Какие связи прочнее: химические или межмолекулярные?

2.В чем отличие твердого, жидкого и газообразного состояний друг от друга? Как движутся молекулы в газе, жидкости и твердом теле?

3.Приходилось ли вам наблюдать процессы плавления каких-либо веществ (кроме льда)? А кипения (кроме воды)?

4.В чем особенности этих процессов? Приведите известные вам примеры сублимации твердых веществ.

5.Приведите примеры известных вам веществ, которые могут находиться а) во всех трех агрегатных состояниях; б) только в твердом или жидком состоянии; в) только в твердом состоянии.

1.3. Химические элементы

Как вы уже знаете, атомы бывают одинаковые и разные. Чем разные атомы отличаются друг от друга по строению, вы скоро узнаете, а пока скажем только, что разные атомы отличаются химическим поведением, то есть своей способностью соединяться друг с другом, образуя молекулы (или немолекулярные вещества).

Иными словами, химические элементы – это те самые виды атомов, которые упоминались в предыдущем параграфе.

Каждый химический элемент имеет свое название, например: водород, углерод, железо и так далее. Кроме того, каждому элементу присвоен еще и свой символ. Эти символы вы видите, например, в " Таблице химических элементов" в школьном кабинете химии.

Химический элемент – абстрактная совокупность. Так называют любое число атомов данного вида, причем атомы эти могут находиться где угодно, например: один – на Земле, а другой – на Венере. Химический элемент нельзя ни увидеть, ни пощупать руками. Атомы, образующие химический элемент, могут быть как связаны, так и не связаны друг с другом. Следовательно, химический элемент не является ни веществом, ни материальной системой.

ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ, СИМВОЛ ЭЛЕМЕНТА.

1.Дайте определение понятия "химический элемент" с использованием слов "вид атомов".

2.Сколько значений имеет слово "железо" в химии? Какие это значения?

1.4. Классификация веществ

Прежде чем приступать к классификации любых объектов, необходимо выбрать признак, по которому вы будете проводить эту классификацию (классификационный признак). Например, раскладывая по коробочкам груду карандашей, вы можете руководствоваться их цветом, формой, длиной, твердостью или чем-нибудь еще. Выбранная характеристика и будет классификационным признаком. Вещества – намного более сложные и разнообразные объекты, чем карандаши, поэтому и классификационных признаков здесь значительно больше.

Все вещества (а вы уже знаете, что вещество – это система) состоят из частиц. Первый классификационный признак – наличие (или отсутствие) в этих частицах атомных ядер. По этому признаку все вещества делятся на химические вещества и физические вещества.

Такими частицами (а их называют химическими частицами) могут быть атомы (частицы с одним ядром), молекулы (частицы с несколькими ядрами), немолекулярные кристаллы (частицы с множеством ядер) и некоторые другие. Любая химическая частица, помимо ядер или ядра, содержит еще и электроны.

Кроме химических веществ, в природе существуют и другие вещества. Например: вещество нейтронных звезд, состоящее из частиц, называемых нейтронами; потоки электронов, нейтронов и других частиц. Такие вещества называют физическими.

На Земле с физическими веществами вы практически никогда не сталкиваетесь.

По типу химических частиц или по типу строения все химические вещества делятся на молекулярные и немолекулярные, это вы уже знаете.

Вещество может состоять из одинаковых по составу и строению химических частиц – в этом случае его называют чистым, или индивидуальным, веществом. Если же частицы разные, то – смесью.

Это относится как к молекулярным, так и к немолекулярным веществам. Например, молекулярное вещество " вода" состоит из одинаковых по составу и строению молекул воды, а немолекулярное вещество " поваренная соль" состоит из одинаковых по составу и строению кристалликов поваренной соли.

Большинство природных веществ представляет собой смеси. Например, воздух – смесь молекулярных веществ " азота" и " кислорода" с примесями других газов, а горная порода " гранит" – смесь немолекулярных веществ " кварца" , "полевого шпата" и " слюды" также с различными примесями.

Индивидуальные химические вещества часто называют просто веществами.

Химические вещества могут содержать атомы только одного химического элемента или атомы разных элементов. По этому признаку вещества делят на простые и сложные.

Например, простое вещество " кислород" состоит из двухатомных молекул кислорода, а в состав вещества " кислород" входят только атомы элемента кислорода. Другой пример: простое вещество " железо" состоит из кристаллов железа, а в состав вещества " железо" входят только атомы элемента железа. Исторически сложилось так, что обычно простое вещество имеет то же название, что и элемент, атомы которого входят в состав этого вещества.

Однако некоторые элементы образуют не одно, а несколько простых веществ. Например, элемент кислород образует два простых вещества: " кислород" , состоящий из двухатомных молекул, и " озон" , состоящий из трехатомных молекул. Элемент углерод образует два широко известных немолекулярных простых вещества: алмаз и графит. Такое явление называется аллотропией.

Эти простые вещества называются аллотропными модификациями. Они одинаковы по качественному составу, но отличаются друг от друга строением.

Так, сложное вещество " вода"состоит из молекул воды, которые, в свою очередь, состоят из атомов водорода и кислорода. Следовательно, атомы водорода и атомы кислорода входят в состав воды. Сложное вещество " кварц" состоит из кристаллов кварца, кристаллы кварца состоят из атомов кремния и атомов кислорода, то есть атомы кремния и атомы кислорода входят в состав кварца. Конечно, в состав сложного вещества могут входить атомы и более чем двух элементов.

Сложные вещества иначе называют соединениями.

Примеры простых и сложных веществ, а также их тип строения приведены в таблице 1.

Таблица I. Простые и сложные вещества молекулярного (м) и немолекулярного (н/м) типа строения

На рис. 1.3 показана схема классификации веществ по изученным нами признакам: по наличию ядер в образующих вещество частицах, по химической индивидуальности веществ, по содержанию атомов одного или нескольких элементов и по типу строения. Схема дополнена делением смесей на механические смеси и растворы, здесь классификационный признак – структурный уровень, на котором перемешаны частицы.

Как и индивидуальные вещества, растворы могут быть твердыми, жидкими (обычно называются просто " растворы" ) и газообразными (называются смесями газов). Примеры твердых растворов: ювелирный сплав золота с серебром, драгоценный камень рубин. Примеры жидких растворов вам хорошо известны: это, например, раствор поваренной соли в воде, столовый уксус (раствор уксусной кислоты в воде). Примеры газообразных растворов: воздух, кислородно-гелиевые смеси для дыхания аквалангистов и др.

ХИМИЧЕСКОЕ ВЕЩЕСТВО, ИНДИВИДУАЛЬНОЕ ВЕЩЕСТВО, СМЕСЬ, ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО, СЛОЖНОЕ ВЕЩЕСТВО, АЛЛОТРОПИЯ, РАСТВОР.

1.Приведите не менее трех примеров индивидуальных веществ и столько же примеров смесей.

2.С какими простыми веществами вы постоянно сталкиваетесь в жизни?

3.Какие из приведенных вами в качестве примера индивидуальных веществ относятся к простым веществам, а какие к сложным?

4.В каких из следующих предложений речь идет о химическом элементе, а в каких – о простом веществе?

а) Атом кислорода столкнулся с атомом углерода.

б) В состав воды входят водород и кислород.

в) Смесь водорода с кислородом взрывоопасна.

г) Самый тугоплавкий металл – вольфрам.

д) Кастрюля сделана из алюминия.

е) Кварц – соединение кремния с кислородом.

ж) Молекула кислорода состоит из двух атомов кислорода.

з) Медь, серебро и золото известны людям с глубокой древности.

5.Приведите пять примеров известных вам растворов.

6.Каково, по вашему мнению, внешнее отличие механической смеси от раствора?

1.5. Характеристики и свойства веществ. Разделение смесей

Каждый из объектов материальной системы (кроме элементарных частиц) сам является системой, то есть состоит из других, более мелких, объектов, связанных между собой. Итак, любая система сама является сложным объектом, а почти все объекты представляют собой системы. Например, важная для химии система – молекула – состоит из атомов, связанных между собой химическими связями (о природе этих связей вы узнаете, изучив главу 7). Другой пример: атом. Он также представляет собой материальную систему, состоящую из атомного ядра и связанных с ним электронов (о природе этих связей вы узнаете, изучив главу 3).

Каждый объект можно более или менее подробно описать или охарактеризовать, то есть перечислить его характеристики.

Характеристиками, в частности, являются состав и стоение.

Среди множества характеристик объекта особую группу образуют его свойства.

В химии объектами являются, прежде всего, вещества. Химические вещества бывают самые разнообразные:жидкие и твердые, бесцветные и окрашенные, легкие и тяжелые, активные и инертные и так далее. Одно вещество от другого отличается по целому ряду признаков, которые, как вы знаете, называются характеристиками.

Существуют самые разнообразные характеристики веществ: агрегатное состояние, цвет, запах, плотность, способность плавиться, температура плавления, способность разлагаться при нагревании, температура разложения, гигроскопичность (способность поглощать влагу), вязкость, способность взаимодействовать с другими веществами и многие другие. Важнейшие из этих характеристик – состав и строение. Именно от состава и строения вещества зависят все его остальные характеристики, в том числе и свойства.

Различают качественный состав и количественный состав вещества.

Чтобы описать качественный состав вещества, перечисляют, атомы каких элементов входят в состав этого вещества.

При описании количественного состава молекулярного вещества указывают атомы каких элементов и в каком количестве образуют молекулу данного вещества.

При описании количественного состава немолекулярного вещества указывают отношение числа атомов каждого из элементов, входящих в состав этого вещества.

Под строением вещества понимают а) последовательность соединения между собой атомов, образующих данное вещество; б) характер связей между ними и в) взаимное расположение атомов в пространстве.

Теперь вернемся к вопросу, которым закончили параграф 1.2: что же остается неизменным в молекулах, если молекулярное вещество остается самим собой? Сейчас мы уже можем ответить на этот вопрос: неизменным в молекулах остается их состав и строение. А раз так, то можно уточнить и вывод, сделанный нами в параграфе 1.2:

Вещество остается самим собой, то есть химически неизменным, до тех пор, пока сохраняются неизменными состав и строение его молекул (для немолекулярных веществ – пока сохраняется его состав и характер связей между атомами).

Как и для других систем, среди характеристик веществ в особую группу выделяются свойства веществ, то есть их способность изменяться в результате взаимодействия с другими телами или веществами, а также в результате взаимодействия составных частей данного вещества.

Второй случай довольно редкий, поэтому свойства вещества можно определить как способность этого вещества определенным образом изменяться при каком-либо внешнем воздействии. А так как внешние воздействия могут быть самыми разнообразными (нагревание, сжатие, погружение в воду, смешивание с другим веществом и тому подобное) то и изменения они могут вызвать тоже различные. При нагревании твердое вещество может расплавиться, а может и разложиться без плавления, превратившись в другие вещества. Если вещество при нагревании плавится, то мы говорим, что оно обладает способностью плавиться. Это свойство данного вещества (оно проявляется, например, у серебра и отсутствует у целлюлозы). Также и жидкость при нагревании может закипеть, а может и не закипеть, а тоже разложиться. Это – способность кипеть (она проявляется, например, у воды и отсутствует у расплавленного полиэтилена). Погруженное в воду вещество может раствориться в ней, а может и не раствориться, это свойство – способность растворяться в воде. Бумага, поднесенная к огню, на воздухе загорается, а золотая проволока – нет, то есть бумага (вернее, целлюлоза) проявляет способность гореть на воздухе, а золотая проволока не обладает этим свойством. Различных свойств у веществ очень много.

Способность плавиться, способность кипеть, способность деформироваться и тому подобные свойства относятся к физическим свойствам вещества.

Способность реагировать с другими веществами, способность разлагаться, а иногда и способность растворяться относятся к химическим свойствам вещества.

Другая группа характеристик веществ – количественные характеристики. Из характеристик, приведенных в начале параграфа, количественными являются плотность, температура плавления, температура разложения, вязкость. Все они представляют собой физические величины. В курсе физики вы познакомились с физическими величинами в седьмом классе и продолжаете их изучать. Важнейшие физические величины, используемые в химии, вы будете подробно изучать в этом году.

Среди характеристик вещества есть такие, которые не являются ни свойствами, ни количественными характеристиками, но имеют очень большое значение при описании вещества. К ним относятся состав, строение, агрегатное состояние и другие характеристики.

Каждое индивидуальное вещество имеет свой собственный набор характеристик, причем количественные характеристики такого вещества постоянны. Например, чистая вода при нормальном давлении кипит ровно при 100 ^o С, этиловый спирт при этих же условиях кипит при 78 ^o С. И вода, и этиловый спирт – индивидуальные вещества. А бензин, например, являясь смесью нескольких веществ, не имеет определенной температуры кипения (кипит в некотором интервале температур).

Различия в физических свойствах и других характеристиках веществ позволяют разделять состоящие из них смеси.

Для разделения смесей на составляющие их вещества используют разнообразные физические методы разделения, например: отстаивание с декантацией (сливанием жидкости с осадка), фильтрование (процеживание), выпаривание, магнитную сепарацию (разделение с помощью магнита) и многие другие методы. С некоторыми из этих методов вы познакомитесь практически.

ХАРАКТЕРИСТИКИ ВЕЩЕСТВА, КАЧЕСТАВЕННЫЙ СОСТАВ, КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ СОСТАВ, СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА, СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВА, ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА, ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

1.Опишите как систему

а) любой хорошо известный вам объект,

б) Солнечную систему. Укажите составные части этих систем и характер связей между составными частями.

2.Приведите примеры систем, состоящих из одних и тех же составных частей, но имеющих разное строение

3.Перечислите как можно больше характеристик какого-нибудь бытового предмета, например, карандаша (как системы!). Какие из этих характеристик являются свойствами?

4.Что такое характеристика вещества? Приведите примеры.

5.Что такое свойство вещества? Приведите примеры.

6.Далее приведены наборы характеристик трех веществ. Все эти вещества вам хорошо известны. Определите, о каких веществах идет речь

а) Твердое бесцветное вещество с плотностью 2,16 г/см³ образует прозрачные кристаллы кубической формы, без запаха, растворимо в воде, водный раствор имеет соленый вкус, при нагревании до 801^o С плавится, а при 1465^o С кипит, в умеренных дозах для человека не ядовито.

б) Твердое вещество оранжево-красного цвета с плотностью 8,9 г/см³, кристаллы на глаз неразличимы, поверхность блестящая, в воде не растворяется, очень хорошо проводит электрический ток, пластично (легко вытягивается в проволоку), при 1084^o С плавится, а при 2540^o С кипит, на воздухе постепенно покрывается рыхлым бледно-сине-зеленым налетом.

в) Прозрачная бесцветная жидкость с резким запахом, плотность 1,05 г/см³, с водой смешивается во всех отношениях, водные растворы имеют кислый вкус, в разбавленных водных растворах для человека не ядовита, используется как приправа к пище, при охлаждении до –17^o С затвердевает, а при нагревании до 118^o С кипит, разъедает многие металлы. 7.Какие из приведенных в трех предыдущих примерах характеристики представляют собой а) физические свойства, б) химические свойства, в) значения физических величин.

8.Составьте самостоятельно перечни характеристик еще двух известных вам веществ.

Разделение веществ методом фильтрования.

1.6. Физические и химические явления. Химические реакции

Все то, что происходит с участием физических объектов, называется явлениями природы. К ним относятся и переходы веществ из одного агрегатного состояния в другое, и разложение веществ при нагревании, и взаимодействия их между собой.

При плавлении, кипении, сублимации, перетекании жидкости, изгибе твердого тела и других подобных явлениях молекулы веществ не изменяются.

А что происходит, например, при горении серы?

При горении серы молекулы серы и молекулы кислорода изменяются: превращаются в молекулы диоксида серы (см. рис. 1.4). Обратите внимание, что и общее число атомов, и число атомов каждого из элементов при этом остается неизменным.

Следовательно, существует два типа явлений природы:

1) явления, при которых молекулы веществ не изменяются – физические явления;

2) явления, при которых молекулы веществ изменяются – химические явления.

Что же происходит с веществами при этих явлениях?

В первом случае молекулы сталкиваются и разлетаются, не изменившись; во втором – молекулы, столкнувшись, реагируют друг с другом, при этом одни молекулы (старые) разрушаются, адругие (новые) образуются.

Что же изменяется в молекулах при химических явлениях?

В молекулах атомы связаны прочными химическими связями в единую частицу (в немолекулярных веществах – в единый кристалл). Природа атомов в химических явлениях не меняется, то есть атомы друг в друга не превращаются. Число атомов каждого элемента тоже не меняется (атомы не исчезают и не появляются). Что же изменяется? Связи между атомами! Точно так же и в немолекулярных веществах при химических явлениях изменяются связи между атомами. Изменение связей обычно сводится к их разрыву и последующему образованию новых связей. Например, при горении серы на воздухе разрываются связи между атомами серы в молекулах серы и между атомами кислорода в молекулах кислорода, а образуются связи между атомами серы и кислорода в молекулах диоксида серы.

Появление новых веществ обнаруживается по исчезновению характеристик реагирующих веществ и появлению новых характеристик, присущих продуктам реакции. Так при горении серы желтый порошок серы превращается в газ с резким неприятным запахом, а при горении фосфора образуются клубы белого дыма, состоящего из мельчайших частичек оксида фосфора.

Итак, химические явления сопровождаются разрывом и образованием химических связей, следовательно, химия как наука изучает явления природы, при которых происходит разрыв и образование химических связей (химические реакции),сопровождающие их физические явления и, естественно, химические вещества, участвующие в этих реакциях.

Чтобы изучать химические явления (то есть химию), нужно сначала изучитьсвязи между атомами (что это такое, какие они бывают, в чем их особенности). Но связи-то образуются между атомами.Следовательно, необходимо прежде всего изучить сами атомы, точнее, строение атомов разных элементов.

Таким образом, в 8-м и 9-м классах вы изучите

1) строение атомов;

2) химические связи и строение веществ;

3) химические реакции и процессы, их сопровождающие;

4) свойства важнейших простых веществ и соединений.

Кроме того, за это время вы познакомитесь с важнейшими физическими величинами, используемыми в химии, и с соотношениями между ними, а также научитесь проводить основные химические расчеты.

ФИЗИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ, ХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ (ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ).

1.С какими химическими явлениями вы сталкивались при изучении географии?

2.Приведите примеры химических явлений, с которыми вы познакомились, изучая биологию (ботанику)?

3.Приведите примеры других известных вами физических и химических явлений.

4.Какие явления Природы вы затрудняетесь отнести к физическим или химическим?

Наблюдение за горением свечи.

1.7. Место химии среди других наук и ее значение в жизни человека

Химия – одна из естественных наук, то есть наук, изучающих объекты и явления природы. Другое название этих наук – естествознание. К естественным наукам относится физика, химия, биология, физическая география, астрономия и некоторые другие науки.

Составными частями химических веществ, своего рода " кирпичиками" , из которых они построены, являются химические частицы, а это прежде всего атомы и молекулы. Их размеры лежат в интервале длин порядка 10^-10 – 10^-6метра (смотри рис. 1.5).

Частицы меньших размеров и их взаимодействия изучает физика, эти частицы называются микрофизическимичастицами. Процессы, в которых принимают участие частицы и тела больших размеров, опять же изучаются физикой. Природные объекты, образующие поверхность Земли, изучает физическая география. Размеры таких объектов – от нескольких метров (например, ширина реки) до 40 тысяч километров (длина земного экватора). Планеты, звезды, галактики и явления, с ними происходящие, изучает астрономия и астрофизика. Строение Земли изучает геология. Еще одна естественная наука – биология – изучает населяющие Землю живые организмы. По сложности своего строения (но не по сложности понимания характера взаимодействий) самыми простыми являются микрофизические объекты. Далее следуют химические частицы и образованные из них вещества. Биологические объекты (клетки, их " детали" , сами живые организмы) образованы из химических веществ, и, следовательно, их строение еще более сложное. То же относится и к геологическим объектам, например, горным породам, состоящим из минералов (химических веществ).

Все естественные науки при изучении природы опираются на физические законы. Физические законы – это наиболее общие законы природы, которым подчиняются все материальные объекты, в том числе и химические частицы. Следовательно, химия, изучая атомы, молекулы, химические вещества и их взаимодействия, должна в полном объеме использовать законы физики. В свою очередь, биология и геология, изучая " свои" объекты, обязаны использовать не только законы физики, но и химические законы.

Таким образом, становится ясно, какое место среди близких естественных наук занимает химия. Это место схематически показано на рисунке 1.6.

Особенно тесно связана химия с физикой. Ведь даже одни и те же объекты (атомы, молекулы, кристаллы, газы, жидкости) изучают обе эти науки.

Еще в XVIII веке тесную связь этих двух естественных наук заметил и использовал в своей работе знаменитый русский ученый Михаил Васильевич Ломоносов (1711 – 1765), который писал: " Химик без знания физики подобен человеку, который всего искать должен ощупом. И сии две науки так соединены между собою, что одна без другой в совершенстве быть не могут".

Теперь уточним, что же химия дает нам как потребителям?

Прежде всего, химия является основой химической технологии – прикладной науки, разрабатывающей промышленные процессы получения самых разнообразных химических веществ. А таких веществ человечество использует великое множество. Это минеральные удобрения и лекарства, металлы и витамины, топливо и пластмассы, компоненты строительных материалов и взрывчатых веществ и многое, многое другое.

С другой стороны, в состав человеческого организма входит огромное количество различных химических веществ. Знание химии помогает биологам разобраться в их взаимодействиях, познать причины протекания тех или иных биологических процессов. А это, в свою очередь, позволяет медицине эффективнее сохранять здоровье людей, лечить болезни и, в конце концов, продлевать человеческую жизнь.

И, наконец, химия – просто очень интересная наука. В ней далеко еще не все изучено, и остается широкий простор для применения талантов новых поколений ученых.А вообще-то, в современном мире не осталось практически ни одной области деятельности, в которой человек в той или иной степени не сталкивался бы с химией.

Глава 2. Основы химического языка и первоначальные сведения о классификации индивидуальных химических веществ

2.1. Химический язык и его части

Человечество использует много разных языков. Кроме естественных языков (японского, английского, русского – всего более 2,5 тысяч), существуют еще и искусственные языки, например, эсперанто. Среди искусственных языков выделяются языки различных наук. Так, в химии используется свой, химический язык.

Химический язык – система условных обозначений и понятий, предназначенная для краткой, ёмкой и наглядной записи и передачи химической информации.

Сообщение, написанное на большинстве естественных языков, делится на предложения, предложения – на слова, а слова – на буквы. Если предложения, слова и буквы мы назовем частями языка, то тогда мы сможем выделить аналогичные части и в химическом языке (таблица 2).

Таблица 2.Части химического языка

Любым языком овладеть сразу невозможно, это относится и к химическому языку. Поэтому пока вы познакомитесь только с основами этого языка: выучите некоторые " буквы" , научитесь понимать смысл " слов" и" предложений" . В конце этой главы вы познакомитесь с названиями химических веществ – неотъемлемой частью химического языка. По мере изучения химии ваше знание химического языка будет расширяться и углубляться.

ХИМИЧЕСКИЙ ЯЗЫК.

1.Какие искусственные языки вы знаете (кроме названных в тексте учебника)?

2.Чем естественные языки отличаются от искусственных?

3.Как вы думаете, можно ли при описании химических явлений обходиться без использования химического языка? Если нет, то почему? Если да, то в чем будут заключаться преимущества, а в чем недостатки такого описания?

2.2. Символы химических элементов

Символ химического элемента обозначает сам элемент или один атом этого элемента.

Каждый такой символ представляет собой сокращенное латинское название химического элемента, состоящее из одной или двух букв латинского алфавита (латинский алфавит см. в приложении 1). Символ пишется с прописной буквы. Символы, а также русские и латинские названия некоторых элементов, приведены в таблице 3. Там же даны сведения о происхождении латинских названий. Общего правила произношения символов не существует, поэтому в таблице 3 приводится и " чтение" символа, то есть, как этот символ читается в химической формуле.

Заменять символом название элемента в устной речи нельзя, а в рукописных или печатных текстах это допускается , но не рекомендуется.В настоящее время известно 110 химических элементов, у 109 из них есть названия и символы, утвержденные Международным союзом теоретической и прикладной химии (ИЮПАК).

В таблице 3 приведена информация только о 33 элементах. Это те элементы, которые при изучении химии вам встретятся в первую очередь. Русские названия (в алфавитном порядке) и символы всех элементов приведены в приложении 2.

Таблица 3. Названия и символы некоторых химических элементов

2.3. Химические формулы

Для обозначения химических веществ используют химические формулы.

Для молекулярных веществ химическая формула может обозначать и одну молекулу этого вещества.

Информация о веществе может быть разной, поэтому существуют разные типы химических формул.

В зависимости от полноты информации химические формулы делятся на четыре основных типа: простейшие, молекулярные, структурные и пространственные.

Подстрочные индексы в простейшейформуле не имеют общего делителя.

Индекс " 1" в формулах не ставится.

Примеры простейших формул: вода – Н₂О, кислород – О, сера – S, оксид фосфора – P₂O₅, бутан – C₂H₅, фосфорная кислота – H₃PO₄, хлорид натрия (поваренная соль) – NaCl.

Простейшая формула воды (Н₂О) показывает, что в состав воды входит элемент водород (Н) и элемент кислород (О), причем в любой порции (порция – часть чего-либо, что может быть разделено без утраты своих свойств.) воды число атомов водорода в два раза больше числа атомов кислорода.

Число частиц, в том числе и число атомов, обозначается латинской буквой N. Обозначив число атомов водорода – N_H, а число атомов кислорода – N_O, мы можем записать, что

, или N_H : N_O = 2 : 1.

Простейшая формула фосфорной кислоты (Н₃РО₄) показывает, что в состав фосфорной кислоты входят атомы водорода, атомы фосфора и атомы кислорода, причем отношение чисел атомов этих элементов в любой порции фосфорной кислоты равно 3:1:4, то есть

N_H : N_P : N_O = 3 : 1 : 4.

Простейшая формула может быть составлена для любого индивидуального химического вещества, а для молекулярного вещества, кроме того, может быть составлена молекулярная формула.

Примеры молекулярных формул: вода – H₂O, кислород – O₂, сера – S₈, оксид фосфора – P₄O₁₀, бутан – C₄H₁₀, фосфорная кислота – H₃PO₄.

У немолекулярных веществ молекулярных формул нет.

Последовательность записи символов элементов в простейших и молекулярных формулах определяется правилами химического языка, с которыми вы познакомитесь по мере изучения химии. На информацию, передаваемую этими формулами, последовательность символов влияния не оказывает.

Из знаков, отражающих строение веществ, мы будем использовать пока только валентный штрих (" черточку" ). Этот знак показывает наличие между атомами так называемой ковалентной связи (что это за тип связи и каковы его особенности, вы скоро узнаете).

В молекуле воды атом кислорода связан простыми (одинарными) связями с двумя атомами водорода, а атомы водорода между собой не связаны. Именно это наглядно показывает структурная формула воды.

Другой пример: молекула серы S₈. В этой молекуле 8 атомов серы образуют восьмичленный цикл, в котором каждый атом серы связан с двумя другими атомами простыми связями. Сравните структурную формулу серы с объемной моделью ее молекулы, показанной на рис. 3. Обратите внимание на то, что структурная формула серы не передает форму ее молекулы, а показывает только последовательность соединения атомов ковалентными связями.

Структурная формула фосфорной кислоты показывает, что в молекуле этого вещества один из четырех атомов кислорода связан только с атомом фосфора двойной связью, а атом фосфора, в свою очередь, связан еще с тремя атомами кислорода простыми связями. Каждый из этих трех атомов кислорода, кроме того, связан простой связью с одним из трех имеющихся в молекуле атомов водорода.

Сравните приведенную ниже объемную модель молекулы метана с его пространственной, структурной и молекулярной формулой:

В пространственной формуле метана клиновидныевалентные штрихи как бы в перспективе показывают, какой из атомов водорода находится " ближе к нам" , а какой " дальше от нас" .

Иногда в пространственной формуле указывают длины связей и значения углов между связями в молекуле, как это показано на примере молекулы воды.

Немолекулярные вещества не содержат молекул. Для удобства проведения химических расчетов в немолекулярном веществе выделяют так называемую формульную единицу.

Примеры состава формульных единиц некоторых веществ: 1) диоксид кремния (кварцевый песок, кварц) SiO₂ – формульная единица состоит из одного атома кремния и двух атомов кислорода; 2) хлорид натрия (поваренная соль) NaCl – формульная единица состоит из одного атома натрия и одного атома хлора; 3) железо Fe – формульная единица состоит из одного атома железа.Как и молекула, формульная единица – наименьшая порция вещества, сохраняющая его химические свойства.

Таблица 4

Информация, передаваемая формулами разных типов

Тип формулы	Информация, передаваемая формулой.
ПростейшаяМолекулярная Структурная Пространственная		* Атомы каких элементов входят в состав вещества. * Соотношения между числами атомов этих элементов. * Число атомов каждого из элементов в молекуле. * Типы химических связей. * Последовательность соединения атомов ковалентными связями. * Кратность ковалентных связей. * Взаимное расположение атомов в пространстве. * Длины связей и углы между связями (если указаны).

Рассмотрим теперь на примерах, какую информацию дают нам формулы разных типов.

1. Вещество: уксусная кислота. Простейшая формула – СН₂О, молекулярная формула – C₂H₄O₂, структурная формула

Простейшая формула говорит нам, что

1) в состав уксусной кислоты входит углерод, водород и кислород;

2) в этом веществе число атомов углерода относится к числу атомов водорода и к числу атомов кислорода, как 1:2:1, то есть N_H : N_C :N_O = 1:2:1.

Молекулярная формула добавляет, что

3) в молекуле уксусной кислоты – 2 атома углерода, 4 атома водорода и 2 атома кислорода.

Структурная формула добавляет, что

4, 5) в молекуле два атома углерода связаны между собой простой связью; один из них, кроме этого, связан с тремя атомами водорода, с каждым простой связью, а другой – с двумя атомами кислорода, с одним – двойной связью, а с другим – простой; последний атом кислорода связан еще простой связью с четвертым атомом водорода.

2. Вещество: хлорид натрия. Простейшая формула – NaCl.

1) В состав хлорида натрия входит натрий и хлор.

2) В этом веществе число атомов натрия равно числу атомов хлора.

3. Вещество: железо. Простейшая формула – Fe.

1) В состав этого вещества входит только железо, то есть это простое вещество.

4. Вещество: триметафосфорная кислота. Простейшая формула – HPO₃, молекулярная формула – H₃P₃O₉, структурная формула

1) В состав триметафосфорной кислоты входит водород, фосфор и кислород.

2) N_H : N_P :N_O = 1:1:3.

3) Молекула состоит из трех атомов водорода, трех атомов фосфора и девяти атомов кислорода.

4, 5) Три атома фосфора и три атома кислорода, чередуясь, образуют шестичленный цикл. Все связи в цикле простые. Каждый атом фосфора, кроме того, связан еще с двумя атомами кислорода, причем с одним – двойной связью, а с другим – простой. Каждый из трех атомов кислорода, связанных простыми связямис атомами фосфора, связан еще простой связью с атомом водорода.

Таблица 5. Примеры формул разных типов для некоторых веществ

ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА, ПРОСТЕЙШАЯ ФОРМУЛА , МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФОРМУЛА, СТРУКТУРНАЯ ФОРМУЛА, ПРОСТРАНСТВЕННАЯ ФОРМУЛА, ФОРМУЛЬНАЯ ЕДИНИЦА.

1.Что вы можете сказать о веществах со следующими простейшими формулами: CO₂, СН₂О, Al₂O₃?

2.Какую информацию вы получаете, глядя на следующие молекулярные формулы: H₂SO₄, COCl₂, C₃H₆O?

3.Для веществ со структурными формулами

составьте молекулярные и простейшие формулы. Какую информацию об этих веществах сообщили вам эти формулы? Достаточно ли для идентификации каждого из этих веществ простейшей формулы? А молекулярной?

4.Запишите информацию о последовательности соединения атомов в молекуле и кратности связей для молекул следующих веществ:

пероксид водорода H — O — O — H

дисерная кислота

ацетон

5.Отношение чисел атомов элементов в немолекулярном веществе N_Fe : N_S : N_O = 2 : 3 : 12.

Определите состав формульной единицы этого вещества.

6.Пространственная формула пероксида водорода

Какими количественными характеристиками ее нужно снабдить для полного описания строения молекулы этого вещества?

7.Внимательно прочитайте текст параграфа и определите, где при упоминании кислорода, водорода, серы, фосфора, углерода и т. п. имеется в виду химический элемент с таким названием, а где – простое вещество.

Глава 3.Электрические явления

3.1. Электрический заряд

Еще в древности люди обратили внимание на то, что потертый шерстью кусочек янтаря начинает притягивать к себе различные мелкие предметы: пылинки, ниточки и тому подобное. Вы сами можете легко убедиться, что пластмассовая расческа, потертая о волосы, начинает притягивать небольшие кусочки бумаги. Это явление называется электризацией, а силы, действующие при этом – электрическими силами. Оба названия происходят от греческого слова " электрон" , что означает " янтарь" .

При трении расчески о волосы или эбонитовой палочки о шерсть предметы заряжаются, на них образуются электрические заряды. Заряженные тела взаимодействуют друг с другом и между ними возникают электрические силы.

Электризоваться трением могут не только твердые тела, но и жидкости, и даже газы.

При электризации тел вещества, из которых состоят электризующиеся тела, в другие вещества не превращаются. Таким образом, электризация – физическое явление.

Существует два разных рода электрических зарядов. Совершенно условно они названы " положительным" зарядом и " отрицательным" зарядом (а можно было бы назвать их " черный" и " белый" , или " прекрасный" и " ужасный" , или как-то иначе).

Положительно заряженными называют тела, которые действуют на другие заряженные предметы так же, как стекло, наэлектризованное трением о шелк.

Отрицательно заряженными называют тела, которые действуют на другие заряженные предметы так же, как сургуч, наэлектризованный трением о шерсть.

Основное свойство заряженных тел и частиц: одноименно заряженные тела и частицы отталкиваются, а разноименно заряженные – притягиваются. В опытах с источниками электрических зарядов вы познакомитесь и с некоторыми другими свойствами этих зарядов: заряды могут " перетекать" с одного предмета на другой, накапливаться, между заряженными телами может происходить электрический разряд и так далее. Подробно эти свойства вы изучите в курсе физики.

3.2. Закон Кулона

Электрический заряд (Q или q) – физическая величина, он может быть больше или меньше, и, следовательно, его можно измерять. Но непосредственно сравнивать заряды друг с другом физики пока не могут, поэтому сравнивают не сами заряды, а действие, которое заряженные тела оказывают друг на друга, или на другие тела, например, силу с которой одно заряженное тело действует на другое.

Силы (F), действующие на каждое из двух точечных заряженных тел противоположно направлены вдоль прямой, соединяющей эти тела. Их величины равны между собой, прямо пропорциональны произведению зарядов этих тел (q₁) и (q₂) и обратно пропорциональны квадрату расстояния (l) между ними.

Это соотношение носит название " закон Кулона" в честь открывшего его в 1785 г. французского физика Шарля Кулона (1763-1806). Важнейшая для химии зависимость кулоновских сил от знака заряда и расстояния между заряженными телами наглядно показана на рис. 3.1.

Единица измерений электрического заряда – кулон (определение в курсе физики). Заряд величиной в 1 Кл протекает через электрическую лампочку мощностью 100 ватт примерно за 2 секунды (при напряжении 220 В).

3.3. Элементарный электрический заряд

До конца XIX века природа электричества оставалась неясной, но многочисленные эксперименты привели ученых к выводу, что величина электрического заряда не может изменяться непрерывно. Было установлено, что существует наименьшая, далее неделимая порция электричества. Заряд этой порции получил название " элементарный электрический заряд" (обозначается буквой е). Он оказался равен 1,6^.10– ¹⁹ Кл. Это очень маленькая величина – через нить той же электрической лампочки за 1 секунду проходит почти 3 миллиарда миллиардов элементарных электрических зарядов.

Любой заряд является величиной, кратной элементарному электрическому заряду, поэтому элементарный электрический заряд удобно использовать в качестве единицы измерений малых зарядов. Таким образом,

1е = 1,6^.10– ¹⁹ Кл.

На рубеже XIX и XX веков физики поняли, что носителем элементарного отрицательного электрического заряда является микрочастица, получившая название электрон (Джозеф Джон Томсон, 1897 г.). Носитель элементарного положительного заряда – микрочастица под названием протон – был обнаружен несколько позже (Эрнест Резерфорд, 1919 г.). Тогда же было доказано, что положительный и отрицательный элементарные электрические заряды равны по абсолютной величине

Таким образом, элементарный электрический заряд – это заряд протона.

С другими характеристиками электрона и протона вы познакомитесь в следующей главе.

Несмотря на то, что в состав физических тел входят заряженные частицы, в обычном состоянии тела незаряжены, или электронейтральны. Также электронейтральны и многие сложные частицы, например, атомы или молекулы. Суммарный заряд такой частицы или такого тела оказывается равным нулю потому, что число электронов и число протонов, входящих в состав частицы или тела, равны.

Тела или частицы становятся заряженными, если электрические заряды разделяются: на одном теле (или частице) оказывается избыток электрических зарядов одного знака, а на другом – другого. В химических явлениях электрический заряд какого-либо одного знака (положительный или отрицательный) не может ни появиться, ни исчезнуть, так как не могут появиться или исчезнуть носители элементарных электрических зарядов только одного знака.

ПОЛОЖИТЕЛЬНЫЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ЗАРЯД, ОТРИЦАТЕЛЬНЫЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ЗАРЯД, ОСНОВНОЕ СВОЙСТВО ЗАРЯЖЕННЫХ ТЕЛ И ЧАСТИЦ, ЗАКОН КУЛОНА, ЭЛЕМЕНТАРНЫЙ ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ЗАРЯД

1.Как заряжается шелк при трении о стекло? А шерсть при трении о сургуч?

2.Какое число элементарных электрических зарядов составляет 1 кулон?

3.Определите силу, с который притягиваются друг к другу два тела с зарядами +2 Кл и –3 Кл, находящиеся друг от друга на расстоянии 0,15 м.

4.Два тела с зарядами +0,2 Кл и –0,2Кл находятся на расстоянии 1 см друг от друга. Определите силу с которой они притягиваются.

5.С какой силой отталкиваются друг от друга две частицы, несущие одинаковый заряд, равный +3 е, и находящиеся на расстоянии 2 Е? Значение константы в уравнении закона Кулона k = 9^.10⁹ Н^.м²/Кл².

6.С какой силой притягивается электрон к протону, если расстояние между ними 0,53 Е? А протон к электрону?

7.Два одноименно и одинаково заряженных шарика соединены непроводящей заряды нитью. Середина нити неподвижно закреплена. Нарисуйте, как расположатся в пространстве эти шарики в условиях, когда силой тяжести можно пренебречь.

8.Как в этих же условиях будут расположены в пространстве три таких же шарика, привязанных одинаковыми по длине нитями к одной опоре? А четыре?

Опыты по притяжению и отталкиванию заряженных тел.

Глава 4. Состав и строение атома

4.1. Состав атомов

Слово " атом" переводится с древнегреческого языка как " неделимый" . Так и предполагалось почти до конца XIX века. В 1911 г. Э. Резерфорд обнаружил, что в атоме существует положительно заряженное ядро. Позже было доказано, что оно окружено электронной оболочкой.

Таким образом, атом представляет собой материальную систему, состоящую из ядра и электронной оболочки.

Атомы очень маленькие – так, по толщине бумажного листа укладываются сотни тысяч атомов. Размеры атомных ядер – еще в сто тысяч раз меньше размеров атомов.

Ядра атомов заряжены положительно, но состоят они не только из протонов. Ядра содержат еще и нейтральные частицы, открытые в 1932 году и названные нейтронами. Протоны и нейтроны вместе носят название нуклоны – то есть ядерные частицы.

Любой атом в целом электронейтрален, а это значит, что число электронов в электронной оболочке атома равно числу протонов в его ядре.

Таблица 11.Важнейшие характеристики электрона, протона и нейтрона

* Название " электрон" происходит от греческого слова, означающего " янтарь" .

* Название " протон" происходит от греческого слова, означающего " первый" .

* Название " нейтрон" происходит от латинского слова, означающего " ни тот, ни другой" (имеется в виду его электрический заряд).

* Знаки " –" , " +" и " 0" в символах частиц занимают место правого верхнего индекса.

* Размер электрона столь мал, что в физике (в рамках современной теории) вообще считается некорректным говорить об измерении этой величины.

ЭЛЕКТРОН, ПРОТОН, НЕЙТРОН, НУКЛОН, ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА.

1.Определите, насколько масса протона меньше массы нейтрона. Какую часть от массы протона составляет эта разница (выразите ее в виде десятичной дроби и в процентах)?

2.Во сколько раз (приближенно) масса любого нуклона больше массы электрона?

3.Определите, какую часть от массы атома составит масса его электронов, если в состав атома входят 8 протонов и 8 нейтронов. 4.Как вы думаете, удобно ли использовать единицы международной системы единиц измерений (СИ) для измерений масс атомов?

4.2. Взаимодействия между частицами в атоме. Атомные ядра

Между всеми заряженными частицами атома действуют электрические (электростатические) силы: электроны атома притягиваются к ядру и вместе с тем отталкиваются друг от друга. Действие заряженных частиц друг на друга передается электрическим полем.

Вам знакомо уже одно поле – гравитационное. Подробнее о том, что такое поля, и о некоторых их свойствах вы узнаете из курса физики.

Все протоны в ядре заряжены положительно и за счет электрических сил отталкиваются друг от друга. Но ядра же существуют! Следовательно, в ядре, кроме электростатических сил отталкивания, действует еще какое-то взаимодействие между нуклонами, за счет сил которого они притягиваются друг к другу, причем это взаимодействие – значительно сильнее электростатического. Эти силы называются ядерными силами, взаимодействие – сильным взаимодействием, а поле, передающее это взаимодействие – сильным полем.

В отличие от электростатического, сильное взаимодействие ощущается только на коротких расстояниях – порядка размеров ядер. Но силы притяжения, вызванные этим взаимодействием (F_я). во много раз больше электростатических (F_э). Отсюда – " прочность" ядер во много раз больше " прочности" атомов. Поэтому в химических явлениях изменяется только электронная оболочка, а ядра атомов остаются неизменными.

Общее число нуклонов в ядре называется массовым числом и обозначается буквой А. Число нейтронов в ядре обозначается буквой N, а число протонов – буквой Z . Эти числа связаны между собой простым соотношением:

A=Z+N

Плотность вещества ядер огромна: она примерно равна 100 миллионам тонн на кубический сантиметр, что несоизмеримо с плотностью любого химического вещества.

ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА, АТОМНОЕ ЯДРО, МАССОВОЕ ЧИСЛО, ЧИСЛО ПРОТОНОВ, ЧИСЛО НЕЙТРОНОВ.

4.3. Нуклиды. Элементы. Изотопы

При химических peaкцияx атомы могут терять часть своих электронов, а могут и присоединять " лишние" . При этом из нейтральных атомов образуются заряженные частицы – ионы. Химическая сущность атомов при этом не меняется, то есть атом, например, хлора не превращается в атом азота или в атом какого-нибудь другого элемента. Физические воздействия довольно большой энергии могут вообще " сорвать" с атома всю электронную оболочку. Химическая сущность атома при этом также не изменится – отняв электроны у каких-нибудь других атомов, ядро снова превратится в атом или ион того же элемента. Атомы, ионы и ядра обобщенно называются нуклидами.

Для обозначения нуклидов используют символы элементов (вы помните, что они могут обозначать и один атом) с левыми индексами: верхний равен массовому числу, нижний – числу протонов. Примеры обозначения нуклидов:

в общем случае

Теперь мы можем сформулировать окончательное определение понятия " химический элемент" .

Так как заряд ядра определяется числом протонов, то химическим элементом можно назвать совокупность нуклидов с одинаковым числом протонов.Вспомнив сказанное в начале параграфа, мы можем уточнить один из важнейших химических законов.

При химических реакциях (и при физических взаимодействиях, не затрагивающих ядра) нуклиды не возникают, не исчезают и не превращаются друг в друга.

Итак, массовое число равно сумме числа протонов и числа нейтронов: А = Z + N. У нуклидов одного элемента заряд ядра одинаков (Z = const), а число нейтронов N? У нуклидов одного элемента число нейтронов в ядре может быть одинаковым, а может и отличаться. Поэтому и массовые числа нуклидов одного элемента могут быть разными. Примеры нуклидов одного элемента с разными массовыми числами – различные устойчивые нуклиды олова, характеристики которых приведены в табл. 12. У нуклидов с одинаковыми массовыми числами масса одинакова, а у нуклидов с разными массовыми числами – разная. Отсюда следует, что атомы одного элемента могут отличаться по массе.

Следовательно, у нуклидов одного изотопа одинаковое число протонов (так как это один элемент), одинаковое число нейтронов (так как это один изотоп) и, естественно, одинаковая масса. Такие нуклиды совершенно одинаковы и потому принципиально неразличимы. (В физике под словом "изотоп" иногда подразумевают и одинт нуклид данного изотопа)

Нуклиды разных изотопов одного элемента отличаются массовыми числами, то есть числами

нейтронов, и массой.

Примеры:

Изотопы элемента водорода	Изотопы элемента кислорода	Изотопы элемента хлора

Общее число известных ученым нуклидов приближается к 2000. Из них устойчивы, то есть существуют в природе, около 300. Элементов в настоящее время, включая искусственно полученные, известно 110.(Среди нуклидов физики выделяют изобары- нуклиды с одинаковой массой(независимо от заряда))

Многие элементы имеют по одному природному изотопу, например, Be, F, Nа, Al, P, Mn, Co, I, Au и некоторые другие. Но большинство элементов имеют по два, по три и более устойчивых изотопа.

Для описания состава атомных ядер иногда рассчитывают доли протонов или нейтронов в этих ядрах.

где D_i – доля интересующих нас объектов (например, седьмых),

N₁ – число первых объектов,

N₂ – число вторых объектов,

N₃ – число третьих объектов,

N_i – число интересующих нас объектов (например, седьмых),

N_n – число последних по счету объектов.

Для сокращения записи формул в математике знаком обозначают сумму всех чисел N_i, от первого (i = 1) до последнего (i = n). В нашей формуле это означает, что суммируются числа всех объектов: от первого (N₁) до последнего (N_n).

Пример. В коробке лежат 5 зеленых карандашей, 3 красных и 2 синих; требуется определить долю красных карандашей.

N₁ = n_з, N₂ = N_к, N₃ = n_c;

Доля может выражаться простой или десятичной дробью, а также в процентах, например:

НУКЛИД, ИЗОТОП, ДОЛЯ

1.Определите долю протонов в ядре атома . .Определите долю нейтронов в этом ядре.

2.Какова доля нейтронов в ядрах нуклидов

3.Массовое число нуклида равно 27. Доля протонов в нем 48,2%. Нуклидом какого элемента является данный нуклид?

4.В ядре нуклида доля нейтронов 0,582. Определите Z.

5.Во сколько раз масса атома тяжелого изотопа урана ₉₂U, содержащего 148 нейтронов в ядре, больше массы атома легкого изотопа урана, содержащего в ядре 135 нейтронов?

4.4. Количественные характеристики атомов и химических элементов

Из количественных характеристик атома вам уже знакомы массовое число, число нейтронов в ядре, число протонов в ядре и заряд ядра.

Так как заряд протона равен элементарному положительному заряду, то число протонов в ядре (Z) и заряд этого ядра (q_я), выраженный в элементарных электрических зарядах, численно равны. Поэтому, как и число протонов, заряд ядра обычно обозначают буквой Z.

Число протонов одинаково для всех нуклидов какого-либо элемента, поэтому оно может использоваться как характеристика этого элемента. В этом случае оно называется атомным номером.

Так как электрон "легче" любого из нуклонов почти в 2000 раз, масса атома (m_o) сосредоточена прежде всего в ядре. Ее можно измерять в килограммах, но это очень неудобно.

Например, масса самого легкого атома – атома водорода – равна 1,674^.10– ²⁷ кг, и даже масса самого тяжелого из существующих на Земле атомов – атома урана – равна всего лишь 3,952^.10– ²⁵ кг. Даже используя самую маленькую десятичную долю грамма – аттограмм (аг), мы получим значение массы атома водорода m_o(H) = = 1,674^.10– ⁹ аг. Действительно, неудобно.

Поэтому в качестве единицы измерений масс атомов используется специальная атомная единица массы, для которой знаменитый американский химик Лайнус Полинг (1901 – 1994) предложил название " дальтон" .

Атомная единица массы с точностью, достаточной в химии, равна массе любого нуклона и близка к массе атома водорода, ядро которого состоит из одного протона. В 11-м классе из курса физики вы узнаете, почему она в действительности несколько меньше массы любой из этих частиц. Из соображений удобства измерений атомная единица массы определяется через массу нуклида самого распространенного изотопа углерода.

Обозначение атомной единицы массы – а. е. м. или Дн.

1Дн = 1,6605655^.10– ²⁷ кг ≈ 1,66^.10– ²⁷кг.

Если массу атома измеряют в дальтонах, то по традиции ее называют не " масса атома" , а атомная масса. Масса атома и атомная масса – одна и та же физическая величина. Так как речь идет о массе одного атома (нуклида), то ее называют атомной массой нуклида.

Обозначается атомная масса нуклида буквами А_r с указанием символа нуклида, например:

А_r(¹⁶O) – атомная масса нуклида ¹⁶O,

A_r(³⁵Cl) – атомная масса нуклида ³⁵Сl,

A_r(²⁷Аl) – атомная масса нуклида ²⁷Аl.

Если у элемента есть несколько изотопов, то этот элемент состоит из нуклидов с разной массой. В природе изотопный состав элементов обычно постоянен, поэтому для каждого элемента можно посчитать среднюю массу атомов этого элемента ():

где D₁, D₂, ..., D_i – доля 1-го, 2-го, ..., i-го изотопа;

m₀(1), m₀(2), ..., m₀(i) – масса нуклида 1-го, 2-го, ..., i-го изотопа;

n – общее число изотопов данного элемента.

Если среднюю массу атомов элемента измеряют в дальтонах, то в этом случае ее называют атомной массой элемента.

Обозначается атомная масса элемента так же, как и атомная масса нуклида, буквами А_r, но в скобках указывается не символ нуклида, а символ соответствующего элемента, например:

А_r(O) – атомная масса кислорода,

А_r(Сl) – атомная масса хлора,

А_r(Аl) - атомная масса алюминия.

Так как атомная масса элемента и средняя масса атома этого элемента – одна и та же физическая величина, выраженная в разных единицах измерений, то и формула для вычисления атомной массы элемента аналогична формуле для вычисления средней массы атомов этого элемента:

где D₁, D₂, ..., D_n – доля 1-го, 2-го, ..., i-того изотопа;

А_r(1), А_r(2), ..., A_r(i) – атомная масса 1-го, 2-го, ..., i-го изотопа;

п – общее число изотопов данного элемента.

АТОМНЫЙ НОМЕР ЭЛЕМЕНТА, МАССА АТОМА (НУКЛИДА),АТОМНАЯ МАССА НУКЛИДА, АТОМНАЯ ЕДИНИЦА МАССЫ, АТОМНАЯ МАССА ЭЛЕМЕНТА

1)Определите число нейтронов N и число электронов N(е– ) в следующих атомах: .

Какова доля протонов в ядре каждого из этих атомов?

2)Изотопами каких элементов являются нуклиды, содержащие в ядре

Запишите символы этих нуклидов.

3)Какова доля атомов водорода в молекуле воды? На этом примере докажите, что " доля не зависит от порции" , то есть, что доля атомов водорода в любой порции воды равна доле атомов водорода в одной молекуле этого вещества.

4)Какова доля а) атомов кислорода в оксиде азота N₂O₅; б) атомов серы в серной кислоте? 5)Принимая атомную массу нуклида численно равной массовому числу, рассчитайте атомную массу бора, если природная смесь изотопов бора содержит 19% изотопа ¹⁰В и 81% изотопа ¹¹В.

6)Принимая атомную массу нуклида численно равной массовому числу, рассчитайте атомные массы следующих элементов, если доли их изотопов в природной смеси (изотопный состав) составляют: а)²⁴Mg – 0,796 ²⁵Mg – 0,091 ²⁶Mg – 0,113

б)²⁸Si – 92,2 % ²⁹Si – 4,7 % ³⁰Si – 3,1 %

в) ⁶³Cu – 0,691 ⁶⁵Cu – 0,309

7)Определите изотопный состав природного таллия (в долях соответствующих изотопов), если в природе встречаются изотопы таллий-207 и таллий-203, а атомная масса таллия равна 204,37 Дн.

8)Природный аргон состоит из трех изотопов. Доля нуклидов ³⁶Аr составляет 0,34%. Атомная масса аргона – 39,948 Дн. Определите, в каком соотношении встречаются в природе ³⁸Аr и ⁴⁰Аr.

9)Природный магний состоит из трех изотопов. Атомная масса магния – 24,305 Дн. Доля изотопа ²⁵Mg – 9,1%. Определите доли остальных двух изотопов магния с массовыми числами 24 и 26.

10)В земной коре (атмосфере, гидросфере и литосфере) атомы лития-7 встречаются примерно в 12,5 раз чаще, чем атомы лития-6. Определите атомную массу лития.

11)Атомная масса рубидия – 85,468 Дн. В природе встречаются ⁸⁵Rb и ⁸⁷Rb. Определите, во сколько раз легкого изотопа рубидия больше, чем тяжелого.

Глава 5.Важнейшие физические величины , соотношения и расчеты в химии

5.1. Характеристики, свойства и физические величины

В предыдущих главах вы неоднократно сталкивались с характеристиками. Мы говорили о характеристиках химических веществ и реакций, о характеристиках атомов и атомных ядер, о характеристиках элементов и изотопов, а также других объектов или явлений.

Среди множества характеристик мы выделили характеристики, называемые свойствами объектов, выяснили, что свойства могут быть физическими и химическими, и познакомились с некоторыми из них.

Из курса физики вам известна еще одна группа характеристик. Это – физические величины. С ними мы сталкиваемся, как только хотим количественно описать какой-нибудь объект (или явление). Например, сравнивая атомы, мы говорим об их массе и о числе частиц, их составляющих. Сравнивая частицы, мы приводим их массу и электрический заряд. Описывая химическую реакцию, мы говорим о ее скорости, а характеризуя условия протекания реакции, используем физическую величину, называемую температурой. И так далее.

Таким образом, среди великого множества самых разнообразных характеристик объектов или явлений мы выделяем две большие группы: а) свойства – часть чисто качественных характеристик и б) физические величины – качественные и одновременно количественные характеристики этих объектов или явлений.

Следует четко различать сами объекты и явления (реально существуют или происходят в Природе), их характеристики и, в частности, свойства (проявляются объектами и явлениями) и физические величины (качественно и количественно характеризуют объекты или явления). Например: вещество свинец – объект, способность свинца плавиться – его свойство, а температура плавления свинца – физическая величина (в том числе говорящая нам, что свинец способен плавиться). Физические величины не являются свойствами, а свойства, в свою очередь, не могут быть физическими величинами. Перечисляя свойства и характеристики объекта, можно описать его только качественно, а, используя физические величины, можно охарактеризовать объект и качественно, и количественно.

Каждый объект (тело, вещество или частица), как правило, обладает несколькими свойствами и характеристиками и может характеризоваться несколькими разными физическими величинами.

ХАРАКТЕРИСТИКИ, СВОЙСТВА, ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ.

1)Используя известные вам качественные характеристики (в том числе и свойства) опишите следующие объекты:

а) ядро атома гелия-4,

б) атом углерода-12,

в) лёд.

Используйте известные вам физические величины для характеристики этих объектов.

2)Проиллюстрируйте ряд объект — свойство — физическая величина тремя примерами.

5.2. Основные сведения о физических величинах

В качественном отношении физическая величина показывает, что все объекты какой-либо группы обладают определенным свойством. В количественном отношении она показывает, насколько интенсивно конкретный объект проявляет это свойство.

Каждая физическая величина имеет название и обозначение, например: длина – l, масса – т, количество теплоты – Q, удельная теплота плавления – λ , сила света – I_v. Так как физическая величина характеризует конкретный объект или явление, то в обозначении величины указывается этот объект (или явление) в виде индекса, например: масса первого тела – m₁, масса второго тела – m₂, масса раствора – m_р, масса серебра – m_Ag и т. п. Если обозначение величины само содержит индекс или индексы содержатся в обозначении объекта, то обозначение объекта приводится в скобках, например: масса атома серебра – m_o(Ag), объем раствора поваренной соли – V_p(NaCl), плотность сульфата натрия – ρ (Na₂SO₄). Если речь идет о единственном (или о любом) объекте, то обозначение объекта не приводится (так вы обычно поступаете, решая задачи по физике).

Рассмотрим подробно физическую величину, называемую "длина" . Эта величина характеризует протяженность объекта, системы или ее части. Возьмем карандаш и указку – каждый из этих объектов обладает протяженностью, следовательно, может быть охарактеризован длиной. Мы можем сравнить карандаш и указку по длине – указка длиннее карандаша, следовательно, длина карандаша и длина указки разная. Мы можем сравнивать протяженность и других объектов; линейки, коридора, Останкинской башни (см., например, рис. 1.5). Но мы не можем с длиной линейки сравнивать вес яблока, а с длиной коридора – продолжительность урока. С другой стороны, тот же коридор имеет длину, ширину, высоту и их тоже можно сравнивать между собой. Характеристики протяженности имеют и многие материальные системы: расстояние между фонарными столбами, городами, планетами; межатомные расстояния в молекулах и кристаллах. Все эти характеристики (длина, ширина, высота, расстояние) при всем их различии отражают одну и ту же качественную особенность объекта, системы или части системы – протяженность. Таким образом, физическая величина " длина" для разных объектов и систем имеет общую качественную особенность – род величины, и совершенно разную количественную особенность – размер величины.

Следовательно, длина, ширина, высота, расстояние – однородные величины. Однородные величины можно сравнивать между собой по размеру. Так, мы можем сравнивать радиус атома с расстоянием между молекулами, массу атома с массой слитка металла, длительность урока с периодом обращения Земли вокруг Солнца. Но мы не можем сравнивать температуру воздуха в комнате с теплотой плавления льда или удельную теплоемкость меди с массой слитка этого металла – это пары величин разного рода (характеризуют разные свойства).

Размер величины для каждого объекта существует независимо от того, определяем мы его или нет. Очевидно, что и указка, и Останкинская башня имеют каждая вполне определенную длину, причем разную. Как же определить размер величины? Величину необходимо измерить, то есть сравнить с другой однородной величиной, служащей неким эталоном данной физической величины. В результате измерения мы получаем значение величины. Таким образом, значение физической величины возникает только в результате ее измерения.

Значение величины включает в себя числовое значение величины и единицу измерений.

Числовое значение величины показывает, во сколько раз размер измеряемой величины больше размера единицы измерений. Следовательно, числовое значение величины зависит от размера выбранной единицы измерений.

В общем случае для обозначения числового значения величины, например l , используют фигурные скобки: {l}, а для обозначения единицы измерений – квадратные: [l].

Значение величины есть произведение числового значения величины на размер выбранной единицы измерений. В случае длины l = {l}^.[l].

Значение величины не зависит от выбора единицы ее измерений. Действительно, высота Останкинской телебашни (значение величины) не зависит от того, какой единицей измерений мы будем пользоваться – метром, футом, аршином или чем-нибудь другим. Но числовые значения при этом будут получаться разные. Или вспомните, как герои известного мультфильма измеряли длину удава: в " попугаях" у них получалось одно числовое значение, а в " мартышках" – другое. Но удав-то оставался тем же самым, и той же самой оставалась его длина.

Разные величины связаны между собой уравнениями связи, например: F = m^.a, W = F^.s,

Изучение связей между величинами показало, что, если произвольно выбрать определенное число физических величин в качестве основных, то остальные величины (производные) могут быть выражены через основные величины с помощью уравнений связи. Все величины, вместе взятые, образуют систему физических величин.

В принятой сейчас в науке и технике системе величин за основные выбраны следующие семь величин: длина – l, масса – т, время – t, сила электрического тока – I, термодинамическая температура – Т, количество вещества – п, сила света – I_v.

Системе физических величин соответствует система единиц измерений этих величин. Система единиц измерений строится так: для каждой основной величины произвольно (из соображений удобства) выбирают одну единицу измерений и из этих основных единиц в соответствии с уравнениями связи получают единицы измерений производных величин – производные единицы. Размеры основных единиц измерений утверждаются международными научными организациями. В настоящее время наиболее распространенной (но далеко не оптимальной) является Международная система единиц (СИ).

Для удобства измерения величин, размер которых намного больше или намного меньше размера единицы измерений, используются кратные или дольные единицы измерений (километр, миллиметр и т. п.). Но и они не всегда удобны, поэтому в ряде случаев допускается применение внесистемных единиц. Так, давление удобно измерять в атмосферах, размеры атомов и молекул – в ангстремах, а заряды ядер – в элементарных электрических зарядах.

Складывать и вычитать можно только однородные величины, да и то не все (например, массы разных веществ – можно, а их плотности – нельзя, так как получится абсурд), а умножать и делить друг на друга можно любые величины, помня только, что при этом получаются совсем новые величины.

В химии наименование и обозначение физических величин, применение единиц измерений, вопросы терминологии и многие другие регламентируются " Номенклатурными правилами ИЮПАК по химии" .

ФИЗИЧЕСКАЯ ВЕЛИЧИНА,РОД ВЕЛИЧИНЫ,РАЗМЕР ВЕЛИЧИНЫ, ОДНОРОДНЫЕ ВЕЛИЧИНЫ, ЧИСЛОВОЕ ЗНАЧЕНИЕ ВЕЛИЧИНЫ, ЕДИНИЦА ИЗМЕРЕНИЙ, УРАВНЕНИЯ СВЯЗИ МЕЖДУ ВЕЛИЧИНАМИ,ОСНОВНЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ, ПРОИЗВОДНЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ

1.Распределите величины по семействам однородных величин: работа, температура, потенциальная энергия, удельная теплоемкость, количество теплоты, температура плавления, кинетическая энергия, температура кипения. Как доказать, что собранные в семейства величины – однородные?

2.Как значения величины, выраженные в одних единицах измерений, выразить в других единицах? Приведите любые известные вам примеры.

5.3. Важнейшие физические величины, характеризующие атомы и молекулы

С основными количественными характеристиками атомов вы познакомились в главе 4. Кроме числа протонов в ядре (Z), числа нейтронов в ядре (N) и массового числа (A) это

а) масса атома (нуклида), m_о(^AЭ), [m_о(^AЭ)] = 1 г или 1 кг;

б) атомная масса нуклида, А_r(^AЭ), [А_r(^AЭ)] =1 Дн;

в) средняя масса атомов элемента, (Э), [(Э)] = 1 г или 1кг;

г) атомная масса элемента, А_r(Э), [А_r(Э)] = 1 Дн.

Проанализируем эти величины.

Так как масса атома и атомная масса нуклида – одна и та же величина, но измеренная разными единицами измерений, то

{m₀(^AЭ)}^.1 г = { А_r(^AЭ)}^.1 Дн.

Примеры:

Совершенно аналогично, средняя масса атомов элемента и атомная масса элемента – также одна и та же величина, и в этом случае мы можем записать:

{ (Э)}^.1 г = { А_r(Э)}^.1 Дн.

Примеры:

Химические вещества могут состоять из молекул (молекулярные вещества), а могут и не содержать таких обособленных незаряженных частиц (немолекулярные вещества).

Молекулы, как и атомы, естественно, обладают массой. Масса молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов. Молекулы разных веществ имеют, как правило, разную массу. Молекулы одного вещества могут несколько отличаться друг от друга по массе, ведь в их состав могут входить атомы разных изотопов. Обычная вода, например, содержит молекулы ¹H₂¹⁶O, ¹H²H¹⁶O, ²H₂¹⁶O, ¹H₂¹⁷O, ¹H²H¹⁷O, ²H₂¹⁷O, ¹H₂¹⁸O, ¹H²H¹⁸O и ²H₂¹⁸O.

В ядерной технике получают и используют вещества, состоящие из совершенно одинаковых молекул, например ²H₂¹⁶O или ¹H₂¹⁸O, но с такими веществами, а их называют изотопно-чистыми, химики имеют дело крайне редко. Обычно чистое молекулярное вещество содержит молекулы, разные по изотопному составу и, соответственно, по массе.

Как посчитать среднюю массу молекулы такого обычного вещества, например H₂O? Можно, конечно, посчитать массу молекулы каждого из изотопно-чистых веществ, экспериментально определить доли этих молекул в обычном веществе и, так же, как мы рассчитывали среднюю массу атома элемента в природной смеси изотопов, рассчитать среднюю массу молекулы. Но можно воспользоваться атомными массами элементов, ведь это уже средние массы, и в них учтены доли изотопов в природной смеси:

M_r(H₂O) = 2A_r(H) + A_r(O).

Здесь M_r(H₂O) – молекулярная масса воды.

Молекулярная масса вещества рассчитывается по молекулярной формуле.

Как и для атомов, для молекул (например, молекул воды) справедливы соотношения

(H₂O) = M_r(H₂O) и m₀(¹H₂¹⁶O) = M_r(¹H₂¹⁶O).

Для характеристики немолекулярных веществ (а иногда и молекулярных) используется формульная масса.

Формульная масса рассчитывается по простейшей формуле, но обозначается так же, как и молекулярная масса – M_r, а масса формульной единицы – так же, как и масса молекулы – .

Для простого немолекулярного вещества формульная масса равна атомной массе элемента, например: M_r(К) = А_r(К), М_r(Fe) = А_r(Fe).

Для международной системы единиц (СИ) дальтон – внесистемная единица (то есть его в системе нет), поэтому, измеряя атомную, формульную или молекулярную массу, приходится массу соответствующей структурной единицы (то есть атома, молекулы или формульной единицы) сравнивать не с дальтоном (как единицей измерений), а с ¹/₁₂ частью массы нуклида ¹²С. Получающаяся величина (отношение) – величина безразмерная, она называется " относительная атомная (молекулярная, формульная) масса" и численно равна атомной (молекулярной, формульной) массе, выраженной в дальтонах. В химии использовать относительные массы очень неудобно!

МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА, ФОРМУЛЬНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА

1.Принимая атомную массу нуклида численно равной массовому числу, определите массы нуклидов а) ¹⁴N, б) ³⁵Cl, в) ⁶⁵Cu, г) ²⁰²Hg.

2.Используя значения атомных масс (приложение 2), определите среднюю массу атомов а) азота, б) хлора, в) меди, г) ртути. Почему средняя масса атомов элемента отличается от массы отдельного атома этого элемента?

3.Средняя масса атомов элемента равна а) 1,794^.10– ²³ г, б) 3,349^.10– ²³ г, в) 5,324^.10– ²³ г, г) 6,653^.10– ²³ г.

4.Определите, какие это элементы. В каком случае вы можете сомневаться в точности определения элемента? Выпишите из приложения 2 точные значения атомных масс следующих элементов: Na, N, О, Pb, Fe, Ag, U. Округлите эти значения до целого числа дальтонов.

5.Выпишите точные значения атомных масс для элементов Cl, Cu и Rb. Округлите их до целого числа дальтонов и посчитайте относительную ошибку, вызванную таким округлением. Объясните, почему атомную массу хлора принято округлять до значения 35,5 Дн, а атомные массы меди и рубидия – до целых чисел.

6.Используя округленные до целых чисел значения атомных масс, определите молекулярные массы следующих веществ: N₂, O₂, S₈, H₂S, CO₂, N₂O₅, P₄O₁₀, CCl₂O, H₂SO₄, H₃PO₄.

7.Используя округленные значения атомных масс, определите формульные массы следующих веществ: Al, Fe, Na, NaCl, BaO, Al₂O₃, (CuOH)₂CO₃, Ca₃(PO₄)₂, CuSO₄^.5H₂O (точка между формулами веществ означает, что это единое химическое вещество; коэффициенты перед составными частями таких формул имеют тот же смысл, что и индексы в простейших или молекулярных формулах и относятся ко всей формуле составной части вещества, перед которой они поставлены).

8.Определите точное значение формульной массы Ca₃(PO₄)₂, сравните его с округленным и посчитайте относительную ошибку, вызванную округлением атомных масс.

9.Определите молекулярные массы всех изотопно-чистых веществ, входящих в состав воды. Посчитайте, во сколько раз и на сколько процентов масса самой тяжелой молекулы воды больше массы самой легкой.

10.Смесью скольких изотопно-чистых веществ является тетрахлорид кремния SiCl₄, если для его получения использовался кремний ²⁸Si и ³⁰Si, а также хлор ³⁵Сl и ³⁷Сl. Напишите молекулярные формулы всех этих веществ.

11.Вычислите среднюю массу молекулы воды и определите, сколько молекул содержится в 100 мл воды (плотность воды равна 1 г/мл).

5.4. Количество вещества. Моль

Проведем химическую реакцию, протекающую при взаимодействии алюминия с йодом: 2Аl + 3I₂ = 2АlI₃.

Из уравнения реакции следует, что

1) алюминий и йод реагируют между собой, образуя новое вещество – йодид алюминия;

2) в реакцию вступают атомы алюминия и молекулы йода;

3) отношение числа вступивших в реакцию формульных единиц (в данном случае - атомов) алюминия к числу вступивших в реакцию молекул йода равно 2 к 3, то есть

N(Al) : N(I₂) = 2 : 3.

Если для проведения реакции мы возьмем, например, 1^.10²⁰ атомов алюминия, то, для того, чтобы все они прореагировали, потребуется 1,5^.10²⁰ молекул йода. И наоборот, если у нас есть 90000 молекул йода, то в этом случае, чтобы все они прореагировали, нужно взять 60000 атомов алюминия. Если мы возьмем исходные вещества в другом соотношении, то одно из них останется непрореагировавшим. В таком случае говорят, что это вещество было взято в избытке.

Как отмерять взятые для реакции вещества, чтобы они прореагировали без остатка?

Очевидно, что отмерять вещества следует по числу атомов, молекул (для молекулярных веществ) или формульных единиц (для немолекулярных веществ). Обобщенно атомы, молекулы (реальные частицы), формульные единицы (выделенные нами " частицы" ) и другие составные части вещества называют структурными элементами. Число таких структурных элементов в порции вещества является физической величиной, называемой количество вещества. В нашем случае роль структурных элементов выполняют частицы – атомы алюминия и молекулы йода.

Роль систем в нашем случае выполняют порции реагирующих веществ – алюминия и йода.

Количество вещества как физическая величина обычно характеризует только такие системы, структурные элементы которых в той или иной степени одинаковые. Примеры таких структурных элементов: атомы одного химического элемента, молекулы или формульные единицы одного вещества, а также заведомо неразличимые частицы – электроны, протоны, нейтроны и другие подобные им микрочастицы.

Обозначается количество вещества латинской буквой n, а если эта буква уже " занята" , то греческой буквой ν .

Количество вещества – одна из основных физических величин, поэтому ее единица измерений выбирается произвольно – только из соображений удобства.

Что же удобно выбрать за единицу измерений этой величины? Естественно, штуку. Но поштучно пересчитать молекулы в химической практике невозможно, зато вещество можно взвесить, то есть определить его массу. Следовательно, за единицу измерений количества вещества следует принять порцию из определенного и всегда одинакового числа частиц, достаточно большую, чтобы ее легко можно было взвесить на обычных весах.

Такая единица измерений получила название моль, а величина, показывающая массу одного моля вещества – молярная масса. Молярная масса вещества Б обозначается М_Б, или М(Б). Таким образом, единица измерений количества вещества [n] = 1 моль, а единица измерений молярной массы [М_Б] = 1 г/моль.

Физическая величина, показывающая, сколько частиц содержится в одном моле вещества, называется постоянной Авогадро и обозначается N_A. Единица измерений этой величины – " штуки в моле" , но, так как физики штуку единицей измерений не считают, то получается

[N_A] = , или [N_A] = моль– ¹.

Значение постоянной Авогадро выбрано таким образом, чтобы числовое значение молярной массы любого вещества было равно числовому значению молекулярной массы, то есть

{M(Б)} = {M_r(Б)}

N_A = 6,02^.10²³ моль– ¹

Числовое значение постоянной Авогадро {N_A} называется числом Авогадро.

Таким образом

В Международной системе единиц определение моля формулируется несколько иначе.

Но так как в 12 г углерода-12 содержится {N_A} штук атомов углерода, оба эти определения не противоречат друг другу.

Применяются кратные и дольные единицы, производные от моля: 1 кмоль = 1000 моль, 1 ммоль = 0,001 моль и так далее.

Слово " моль" как обозначение единицы измерений не склоняется (5 моль; 0,25 моль), а в качестве названия единицы измерений (в тексте и устной речи) склоняется как существительное мужского рода (четверть моля, пятью молями, двух молей и тому подобное).

Число частиц в моле вещества (число Авогадро) очень велико, поэтому количество макрообъектов в молях обычно не измеряют, ведь даже звезд в Метагалактике всего лишь порядка одного моля.

Теперь запишем формально не строгое, но понятное определение количества вещества:

ЧИСЛО ЧАСТИЦ, КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА, МОЛЬ, СТРУКТУРНЫЙ ЭЛЕМЕНТ, ИЗБЫТОК ВЕЩЕСТВА В РЕАКЦИИ.

1.Используя округленные значения атомных масс элементов, определите молярные массы следующих веществ: O₂, O₃, Cl₂, HCl, CO₂, H₃PO₄, NaCl, Ba(OH)₂, Fe₂(SO₄)₃, Ca₃(PO₄)₂.

2.Сколько молекул содержится в а) 1 г водорода H₂, б) 1 г кислорода O₂, в) 76,8 кг серы S₈, г) 9,8 мг серной кислоты H₂SO₄? 3.Определите массу а) 6,02^.10²² атомов железа; б) 2,107^.10²⁵ молекул диоксида углерода СО₂; в) 9,03^.10²² формульных единиц CuSO₄; г) 1,204^.10²⁴ электронов.

4.Каково количество вещества атомов кислорода в 3,5 моль газообразного кислорода?

5.Каково количество вещества атомов а) кальция, б) фосфора, в) кислорода в 1,5 моль Са₃(РО₄)₂?

6.Определите массу водорода, содержащегося в 3,01^.10²⁴ молекул метана СН₄.

7.Определите количество вещества атомов хлора, содержащегося в 1,204^.10²³ молекул пентахлорида фосфора PCl₅.

5.5. Удельные и молярные величины

Из физики вам уже знакомы удельная теплоемкость, удельная теплота плавления, удельная теплота парообразования. Все это – удельные величины.

Удельная величина показывает значение соответствующей ей обычной величины для порции вещества массой 1 килограмм.

Но 1 кг меди содержит одно число атомов меди, а 1 кг свинца – совсем другое (где больше?). Очень часто, особенно при химических расчетах, использовать удельные величины бывает неудобно (почему?). В этом случае значение величины относят к стандартному числу частиц – к одному молю, то есть используют не удельные, а молярные величины.

Молярная величина показывает значение соответствующей обычной величины для 1 моля вещества.

С одной из молярных величин вы уже знакомы – это молярная масса.

Молярная масса вещества соответствует массе 1 моля этого вещества.

Молярная масса вещества не зависит от внешних условий и агрегатного состояния вещества.

Молярная масса характеризует не только химические вещества, но и элементы, изотопы и любые другие совокупности более или менее одинаковых частиц (ионов, электронов и т. п.).

Другая часто используемая молярная величина – молярный объем.

Молярный объем вещества соответствует объему 1 моля этого вещества.

Молярный объем зависит от температуры и давления и может быть определен для любого агрегатного состояния вещества.

К молярным величинам относится и постоянная Авогадро.

Постоянная Авогадро соответствует числу частиц в одном моле химического вещества, элемента, изотопа, или любой другой совокупности более или менее одинаковых частиц.

[N_A] = 1 моль– ¹.

Три приведенные выше уравнения связи дают нам формулы для вычисления количества вещества, исходя из других данных:

В дальнейшем мы познакомимся и с другими молярными величинами.

УДЕЛЬНАЯ ВЕЛИЧИНА, МОЛЯРНАЯ ВЕЛИЧИНА, МОЛЯРНАЯ МАССА ВЕЩЕСТВА, МОЛЯРНЫЙ ОБЪЕМ ВЕЩЕСТВА, ПОСТОЯННАЯ АВОГАДРО

1)Определите молярные теплоемкости алюминия и кремния при 25^oС, если их удельные теплоемкости при той же температуре равны 902,6 и 618,4 Дж/(кг^.К), соответственно.

2)Определите удельные теплоемкости при 25^oС воды, этилового спирта С₂Н₅ОН и сульфата бария BaSO₄, если их молярные теплоемкости при той же температуре соответственно равны 75,3; 111,4 и 102,1 Дж/(моль^.К).

3)Молярная теплоемкость при 25^oС ацетона C₃H₆O равна 125 Дж/(моль^.К), а оксида фосфора Р₄О₁₀ – 215,6 Дж/(моль^.К). Порции обоих веществ равной массы необходимо нагреть на 10^o. Для какого из веществ потребуется затратить больше энергии?

4)Определите молярные теплоты плавления (при температуре плавления) воды, алюминия и кремния, если их удельные теплоты плавления соответственно равны 890 кДж/кг (при О^oС), 400 кДж/кг (при 660^oС) и 1780 кДж/кг (при 1415^oС).

5)Молярные теплоты плавления при температуре плавления у железа – 13,8 кДж/моль, а у оксида железа Fe₃O₄ – 138 кДж/моль. Во сколько раз больше энергии нужно затратить для плавления образца Fe₃O₄, чем для плавления такого же по массе образца железа?

6)Молярные теплоты кипения некоторых веществ (L_m, в кДж/моль) приведены в таблице.

В каких из этих веществ при кипении рвутся химические связи, а в каких межмолекулярные? Определите тип строения этих веществ.

7)Расположите молекулярные вещества, найденные вами в таблице (задача 6), в порядке возрастания прочности межмолекулярных связей.

8)Пользуясь данными той же таблицы, определите удельные теплоты кипения водорода, кислорода, воды, оксида бария и железа. Можно ли по полученным значениям сказать что-либо о типе структуры этих веществ?

9)Определите количество вещества хлорида натрия в образце этой соли массой 5,85 г.

10)Определите количества вещества в продажных (килограммовых) пачках поваренной соли и сахара (С₁₂Н₂₂О₁₁). Почему эти количества вещества так сильно отличаются друг от друга?

11)Для проведения реакции необходимо взять 2,5 моля оксида кальция СаО. Сколько нужно отвесить этого вещества на весах?

12)Известно, что в результате реакции термического разложения гидроксида железа Fe(OH)₂ образовалось 0,125 моль оксида железа FеО. Определите массу образовавшегося оксида железа.

13)В результате реакции было получено 6,4 г диоксида серы. Какова масса серы, содержащейся в этом диоксиде? Что в данном случае означает слово " сера" в вопросе задачи?

14)Оксид алюминия Al₂O₃ массой 306 г получили из алюминия массой 162 г. Докажите, что алюминий прореагировал полностью.

15)Из 268,8 г железа было получено 650 г трихлорида железа. Полностью ли прореагировало железо? Если нет, то какова масса непрореагировавшего железа?

16)В образце немолекулярного вещества массой 320 г содержится 4 моль этого вещества. Определите формульную массу вещества.

17)Установлено, что в образце желтого металла массой 1,97 г количество вещества составляет 0,01 моль. Какой это металл?

18)3,5 моля вещества с простейшей формулой СН₂ имеют массу 196 г. Определите молекулярную формулу этого вещества.

19)Определите молекулярную формулу одной из аллотропных модификаций серы, если 0,02 моль этого вещества имеет массу 5,12 г.

20)При исследовании 6 г вещества с простейшей формулой HPO₃ было установлено, что количество вещества в этой порции составляет 0,025 моль. Определите молекулярную формулу исследуемого вещества.

5.6. Закон Авогадро

Уравнение связи V_m = V/n не дает нам возможности вычислить молярный объем конкретного вещества, так как непосредственное измерение количества вещества практически невозможно, а измерение объема особенно для твердых веществ часто бывает довольно сложным и трудоемким.

Преобразуем это уравнение. Вспомним, что

,

тогда ; следовательно

Молярную массу легко определить, плотность тоже (ее значения приводятся во многих справочниках).

Теперь мы легко можем посчитать молярный объем любого вещества, например, воды (плотность воды - 1 г/см³):

.

Аналогично определим молярные объемы некоторых других веществ и внесем их в таблицу:

Мы с вами убедились, что для твердых и жидких веществ молярные объемы имеют разные значения, а для газов при одинаковых условиях эти значения очень близки. Совершенно одинаковы молярные объемы идеальных газов, то есть газов, в которых кроме упругих соударений между молекулами нет других видов взаимодействия. Подробнее идеальные газы вы будете изучать в курсе физики.

Под одинаковыми условиями понимается одинаковая температура и одинаковое давление. Мы с вами рассчитывали молярные объемы различных газов в условиях, обозначенных в примечании. Именно это сочетание давления и температуры получило название " нормальные условия" (сокращенное обозначение – н. у.).

При нормальных условиях

Для двух различных газов (1 и 2) количества вещества

.

Если V₁ = V₂, то и n₁ = n₂, а так как n = N/N_A, то и N₁ = N₂. Мы с вами вывели один из важнейших законов, которым подчиняются идеальные газы (или близкие к ним по свойствам реальные). Закон этот называется " закон Авогадро" .

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

МОЛЯРНЫЕ ОБЪЕМЫ ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВ, ЖИДКОСТЕЙ И ГАЗОВ; ЗАКОН АВОГАДРО .

1.Какое количество вещества углекислого газа (при н. у.) занимает объем 2,8 л?

2.Какой объем (при н. у.) занимает а) 0,5 моль, б) 0,1 моль, в) 10 моль, г) 0,01 моль любого газа?

3.Определите массу углекислого газа, занимающего при н. у. объем 2,8 л.

4.Определите массы следующих газов (объем газов при н. у. указан в скобках): а) H₂ (4,48 л), б) N₂ (134,4 л), в) СО (6,72 л), г) Аr (336 л).

5.Определите объемы при н. у. следующих газов (массы газов указаны в скобках): a) NH₃ (40,8 г), б) СО₂ (11 г), в) SO₂ (80 г), г) C₂H₆ (180 г).

6.Сколько молекул метана СН₄ содержится в 0,112 л этого газа при н. у.?

7.Сколько атомов водорода содержится в 1 мл водорода (при н. у.)?

8.Сколько всего атомов содержится в 1 мл метана? Сколько из них атомов водорода? Какой объем при нормальных условиях займет 1,26^.10²⁵ молекул аммиака NH₃? Какова его масса?

9.Каково в нем количество вещества водорода? А азота? Определите массу всего водорода, входящего в состав этой порции аммиака.

10.В каком значении употребляется слово " водород" в задачах 7 – 9 (в каждом из случаев)?

Глава 6.Строение электронных оболочек атомов

6.1. Особенности микромира

Законы, по которым "живут"частицы микромира (электроны, нуклоны, атомы, молекулы) сильно отличаются от законов макромира (нашего мира – мира физических тел). Многое в поведении этих частиц наш мозг, эволюционировавший в макромире, просто не в состоянии себе представить. Поэтому с некоторыми особенностями таких частиц, особенностями, которые нам кажутся неожиданными и странными, нам придется просто смириться.

Из основного свойства заряженных тел и частиц следует, что неподвижными электроны в атоме быть не могут. Ведь в этом случае они, притянувшись к ядру, просто упали бы на него, и атом перестал бы существовать. Следовательно, электроны в атоме движутся. Но уже Резерфорду было ясно, что просто вращаться вокруг ядра электроны не могут. В то время уже были известны законы электродинамики, в соответствии с которыми вращающийся вокруг ядра электрон обязан постепенно терять свою энергию, что должно приводить в конце концов, к его падению на ядро. Эта исключительно сложная проблема хоть и не всегда последовательно, но была решена в первой трети ХХ века в результате работ многих выдающихся физиков: Нильса Бора, Альберта Эйнштейна, Эрвина Шрёдингера, Вернера Гейзенберга, Макса Борна и многих других ученых. С основными выводами из этих работ мы с вами и познакомимся.

Изучая электроны, атомы, молекулы, а также процессы их взаимодействия, мы будем использовать некоторые модели, позволяющие нам все же получить более или менее наглядное представление об изучаемых объектах. При этом необходимо помнить, что любая модель описывает реальность с той или иной степенью точности и может быть использована только в той области, для которой она создавалась.

Из частиц микромира нас интересует прежде всего электрон. И хотя свойства, проявляемые электроном в различных условиях, вы будете изучать в курсе физики, мы с вами кратко познакомимся с тремя основными особенностями поведения электронов в атоме.

Первая особенность.Энергия свободного электрона, так же как и энергия тела, может изменяться непрерывно, но энергия связанного электрона, в частности электрона в атоме, может принимать только вполне определенные значения.

Схематически это изображено на рис. 6.1, где слева на оси энергии жирной линией показаны возможные значения энергии свободного электрона, а справа на такой же оси отдельными точками – значения энергии электрона в атоме. Таким образом, электрон в атоме может находиться только во вполне определенных состояниях.

При переходе электрона из одного состояния в другое энергия поглощается или выделяется порциями – квантами энергии. Поэтому первая особенность поведения электрона часто называется принципом квантования его энергии. Эта особенность была постулирована датским физиком Нильсом Бором в 1913 году и в дальнейшем получила блестящее экспериментальное подтверждение.

Вторая особенность. Электрон в одних случаях проявляет свойства частицы вещества, а в других – волновые свойства. Такая двойственность поведения электрона и других микрочастиц (дуализм) – одно из общих свойств материи (и вещества, и поля). Оно называется "корпускулярно-волновой дуализм"или "дуализм волна-частица ".

Волновые свойства электрона проявляются, например, при прохождении потока электронов через тончайшую кристаллическую пленку. Поток электронов ведет себя так, как будто через эту пленку прошли волны, то есть, подвергается дифракции(огибание волнами встречающегося на их пути препятствия ,если его размер сопоставим с длиной волны) и интерференции(увеличение гребней и уменьшение впадин волн при наложении их друг на друга) (смысл этих явлений понятен из рисунка 6.2, на котором показаны схемы дифракции и интерференции волн на поверхности воды при встрече препятствия с одним, или двумя отверстиями). Эту особенность поведения электрона предсказал французский физик Луи де Бройль в 1924 году, а в 1926 году американский физик Клинтон Девиссон впервые наблюдал дифракционную картину при взаимодействии потока электронов с металлами. В настоящее время волновые свойства электронов широко используются при исследовании строения различных веществ.

Третья особенность. Чем с большей точностью определяют положение электрона в пространстве, тем с меньшей точностью можно определить его скорость. И наоборот, чем с большей точностью определяют скорость электрона (абсолютную величину и направление), тем с меньшей точностью можно определить его положение в пространстве. Это утверждение, а оно справедливо и для других микрочастиц, называется "принцип неопределенностей". Этот принцип был сформулирован немецким физиком Вернером Гейзенбергом в 1927 году. Принцип неопределенностей "лишает "летящий электрон траектории. Действительно, если мы в какой-то момент точно знаем положение электрона, то мы принципиально ничего не знаем о его скорости и в следующий момент времени можем обнаружить электрон в любой другой точке атома, правда, с разной вероятностью.

Теорию вероятностей изучает математика, а мы лишь воспользуемся несколько упрощенным определением этого понятия.

В нашем случае вероятность обнаружения электрона в какой-либо точке электронной оболочки атома показывает, насколько часто "он там бывает".

МИКРОМИР, МАКРОМИР, ПРИНЦИП КВАНТОВАНИЯ, ДУАЛИЗМ ВОЛНА-ЧАСТИЦА, ПРИНЦИП НЕОПРЕДЕЛЕННОСТЕЙ,ВЕРОЯТНОСТЬ.

1.Приведите примеры физических явлений, при которых происходит непрерывное изменение а) потенциальной энергии, б) кинетической энергии.

2.Перечислите основные особенности поведения электрона в атоме. Чем поведение электрона отличается от поведения любого физического тела?

3.Как вы думаете, где можно провести границу между микромиром и макромиром?

4.В каких случаях при переходе электрона в атоме из одного состояния в другое энергия выделяется, а в каких – поглощается?

5.Разделите следующие утверждения на три группы: а) достоверно, б) вероятно, в) невозможно.

* Земля вращается вокруг Солнца.

* Земля вращается вокруг Марса.

* Автобус подойдет к остановке в течение ближайшей минуты.

* Завтра будет дождь.

* Завтрашний день будет солнечным.

* Первый человек, встреченный вами завтра на улице, будет мужчина.

Попытайтесь оценить вероятность этих событий.

6.2. Орбитали. Квантовые числа

Необычные свойства электрона, его двойственная природа, особый характер движения не укладываются в рамки классической механики. Поведение электрона и других микрочастиц изучает квантовая или волновая механика.

В квантовой механике поведение электрона описывается довольно сложным уравнением, которое называется волновым уравнением или уравнением Шрёдингера (по имени Эрвина Шрёдингера – австрийского физика, предложившего это уравнение в 1926 году). Точное решение уравнения Шрёдингера возможно только для системы из двух частиц, например, для атома водорода. Для более сложных атомов уравнение решается приближенно с использованием ЭВМ. Решая уравнение Шрёдингера, можно найти возможные состояния электрона в атоме (атомные орбитали, АО).

Чтобы избежать громоздких приближенных вычислений, часто применяют упрощенную модель атома, которая называется "одноэлектронное приближение ". В рамках этой модели предполагается, что каждый электрон ведет себя в атоме независимо от остальных электронов этого атома – тогда решение уравнения Шрёдингера сильно упрощается. В химии в большинстве случаев бывает достаточно этой простейшей модели, поэтому ее чаще всего и используют.

Составив уравнение Шрёдингера для какого-нибудь атома и решив его, можно определить, какие состояния возможны для электрона в данном атоме (в рамках модели "одноэлектронное приближение "эти состояния и называют орбиталями). Затем можно вычислить, какой энергией обладает электрон в каждом из этих состояний, а также найти и другие, очень важные характеристики атома. С некоторыми из них мы еще познакомимся.

Уравнение Шрёдингера можно составить не только для атома, но и для молекулы (системы, состоящей из нескольких атомных ядер и электронов). Решая такое уравнение, можно найти возможные состояния электрона не в отдельном атоме, а в молекуле (правда, расчеты в этом случае очень сложны, трудоемки и, естественно, приближенны). Эти состояния тоже называются орбиталями, но в отличие от орбиталей атома – атомных орбиталей их называют молекулярными орбиталями (МО).

Чтобы найти возможные состояния электрона в атоме, нам не обязательно составлять и решать уравнение Шрёдингера. Эта работа проделана во второй четверти ХХ века как самим Шрёдингером, так и многими его последователями. В соответствии с этим уравнением каждая атомная орбиталь однозначно характеризуется набором из трех целых чисел, которые называются квантовыми числами. Числа эти получили особые названия и обозначения:

главное квантовое число – n,

орбитальное квантовое число – l и

магнитное квантовое число – m.

Так как не все состояния электрона в атоме возможны, то и сочетания этих чисел могут быть отнюдь не любые, а только те, которые удовлетворяют следующим трем правилам.

Главное квантовое число (n) может принимать любые целочисленные положительные значения:

n = 1, 2, 3, …,

Орбитальное квантовое число (l) может принимать любые целочисленные значения от нуля до n – 1:

l = 0, 1, 2, … , (n – 1).

Магнитное квантовое число (m) может принимать любые целочисленные значения от – l до + l, включая ноль:

m = – l, … , –1, 0, +1,… ,+ l.

Рассмотрев последовательно возможные наборы квантовых чисел, выясним, в каких состояниях может находиться электрон в атоме (то есть, какие АО возможны).

Пусть главное квантовое число n = 1, тогда орбитальное квантовое число l = 0 и магнитное квантовое число m = 0, и только нулю. Таким образом, при n = 1 возможна только одна АО.

При n = 2 орбитальное квантовое число l может уже принимать два значения: 0 и 1, но не больше. Каждому из этих значений соответствуют свои возможные значения m: при l = 0 магнитное квантовое число тоже равно только нулю, а при l = 1 магнитное квантовое число может принимать уже три значения: –1, 0 и 1. Таким образом, при n = 2 мы получаем следующие наборы квантовых чисел:

и всё, никакие другие наборы квантовых чисел при n = 2 невозможны. Следовательно, число АО при n = 2 равно четырем.

Рассуждая аналогично, мы можем получить и другие АО. Результат приведен в первых четырех столбцах таблицы 13. Эта таблица может быть продолжена и для других значений главного квантового числа.

Набор атомных орбиталей определяется ограничениями, наложенными на значения квантовых чисел.

Используя квантовые числа, мы можем "назвать "полученные орбитали, то есть приписать каждой из них свой символ. Символ АО состоит из цифры и строчной латинской буквы, например: 2s, 3p, 4f. Цифра соответствует главному квантовому числу, а буква символизирует значение орбитального квантового числа по следующему правилу: l = 0 соответствует буква s, l = 1 соответствует буква p, l = 2 – буква d, l = 3 – буква f и далее по алфавиту. Например:

1s-АО обозначает орбиталь с n = 1 и l = 0;

2p-АО обозначает орбиталь с n = 2 и l = 1;

3d-АО обозначает орбиталь с n = 3 и l = 2.

Символы орбиталей приведены в последней колонке таблицы 13.

Те же символы используются и для обозначения электронов, находящихся на этих орбиталях, то есть, в этих состояниях:

2p-электрон – электрон на 2p-АО,

4f-электрон – электрон на 4f-АО и т. д.

Поведение электрона на орбитали зависит еще от одной его необычной характеристики, называемой спином. Эта специальная (не имеющая аналогов в макромире) характеристика микрочастиц, определяющая их магнитные свойства. Для ее учета используется четвертое квантовое число – спиновое. Оно обозначается буквой s. У разных частиц спиновое квантовое число бывает разным, но для электрона оно может принимать только два значения: s = 1/2 и s = –1/2.

Таким образом, электрон в атоме полностью и однозначно характеризуется четырьмя квантовыми числами (n, l, m и s), три из которых (n, l и m) характеризуют орбиталь этого электрона, а четвертое (s) – его спин

Таблица 13.Наборы значений квантовых чисел для различных АО

В дальнейшем мы с вами будем использовать обозначения атомных орбиталей, приведенные в последней колонке таблицы 13.

АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ, МОЛЕКУЛЯРНАЯ ОРБИТАЛЬ, КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.

1.Составьте символы атомных орбиталей, для которых а) n = 2, l = 0; б) n = 3, l = 0; в) n = 3, l =

2.Какие значения n и l соответствуют а) 4s-АО, б) 4р-АО, в) 5dАО, a) 6p-АО?

3.Сколько в атоме s-орбиталей, р-орбиталей, d-орбиталей?

4.Сколько в атоме 2р-орбиталей, 3s-орбиталей, 4d-орбиталей, 4f-орбиталей? Докажите, что их именно столько.

5.Сколько орбиталей атома имеют символ 5p, 6s, 4d, 5f? Каким квантовым числом отличаются орбитали с одинаковым символом?

6.Среди приведенных наборов квантовых чисел n, l и m выберите те, которым соответствуют АО. Укажите символы этих АО: а) n = 2, l = 0, m = 0; б) n = 3, l = 3, m = 1; в) n = 2, l = 1, m = 2; г) n = 3, l = 2, m = – 1; д) n = 3, l = 0, m = 2; е) n = 3, l = 1, m = 0.

6.3. Энергия атомных орбиталей. Электронные уровни и подуровни

Узнав, какие орбитали возможны в атоме, постараемся теперь выяснить, какова их энергия, ведь роль энергии во всех процессах, протекающих во Вселенной, очень велика. Это относится и к микромиру, и к Космосу.

Энергия АО (Е_АО) может быть как рассчитана из уравнения Шрёдингера, так и определена экспериментально, что давно уже сделано для атомов практически всех элементов. Но при изучении химии эти точные абсолютные значения используются редко. Обычно бывает достаточно знать, энергия какой орбитали больше, а какой меньше, а также, сильно или слабо различаются по энергии соседние орбитали. Такую информацию дает, например, рис. 6.3, где на оси энергии нанесены значения энергии орбиталей атома менделевия (одного из последних элементов, электронное строение атома которого определено экспериментально), как занятых электронами, так и некоторых свободных. Значения нанесены на ось без строгого соблюдения масштаба, так как при увеличении главного квантового числа разница между значениями энергии АО уменьшается очень сильно, поэтому сделанный в масштабе рисунок был бы ненагляден. Есть и еще одна причина, по которой эту шкалу обычно изображают без соблюдения масштаба: по мере возрастания заряда ядра энергия одних и тех же орбиталей существенно уменьшается, но при этом общая закономерность распределения орбиталей по энергии остается неизменной. Изображенная на рис. 13 шкала точнее отражает одну из уже известных нам особенностей поведения электрона в атоме (сравни с рис. 11).

Как видите, последовательность состояний довольно сложная. Обычно для большей наглядности получившуюся шкалу несколько видоизменяют. Обратите внимание, что энергия АО зависит от n и от l, поэтому кроме оси Е_АО вводят еще одну ось. Чаще всего это ось l. На получившемся поле отмечают положение энергии различных орбиталей, но не точками, а маленькими квадратиками, так называемыми "квантовыми ячейками". При этом, кроме увеличения наглядности, появляется возможность показать число разных орбиталей с одинаковой энергией.

Рядом с квантовыми ячейками обязательно обозначают символы орбиталей. В результате получается так называемая энергетическая диаграмма атома.

Энергетическая диаграмма может отражать электронное строение реального атома, тогда на ней показывают положения электронов (как это делается мы подробно разберем в параграфе 6.5). Но можно составить энергетическую диаграмму так, чтобы показать последовательность энергий еще не занятых электронами орбиталей – для произвольного многоэлектронного атома такая диаграмма приведена на рис. 6.4.

В случае атома водорода, у которого – только один электрон, картина сильно упрощается. Как видно из энергетической диаграммы (рис. 6.5), у атома водорода энергия орбитали зависит только от главного квантового числа n.

От магнитного квантового числа m энергия орбитали не зависит, на энергетической диаграмме орбитали с одинаковыми n и l, но с разным магнитным квантовым числом m, имеющие одинаковую энергию, группируются вместе, образуя электронный подуровень (ЭПУ) (см. рис. 6.4).

Число орбиталей на любом ЭПУ равно числу возможных значений m (см. табл. 13). Так, 2p-, 3p-, 4p- и других орбиталей p-подуровней – по три, а 3d-, 4d-, 5d- и других d-орбиталей – по пять. В общем случае число орбиталей на любом подуровне равно 2l + 1.

Поскольку все орбитали подуровня имеют одинаковый символ, тем же символом обозначают и сам подуровень. Так, 1s-подуровень (1s-ЭПУ) образован одной 1s-АО, а 4f-ЭПУ – семью 4f-АО.

На энергетической диаграмме условно принято располагать орбитали по возрастанию магнитного квантового числа, например, для 3d-ЭПУ

левая квантовая ячейка символизирует орбиталь с m = –2, следующая – с m = –1 и далее до m = 2.

Подуровни с одинаковым значением главного квантового числа объединяют в электронные уровни (ЭУ).

Так, 2s- и 2р-подуровни образуют второй электронный уровень; 3s-, 3p- и 3d-подуровни образуют третий электронный уровень.

На энергетических диаграммах, показанных на рис. 6.4 и 6.5, подуровни одного уровня соединены прямыми линиями. В случае атома водорода эти линии горизонтальны, а в случае многоэлектронного атома – наклонны. Полезно знать, что число подуровней на одном уровне равно номеру этого уровня (то есть главному квантовому числу n), а число орбиталей на том же уровне равно n².

Иногда электронные уровни называют "энергетическими уровнями". Это устаревшее, но все еще часто употребляемое название справедливо для атома водорода, но совершенно не отражает характер электронных оболочек многоэлектронных атомов (энергия атомных орбиталей одного электронного уровня у них разная). Именно при изучении электронной структуры атома водорода (простейшего атома!) это название и возникло.

Точно так же электронные подуровни иногда называют "энергетическими подуровнями". Это название допустимо, так как отражает реальность: в пределах подуровня у любого атома энергии АО действительно равны. Но для того, чтобы не создавать лишней путаницы, его не стоит употреблять.

ЭНЕРГИЯ АО, КВАНТОВАЯ ЯЧЕЙКА, ЭНЕРГЕТИЧЕСКАЯ ДИАГРАММА АТОМА, ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ, ЭЛЕКТРОННЫЙ ПОДУРОВЕНЬ.

1.Энергия какого из электронов одного и того же атома, 1s или 2s, больше? Какой из них слабее связан с ядром?

2.На какой орбитали, 1s-АО атома водорода или 1s-АО атома гелия, электроны имеют большую энергию? Где они прочнее связаны с ядром?

3.Какие орбитали образуют четвертый электронный уровень?

4.Определите число АО на а) 3s-ЭПУ, б) 4f-ЭПУ.

5.Сколько электронных подуровней образуют

а) третий электронный уровень, б) пятый электронный уровень, в) седьмой электронный уровень?

6.4. Электронные облака. Форма и размер электронного облака

Разобравшись с энергией электронов, попробуем понять, как же движутся электроны в атоме, обладая различными значениями энергии, и вообще, находясь в различных состояниях (на разных орбиталях).

Из-за особенностей поведения электрона, с которыми мы познакомились в первом параграфе, нам, жителям макромира, представить себе характер такого движения невозможно. Это связано с тем, что в макромире, в соответствии с представлениями современной физики, для него просто нет никаких аналогий. Однако положение не безнадежно – мы можем воспользоваться моделью поведения электрона в атоме, в которой используется представление об электронном облаке (ЭО).

Чтобы понять, что это такое, допустим, что мы можем очень много раз "сфотографировать" электрон в атоме (например, в атоме водорода), то есть точно зафиксировать его положение в каждый момент времени. Принцип неопределенностей нам это не запрещает. Наложив друг на друга эти "фотографии", мы получим картину, показанную на рисунке 6.6 а. Если же мы будем фиксировать только положение электрона на плоскости, в которой лежит ядро, то изображение получится несколько иным (см. рис. 6.6 б). Оба эти рисунка дают нам представление об электронном облаке: рисунок а – вид этого облака со стороны, а рисунок б – сечение облака плоскостью, проходящей через ядро. Рисунок а отражает внешний вид облака, а рисунок б дает представление о его внутреннем строении.

В разных местах электронного облака вероятность обнаружить электрон может быть разная.

Различная плотность точек в разных частях рисунка 6.6 соответствует разной вероятности нахождения электрона в этих частях электронного облака.

Вероятность обнаружить электрон в какой-либо части облака характеризуется физической величиной, называемой электронная плотность (r _е). Она определяется как отношение числа электронов (N_е) к объему (V), который они равномерно заполняют (см. § 5.9):

.

Чем больше электронная плотность, тем выше вероятность нахождения электрона в этой части облака (и тем гуще расположены точки на рис. 6.6).

Электронная плотность резко уменьшается с увеличением расстояния от ядра, но теоретически равна нулю только на бесконечном от него расстоянии. Отсюда следует, что YI не имеет четких границ. В сторону ядра электронная плотность уменьшается еще более резко и вблизи него практически равна нулю.

Электронное облако характеризуется размером, формой и распределением в нем электронной плотности.

Все, что мы говорили об электронном облаке, относится к ЭО одной орбитали, но электрон может находиться на разных орбиталях. Естественно, что электронные облака в этих случаях тоже будут разные, то есть, будут отличаться по размеру, форме и распределению электронной плотности.

Как мы уже отмечали, электронное облако не имеет четких границ, края его как бы размыты в пространстве. Что же понимать под размером такого объекта, и как описать его форму?

Для ответа на эти вопросы нам придется более детально разобраться в том, как "устроены"некоторые электронные облака, то есть, каково их строение. А строение такого необычного объекта, как электронное облако, характеризуется лишь распределением по его объему электронной плотности. Сначала познакомимся со строением самых простых электронных облаков.

Начнем с 1s-ЭО. В верхней части рис. 6.7 изображено сечение этого облака плоскостью, проходящей через ядро атома. В нижней части рисунка помещен график, показывающий, как меняется электронная плотность в этом облаке. Такой график мог бы построить некий очень маленький "наблюдатель ", пролетающий через атом по оси x и непрерывно измеряющий при этом электронную плотность. Точно такой же график построил бы наш "наблюдатель", если бы пролетал через 1s-ЭО по любому другому направлению, но обязательно через центр облака. Следовательно, в 1s-ЭО распределение электронной плотности не зависит от направления, и форма этого облака – шарообразная.

Но не всегда легко представить себе форму электронного облака, рисуя лишь графики распределения электронной плотности. Поэтому обычно форму электронного облака характеризуют его граничной поверхностью.

В качестве граничной поверхности выбирают такую поверхность, внутри которой общая вероятность обнаружить электрон достаточно велика (например: 90; 95 или даже 99 %). Но таких поверхностей для каждого облака можно выбрать множество, поэтому среди них выбирают одну – поверхность, на которой в любой точке вероятность нахождения электрона одинакова. Есть и другой способ выбора граничной поверхности. В этом случае среди поверхностей с одинаковой (в любой точке) электронной плотностью выбирают поверхность, на которой электронная плотность крайне незначительна (например, 0,01 или 0,001 е/>A ³, то есть 1,6? 10⁹ или 1,6? 10⁸ Кл/м³). Выбранные этими двумя способами граничные поверхности по внешнему виду мало отличаются друг от друга.

Построим граничную поверхность 1s-ЭО. На рис. 6.7 вспомогательные линии, относящиеся к этому построению, изображены пунктиром. В результате мы получим две сферы: внешнюю (а) и внутреннюю (б), между которыми вероятность обнаружить электрон равна 90 %. Внутренняя сфера мала, находится вблизи ядра и при образовании атомом химических связей ее присутствие никак не проявляется, поэтому обычно говорят, что 1s-ЭО имеет форму шара.

По-иному устроено 2p-ЭО (рис. 6.8). Оно состоит из двух одинаковых частей, симметричных относительно центра облака. Между ними, на плоскости m (перпендикулярной плоскости чертежа), электрон находиться не может. Граничная поверхность 2p-ЭО (ее сечение обозначено на рисунке буквой а) похожа по форме на две половинки апельсина и представляет собой тело вращения (простейшими телами вращения являются цилиндр, конус, шар и тор (приближенную форму тора имеет бублик) с осью x. Если наш "наблюдатель"полетит через это облако вдоль оси x, то график, который он построит, не будет сильно отличаться от такого же графика для 1s-ЭО, только высота максимумов будет немного меньше. По любому другому направлению (кроме лежащих в плоскости m), например, вдоль прямой f, электронная плотность будет еще меньше, но максимумы кривой останутся на тех же расстояниях от ядра (см. нижний график). Это постоянство максимумов характерно и для других электронных облаков, что позволяет нам выбрать в каждом облаке сферу "с "с радиусом, в конце которого электронная плотность по этому направлению максимальна.

Такой постоянный радиус и характеризует размер электронного облака. Этот радиус называют радиусом электронного облака и обозначают r_ЭО. В случае рассмотренных нами орбиталей именно на этом расстоянии от ядра вращался бы электрон, если бы он не обладал волновыми свойствами.

2p-подуровень образован тремя орбиталями, следовательно, в атоме может быть три 2p-ЭО. А так как электроны взаимно отталкиваются, эти облака располагаются в пространстве так, чтобы максимумы их электронной плотности находились как можно дальше друг от друга. Это возможно только в том случае, если оси облаков будут взаимно перпендикулярны, например, направлены вдоль осей прямоугольной системы координат. Поэтому 2p-ЭО так и обозначают: 2р_х-, 2р_y- и 2p_z-ЭО (рис. 6.9). Если каждое из этих облаков образовано одним или двумя электронами, то суммарное электронное облако всех электронов подуровня за счет сложения электронной плотности будет иметь шарообразную форму (как у 1s-ЭО). Такую же шарообразную форму будут иметь суммарные электронные облака любого подуровня, если, конечно, каждое из отдельных облаков будет образовано одним или двумя электронами.

Форма и строение других электронных облаков сложнее. Так 2s-ЭО, будучи также, как и все s-облака шарообразным, двухслойное (рис. 6.10 а). Внутри внешнего слоя с главным максимумом электронной плотности есть еще один слой со значительно меньшей электронной плотностью.

3p-ЭО состоит из четырех частей (рис. 6.10 б). Две большие области похожи по форме на половинки 2p-ЭО, но ближе к ядру расположены еще две маленькие области с меньшей электронной плотностью. В пространстве оси 3p-электронных облаков, так же, как и оси 2p-ЭО, взаимно перпендикулярны.

С увеличением главного квантового числа n форма электронных облаков (c одинаковым l) все более и более усложняется, но внешние области таких облаков остаются похожими, геометрически почти подобными.

Еще сильнее усложняется форма облаков с увеличением орбитального квантового числа. Рассмотрим форму 3d-облаков. Из пяти облаков этого подуровня четыре по форме совершенно одинаковы, а пятое от них отличается (рис. 6.11)( На самом деле ситуайция с пятым облаком несколько сложнее) Каждое из четырех одинаковых 3d-облаков образовано четырьмя областями, напоминающими по форме округлые апельсиновые дольки. Пятое облако состоит из трех частей, две из которых отдаленно напоминают 2р-облако, а третья образует похожий на тор поясок вокруг первых двух.

Размеры электронных облаков зависят от заряда ядра: чем больше заряд ядра, тем оно сильнее притягивает электрон и тем меньше размер электронного облака. При одном и том же заряде ядра размер облака зависит, прежде всего, от главного квантового числа n. Наглядно эта зависимость представлена на рис. 6.12 в виде диаграммы размеров электронных облаков. На этой диаграмме по вертикальной оси отложены (без строгого соблюдения масштаба) значения радиусов электронных облаков, а по горизонтальной оси – орбитальное квантовое число. Положения радиусов ЭО на диаграмме символически отмечены кружочками.

Радиусы электронных облаков с одинаковыми значениями главного квантового числа примерно равны, а с разными значениями n – сильно отличаются. Из-за этого электронная оболочка атома оказывается слоистой.(Точные квантово-механические расчеты показывают, что радиусы облаков одного слоя немного различаются, но эти различия незначительны)

Электронный слой образован облаками орбиталей одного электронного уровня. Так, первый электронный слой образован одним 1s-ЭО, второй – одним 2s-ЭО и тремя 2р-ЭО, третий – одним 3s-ЭО, тремя 3р-ЭО и пятью 3d-ЭО. Общее число электронных облаков в любом электронном слое равно n², где n - главное квантовое число, которое служит одновременно и номером электронного слоя.

Облака одного слоя, отличающиеся только значениями магнитного квантового числа, соответствуют орбиталям одного подуровня. В случае р-подуровней разным значениям m соответствует только разная ориентация электронных облаков. У облаков одного ЭПУ с большим значением l, например, у 3d-облаков, отличается еще и форма.

ЭЛЕКТРОННОЕ ОБЛАКО, ГРАНИЧНАЯ ПОВЕРХНОСТЬ ЭО, ФОРМА ЭО, РАДИУС ЭО, ДИАГРАММА РАЗМЕРОВ ЭО, ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ.

1.Существуют ли в Природе электронные облака? А электроны?

2.Попробуйте найти аналогии между электронной оболочкой и многоэтажным жилым домом оригинальной архитектуры.

3.Почему положение граничной поверхности электронного облака выбирается произвольно (точнее - конвенционально)?

4.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 1s-ЭО вдоль прямых а и б (рис. 6.13).

5.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 2р-ЭО а) сквозь центр атома по направлению, перпендикулярному оси x (рис.6.8); б) параллельно оси x, вне сферы наибольшей электронной плотности; в) параллельно оси x, захватывая сферу наибольшей электронной плотности.

6. Какие электронные облака образуют второй электронный слой?

7.Чем отличаются друг от друга электронные облака орбиталей со следующими наборами квантовых чисел: а) n = 2, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 0; б) n = 2, l = 1, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 1; в) n = 1, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 0, m = 0?

8.Сколько электронных облаков образуют полностью заполненный четвертый электронный слой?

9.Какое электронное облако одного и того же атома больше по размерам а) 2р-ЭО или 3р-ЭО, б) 2р-ЭО или 3s-ЭО, в) 1s-ЭО или 2р-ЭО?

10.Какое из электронных облаков больше: 1s-ЭО атома водорода, или 1s-ЭО атома гелия?

11.Как вы думаете, во сколько раз радиус 1s-ЭО атома урана меньше радиуса такого же облака атома водорода?

12.У каких из перечисленных ниже электронных облаков одного и того же атома примерно одинаковые размеры: 1s-ЭО, 4p-ЭОб 3d-ЭО, 4s-YI, 3s-ЭО?

6.5. Электроны в атоме

В любом атоме число АО теоретически бесконечно, а число электронов конечно. Как же электроны "размещаются "в электронной оболочке?

Возьмем (конечно, мысленно) ядро атома с атомным номером Z и Z электронов. Будем последовательно "бросать "по одному электрону в сторону взятого ядра. Электроны будут притягиваться ядром и занимать (заполнять) какие-то орбитали. Какие? В какой последовательности?

Чтобы ответить на эти вопросы, мы должны познакомиться с законами (принципами, правилами) заполнения АО электронами, иными словами, с законами построения электронной оболочки.

Первый закон (принцип наименьшей энергии): электроны в атоме занимают орбитали с наименьшими из возможных значениями энергии. Иными словами, суммарная энергия всех электронов атома должна быть минимальной. Если это так, то такое состояние атома называется основным или невозбужденным. Это устойчивое состояние атома. Любое другое состояние атома называется возбужденным.

Используя энергетическую диаграмму атома и символически изображая на ней электроны в виде стрелок, направленных вверх (s = ¹/₂) или вниз (s = – ¹/₂), мы можем проиллюстрировать принцип наименьшей энергии:

При желании мы можем воспользоваться аналогией из макромира: электроны, заполняя орбитали, ведут себя подобно воде, заполняющей стакан. Вода всегда заполняет стакан снизу вверх и никогда – наоборот.

Если бы электроны "руководствовались"только принципом наименьшей энергии, то все Z электронов нашего атома оказались бы на 1s-орбитали. Но этого не происходит, потому что существует второй закон (принцип Паули): в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами (швейцарский физик Вольфганг Паули сформулировал, в несколько иной форме, этот принцип в 1925 году). Вспомним, что атомная орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами (n, l, m), а спиновое квантовое число (s) может принимать только два значения, следовательно, на одной АО может быть не более двух электронов. Иными словами, электронное облако может быть образовано только одним или двумя электронами.

Орбиталь без электронов называют свободной орбиталью, орбиталь с одним электроном – орбиталью с неспаренным электроном, орбиталь с двумя электронами – заполненной орбиталью.

В обыденной жизни мы часто сталкиваемся с одним случайным аналогом принципа Паули: в железнодорожном вагоне дальнего следования действует принцип "один билет – один пассажир ". А ведь на железнодорожном билете тоже указаны четыре "дискретных параметра": дата, номер поезда, вагон и место.

Чтобы правильно разместить в атоме первые пять электронов, достаточно воспользоваться принципом наименьшей энергии и принципом Паули. Попробуем это сделать для такого атома (атома бора).

Для наглядного изображения электронного строения, или, как говорят, электронной конфигурации атома воспользуемся энергетической диаграммой многоэлектронного атома (рис. 6.4). На этой диаграмме внутри квантовых ячеек, с помощью стрелочек, изобразим электроны, находящиеся в тех состояниях, которые символизируют квантовые ячейки. В результате для атома бора мы получим энергетическую диаграмму, показанную на рис. 6.14.

У шестого электрона, который есть, например, у атома углерода, "возникает проблема": где ему на 2р-ЭПУ выгоднее разместиться – на свободной АО, или на АО с неспаренным электроном.

На этот вопрос отвечает третий закон, который называется правилом Хунда (немецкий физик Фридрих Хунд сформулировал его в 1927 году). Вспомним, что электрон – заряженная частица, и, следовательно, электроны друг от друга отталкиваются; а раз так, то им выгоднее находиться на разных орбиталях одного подуровня, так как электронные облака этих орбиталей в пространстве не совпадают. Несколько упрощенно правило Хунда звучит так: в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным.

Если шестой электрон сможет попасть на ту же орбиталь, что и предыдущий, то сумма спиновых квантовых чисел этих электронов по принципу Паули обязательно будет равна 1/2 + (–1/2) = 0 (электроны должны быть с разными спинами). А если этот электрон займет другую 2р-АО, то сумма спиновых квантовых чисел окажется равной 1/2 + 1/2 = 1, то есть больше, чем в первом случае. Модуль суммы окажется больше, чем в первом случае, и тогда, когда спиновые квантовые числа обоих электронов будут отрицательными. Следовательно, электроны занимают орбитали одного подуровня сначала по одному и только потом по два, и шестой электрон попадет на свободную р-орбиталь (рис. 6.15).

В жизни мы сталкиваемся с отдаленной аналогией правила Хунда: на конечной остановке незнакомые пассажиры, входя в троллейбус, обычно садятся сначала по одному на каждое сидение и только потом – по два.

Зная энергетическую структуру электронных оболочек атомов и законы, по которым электроны образуют эти оболочки, мы можем изобразить электронную конфигурацию атома почти любого элемента. Для этого нам нужно знать только заряд ядра. Можно, конечно, выбирать заряд ядра произвольно, но тогда мы вряд ли быстро обнаружим в строении электронных оболочек какую-то систему. Логично расположить атомы в порядке возрастания зарядов их ядер, начиная с +1е. Такой ряд называется естественным рядом элементов (ЕРЭ). То, что именно этот ряд может быть положен в основу классификации химических элементов, стало ясно после работ молодого английского физика Генри Мозли, вскоре после этого трагически погибшего в одном из сражений Первой мировой войны. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента и обозначается той же буквой – Z. Д. И. Менделеев, не доживший до открытия Мозли, располагал элементы в порядке возрастания атомных масс ("атомных весов ", как тогда говорили), хотя и чувствовал, что в основе ряда лежит какая-то более глубинная характеристика.

"Конструируя "электронные оболочки атомов, мы будем изображать их электронные конфигурации. Один из способов их изображения – построение энергетической диаграммы – мы уже разобрали. Второй способ – написание электронной формулы атома. С ним мы познакомимся в процессе работы.

Первый элемент в ЕРЭ – водород. Единственный электрон его атома по принципу наименьшей энергии занимает 1s-орбиталь, и электронная формула атома водорода записывается так: 1s¹. Верхний индекс при символе орбитали означает число электронов на ней. Единственное электронное облако этого атома (1s-ЭО) образовано одним (неспаренным) электроном.

Второй элемент – гелий. Второй электрон в его атоме также стремится к минимуму энергии и, если он обладает противоположным спином, по принципу Паули может занять ту же орбиталь. Электронная формула атома гелия 1s². Также единственное электронное облако этого атома образовано двумя электронами (парой электронов).

Третий электрон, появляющийся у атома лития, по принципу Паули не может занять 1s-орбиталь и вынужден занимать большую по энергии 2s-орбиталь, образуя вокруг первого второе, большее по размеру, электронное облако. Электронная формула атома лития 1s²2s¹.

Последний (четвертый) электрон атома следующего элемента – бериллия – должен занять ту же 2s-орбиталь, так как на ней есть еще свободное место. Электронная формула бериллия 1s²2s², и его электронная оболочка состоит из двух облаков, каждое из которых образовано парой электронов. Энергетические диаграммы атомов бора и углерода мы уже разбирали (рис. 24 и 25). Электронные формулы атомов этих элементов – B 1s²2s²2p¹ и C 1s²2s²2p².

2p-подуровень продолжает заполняться и у следующих элементов, до неона (Z = 10) включительно, у которого этот подуровень оказывается полностью заполненным. Электронная формула неона 1s²2s²2p⁶, а его электронная оболочка состоит из пяти облаков: одного облака первого слоя (1s-ЭО) и четырех облаков второго слоя (одно 2s- и три 2р-ЭО), причем все облака образованы парами электронов.

У атомов следующего элемента – натрия – последний электрон вынужден занимать уже 3s-орбиталь, и с его электронного облака начинается образование третьего электронного слоя. Электронная формула натрия 1s²2s²2p⁶3s¹.

Третий электронный слой (и, естественно, третий электронный уровень) продолжает заполняться до аргона включительно, но не заполняется полностью, так как со следующего атома – атома калия – начинается заполнение четвертого слоя. Это происходит потому, что энергия оставшегося незаполненным 3d-подуровня больше, чем энергия 4s-подуровня. 3d-подуровень начинает заполняться только у атома скандия (Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹) после завершения заполнения 4s-подуровня.

Продолжая заполнять электронами атомные орбитали, можно получить электронные конфигурации и атомов следующих элементов. Необходимо только внимательно следить за последовательностью подуровней (по рис. 14) и строго соблюдать принцип наименьшей энергии, принцип Паули и правило Хунда.

Электронные формулы атомов всех элементов приведены в приложении 4.

ПРИНЦИП НАИМЕНЬШНЙ ЭНЕРГИИ, ПРИНЦИП ПАУЛИ, ПРАВИЛО ХУНДА, ЕСТЕСТВЕННЫЙ РЯД ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

1.Сколько всего электронов может находиться на а) 4s-ЭПУ, б) 4р-ЭПУ, в) 3d-ЭПУ, г) 5f-ЭПУ? 2.Сколько всего электронов может находиться на каждом из первых пяти ЭУ? Составьте общую формулу для такого подсчета.

3.Какое квантовое число – общее для всех электронов внешнего электронного слоя? Охарактеризуйте его значение.

4.Для атомов Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar а) изобразите энергетические диаграммы, б) составьте полные электронные формулы.

7.Химические связи и строение веществ

7.1. Что такое химические связи

В предыдущих главах вы познакомились с составом и строением изолированных атомов различных элементов, изучили их энергетические характеристики. Но в окружающей нас природе изолированные атомы встречаются крайне редко. Атомы почти всех элементов " стремятся" соединиться, образуя молекулы или другие более сложные химические частицы. Принято говорить, что при этом между атомами возникают химические связи.

В образовании химических связей участвуют электроны. Каким образом это происходит, вы узнаете, изучив эту главу. Но прежде нам надо ответить на вопрос, почему атомы образуют химические связи. На этот вопрос мы можем ответить, даже не зная ничего о природе этих связей: " Потому что это энергетически выгодно!" А вот, отвечая на вопрос, откуда при образовании связей возникает выигрыш в энергии, мы постараемся понять, как и почему химические связи образуются.

Как и электронное строение атомов, подробно и строго научно химические связи изучает квантовая химия, а мы с вами можем только воспользоваться некоторыми важнейшими выводами, сделанными учеными. При этом для описания химических связей мы будем пользоваться одной из простейших моделей, предусматривающей существование трех типов химической связи (ионной, ковалентной и металлической).

Вспомните – грамотно пользоваться любой моделью можно, только зная границы применимости этой модели. Модель, которой мы будем пользоваться, тоже имеет свои границы применимости. Например, в рамках этой модели нельзя описать химические связи в молекулах кислорода, большинства бороводородов и некоторых других веществ. Для описания химических связей в этих веществах используют более сложные модели.

ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ

7.2. Типы химических связей

Причина образования химических связей – выигрыш в энергии системы связанных атомов по сравнению с изолированными атомами.

Строение электронных оболочек и энергетические характеристики разных атомов сильно отличаются. Неудивительно, что и выигрыш в энергии при образовании связей между ними разный и достигается разными способами. Отсюда и разные типы химических связей между атомами.

Посмотрите на построенный вами график зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента. Как видно из этого графика, энергия ионизации атомов каждого из элементов, образующих благородные газы (Не, Nе, Ar, Кr и др.), превышает энергию ионизации атомов элементов как предыдущего, так и последующего периодов. Следовательно, атомы благородных газов совершенно не склонны отдавать свои электроны.

Теперь посмотрите на аналогичный график зависимости энергии сродства к электрону от порядкового номера элемента. Как видите, эта зависимость только в общих чертах соответствует тем простейшим закономерностям, которые мы проследили в предыдущей главе. И все же из графика видно, что у атомов благородных газов энергия сродства к электрону меньше, чем у большинства других атомов, кроме того она имеет отрицательные значения. Следовательно, атомы элементов, образующих благородные газы, совершенно не склонны принимать чужие электроны.

Если эти атомы не склонны ни отдавать свои, ни принимать чужие электроны, то, следовательно, их электронные оболочки энергетически выгодны, а потому – особо устойчивы. Это объясняет, почему, принимая или отдавая электроны, атомы других элементов " стремятся" приобрести валентную конфигурацию атомов благородных газов.Так как у атомов благородных газов на всех валентных подуровнях находится максимально возможное число электронов (свободных мест нет) электронные оболочки атомов благородных газов часто называют завершенной электронной оболочкой– ns²np⁶. Своих валентных электронов у атома для этого либо слишком много, либо слишком мало. Какие же у него есть возможности для приближения своей электронной оболочки к завершенной?

Первая возможность: отдать другому атому " лишние" электроны или отнять у другого атома " недостающие" электроны. И в том, и в другом случае образуются ионы. Но обратите внимание: энергия ионизации любого атома больше, чем энергия сродства к электрону любого другого атома. За счет чего же происходит передача электронов от одного атома другому, ведь затратить нужно больше энергии, чем ее выделится?

Чтобы понять, за счет чего может возникнуть выигрыш в энергии, рассмотрим систему, состоящую из двух разноименно заряженных частиц а– и б⁺ (рис. 7.1). Расстояние между частицами l (состояние I). Так как разноименно заряженные частицы притягиваются, то такая система обладает потенциальной энергией, которая может выделиться при сближении этих частиц. В результате система перейдет в состояние II с меньшей энергией. Именно это и происходит при образовании химической связи между ионами. Ведь получившиеся разноименно заряженные ионы притянутся друг к другу, между ионами возникнет ионная связь и образуется ионный кристалл. Выигрыш в энергии при образовании связи компенсирует затраты на образование ионов.

Если же у атомов близкие склонности отдавать (или принимать) электроны, то передать электроны друг другу они не могут, и им остается только попытаться использовать и свои, и чужие электроны совместно, не отдавая и не принимая их полностью. Это – вторая возможность атома образовать завершенную электронную оболочку. В этом случае при образовании связи также компенсируются все энергетические затраты, но причины здесь более сложные.

Посмотрим, в каких случаях и как атомы осуществляют эти возможности.

Таблица 16.Примеры образования ионных соединений

*)В структурных формулах веществ с ионными связями указываются формальные заряды: , ², ² и т. д. Что это такое, и чем эти заряды отличаются от истинных зарядов (обозначаются без кружочков) вы узнаете, изучив § 7.6.

1. Если связываемые атомы сильно отличаются по размерам, то маленькие атомы (склонные принимать электроны) отнимут электроны у больших атомов (склонных отдавать электроны), и образуется ионная связь. Энергия ионного кристалла меньше, чем энергия изолированных атомов, поэтому ионная связь возникает даже тогда, когда атому не удается, отдавая электроны, полностью завершить свою электронную оболочку (незавершенным может остаться d- или f-подуровень). Рассмотрим примеры.

2. Если связываемые атомы маленькие(r_o <1), то все они склонны принимать электроны, а отдавать их не склонны; поэтому отобрать друг у друга электроны такие атомы не могут. В этом случае связь между ними возникает за счет попарного обобществления неспаренных валентных электронов: один электрон одного атома и один электрон другого атома с разными спинами образуют пару электронов, принадлежащую обоим атомам и связывающую их. Так образуется ковалентная связь.

Образование ковалентной связи в пространстве можно представить себе как перекрывание электронных облаков неспаренных валентных электронов разных атомов. При этом пара электронов образует общее электронное облако, связывающее атомы. Чем больше электронная плотность в области перекрывания, тем больше выделяется энергии при образовании такой связи.

Прежде чем рассмотреть простейшие примеры образования ковалентной связи, договоримся валентные электроны атома обозначать точками вокруг символа этого атома, причем парой точек – неподеленные электронные пары и пары электронов ковалентной связи, а отдельными точками – неспаренные электроны. При таком обозначении валентная электронная конфигурация атома, например, фтора будет изображаться символом , а атома кислорода – . Построенные из таких символов формулы называются электронными формулами или формулами Льюиса (американский химик Гилберт Ньютон Льюис предложил их в 1916 году). По объему передаваемой информации электронные формулы относятся к группе структурных формул. Примеры образования атомами ковалентных связей:

3. Если связываемые атомы большие (r_o > 1А), то все они более или менее склонны отдавать свои электроны, а склонность принимать чужие электроны у них незначительна. Поэтому образовать между собой ионную связь эти большие атомы тоже не могут. Ковалентная связь между ними также оказывается невыгодной, так как электронная плотность в больших по размеру внешних электронных облаках незначительна. В этом случае при образовании из таких атомов химического вещества происходит обобществление валентных электронов всех связываемых атомов (валентные электроны становятся общими для всех атомов), и образуется металлический кристалл (или жидкость), в котором атомы связаны металлической связью.

Как определить, связи какого типа образуют атомы элементов в определенном веществе?

По положению элементов в естественной системе химических элементов, например:

1. Хлорид цезия CsCl. Атом цезия (IА группа) большой, легко отдает электрон, а атом хлора (VIIА группа) маленький и легко его принимает, следовательно, связь в хлориде цезия ионная.

2. Диоксид углерода CO₂. Атомы углерода (IVА группа) и кислорода (VIА группа) не сильно отличаются по размерам – оба маленькие. По склонности принимать электроны они отличаются незначительно, следовательно связь в молекуле CO₂ ковалентная.

3. Азот N₂. Простое вещество. Связываемые атомы одинаковые и при этом маленькие, следовательно, связь в молекуле азота ковалентная.

4. Кальций Са. Простое вещество. Связываемые атомы одинаковые и довольно большие, следовательно связь в кристалле кальция металлическая.

5. Барий-тетраалюминий BaAl₄. Атомы обоих элементов достаточно велики, особенно атомы бария, поэтому оба элемента склонны только отдавать электроны, следовательно, связь в этом соединении металлическая.

ИОННАЯ СВЯЗЬ, КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ, МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ИХ ОБРАЗОВАНИЯ.

1.Что является причиной соединения атомов и образования между ними химических связей?

2.Почему благородные газы состоят не из молекул, а из атомов?

3.Определите тип химической связи в бинарных соединениях: а) KF, K₂S, SF₄; б) MgO, Mg₂Ba, OF₂; в) Cu₂O, CaSe, SeO₂. 4.Определите тип химической связи в простых веществах: а) Na, P, Fe; б) S₈, F₂, P₄; в) Mg, Pb, Ar.

7.З. Ионы. Ионная связь

В предыдущем параграфе вы познакомились с ионами, которые образуются, когда отдельные атомы принимают или отдают электроны. В этом случае число протонов в атомном ядре перестает быть равным числу электронов в электронной оболочке, и химическая частица приобретает электрический заряд.

Но в состав иона может входить и не одно ядро, как в молекуле. Такой ион представляет собой единую систему, состоящую из нескольких атомных ядер и электронной оболочки. В отличие от молекулы общее число протонов в ядрах не равно общему числу электронов в электронной оболочке, отсюда – электрический заряд иона.

Какие бывают ионы? То есть, чем они могут различаться?

По числу атомных ядер ионы делятся на простые (или одноатомные), то есть содержащие одно ядро (например: K, O²), и сложные (или многоатомные), то есть содержащие несколько ядер (например: CO₃², [Fe(H₂O)₆]³). Простые ионы – заряженные аналоги атомов, а сложные – заряженные аналоги молекул.

По знаку заряда ионы делятся на катионы и анионы.

Примеры катионов: K(ион калия), Fe² (ион железа), NH₄ (ион аммония), [Cu(NH₃)₄]² (ион тетраамминмеди). Примеры анионов: Cl (хлорид-ион), N³ (нитрид-ион), PO₄³ (фосфат-ион), [Fe(CN)₆]⁴ (гексацианоферрат-ион).

По значению заряда ионы делятся на однозарядные (K, Cl, NH₄, NO₃ и т. п.), двухзарядные (Са², O², SО₄² и т. д.) трехзарядные (Аl³, РО₄³ и т. п.) и так далее.

Итак, ион РО₄³ мы назовем трехзарядным сложным анионом, а ион Са² – двухзарядным простым катионом.

Кроме этого, ионы различаются еще и своими размерами. Размер простого иона определяется радиусом этого иона или ионным радиусом. Размер сложных ионов охарактеризовать труднее. Радиус иона, как и радиус атома, непосредственно измерить невозможно (как вы понимаете, четких границ у иона нет). Поэтому для характеристики изолированных ионов используют орбитальные ионные радиусы (примеры – в таблице 17).

Таблица 17.Орбитальные радиусы некоторых простых ионов

Катион	Заряд, е	Орбитальный радиус, А	Анион	Заряд, е	Орбитальный радиус, А
Li	+ 1	0,189	F	– 1	0,400
Na	+ 1	0,278	Cl	– 1	0,742
K	+ 1	0,592	Br	– 1	0,869
Rb	+ 1	0,734	I	– 1	1,065
Cs	+ 1	0,921	O2	– 2	0,46
Be2	+ 2	0,139	S2	– 2	0,83
Mg2	+ 2	0,246	Se2	– 2	0,92
Ca2	+ 2	0,538	Te2	– 2	1,12
Sr2	+ 2	0,683
Ba2	+ 2	0,866
Al3	+ 3	0,221

Характеризуя размеры ионов в соединениях, используют и другие системы ионных радиусов.

В химических реакциях ионы могут образовываться из нейтральных атомов, из молекул или из других ионов, например:

Са – 2е– = Са²; NО₂ + е^– = NО₂;

H₂PO₄ + H₂O = Н₃O + НРО₄²; Cu² + 4Н₂O = [Cu(H₂O)₄]².

Разноименно заряженные ионы связываются между собой за счет электростатического притяжения – образуется ионная связь.

Так как ионная связь имеет электростатический характер, то любой простой ион (точечный заряд!) притягивает противоположно заряженные ионы по всем направлениям с одинаковой силой. Эта особенность ионной связи называется ненаправленностью.

Из свойств электрических зарядов следует и вторая особенность ионной связи – ненасыщаемость. Смысл ненасыщаемости ионной связи в том, что каждый ион с одинаковой силой притягивает один, два, три, четыре и так далее ионов противоположного знака (если, конечно, они находятся на одинаковом от него расстоянии). Число таких ионов зависит только от их размера.

ПРОСТЫЕ ИОНЫ, МНОГОАТОМНЫЕ ИОНЫ, КАТИОНЫ,АНИОНЫ, ОДНОЗАРЯДНВЕ ИОНЫ, ДВУЗАРЯДНЫЕ ИОНЫ, ТРЕХЗАРЯДНЫЕ ИОНЫ, ОРБИТАЛЬНЫЙ ИОННЫЙ РАДИУС

1.Охарактеризуйте следующие ионы по числу атомных ядер, знаку и значению заряда: Rb, NO₃, Al³, AsO₃³, N³, SO₄², S².

2.Определите число протонов и число электронов в ионе натрия. Составьте его полную и сокращенную электронную формулу. Проделайте то же для ионов O², Ва², I, Fe² и Fe³.

3.Определите число протонов и число электронов в а) молекуле триоксида серы и сульфит-ионе SO₃², б) частицах NО, NО и NО.

4.Используя таблицы орбитальных радиусов, определите, как изменяется радиус частицы при образовании а) иона натрия из атома Nа, б) хлорид-иона из атома С1, в) иона бария из атома Ва, г) оксид-иона из атома кислорода. Изменение радиуса выразите в процентах.

5.Почему при образовании катиона калия из атома калия радиус частицы резко уменьшается, а при образовании бромидного аниона из атома брома – практически не изменяется?

6.Вокруг какого из ионов может разместиться больше одинаковых ионов противоположного знака: а) Li или Nа; б) F или Cl?

Глава 8 . Основы химической номенклатуры

8.1. Что такое химическая номенклатура

Химическая номенклатура складывалась постепенно, в течение нескольких столетий. По мере накопления химических знаний она неоднократно менялась. Уточняется и развивается она и сейчас, что связано не только с несовершенством некоторых номенклатурных правил, но еще и с тем, что ученые постоянно открывают новые и новые соединения, назвать которые (а бывает, что даже и составить формулы), пользуясь существующими правилами иногда оказывается невозможно. Номенклатурные правила, принятые в настоящее время научным сообществом всего мира, содержатся в многотомном издании: " Номенклатурные правила ИЮПАК по химии" , число томов в котором непрерывно возрастает.

С типами химических формул, а также с некоторыми правилами их составления вы уже знакомы. А какие же бывают названия химических веществ?

Пользуясь номенклатурными правилами, можно составить систематическое название вещества.

Для многих веществ кроме систематических используются и традиционные, так называемые тривиальные названия. При своем возникновении эти названия отражали определенные свойства веществ, способы получения или содержали название того, из чего данное вещество было выделено. Сравните систематические и тривиальные названия веществ, приведенных в таблице 25.

К тривиальным относятся и все названия минералов (природных веществ, составляющих горные породы), например: кварц (SiO₂); каменная соль, или галит (NaCl); цинковая обманка, или сфалерит (ZnS); магнитный железняк, или магнетит (Fe₃O₄); пиролюзит (MnO₂); плавиковый шпат, или флюорит (CaF₂) и многие другие.

Таблица 25. Систематические и тривиальные названия некоторых веществ

Для некоторых наиболее известных или широко распространенных веществ употребляются только тривиальные названия, например: вода, аммиак, метан, алмаз, графит и другие. В этом случае такие тривиальные названия иногда называют специальными.

Как составляются названия веществ, относящихся к разным классам, вы узнаете из следующих параграфов.

ХИМИЧЕСКАЯ НОМЕНКЛАТУРА, СИСТЕМАТИЧЕСКОЕ НАЗВАНИЕ, ТРИВИАЛЬНОЕ НАЗВАНИЕ, СПЕЦИАЛЬНОЕ НАЗВАНИЕ.

1.Выпишите из предыдущих глав учебника десять тривиальных названий любых соединений (отсутствующих в таблице), запишите формулы этих веществ и дайте их систематические названия.

2.О чем говорят тривиальные названия " поваренная соль" , " кальцинированная сода" , " угарный газ" , " жженая магнезия" ?

8.2. Названия и формулы простых веществ

Названия большинства простых веществ совпадают с названиями соответствующих элементов. Только все аллотропные модификации углерода имеют свои особые названия: алмаз, графит, карбин и другие. Кроме этого имеет свое особое название одна из аллотропных модификаций кислорода – озон.

Простейшая формула простого немолекулярного вещества состоит только из символа соответствующего элемента, например: Na – натрий, Fe – железо, Si – кремний.

Аллотропные модификации обозначают, используя буквенные индексы или буквы греческого алфавита:

C_(а) – алмаз; α - Sn – серое олово;

С_(гр) – графит; β -Sn – белое олово.

В молекулярных формулах молекулярных простых веществ индекс, как вы знаете, показывает число атомов в молекуле вещества:

H₂ – водород; O₂ – кислород; Cl₂ – хлор; O₃ – озон.

В соответствии с номенклатурными правилами систематическое название такого вещества должно содержать приставку, показывающую число атомов в молекуле:

H₂ – диводород;

O₃ – трикислород;

P₄ – тетрафосфор;

S₈ – октасера и т. д., но в настоящее время это правило еще не стало общеупотребительным.

8.3. Формулы и названия бинарных веществ В соответствии с общим правилом в формуле бинарного вещества на первое место ставится символ элемента с меньшей электроотрицательностью атомов, а на второе – с большей, например: NaF, BaCl₂, CO₂, OF₂ (а не FNa, Cl₂Ba, O₂C или F₂O!).

Так как значения электроотрицательности для атомов разных элементов постоянно уточняются, обычно пользуются двумя практическими правилами:

1. Если бинарное соединения представляет собой соединение элемента, образующего металл, с элементом, образующим неметалл, то на первое место (слева) всегда ставится символ элемента, образующего металл.

2. Если оба элемента, входящие в состав соединения – элементы, образующие неметаллы, то их символы располагают в следующей последовательности:

B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F.

Примечание: следует помнить, что место азота в этом практическом ряду не соответствует его электроотрицательности; в соответствии с общим правилом его следовало бы поместить между хлором и кислородом.

Примеры: Al₂O₃, FeO, Na₃P, PbCl₂, Cr₂S₃, UO₂ (по первому правилу);

BF₃, CCl₄, As₂S₃, NH₃, SO₃, I₂O₅, OF₂ (по второму правилу).

Систематическое название бинарного соединения может быть дано двумя способами. Например, СО₂ можно назвать диоксидом углерода – это название вам уже известно – и оксидом углерода(IV). Во втором названии в скобках указывается число Штока (степень окисления) углерода. Это делается для того, чтобы отличить это соединение от СО – оксида углерода(II).

Можно использовать и тот, и другой тип названия в зависимости от того, какой в данном случае более удобен.

Примеры (выделены более удобные названия):

Другие примеры:

Если атомы элемента, стоящего в формуле вещества на первом месте, проявляют только одну положительную степень окисления, то ни числовые приставки, ни обозначение этой степени окисления в названии вещества обычно не используются, например:

Na₂O – оксид натрия; KCl – хлорид калия;

Cs₂S – сульфид цезия; BaCl₂ – хлорид бария;

BCl₃ – хлорид бора; HCl – хлорид водорода (хлороводород);

Al₂O₃ – оксид алюминия; H₂S – сульфид водорода (сероводород).

1.Составьте систематические названия веществ (для бинарных веществ – двумя способами):

а) O₂, FeBr₂, BF₃, CuO, HI;

б) N₂, FeCl₂, Al₂S₃, CuI, H₂Te;

в) I₂, PCl₅, MnBr₂, BeH₂, Cu₂O.

2.Назовите двумя способами каждый из оксидов азота: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅. Подчеркните более удобные названия.

3.Запишите формулы следующих веществ:

а) фторид натрия, сульфид бария, гидрид стронция, оксид лития;

б) фторид углерода(IV), сульфид меди(II), оксид фосфора(III), оксид фосфора(V);

в) диоксид кремния, пентаоксид дийода, триоксид дифосфора, дисульфид углерода;

г) селеноводород, бромоводород, йодоводород, теллуроводород;

д) метан, силан, аммиак, фосфин.

4.Сформулируйте правила составления формул бинарных веществ по положению элементов, входящих в состав этого вещества, в системе элементов.

8.4. Формулы и названия более сложных веществ

Как вы уже заметили, в формуле бинарного соединения на первом месте стоит символ катиона или атома с частичным положительным зарядом, а на втором – аниона или атома с частичным отрицательным зарядом. Точно также составляются формулы и более сложных веществ, но места атомов или простых ионов в них занимают группы атомов или сложные ионы.

В качестве примера рассмотрим соединение (NH₄)₂CO₃. В нем на первом месте стоит формула сложного катиона (NH₄), а на втором – формула сложного аниона (CO₃²).

В формуле самого сложного иона на первое место ставится символ центрального атома, то есть атома, с которым связаны остальные атомы (или группы атомов) этого иона, а в названии указывается степень окисления центрального атома.

Примеры систематических названий:

Na₂SO₄ тетраоксосульфат(VI) натрия(I),

K₂SO₃ триоксосульфат(IV) калия(II),

CaCO₃ триоксокарбонат(IV) кальция(II),

(NH₄)₃PO₄ тетраоксофосфат(V) аммония,

PH₄Cl хлорид фосфония,

Mg(OH)₂ гидроксид магния(II).

Такие названия точно отражают состав соединения, но очень громоздки. Поэтому вместо них обычно используют сокращенные (полусистематические) названия этих соединений:

Na₂SO₄ сульфат натрия,

K₂SO₃ сульфит калия,

CaCO₃ карбонат кальция,

(NH₄)₃PO₄ фосфат аммония,

Mg(OH)₂ гидроксид магния.

Систематические названия кислот составляется так, как будто кислота – соль водорода:

H₂SO₄ тетраоксосульфат(VI) водорода,

H₂CO₃ триоксокарбонат(IV) водорода,

H₂[SiF₆] гексафторосиликат(IV) водорода.(О причинах применения квадратных скобок в формуле этого соединения вы узнаете позже)

Но для наиболее известных кислот номенклатурные правила допускают применение их тривиальных названий, которые вместе с названиями соответствующих анионов приведены в таблице 27.

Таблица 27. Названия некоторых кислот и их анионов

Кислота	Анион
Формула	Название	Формула	Название
H2CO3	Угольная	CO32	Карбонат-ион
(H2SiO3)n	Кремниевая	(SiO32)n	Силикат-ион
HNO3	Азотная	NO3	Нитрат-ион
HNO2	Азотистая	NO2	Нитрит-ион
H3PO4	Ортофосфорная (фосфорная)	PO43	(Орто)фосфат-ион
(HPO3)n	Метафосфорная	(PO3 )n	Метафосфат-ион
H2SO4	Серная	SO42	Сульфат-ион
H2SO3	Сернистая	SO32	Сульфит-ион
HClO4	Хлорная	ClO4	Перхлорат-ион
HClO3	Хлорноватая	ClO3	Хлорат-ион
HClO2	Хлористая	ClO2	Хлорит-ион
HClO	Хлорноватистая	ClO	Гипохлорит-ион

* * *

В этой главе вы познакомились только с самыми основными правилами химической номенклатуры. С другими правилами вы будете знакомиться по мере необходимости.

ПОЛУСИСТЕМАТИЧЕСКИЕ НАЗВАНИЯ КИСЛОТ И СОЛЕЙ.

Назовите следующие вещества:

а) Fe(NO₃)₃, H₂SeO₄, Cr(OH)₃, (NH₄)₃PO₄;

б) Cr₂(SO₄)₃, CrSO₄, CrCl₃, CrO₃, Cr₂S₃;

в) Na₂SO₄, Na₂SO₃, Na₂S;

г) KNO₃, KNO₂, K₃N;

д) HBr, H₃BO₃, (H₃O)₂SO₄, (H₃O)₃PO₄;

е) KMnO₄, K₂S₂O₇, K₃[AuCl₆], K₃[Al(OH)₆].

2.Составьте формулы следующих веществ:

а) карбонат магния, нитрат свинца(II), нитрит лития;

б) гидроксид хрома(III), бромид алюминия, сульфид железа(II);

в) нитрат серебра, бромид фосфора(V), фосфат кальция.

Глава 9. Химические реакции

9.1. Какие бывают химические реакции

Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. гл. 1).

Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

Примеры реакций соединения:

C + O₂ = CO₂; (1)

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃; (2)

NH₃ + CO₂ + H₂O = NH₄HCO₃. (3)

Примеры реакций разложения:

2Ag₂O 4Ag + O_2­ ; (4)

CaCO₃ CaO + CO_2­ ; (5)

(NH₄)₂Cr₂O₇ N_2­ + Cr₂O₃ + 4H₂O­ . (6)

Примеры реакций замещения:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu ; (7)

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂; (8)

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO^2­ . (9)

Примеры реакций обмена:

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2H₂O; (10)

HCl + KNO₂ = KCl + HNO₂; (11)

AgNO₃ + NaCl = AgCl + NaNO₃. (12)

Традиционная классификация химических реакций не охватывает все их разнообразие – кроме реакций четырех основных типов существует еще и множество более сложных реакций.

Выделение двух других типов химических реакций основано на участии в них двух важнейших нехимических частиц: электрона и протона.

При протекании некоторых реакций происходит полная или частичная передача электронов от одних атомов к другим. При этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав исходных веществ, изменяются; из приведенных примеров это реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными.

В другой группе реакций от одной реагирующей частицы к другой переходит ион водорода (Н⁺), то есть протон. Такие реакции называют кислотно-основными реакциями или реакциями с передачей протона.

Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона. С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах.

РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ, РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ, КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.

Составьте уравнения реакций, соответствующих следующим схемам:

а) HgO Hg + O₂(t); б) Li₂O + SO₂ Li₂SO₃; в) Cu(OH)₂ CuO + H₂O (t);

г) Al + I₂ AlI₃; д) CuCl₂ + Fe FeCl₂ + Cu; е) Mg + H₃PO₄ Мg₃(PO₄)₂ + H₂;

ж) Al + O₂ Al₂O₃ (t); и) KClO₃ + P P₂O₅ + KCl (t); к) CuSO₄ + Al Al₂(SO₄)₃ + Cu;

л) Fe + Cl₂ FeCl₃ (t); м) NH₃ + O₂ N₂ + H₂O (t); н) H₂SO₄ + CuO CuSO₄ + H₂O.

Укажите традиционный тип реакции. Отметьте окислительно-восстановительные и кислотно-основные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях укажите, атомы каких элементов меняют свои степени окисления.

9.2. Окислительно-восстановительные реакции

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂.

Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции

Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель.

Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.

В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II).

В тех случаях, когда атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего параграфа), понятия " вещество-окислитель" и " вещество-восстановитель" не используются.

Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO₃ (N^+V), KMnO₄ (Mn^+VII), CrO₃ (Cr^+VI), KClO₃ (Cl^+V), KClO₄ (Cl^+VII) и др.

Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H₂S и сульфиды (S^–II), SO₂ и сульфиты (S^+IV), йодиды (I^–I), CO (C^+II), NH₃ (N^–III) и др.

В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:

SO₂ + Cl₂ = S + Cl₂O₂ (SO₂ – сильный восстановитель);

SO₂ + C = S + CO₂ (t) (SO₂ – слабый окислитель);

C + O₂ = CO₂(t) (C – восстановитель);

C + 2Ca = Ca₂C (t) (С – окислитель).

Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.

Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe^+III) превратились в атомы-восстановители (Fe⁰), а атомы-восстановители (C^+II) превратились в атомы-окислители (C^+IV). Но CO₂ в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:

Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.

Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно.

Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода:

а) метод электронного баланса и

б) метод электронно-ионного баланса.

Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях.

Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами.

Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции.

Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.

Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:

Fe + Cl₂ FeCl₃.

Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:

Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями:

Fe – 3e^– = Fe^+III,

Cl₂ + 2e^– = 2Cl^–I.

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:

2 3

Fe – 3e– = Fe+III, Cl2 + 2e– = 2Cl–I

2Fe – 6e– = 2Fe+III, 3Cl2 + 6e– = 6Cl–I.

Введя коэффициенты 2 и 3 в схему реакции, получаем уравнение реакции:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):

0		0		+V –I
P4	+	Cl2		PCl5.

Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):

P4 – 20e– = 4P+V Cl2 + 2e– = 2Cl–I

1 10

2 20

P4 – 20e– = 4P+V Cl2 + 2e– = 2Cl–I

P4 – 20e– = 4P+V 10Cl2 + 20e– = 20Cl–I

Полученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:

P₄ + 10Cl₂ = 4PCl₅.

Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.

Схема реакции:

+II –II		0		+III –II		+IV –II
FeS	+	O2		Fe2O3	+	SO2.

В этом случае окисляются и атомы железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида железа(II) атомы этих элементов входят в отношении 1:1 (см. индексы в простейшей формуле).

Электронный баланс:

Уравнение реакции: 4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂.

Пример 4. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.

Схема реакции:

+II –I		0		+III –II		+IV –II
FeS2	+	O2		Fe2O3	+	SO2.

Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:

Уравнение реакции: 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание.

АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ, АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.

1.Составьте электронный баланс к каждому уравнению ОВР, приведенному в тексте § 1 этой главы.

2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз для расстановки коэффициентов используйте метод электронного баланса. 3.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I₂ NaI;

б) Na + O₂ Na₂O₂;

в) Na₂O₂ + Na Na₂O;

г) Al + Br₂ AlBr₃;

д) Fe + O₂ Fe₃O₄ (t);

е) Fe₃O₄ + H₂ FeO + H₂O (t);

ж) FeO + O₂ Fe₂O₃ (t);

и) Fe₂O₃ + CO Fe + CO₂ (t);

к) Cr + O₂ Cr₂O₃ (t);

л) CrO₃ + NH₃ Cr₂O₃ + H₂O + N₂ (t);

м) Mn₂O₇ + NH₃ MnO₂ + N₂ + H₂O;

н) MnO₂ + H₂ Mn + H₂O (t);

п) MnS + O₂ MnO₂ + SO₂ (t)

р) PbO₂ + CO Pb + CO₂ (t);

с) Cu₂O + Cu₂S Cu + SO₂ (t);

т) CuS + O₂ Cu₂O +SO₂ (t);

у) Pb₃O₄ + H₂ Pb + H₂O (t).

9.3. Экзотермические реакции. Энтальпия

Почему происходят химические реакции?

Для ответа на этот вопрос вспомним, почему отдельные атомы объединяются в молекулы, почему из изолированных ионов образуется ионный кристалл, почему при образовании электронной оболочки атома действует принцип наименьшей энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же: потому, что это энергетически выгодно. Это значит, что при протекании таких процессов выделяется энергия. Казалось бы, что и химические реакции должны протекать по этой же причине. Действительно, можно провести множество реакций, при протекании которых выделяется энергия. Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.

Если при экзотермической реакции теплота не успевает отводиться, то реакционная система нагревается.

Например, в реакции горения метана

СН_4(г) + 2О_2(г) = СО_2(г) + 2Н₂О_(г)

выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо.

Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравнении реакции:

СН_4(г) + 2О_2(г) = СО_2(г) + 2Н₂О_(г) + Q.

Это так называемое термохимическое уравнение. Здесь символ "+Q" означает, что при сжигании метана выделяется теплота. Эта теплота называется тепловым эффектом реакции.

Откуда же берется выделяющаяся теплота?

Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и образуются химические связи. В данном случае рвутся связи между атомами углерода и водорода в молекулах СН₄, а также между атомами кислорода в молекулах О₂. При этом образуются новые связи: между атомами углерода и кислорода в молекулах СО₂ и между атомами кислорода и водорода в молекулах Н₂О. Для разрыва связей нужно затратить энергию (см. "энергия связи" , "энергия атомизации" ), а при образовании связей энергия выделяется. Очевидно, что, если "новые" связи более прочные, чем "старые" , то энергии выделится больше, чем поглотится. Разность между выделившейся и поглощенной энергией и составляет тепловой эффект реакции.

Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется в килоджоулях, например:

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(г) + 484 кДж.

Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).

Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции.

От чего зависит тепловой эффект каждой конкретной реакции?

Тепловой эффект реакции зависит

а) от агрегатных состояний исходных веществ и продуктов реакции,

б) от температуры и

в) от того, происходит ли химическое превращение при постоянном объеме или при постоянном давлении.

Зависимость теплового эффекта реакции от агрегатного состояния веществ связана с тем, что процессы перехода из одного агрегатного состояния в другое (как и некоторые другие физические процессы) сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Это также может быть выражено термохимическим уравнением. Пример – термохимическое уравнение конденсации водяного пара:

Н₂О_(г) = Н₂О_(ж) + Q.

В термохимических уравнениях, а при необходимости и в обычных химических уравнениях, агрегатные состояния веществ указываются с помощью буквенных индексов:

(г) – газ,

(ж) – жидкость,

(т) или (кр) – твердое или кристаллическое вещество.

Зависимость теплового эффекта от температуры связана с различиями в теплоемкостях исходных веществ и продуктов реакции.

Так как в результате экзотермической реакции при постоянном давлении всегда увеличивается объем системы, то часть энергии уходит на совершение работы по увеличению объема, и выделяющаяся теплота будет меньше, чем в случае протекания той же реакции при постоянном объеме.

Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают для реакций, протекающих при постоянном объеме при 25 ° С и обозначают символом Q_o.

Если энергия выделяется только в виде теплоты, а химическая реакция протекает при постоянном объеме, то тепловой эффект реакции (Q_V) равен изменению внутренней энергии (D U) веществ-участников реакции, но с противоположным знаком:

Q_V = – Δ U.

Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть

Δ U = – Q_V .

Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае

Δ U = – (Q_P + A) = –(Q_P + PΔ V),

где Q_p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда

Q_P = –Δ U – PΔ V .

Величина, равная Δ U + PΔ V получила название изменение энтальпии и обозначается D H.

Δ H = Δ U + PΔ V.

Следовательно

Q_P = – Δ H.

Таким образом, при выделении теплоты энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое название этой величины: " теплосодержание" .

В отличие от теплового эффекта, изменение энтальпии характеризует реакцию независимо от того, протекает она при постоянном объеме или постоянном давлении. Термохимические уравнения, записанные с использованием изменения энтальпии, называются термохимическими уравнениями в термодинамической форме. При этом приводится значение изменения энтальпии в стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое Δ H_о. Например:

2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(г) Δ H_о = – 484 кДж;

CaO_(кр) + H₂O_(ж) = Сa(OH)_2(кр) Δ H_о = – 65 кДж.

Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q) от теплового эффекта реакции (Q_o) и количества вещества (n_Б) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:

Здесь Δ _Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.

Задача

Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.

Решение

Ответ: n(H₂O) = 7 моль.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ, ТЕРМОХИМИЧЕСКОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ.

1.Приведите примеры известных вам экзотермических реакций.

2.Как вы думаете, может ли реакционная система при протекании экзотермической реакции охлаждаться?

3.Какое количество теплоты выделится при сгорании 320 г серы в кислороде по реакции:

S_(кр) + O_2(г) = SO_2(г) + 297 кДж?

4.Какое количество теплоты выделится при сгорании 405 г алюминия в кислороде по реакции:

4Al_(кр) + 3O_2(г) = 2Al₂O_3(кр) + 3350 кДж?

5.Определите объем водорода, прореагировавшего с кислородом (объему газов измерены при н. у.), если при этом выделилось 114,4 кДж теплоты.

6.Тепловой эффект реакции взаимодействия кристаллического алюминия с газообразным хлором равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение этой реакции и определите массу алюминия, необходимого для получения 2816 кДж теплоты с использованием этой реакции.

7.Определите количество теплоты, выделяющейся при сгорании на воздухе 1 кг угля, содержащего 90 % графита, если тепловой эффект реакции горения графита в кислороде равна 394 кДж.

9.4. Эндотермические реакции. Энтропия

Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими.

Тепловой эффект таких реакций отрицательный. Например:

CaCO_3(кр) = CaO_(кр) +CO_2(г) – Q,

2HgO_(кр) = 2Hg_(ж) + O_2(г) – Q,

2AgBr_(кр) = 2Ag_(кр) + Br_2(г) – Q.

Таким образом, энергия, выделяющаяся при образовании связей в продуктах этих и им подобных реакций, меньше, чем энергия, необходимая для разрыва связей в исходных веществах.

Что же является причиной протекания таких реакций, ведь энергетически они невыгодны?

Раз такие реакции возможны, значит существует какой-то неизвестный нам фактор, являющийся причиной их протекания. Попробуем его обнаружить.

Возьмем две колбы и заполним одну из них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и температура в колбах были одинаковыми. Известно, что эти вещества между собой не вступают в химическую реакцию. Герметично соединим колбы горлышками и установим их вертикально, так, чтобы колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу (рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что бурый диоксид азота постепенно распространяется в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска содержимого колб становится одинаковой.

Что же заставляет газы смешиваться?

Хаотическое тепловое движение молекул.

Приведенный опыт показывает, что самопроизвольно, без какого бы то ни было нашего (внешнего) воздействия может протекать процесс, тепловой эффект которого равен нулю. А он действительно равен нулю, потому что химического взаимодействия в данном случае нет (химические связи не рвутся и не образуются), а межмолекулярное взаимодействие в газах ничтожно и практически одинаково.

Наблюдаемое явление представляет собой частный случай проявления всеобщего закона Природы, в соответствии с которым системы, состоящие из большого числа частиц, всегда стремятся к наибольшей неупорядоченности.

Мерой такой неупорядоченности служит физическая величина, называемая энтропией.

Таким образом,

Уравнения связи между энтропией (S) и другими величинами изучаются в курсах физики и физической химии. Единица измерений энтропии [S] = 1 Дж/К.

Энтропия возрастает при нагревании вещества и уменьшается при его охлаждении. Особенно сильно она возрастает при переходе вещества из твердого в жидкое и из жидкого в газообразное состояние.

Что же произошло в нашем опыте?

При смешении двух разных газов степень неупорядоченности возросла. Следовательно, возросла энтропия системы. При нулевом тепловом эффекте это и послужило причиной самопроизвольного протекания процесса.

Если теперь мы захотим разделить смешавшиеся газы, то нам придется совершить работу, то есть затратить для этого энергию. Самопроизвольно (за счет теплового движения) смешавшиеся газы никогда не разделятся!

Итак, мы с вами обнаружили два фактора, определяющих возможность протекания многих процессов, в том числе и химических реакций:

1) стремление системы к минимуму энергии (энергетический фактор) и

2) стремление системы к максимуму энтропии (энтропийный фактор).

Посмотрим теперь, как влияют на возможность протекания химических реакций различные комбинации этих двух факторов.

1. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается меньше, чем энергия исходных веществ, а энтропия больше (" под гору к большему беспорядку" ), то такая реакция может протекать и будет экзотермической.

2. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается больше, чем энергия исходных веществ, а энтропия меньше (" в гору к большему порядку" ), то такая реакция не идет.

3. Если в предполагаемой реакции энергетический и энтропийный факторы действуют в разные стороны (" под гору, но к большему порядку" или " в гору, но к большему беспорядку" ), то без специальных расчетов сказать что-либо о возможности протекания такой реакции нельзя (" кто перетянет" ). Подумайте, к какому из этих случаев относятся эндотермические реакции.

Возможность протекания химической реакции можно оценить, рассчитав изменение в ходе реакции физической величины, зависящей как от изменения энтальпии, так и от изменения энтропии в этой реакции. Такая физическая величина называется энергией Гиббса (в честь американского физикохимика XIX в. Джозайя Уилларда Гиббса).

Δ G = Δ H – T Δ S

Условие самопроизвольного протекания реакции:

Δ G < 0.

При низких температурах фактором, определяющим возможность протекания реакции в большей степени является энергетический фактор, а при высокой – энтропийный. Из приведенного уравнения, в частности, видно, почему не протекающие при комнатной температуре реакции разложения (энтропия увеличивается) начинают идти при повышенной температуре.

ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР, ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.

1.Приведите примеры известных вам эндотермических процессов.

2.Почему энтропия кристалла хлорида натрия меньше, чем энтропия расплава, полученного из этого кристалла?

3.Тепловой эффект реакции восстановления меди из ее оксида углем

2CuO_(кр) + C_{(графит)} = 2Cu_(кр) + CO_2(г)

составляет –46 кДж. Запишите термохимическое уравнение и рассчитайте, какую энергию нужно затратить для получения 1 кг меди по такой реакции.

4.При прокаливании карбоната кальция было затрачено 300 кДж теплоты. При этом по реакции

CaCO_3(кр) = CaO_(кр) + CO_2(г) – 179кДж

образовалось 24,6 л углекислого газа. Определите, какое количество теплоты было израсходовано бесполезно. Сколько граммов оксида кальция при этом образовалось?

5.При прокаливании нитрата магния образуется оксид магния, газообразный диоксид азота и кислород. Тепловой эффект реакции равен –510 кДж. Составьте термохимическое уравнение и определите, какое количество теплоты поглотилось, если выделилось 4,48 л кислорода. Какова масса разложившегося нитрата магния?

Глава 10.Водород, кислород, вода

10.1.Водород

Название "водород"относится и к химическому элементу, и к простому веществу. Элемент водород состоит из атомов водорода. Простое вещество водород состоит из молекул водорода.

а) Химический элемент водород

В естественном ряду элементов порядковый номер водорода – 1. В системе элементов водород находится в первом периоде в IA или VIIA группе.

Водород – один из самых распространенных элементов на Земле. Молярная доля атомов водорода в атмосфере, гидросфере и литосфере Земли (все вместе это называется земной корой) равна 0,17. Он входит в состав воды, многих минералов, нефти, природного газа, растений и животных. В теле человека в среднем содержится около 7 килограммов водорода.

Существуют три изотопа водорода:

а) легкий водород – протий,

б) тяжелый водород – дейтерий (D),

в) сверхтяжелый водород – тритий (Т).

Тритий неустойчивый (радиоактивный) изотоп, поэтому в природе он практически не встречается. Дейтерий устойчив, но его очень мало: w_D = 0,015% (от массы всего земного водорода). Поэтому атомная масса водорода очень мало отличается от 1 Дн (1,00794 Дн).

б) Атом водорода

Из предыдущих разделов курса химии вам уже известны следующие характеристики атома водорода:

Атомный номер Заряд ядра Число протонов в ядре Электронная формула атома Форма граничной поверхности ЭО Орбитальный радиус атома Молярная энергия ионизации	Z = 1 Z = +1e Z = 1 1s1 Сфера ro(H) = 0,53 A = 0,053 нм Emи(H) = 1312 кДж/моль
Молярная энергия сродства к электрону	Есm (H) = 73 кДж/моль
Относительная электроотрицательность	= 2,10

Валентные возможности атома водорода определяются наличием одного электрона на единственной валентной орбитали. Большая энергия ионизации делает атом водорода не склонным к отдаче электрона, а не слишком высокая энергия сродства к электрону приводит к незначительной склонности его принимать. Следовательно, в химических системах образование катиона Н невозможно, а соединения с анионом Н не очень устойчивы. Таким образом, для атома водорода наиболее характерно образование с другими атомами ковалентной связи за счет своего одного неспаренного электрона. И в случае образования аниона, и в случае образования ковалентной связи атом водорода одновалентен.

В простом веществе степень окисления атомов водорода равна нулю, в большинстве соединений водород проявляет степень окисления +I, и только в гидридах наименее электроотрицательных элементов у водорода степень окисления –I.

Сведения о валентных возможностях атома водорода приведены в таблице 28. Валентное состояние атома водорода, связанного одной ковалентной связью с каким-либо атомом, в таблице обозначено символом "H—".

Таблица 28.Валентные возможности атома водорода

в) Молекула водорода

Двухатомная молекула водорода Н₂ образуется при связывании атомов водорода единственной возможной для них ковалентной связью. Связь образуется по обменному механизму. По способу перекрывания электронных облаков это s-связь (рис. 10.1 а). Так как атомы одинаковы, связь неполярная.

Межатомное расстояние (точнее равновесное межатомное расстояние, ведь атомы-то колеблются) в молекуле водорода r(H–H) = 0,74 A (рис.10.1 в), что значительно меньше суммы орбитальных радиусов (1,06 A). Следовательно, электронные облака связываемых атомов перекрываются глубоко (рис. 10.1 б), и связь в молекуле водорода прочная. Об этом же говорит и довольно большое значение энергии связи (454 кДж/моль).

Если охарактеризовать форму молекулы граничной поверхностью (аналогичной граничной поверхности электронного облака), то можно сказать, что молекула водорода имеет форму слегка деформированного (вытянутого) шара (рис. 10.1 г).

г) Водород (вещество)

При обычных условиях водород – газ без цвета и запаха. В небольших количествах он нетоксичен. Твердый водород плавится при 14 К (–259 °С), а жидкий водород кипит при 20 К (–253 °С). Низкие температуры плавления и кипения, очень маленький температурный интервал существования жидкого водорода (всего 6 °С), а также небольшие значения молярных теплот плавления (0,117 кДж/моль) и парообразования (0,903 кДж/моль) говорят о том, что межмолекулярные связи в водороде очень слабые.

Плотность водорода r(Н₂) = (2 г/моль):(22,4 л/моль) = 0,0893 г/л. Для сравнения: средняя плотность воздуха равна 1,29 г/л. То есть водород в 14,5 раза "легче"воздуха. В воде он практически нерастворим.

При комнатной температуре водород малоактивен, но при нагревании реагирует со многими веществами. В этих реакциях атомы водорода могут как повышать, так и понижать свою степень окисления: Н₂ + 2е^– = 2Н^–I, Н₂ – 2е^– = 2Н^+I.

В первом случае водород является окислителем, например, в реакциях с натрием или с кальцием: 2Na + H₂ = 2NaH, (t) Ca + H₂ = CaH₂. (t)

Но более характерны для водорода восстановительные свойства: O₂ + 2H₂ = 2H₂O, (t)

CuO + H₂ = Cu + H₂O. (t)

При нагревании водород окисляется не только кислородом, но и некоторыми другими неметаллами, например, фтором, хлором, серой и даже азотом.

В лаборатории водород получают в результате реакции

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂.

Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а).

В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:

CH₄ + 2H₂O = 4H₂ +CO₂ (t, Ni)

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H₂O + С = 2H₂ + CO₂. (t)

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H₂O = 2H₂+ O₂(электролиз).

д) Соединения водорода

Гидриды (бинарные соединения, содержащие водород) делятся на два основных типа:

а) летучие (молекулярные) гидриды,

б) солеобразные (ионные) гидриды.

Элементы IVА – VIIA групп и бор образуют молекулярные гидриды. Из них устойчивы только гидриды элементов, образующих неметаллы:

B₂H₆ ;CH₄; NH₃; H₂O; HF

SiH₄ ;PH₃; H₂S; HCl

AsH₃; H₂Se; HBr

H₂Te; HI

За исключением воды, все эти соединения при комнатной температуре – газообразные вещества, отсюда их название – "летучие гидриды" .

Некоторые из элементов, образующих неметаллы, входят в состав и более сложных гидридов. Например, углерод образует соединения с общими формулами C_nH_2n+2, C_nH_2n, C_nH_2n–2 и другие, где n может быть очень велико (эти соединения изучает органическая химия).

К ионным гидридам относятся гидриды щелочных, щелочноземельных элементов и магния. Кристаллы этих гидридов состоят из анионов Н и катионов металла в высшей степени окисления Ме или Ме² (в зависимости от группы системы элементов).

И ионные, и почти все молекулярные гидриды (кроме Н₂О и НF) являются восстановителями, но ионные гидриды проявляют восстановительные свойства значительно сильнее, чем молекулярные.

Кроме гидридов, водород входит в состав гидроксидов и некоторых солей. Со свойствами этих, более сложных, соединений водорода вы познакомитесь в следующих главах.

Главными потребителями получаемого в промышленности водорода являются заводы по производству аммиака и азотных удобрений, где аммиак получают непосредственно из азота и водорода:

N₂ +3H₂ 2NH₃ (Р, t, Pt – катализатор).

В больших количествах водород используют для получения метилового спирта (метанола) по реакции 2Н₂ + СО = СН₃ОН (t, ZnO – катализатор), а также в производстве хлороводорода, который получают непосредственно из хлора и водорода:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Иногда водород используют в металлургии в качестве восстановителя при получении чистых металлов, например: Fe₂O₃ + 3H₂= 2Fe + 3H₂O.

1.Из каких частиц состоят ядра а) протия, б) дейтерия, в) трития?

2.Сравните энергию ионизации атома водорода с энергией ионизации атомов других элементов. К какому элементу по этой характеристике водород ближе всего?

3.Проделайте то же для энергии сродства к электрону

4.Сравните направление поляризации ковалентной связи и степень окисления водорода в соединениях: а) BeH₂,CH₄, NH₃, H₂O, HF; б) CH₄, SiH₄,GeH₄.

5.Запишите простейшую, молекулярную, структурную и пространственную формулу водорода. Какая из них чаще всего используется?

6.Часто говорят: " Водород легче воздуха". Что под этим подразумевается? В каких случаях это выражение можно понимать буквально, а в каких –нет?

7.Составьте структурные формулы гидридов калия и кальция, а также аммиака, сероводорода и бромоводорода.

8.Зная молярные теплоты плавления и парообразования водорода, определите значения соответствующих удельных величин.

9.Для каждой из четырех реакций, иллюстрирующих основные химические свойства водорода , составьте электронный баланс. Отметьте окислители и восстановители.

10.Определите массу цинка, необходимого для получения 4,48 л водорода лабораторным способом.

11.Определите массу и объем водорода, который можно получить из 30 м³ смеси метана и паров воды, взятых в объемном отношении 1:2, при выходе 80 %.

12.Составьте уравнения реакций, протекающихпри взаимодействии водорода а) со фтором, б) с серой.

13.Приведенные ниже схемы реакций иллюстрируют основные химические свойства ионных гидридов:

а) MH + O₂ MOH (t); б) MH + Cl₂ MCl + HCl (t);

в) MH + H₂O MOH + H₂; г) MH + HCl(p) MCl + H₂

Здесь М – это литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Составьте уравнения соответствующих реакций в случае, если М – натрий. Проиллюстрируйте уравнениями реакций химические свойства гидрида кальция.

14.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих реакций, иллюстрирующих восстановительные свойства некоторых молекулярных гидридов:

а) HI + Cl₂ HCl + I₂ (t); б) NH₃ + O₂ H₂O + N₂ (t); в) CH₄ + O₂ H₂O + CO₂ (t).

10.2 Кислород Как и в случае водорода, слово "кислород" является названием и химического элемента, и простого вещества. Кроме простого вещества "кислород" (дикислород) химический элемент кислородобразует еще одно простое вещество, называемое " озон"(трикислород). Это аллотропные модификации кислорода. Вещество кислород состоит из молекул кислорода O₂, а вещество озон состоит из молекул озона O₃.

а) Химический элемент кислород

В естественном ряду элементов порядковый номер кислорода – 8. В системе элементов кислород находится во втором периоде в VIA группе.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В земной коре каждый второй атом – атом кислорода, то есть молярная доля кислорода в атмосфере, гидросфере и литосфереЗемли – около 50 %. Кислород (вещество) – составная часть воздуха. Объемная доля кислорода в воздухе –21 %. Кислород (элемент) входит в состав воды, многих минералов, а также растений и животных. В теле человека содержится в среднем 43 кг кислорода.

Природный кислород состоит из трех изотопов (¹⁶О, ¹⁷О и ¹⁸О), из которых наиболее распространен самый легкий изотоп ¹⁶О. Поэтому атомная масса кислорода близка к 16 Дн (15,9994 Дн).

б) Атом кислорода

Вам известны следующие характеристики атома кислорода.

Атомный номер Заряд ядра Число протонов в ядре Электронная формула атома Орбитальный радиус атома Молярная энергия ионизации Молярная энергия сродства к электрону	Z = 8 Z = +8 e Z = 8 1s22s22p4 ro(O) = 0,45 A = 0,045 нм Emи(O) = 1314 кДж/моль Есm (O) = 141 кДж/моль
Относительная электроотрицательность	= 3,50

Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода

* Эти оксиды можно рассматривать и как ионные соединения.

** Атомы кислорода в молекуле не находятся в данном валентном состоянии; это лишь пример вещества со степенью окисления атомов кислорода, равной нулю

Большая энергия ионизации (как у водорода) исключает образование из атома кислорода простого катиона. Энергия сродства к электрону довольно велика (почти в два раза больше, чем у водорода), что обеспечивает большую склонность атома кислорода к присоединению электронов и способность образовывать анионы О^2A. Но энергия сродства к электрону у атома кислорода все же меньше, чем у атомов галогенов и даже других элементов VIA группы. Поэтому анионы кислорода (оксид-ионы) существуют только в соединениях кислорода с элементами, атомы которых очень легко отдают электроны.

Обобществляя два неспаренных электрона, атом кислорода может образовать две ковалентные связи. Две неподеленные пары электронов из-за невозможности возбуждения могут вступать только в донорно-акцепторное взаимодействие. Таким образом, без учета кратности связи и гибридизации атом кислорода может находиться в одном из пяти валентных состояний (табл. 29).

Наиболее характерно для атома кислорода валентное состояние с W_к = 2, то есть образование двух ковалентных связей за счет двух неспаренных электронов.

Очень высокая электроотрицательность атома кислорода (выше – только у фтора) приводит к тому, что в большинстве своих соединений кислород имеет степень окисления –II. Существуют вещества, в которых кислород проявляет и другие значения степени окисления, некоторые из них приведены в таблице 29 в качестве примеров, а сравнительная устойчивость показана на рис. 10.3.

в) Молекула кислорода

Экспериментально установлено, что двухатомная молекула кислорода О₂ содержит два неспаренных электрона. Используя метод валентных связей, такое электронное строение этой молекулы объяснить невозможно. Тем не менее, связь в молекуле кислорода близка по свойствам к ковалентной. Молекула кислорода неполярна. Межатомное расстояние (r_o–o = 1,21 A = 121 нм) меньше, чем расстояние между атомами, связанными простой связью. Молярная энергия связи довольно велика и составляет 498 кДж/моль.

г) Кислород (вещество)

При обычных условиях кислород – газ без цвета и запаха. Твердый кислород плавится при 55 К (–218 °С), а жидкий кислород кипит при 90 К (–183 °С).

Межмолекулярные связи в твердом и жидком кислороде несколько более прочные, чем в водороде, о чем свидетельствует больший температурный интервал существования жидкого кислорода (36 °С) и большие, чем у водорода, молярные теплоты плавления (0,446 кДж/моль) и парообразования (6,83 кДж/моль).

Кислород незначительно растворим в воде: при 0 °С в 100 объемах воды (жидкой!) растворяется всего 5 объемов кислорода (газа!).

Высокая склонность атомов кислорода к присоединению электронов и высокая электроотрицательность приводят к тому, что кислород проявляет только окислительные свойства. Эти свойства особенно ярко проявляются при высокой температуре.

Кислород реагирует со многими металлами: 2Ca + O₂ = 2CaO, 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (t);

неметаллами: C + O₂ = CO_2, P₄ + 5O₂ = P₄O₁₀,

и сложными веществами: CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O, 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂.

Чаще всего в результате таких реакций получаются различные оксиды (см. гл. II § 5), но активные щелочные металлы, например натрий, сгорая, превращаются в пероксиды:

2Na + O₂ = Na₂O₂.

Структурная формула получившегося пероксида натрия (Na)₂(O—O).

Тлеющая лучинка, помещенная в кислород, вспыхивает. Это удобный и простой способ обнаружения чистого кислорода.

В промышленности кислород получают из воздуха путем ректификации (сложной разгонки), а в лаборатории – подвергая термическому разложению некоторые кислородсодержащие соединения, например:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂(200 °С);

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ (150 °С, MnO₂ – катализатор);

2KNO₃ = 2KNO₂ + 3O₂ (400 °С)

и, кроме того, путем каталитического разложения пероксида водорода при комнатной температуре: 2H₂O₂ = 2H₂O + O_2­ (MnO₂–катализатор).

Чистый кислород используют в промышленности для интенсификации тех процессов, в которых происходит окисление, и для создания высокотемпературного пламени. В ракетной технике в качестве окислителя используется жидкий кислород.

Огромное значение имеет кислород для поддержания жизнедеятельности растений, животных и человека. В обычных условиях человеку достаточно для дыхания кислорода воздуха. Но в условиях, когда воздуха не хватает, или он вообще отсутствует (в самолетах, при водолазных работах, в космических кораблях и т. п.), для дыхания готовят специальные газовые смеси, содержащие кислород. Применяют кислород и в медицине при заболеваниях, вызывающих затруднение дыхания.

д) Озон и его молекулы

Озон O₃ – вторая аллотропная модификация кислорода.

Трехатомная молекула озона имеет уголковую структуру, среднюю между двумя структурами, отображаемыми следующими формулами:

Озон – темно-синий газ с резким запахом. Из-за своей сильной окислительной активности он ядовит. Озон в полтора раза "тяжелее" кислорода и несколько больше, чем кислород, растворим в воде.

Озон образуется в атмосфере из кислорода при грозовых электрических разрядах:

3О₂ = 2О₃ ().

При обычной температуре озон медленно превращается в кислород, а при нагревании этот процесс протекает со взрывом.

Озон содержится в так называемом "озоновом слое" земной атмосферы, предохраняя все живое на Земле от вредного воздействия солнечного излучения.

В некоторых городах озон используется вместо хлора для дезинфекции (обеззараживания) питьевой воды.

Изобразите структурные формулы следующих веществ: OF₂, H₂O, H₂O₂, H₃PO₄, (H₃O)₂SO₄, BaO, BaO₂, Ba(OH)₂. Назовите эти вещества. Опишите валентные состояния атомов кислорода в этих соединениях.

Определите валентность и степень окисления каждого из атомов кислорода.

2.Составьте уравнения реакций сгорания в кислороде лития, магния, алюминия, кремния, красного фосфора и селена (атомы селена окисляются до степени окисления +IV, атомы остальных элементов – до высшей степени окисления). К каким классам оксидов относятся продукты этих реакций?

3.Сколько литров озона можно получить (при нормальных условиях) а) из 9 л кислорода, б) из 8 г кислорода?

10.3. Вода

Вода – самое распространенное в земной коре вещество. Масса земной воды оценивается в 10¹⁸ тонн. Вода – основа гидросферы нашей планеты, кроме того, она содержится в атмосфере, в виде льда образует полярные шапки Земли и высокогорные ледники, а также входит в состав различных горных пород. Массовая доля воды в человеческом организме составляет около 70 %.

Вода – единственное вещество, у которого во всех трех агрегатных состояниях есть свои особые названия.

Электронное строение молекулы воды (рис. 10.4 а) нами было подробно изучено ранее (см. § 7.10).

Из-за полярности связей О–Н и уголковой формы молекула воды представляет собой электрический диполь.

Для характеристики полярности электрического диполя используется физическая величина, называемая "электрический момент электрического диполя" или просто "дипольный момент".

В химии дипольный момент измеряют в дебаях: 1 Д = 3,34^.10^–30 Кл^.м

В молекуле воды – две полярные ковалентные связи, то есть два электрических диполя, каждый из которых обладает своим дипольным моментом (и ). Общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме этих двух моментов (рис. 10.5):

(Н₂О) = ,

где q₁ и q₂ – частичные заряды (Δ+) на атомах водорода, а и – межатомные расстояния О – Н в молекуле. Так как q₁ = q₂ = q, а , то

Экспериментально определенные дипольные моменты молекулы воды и некоторых других молекул приведены в таблице.

Таблица 30. Дипольные моменты некоторых полярных молекул

Зная дипольные моменты, можно рассчитать частичные заряды на атомах. Так частичный заряд на атоме водорода равен 0,33 е, а частичный заряд на атоме кислорода равен –0,66 е.

Учитывая дипольный характер молекулы воды, ее часто схематически изображают следующим образом:

Чистая вода – бесцветная жидкость без вкуса и запаха. Некоторые основные физические характеристики воды приведены в таблице.

Таблица 31. Некоторые физические характеристики воды

Большие значения молярных теплот плавления и парообразования (на порядок больше, чем у водорода и кислорода) свидетельствуют о том, что молекулы воды, как в твердом, так и в жидком веществе, довольно прочно связаны между собой. Эти связи называют "водородными связями".

ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ДИПОЛЬ, ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ, ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ, ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛЫ.

Сколько валентных электронов атома кислорода принимает участие в образовании связей в молекуле воды?

2.При перекрывании каких орбиталей образуются связи между водородом и кислородом в молекуле воды?

3.Составьте схему образования связей в молекуле пероксида водорода H₂O₂. Что вы можете сказать о пространственном строении этой молекулы?

4.Межатомные расстояния в молекулах HF, HCl и HBr равны, соответственно, 0,92; 1,28 и 1,41. Используя таблицу дипольных моментов, рассчитайте и сравните между собой частичные заряды на атомах водорода в этих молекулах.

5.Межатомные расстояния S – H в молекуле сероводорода равны 1,34 , а угол между связями 92°. Определите значения частичных зарядов на атомах серы и водорода. Что вы можете сказать о гибридизации валентных орбиталей атома серы?

10.4. Водородная связь

Как вы уже знаете, из-за существенной разницы в электроотрицательности водорода и кислорода (2,10 и 3,50) у атома водорода в молекуле воды возникает большой положительный частичный заряд (q_ч = 0,33 е), а у атома кислорода – еще больший отрицательный частичный заряд (q_ч = –0,66 е). Вспомним также, что у атома кислорода есть две неподеленные пары электронов на sp³-гибридных АО. Атом водорода одной молекулы воды притягивается к атому кислорода другой молекулы, и, кроме того, полупустая 1s-АО атома водорода частично акцептирует пару электронов атома кислорода. В результате этих взаимодействий между молекулами возникает особый вид межмолекулярных связей –водородная связь.

В случае воды образование водородной связи может быть схематически представлено следующим образом:

В последней структурной формуле тремя точками (пунктирный штрих, а не электроны!) показана водородная связь.

Водородная связь существует не только между молекулами воды. Она образуется, если соблюдаются два условия:

1) в молекуле есть сильно полярная связь Н–Э (Э – символ атома достаточно электроотрицательного элемента),

2) в молекуле есть атом Э с большим отрицательным частичным зарядом и неподеленной парой электронов.

В качестве элемента Э может быть фтор, кислород и азот. Существенно слабее водородные связи, если Э – хлор или сера.

Примеры веществ с водородной связью между молекулами: фтороводород, твердый или жидкий аммиак, этиловый спирт и многие другие.

В жидком фтороводороде его молекулы связаны водородными связями в довольно длинные цепи, а в жидком и твердом аммиаке образуются трехмерные сетки.

По прочности водородная связь – промежуточная между химической связью и остальными видами межмолекулярных связей. Молярная энергия водородной связи обычно лежит в пределах от 5 до 50 кДж/моль.

В твердой воде (то есть в кристаллах льда) все атомы водорода связаны водородными связями с атомами кислорода, при этом каждый атом кислорода образует по две водородные связи (используя обе неподеленные пары электронов). Такая структура делает лед более " рыхлым"по сравнению с жидкой водой, где часть водородных связей оказывается разорванной, и молекулы получают возможность несколько плотнее " упаковаться". Эта особенность структуры льда объясняет, почему, в отличие от большинства других веществ, вода в твердом состоянии имеет меньшую плотность, чем в жидком. Максимальной плотности вода достигает при 4 °С –при этой температуре рвется достаточно много водородных связей, а тепловое расширение еще не очень сильно сказывается на плотности.

Водородные связи имеют очень большое значение в нашей жизни. Представим себе на минуту, что водородные связи перестали образовываться. Вот некоторые последствия:

* вода при комнатной температуре стала бы газообразной, так как ее температура кипения понизилась бы до примерно –80 °С;

* все водоемы стали бы промерзать со дна, так как плотность льда была бы больше плотности жидкой воды;

* перестала бы существовать двойная спираль ДНК и многое другое.

Приведенных примеров достаточно, чтобы понять, что в этом случае природа на нашей планете стала бы совсем иной.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ЕЕ ОБРАЗОВАНИЯ.

Формула этилового спирта СН₃–СН₂–О–Н. Между какими атомами разных молекул этого вещества образуются водородные связи? Составьте структурные формулы, иллюстрирующие их образование.

2.Водородные связи существуют не только в индивидуальных веществах, но и в растворах. Покажите с помощью структурных формул, как образуются водородные связи в водном растворе а) аммиака, б) фтороводорода, в) этанола (этилового спирта).

10.5. Автопротолиз воды

Наличие водородных связей в жидкой воде объясняет еще одно интересное и важное свойство этого вещества – ее автопротолиз.

Рассмотрим, что происходит с двумя молекулами воды, связанными водородной связью.

За счет тепловых колебаний атом водорода, образующий водородную связь, может на мгновение занять промежуточное положение между атомами кислорода. Из частицы с таким атомом водорода с равной вероятностью могут образоваться как исходные молекулы воды, связанные водородными связями, так и два иона: гидроксид-ион и ион оксония:

То есть, в воде протекает реакция 2Н₂О = Н₃О + ОН.

Также легко происходит и обратный процесс – образование двух молекул воды при столкновении иона оксония с гидроксид-ионом: Н₃О+ ОН= 2Н₂О.

Обе эти реакции протекают в воде постоянно и с равной скоростью, следовательно, в воде существует равновесие: 2Н₂О AН₃О+ ОН.

Это равновесие называется равновесием автопротолиза воды.

Прямая реакция этого обратимого процесса эндотермична, поэтому при нагревании автопротолиз усиливается, при комнатной же температуре равновесие сдвинуто влево, то есть концентрация ионов Н₃О и ОН ничтожны. Чему же они равны?

По закону действующих масс

Но из-за того, что число прореагировавших молекул воды по сравнению с общим числом молекул воды незначительно, можно считать, что концентрация воды при автопротолизе практически не изменяется, и [H₂O]² = const. Тогда

[H₃O][OH] = K_C· [H₂O]².

Произведение K_C· [H₂O]² – величина постоянная. Она называется константой автопротолиза воды (устаревшее название – ионное произведение воды) и обозначается или К(Н₂О).

Как и константа равновесия, константа автопротолиза воды зависит от температуры. Экспериментально установлено, что при 25 °С константа автопротолиза воды

= 10^–14 моль²/л².

Отсюда следует, что при этих условиях в чистой воде

с(Н₃О) = с(ОН ) = 10^–7 моль/л.

При увеличении температуры значение константы автопротолиза воды несколько возрастает.

Такая низкая концентрация разноименно заряженных ионов в чистой воде объясняет, почему эта жидкость, хоть и плохо, но все же проводит электрический ток.

АВТОПРОТОЛИЗ ВОДЫ, КОНСТАНТА АВТОПРОТОЛИЗА (ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ) ВОДЫ.

Ионное произведение жидкого аммиака (температура кипения –33 °С) равно 2·10^–28. Составьте уравнение автопротолиза аммиака. Определите концентрацию ионов аммония в чистом жидком аммиаке. Электропроводность какого из веществ больше, воды или жидкого аммиака?

1. Получение водорода и его горение (восстановительные свойства).

2. Получение кислорода и горение веществ в нем (окислительные свойства).

Глава 11. Взаимодействие веществ с водой

11.1. Физическое растворение

При попадании какого-либо вещества в воду оно может:

а) раствориться в воде, то есть перемешаться с ней на атомно-молекулярном уровне;

б) вступить с водой в химическую реакцию;

в) не раствориться и не прореагировать.

От чего же зависит результат взаимодействия вещества с водой? Естественно, от характеристик вещества и от характеристик воды.

Начнем с растворения и рассмотрим, какие характеристики воды и взаимодействующих с ней веществ имеют наибольшее значение в этих процессах.

Поместим в две пробирки по небольшой порции нафталина С₁₀Н₈. Нальем в одну из пробирок воду, а в другую – гептан С₇Н₁₆ (можно вместо чистого гептана использовать бензин). Нафталин в гептане растворится, а в воде – нет. Проверим, действительно ли нафталин растворился в гептане или прореагировал с ним. Для этого поместим несколько капель раствора на стекло и подождем, пока гептан испарится – на стекле образуются бесцветные пластинчатые кристаллики. В том, что это нафталин, можно убедиться по характерному запаху.

Одно из отличий гептана от воды в том, что его молекулы неполярны, а молекулы воды полярны. Кроме того, между молекулами воды есть водородные связи, а между молекулами гептана их нет.

Для растворения нафталина в гептане требуется разорвать слабые межмолекулярные связи между молекулами нафталина и слабые межмолекулярные связи между молекулами гептана. При растворении образуются столь же слабые межмолекулярные связи между молекулами нафталина и гептана. Тепловой эффект такого процесса практически равен нулю.

За счет чего же нафталин растворяется в гептане? Только за счет энтропийного фактора (растет беспорядок в системе нафталин – гептан).

Для растворения нафталина в воде необходимо, кроме слабых связей между его молекулами, разорвать водородные связи между молекулами воды. При этом водородные связи между молекулами нафталина и воды не образуются. Процесс получается эндотермическим и настолько энергетически невыгодным, что энтропийный фактор здесь помочь не в силах.

А если вместо нафталина взять другое вещество, молекулы которого способны образовывать водородные связи с молекулами воды, то будет ли такое вещество растворяться в воде?

Если нет других препятствий, то будет. Например, вы знаете, что сахар (сахароза С₁₂Н₂₂О₁₁) прекрасно растворим в воде. Посмотрев на структурную формулу сахарозы, вы увидите, что в ее молекуле есть группы –О–Н, способные образовывать водородные связи с молекулами воды.

Убедитесь экспериментально, что сахароза малорастворима в гептане, и попробуйте самостоятельно объяснить, почему так различаются свойства нафталина и сахарозы.

Растворение нафталина в гептане и сахарозы в воде называют физическим растворением.

Физически растворяться могут только молекулярные вещества.

Другие компоненты раствора называются растворенными веществами.

Выявленные нами закономерности относятся и к случаям растворения в воде (да и в большинстве других растворителей) жидких и газообразных веществ. Если все вещества, образующие раствор, до растворения находились в одном агрегатном состоянии, то растворителем обычно называют то вещество, которого в растворе больше. Исключение из этого правила – вода: ее обычно называют растворителем, даже если ее меньше, чем растворенного вещества.

Причиной физического растворения вещества в воде может быть не только образование водородных связей между молекулами растворяемого вещества и воды, но и образование других видов межмолекулярных связей. Так бывает прежде всего в случае растворения в воде газообразных веществ (например, углекислого газа или хлора), в которых молекулы вообще не связаны друг с другом, а также некоторых жидкостей с очень слабыми межмолекулярными связями (например, брома). Выигрыш в энергии достигается здесь за счет ориентации диполей (молекул воды) вокруг полярных молекул или полярных связей в растворяемом веществе, а в случае хлора или брома –вызван склонностью к присоединению электронов атомов хлора и брома, сохраняющейся и в молекулах этих простых веществ (подробнее –в § 11.4).

Во всех этих случаях вещества значительно хуже растворяются в воде, чем при образовании водородных связей.

Если из раствора удалить растворитель (например так, как вы это делали в случае раствора нафталина в гептане), то растворенное вещество выделится в химически неизменном виде.

ФИЗИЧЕСКОЕ РАСТВОРЕНИЕ, РАСТВОРИТЕЛЬ.

1.Объясните, почему гептан нерастворим в воде