- Атомно — молекулярное учение
- Закон сохранения массы веществ
- Составление химических уравнений
- Список химических терминов, обозначений и формул
- Обозначения в химии
- Примеры формул
- Расчеты по химическим уравнениям
- Решение
- Закон постоянства состава
- Закон кратных отношений
- Закон объемных отношений
- Основные понятия и законы
- Закон Авогадро ди Кваренья
- Уравнение Клайперона-Менделеева
- Простые и сложные вещества. Валентность
- Планетарная модель строения атома
- Ядро атома
- Изотопы
- Радиоактивность
Атомно — молекулярное учение
1. Все вещества состоят из молекул. Молекула — это мельчайшая частица вещества, обладающая собственными химическими свойствами.
2. Молекулы состоят из атомов. Атом — мельчайшая частица химического элемента, сохраняющая все свои химические свойства. Разным атомам соответствуют разные атомы.
3. Молекулы и атомы находятся в постоянном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.
Химический элемент — это тип атома, характеризующийся определенными ядерными зарядами и структурой электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них встречаются в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами тех же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов взаимодействовать с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его структурой. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов, образуя электрически нейтральную систему, подчиняющуюся характерным законам микросистем.
Ядро атома — это центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, где сосредоточено большинство атомов.
Заряд ядра положительный, равен по величине количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.
Изотопы — это химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но разными массовыми числами из-за разного количества нейтронов в ядре.
Массивный число ® Загрузить ® ядро |
А Z |
И | 63 29 |
Cu и | 65 29 |
<p>Cu; | 35 год 17 |
Cl и | 37 17 |
Cl |
Химическая формула — это условное оформление состава вещества по химическим знакам (предложено в 1814 г. Дж. Берцелиусом) и индексам (индекс — это число справа под символом. Он указывает количество атомов в молекуле) . Химическая формула показывает, какие атомы каких элементов и в каком соотношении связаны друг с другом в молекуле.
Аллотропия — это явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различных по структуре и свойствам. Простые вещества — молекулы, состоящие из атомов одного элемента.
Сложные вещества — молекулы, состоящие из атомов различных химических элементов.
Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C — основного изотопа природного углерода.
1 а.е.м. = 1/12 xm (12C) = 1,66057 x 10-24 г
Относительная атомная масса (Ar) — это безразмерная величина, равная отношению между средней массой атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) и 1/12 массы атома 12C.
Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на amu.
Ar (Mg) = 24,312
m (Mg) = 24,312 x 1,66057 x 10-24 = 4,037 x 10-23 г
Относительная молекулярная масса (Mr) — это безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества превышает 1/12 массы атома углерода 12C.
Mg = мг / (1/12 мА (12C))
mr — масса молекулы данного вещества;
mа (12C) — масса атома углерода 12C.
Mg = SAg (e). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом показателей.
Примеры.
Mg (B2O3) = 2 x Ar (B) + 3 xAr (O) = 2 x11 + 3 x 16 = 70
Mg (KAl (SO4) 2) = 1 x Ar (K) + 1 x Ar (Al) + 1 x 2 x Ar (S) + 2 x 4 x Ar (O) =
= 1 х 39 + 1 х 27 + 1 х 2 х 32 + 2 х 4 х16 = 258
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Количество атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используется особая единица измерения — моль.
Количество вещества, мол. Означает ряд структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n, измеряется в мол. Моль — это количество вещества, которое содержит столько же частиц, сколько атомов в 12 г углерода.
Число Авогадро Quareña (NA). Число частиц в 1 моль любого вещества одинаково и равно 6,02 x 1023 (постоянная Авогадро имеет размерность моль-1).
Пример.
Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?
Молекулярная масса серы 32 г / моль. Определите количество г / моль вещества в 6,4 г серы:
n (s) = m (s) / M (s) = 6,4 г / 32 г / моль = 0,2 моль
Количество структурных единиц (молекул) определяем с помощью константы Авогадро NA
N (s) = n (s) x NA = 0,2 x 6,02 x 1023 = 1,2 x 1023
Молярная масса указывает на массу 1 моля вещества (обозначается буквой M).
М = м / п
Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.
Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первое значение имеет размер г / моль, а второе — безразмерное.
M = NAx m (1 молекула) = NAx Mg x 1 amu = (NAx 1 amu) x Mg = Mg
Это означает, что если масса определенной молекулы составляет, например, 80 а.е.м. (SO3), то масса одного моля молекул равна 80 г. Константа Авогадро — это коэффициент пропорциональности, обеспечивающий переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются в силе для молей (при замене, если необходимо, amu на d) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2® 2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или что то же самое, два моля натрия реагируют с одним моль хлора.
Закон сохранения массы веществ
(М. В. Ломоносов, 1748; А. Лавуазье, 1789.)
Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.
Атомно-молекулярное учение объясняет этот закон следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, но происходит их перегруппировка (то есть химическое превращение — это процесс разрыва некоторых связей между атомами и образования другие, в результате которых образуются вещества, молекулы продуктов реакции). Поскольку количество атомов до и после реакции остается неизменным, их общая масса также не должна изменяться. Под массой понималась величина, характеризующая количество материи.
В начале ХХ века формулировка закона сохранения массы была пересмотрена в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905), согласно которой масса тела зависит от его скорости и , следовательно, характеризует не только количество вещества, но и его движение. Полученная телом энергия DE связана с увеличением его массы Dm соотношением DE = Dmx c2, где c — скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, поскольку 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~ 10-11 г, а Dm практически невозможно измерить. В ядерных реакциях, где DE в ~ 106 раз больше, чем в химических реакциях, следует учитывать Dm.
На основании закона сохранения массы можно составить уравнения химических реакций и производить по ним расчеты. Это основа количественного химического анализа.
Составление химических уравнений
Он включает три этапа:
1. Напишите формулы веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), связав их по значению знаками «+» и «®» :
HgO®Hg + O2
2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения было одинаковым:
2HgO® 2Hg + O2
3. Проверьте количество атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.
Список химических терминов, обозначений и формул
В основе современного химического словаря лежит терминология, возникшая благодаря усилиям французского натуралиста Антуана Лорана Лавуазье. В середине 18 века он представил такие понятия, как:
- окись;
- кислота;
- соль;
- кислород;
- водород;
- окисление;
- углекислый газ.
Впоследствии перечень конкретных терминов значительно расширился и теперь начал насчитывать несколько сотен позиций.
Обозначения в химии
Все открытые в текущий момент элементы снабжены знаками, имеют собственный порядковый номер в таблице Менделеева:
Также химики используют такие обозначения, как:
- m — масса;
- R — относительная молекулярная масса;
- n — количество вещества;
- V — объем;
- M — молярная масса;
- Vm — молярный объем;
- N — количество структурных единиц.
Такие обозначения являются общими для физики и химии, они используются для визуализации исследуемых явлений, процессов, реакций.
Примеры формул
Формулы — важнейший элемент химического языка. С их помощью ученые могут составлять уравнения различных реакций, создавать номенклатуру и классифицировать вещества.
Химическая формула может отображать 1 моль или 1 молекулу вещества, его качественный и количественный состав.
Расчеты по химическим уравнениям
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за незавершенных реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитанной. Выход реакции (h) — это соотношение между реальной массой продукта (т.пл.) и теоретически возможной массой (mt), выраженное в долях единиц или в процентах.
h = (т пл. / мт) x 100%
Если в условиях задач не указан выход продуктов реакции, в расчетах он принимается за 100% (количественный выход).
Пример 1
Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составляет 82% от теоретического?
Решение
CuO + H2®Cu + H2O
1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: из 80 г (1 моль) CuO путем восстановления может образоваться 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать X г Cu
2. Определите, сколько граммов меди образуется при выходе продукта 82:
6,4 г — выход 100% (теоретический)
Х г — 82%
Х = (8 х 82) / 100 = 5,25 г
Пример 2
Определить выход реакции получения вольфрама алюминотермическим методом, если из 33,14 г минерального концентрата, содержащего WO3 и невосстанавливающие примеси (массовая доля примесей 0,3) получается 12,72 г металла?
Решение
а) Определите массу (г) WO3 в 33,14 г минерального концентрата
w (WO3) = 1,0 — 0,3 = 0,7
m (WO3) = w (WO3) xm часов = 0,7 x 33,14 = 23,2 г
б) Определите теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3 алюминиевым порошком.
WO3 + 2Al ® Al2O3 + W
При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO3 — X г W
X = (23,2 x 187) / 232 = 18,7 г Вт
в) Рассчитайте практический выход вольфрама
18,7 г P — 100%
12,72 г W –– Y%
Y = (12,72 x 100) / 18,7 = 68%
Пример 3.
Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при объединении растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?
Решение.
BaCl2 + Na2SO4® BaSO4 ¯ + 2NaCl
Расчет количества продукта реакции производится исходя из исходного материала, взятого из дефицита.
1. Определите, какого из двух исходных материалов не хватает.
Обозначим количество г Na2SO4 знаком ––X.
208 г (1 моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г — с X г
X = (20,8 x 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4
Мы обнаружили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2 расходуется 13,2 г Na2SO4 и дано 18,0 г, затем сульфат натрия вводится в реакцию в избытке и дальнейшие расчеты следует проводить с использованием BaCl2, взятого в дефиците.
2. Определите количество выпавшего в осадок BaSO4 в граммах. 208 г (1 моль) BaCl2 образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г –– Y г
Y = (233 х 20,8) / 208 = 23,3 г
Закон постоянства состава
Впервые сформулирован Дж. Прустом (1808).
Все отдельные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенную химическую структуру, независимо от метода производства.
Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.
Пример.
CuS — сульфид меди m (Cu): m (S) = Ar (Cu): Ar (S) = 64: 32 = 2: 1
Для получения сульфида меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовом соотношении 2: 1.
Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.
Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, которая не пошла в химическую реакцию. Вещества немолекулярной структуры не имеют строго постоянного состава. Их состав зависит от условий приема.
Массовая доля элемента w (E) показывает, какая часть является массой данного элемента от общей массы вещества: где n — количество атомов, Ar (E) — относительная атомная масса элемента; Mr — относительный молекулярный вес вещества.
w (E) = (nx Ar (E)) / Mr
Зная количественный элементный состав соединения, можно установить его простейшую молекулярную формулу:
1. Обозначьте формулу соединения AxByCz
2. Рассчитайте соотношение X: Y: Z через массовые доли элементов:
w (A) = (xx Ar (A)) / Mr (AxByCz)
w (B) = (yx Ar (B)) / Mr (AxByCz)
w (C) = (zx Ar (C)) / Mr (AxByCz)
X = (w (A) x Mr) / Ar (A)
Y = (w (B) x Mr) / Ar (B)
Z = (w (C) x Mr) / Ar (C)
x: y: z = (w (A) / Ar (A)): (w (B) / Ar (B)): (w (C) / Ar (C))
3. Полученные числа делятся на самые маленькие, чтобы получить целые числа X, Y, Z.
4. Запишите формулу соединения.
Закон кратных отношений
(Д. Далтон, 1803 г.)
Если два химических элемента дают разные соединения, то массовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, соответствующие одной и той же массовой доле второго элемента, относятся друг к другу как маленькие целые числа.
N2O N2O3 NO2 (N2O4) N2O5
Число атомов кислорода в молекулах этих соединений для двух атомов азота соотносится друг с другом как 1: 3: 4: 5.
Закон объемных отношений
(Гей Люссак, 1808 г.)
«Объемы газов, которые вступают в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, называют друг друга небольшими целыми числами».
Последствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных соотношениях газообразные вещества вступают в реакцию или получаются.
Примеры.
а)
2CO + O2® 2CO2
При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуются 2 объема диоксида углерода, т.е объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.
б) При синтезе аммиака из элементов:
п2 + 3х2 ® 2нх3
Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; в этом случае образуется 2 объема аммиака: объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.
Основные понятия и законы
К концепциям, имеющим большое значение для развития химии как научного направления, относятся:
- молекула — мельчайшая частица любого вещества с характерными химическими свойствами;
- атом — наименьшая составляющая химического элемента, образующего молекулы сложных и простых веществ;
- химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (одинаковым количеством протонов в ядре) и одинаковым количеством электронов в электронной оболочке;
- вещество — материальное тело, состоящее из атомов одного или нескольких элементов, характеризующееся комплексом присущих только ему химических свойств;
- химическая формула — состав вещества, отображаемый с помощью знаков и индексов;
- аллотропия: образование нескольких простых веществ химическим элементом.
Основные законы:
- Сохранение массы веществ: масса веществ, вступающих в любую реакцию, всегда равна массе веществ, образовавшихся в результате нее.
- Сохранение энергии: энергия не может возникнуть из ниоткуда и исчезнуть бесследно, одни ее виды трансформируются в другие в равных количествах.
- Постоянство состава вещества — все химические соединения характеризуются постоянным количественным и качественным составом.
К той же категории можно отнести Периодический закон, идентифицированный и сформулированный русским ученым Дмитрием Ивановичем Менделеевым в 1869 году. Он утверждает, что свойства химических элементов, а также свойства и формы соединений и простых веществ, образованных ими, периодически изменяются зависят от величин зарядов ядер своих атомов.
Закон Авогадро ди Кваренья
(1811 г.)
Одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (температуре, давлении и т.д.) содержат одинаковое количество молекул.
Закон действует только для газообразных веществ.
Последствия.
1. Одно и то же количество разных молекул газа при одинаковых условиях занимают одинаковые объемы.
2. В нормальных условиях (0 ° C = 273 ° K, 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 литра.
Пример 1.
Каков объем водорода в нормальных условиях? выделяется при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?
Решение.
Mg + 2HCl®MgCl2 + H2
При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделяется 22,4 л (1 моль) водорода; за счет растворения 4,8 г магния — хл водорода.
X = (4,8 x 22,4) / 24 = 4,48 литра водорода
Пример 2.
3,17 г хлора занимает объем 1 литр (стандартный). Рассчитайте молекулярную массу хлора по этим данным.
Решение.
Найдите массу 22,4 литра хлора
1 л — 3,17 г хлора
22,4 л — — X г хлора
Х = 3,17 х 22,4 = 71 г
Следовательно, молекулярный вес хлора равен 71.
Единый газовый закон — это объединение трех независимых частных газовых законов: Гей-Люссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно записать так:
P1V1 / T1 = P2V2 / T2
Наоборот, из комбинированного закона газа
a P = const (P1 = P2) можно получить
V1 / T1 = V2 / T2
(Закон Гей-Люссака);
при T = стоимости (T1 = T2):
P1V1 = P2V2
(Закон Бойля-Марриотта);
а V = const
P1 / T1 = P2 / T2
(Закон Карло).
Уравнение Клайперона-Менделеева
Если мы запишем комбинированный газовый закон для любой массы любого газа, мы получим уравнение Клиперона-Менделеева:
pV = (м / м) RT
где m — масса газа; М — молекулярная масса; p — давление; V — объем; Т — абсолютная температура (° К); R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж / (моль x K) или 0,082 л атм / (моль x K)).
Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому единый газовый закон получается из уравнения Клиперона-Менделеева.
Пример.
Какой объем окиси углерода (II) весом 84 г займет при температуре 17 ° C и давлении 250 кПа?
Решение.
Количество молей CO равно:
n (CO) = m (CO) / M (CO) = 84/28 = 3 моль
Объем CO на нормальном уровне составляет
3 x 22,4 л = 67,2 л
Из комбинированного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
(P x V) / T = (P0 x V0) / T2
Им следует
V (CO) = (P0 x T x V0) / (P x T0) = (101,3 x (273 + 17) x 67,2) / (250 x 273) = 28,93 л
Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль газа тяжелее (или легче), чем 1 моль другого газа.
DA (B) = r (B) / r (A) = M (B) / M (A)
Средняя молекулярная масса газовой смеси равна общей массе смеси, деленной на общее количество молей:
Mav = (m1 +…. + mn) / (n1 +…. + nn) = (M1 x V1 +…. Mn x Vn) / (n1 +…. + nn)
Пример 1.
Плотность газообразного вещества по водороду равна 17. Какова его плотность в воздухе (Mср. = 29).
Решение.
DH2 = MV-VA / MH2 = MV-VA / 2
МВ-ва = 2ДН2 = 34
Даир = Мв-ва / Майрдав = 34/29 = 1,17
Пример 2.
Определите плотность воздуха смеси азота, аргона и диоксида углерода, если массовые доли компонентов были соответственно 15, 50 и 35.
Решение.
Dmiscela (по воздуху) = Mmiscela / Mair. = Msmesi / 29
Mmix = (15 x 28 + 50 x 40 + 35 x 44) / 100 = (420 + 2000 + 1540) / 100 = 39,6
Dmix (по воздуху) = Mmix / 29 = 39,6 / 29 = 1,37
Простые и сложные вещества. Валентность
Вещества бывают простые и сложные. Если молекула состоит из атомов химического элемента, это простое вещество:
Если вещество содержит атомы только одного химического элемента, это простое вещество. Кроме того, некоторые химические элементы образуют несколько простых веществ. Таким образом, химический элемент кислород образует простое вещество «кислород» O2 и простое вещество «озон» O3*.
* В 2002 г появилось сообщение о существовании еще одного простого вещества на основе кислорода: O4.
А химический элемент углерод образует четыре простых вещества, и ни одно из них не называется углеродом. Эти вещества различаются пространственным расположением атомов:
- Алмаз: атомы углерода находятся в вершинах воображаемых тетраэдров;
- Графит: атомы углерода находятся в одной плоскости;
- Карбин — атомы углерода образуют «нити».
В четвертой модификации «углерода» — фуллерене — атомы углерода образуют сферу, то есть молекулы фуллерена напоминают шар.
Существование элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. Алмаз, графит, карбин, фуллерен — аллотропные модификации элемента «углерод», а кислород и озон — аллотропные модификации элемента «кислород».
Поэтому не следует путать эти понятия: «химический элемент» и «простое вещество», а также «молекула» и «атом».
Очень часто в письменных документах слова «молекула» или «атом» заменяются соответствующими символами, но не всегда правильно. Таким образом, нельзя писать: «H2 — часть воды», поскольку здесь речь идет о химическом элементе водороде — N. Необходимо написать: «Вода содержит (H)». Точно так же правильная запись будет: «Когда металл воздействует на раствор кислоты, выделяется H2», то есть вещество — водород, молекула которого двухатомная.
Молекулы сложных веществ состоят из атомов разных химических элементов:
Как известно, в состав сложных веществ входят атомы разных химических элементов. Эти атомы связаны между собой химическими связями: ковалентными, ионными, металлическими.
Способность атома образовывать ряд ковалентных химических связей называется валентностью. (Подробнее см. Урок 4 «Химическое связывание».) Правильнее определять валентность по графическим или структурным формулам:
В таких формулах линия указывает на ковалентную связь, то есть «валентность». На практике валентность чаще всего определяется по молекулярной формуле, хотя здесь правильнее говорить о степени окисления элемента (см. Урок 7). Иногда результат определения степени окисления соответствует реальному значению валентности, но бывают и неодинаковые результаты.
Задача 1.1. Определите «валентность» (степень окисления) атомов кальция и углерода, используя формулу CaC2. Совпадает ли полученный результат с реальным значением валентности?
В стабильной молекуле не может быть «свободных», «лишних» валентностей! Следовательно, для двухэлементной молекулы количество химических связей (валентностей) атомов одного элемента равно общему количеству химических связей атомов другого элемента.
Валентность атомов некоторых химических элементов постоянна (таблица 2).
Для других атомов валентность может быть определена (рассчитана) по химической формуле вещества.
Строго говоря, по следующим правилам определяется не валентность, а степень окисления (см. Урок 7). Но поскольку в некоторых соединениях числовые значения этих понятий совпадают, иногда валентность также можно определить по формуле.
В этом случае следует учитывать приведенное выше правило о химической связи.
Сделаем несколько практических выводов.
1. Если один из атомов в молекуле одновалентен, валентность второго атома равна количеству атомов первого элемента (см. Индекс!):
2. Если количество атомов в молекуле одинаково, валентность первого атома равна валентности второго атома:
3. Если один из атомов не имеет индекса, его валентность равна произведению валентности второго атома на его индекс:
4. В остальных случаях ставьте «скрещенные» валентности, т.е валентность первого атома равна количеству атомов второго элемента и наоборот:
Задача 1.2. Определите валентность элементов в соединениях:
Прежде всего, это указывает на валентность атомов, в которой она постоянна! Валентность атомных групп (OH), (PO4), (SO4) и т.д. Определяется аналогичным образом.
Задача 1.3. Определите валентности атомных групп (в формулах они выделены курсивом):
Примечание! Идентичные группы атомов (OH), (PO4), (SO4) имеют одинаковую валентность во всех соединениях.
Зная валентность атома или группы атомов, вы можете вычислить формулу соединения. Для этого воспользуйтесь правилами:
- Если валентности одинаковые, количество атомов одинаковое, то есть индексы не ставим:
- Если валентности кратны (одно число делится на другое), то количество атомов элемента с более низкой валентностью определяется делением:
- В остальных случаях показатели определяются «поперек»:
Задача 1.4. Составьте химические формулы соединений:
Планетарная модель строения атома
(Э. Резерфорд, 1911.)
1. Атомы химических элементов имеют сложное внутреннее строение.
2. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее незначительную часть пространства внутри атома.
3. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в ядре атома (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).
4. Электроны движутся вокруг ядра по замкнутым орбиталям. Их количество равно заряду ядра. Следовательно, атом в целом электрически нейтрален.
Ядро атома
Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (обычное название — нуклоны). Число протонов в ядре атома элемента строго определено — равно порядковому номеру элемента в периодической системе — Z. Число нейтронов в ядрах атомов одного и того же элемента может быть различным — A — Z (где A — относительная атомная масса элемента; Z — порядковый номер).
Заряд ядра атома определяется числом протонов. Масса ядра определяется суммой протонов и нейтронов.
Изотопы
Изотопы — это разновидности атомов определенного химического элемента, которые имеют одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. У них есть ядра с одинаковым числом протонов и другим числом нейтронов, они имеют ту же структуру, что и электронные оболочки, и занимают одно и то же место в периодической таблице химических элементов.
Относительные атомные массы элементов, указанные в периодической таблице, являются средними массовыми числами природных смесей изотопов. Следовательно, они отличаются от целочисленных значений.
Пример.
Природный таллий (атомный номер 81, атомная масса 204,383) состоит из двух изотопов:
таллий — 203
203 81 год |
Тл (81 | один один |
<p>п; 122 | один 0 |
п) — 29,5% |
таллий — 205
205 81 год |
Тл (81 | один один |
<p>п; 122 | один 0 |
п) — 70,5% |
Средняя атомная масса таллия составляет:
Ar. (Tl) = (0,295 x 203 + 0,705 x 205) / 2 = 204,383
Изотопы водорода имеют специальные символы и названия:
один один |
H — двоюродный дедушка; | 2 один |
D — дейтерий; | 3 один |
Т — тритий. |
Химические свойства изотопов элемента одинаковы. Изотопы с одинаковым массовым числом, но разными зарядами ядер называются изобарами
( | 40 18 |
Ar, | 40 19 |
K и | 40 ветры |
<p>О; | 112 48 |
CD и | 112 50 |
Sn). |
Радиоактивность
Радиоактивность — это самопроизвольное превращение нестабильного изотопа одного химического элемента в изотоп другого элемента, сопровождающееся испусканием элементарных частиц или ядер (например, α-частиц).
Радиоактивность природных изотопов элементов называется естественной радиоактивностью.
Спонтанный распад ядер описывается уравнением: mt = m0 x (1/2) t / T1 / 2, где mt и m0 — массы изотопов в момент времени t и в начальный момент времени; T1 / 2 — это период полураспада, который постоянен для данного изотопа. За время T1 / 2 половина всех ядер данного изотопа распадается.
- http://veronium.narod.ru/OsnovaHim.htm
- https://wika.tutoronline.ru/himiya/class/8/osobennosti-predmeta-himiya—osnovnye-ponyatiya
- https://himi4ka.ru/samouchitel-po-himii/urok-1-osnovnye-ponjatija-i-zakony-predmeta-himija.html