Периодическая система и периодический закон.

Лекция 1.

Основные понятия и законы химии.

Химия это наука о веществах и их превращениях. Она относится к естественным наукам и тесно связана, в первую очередь, с физикой и биологией. На сегодняшний день известно около 120 тысяч неорганических веществ и более 10 миллионов органических, причем число последних постоянно растет.

Итак, с чего начинается химия? Химия начинается с элементов, то есть с определенного вида атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Наименьшей частицей химического элемента является атом, входящий в состав молекул простых и сложных веществ. Таким образом, атом это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. В то же время молекула – это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Их следует отличать, например, атом кислорода и молекула кислорода отличаются по своих химическим и физическим свойствам.

Все вещества делят на простые и сложные. Простые вещества образованы атомами одного элемента. Сложные вещества (или соединения) образованы атомами разных элементов. Не следует путать простое вещество и химический элемент. Один и тот же химический элемент может образовывать несколько простых веществ. Например, элемент углерод образует три простых вещества: уголь, графит и алмаз, которые отличаются строением кристаллической решетки.

Сами атомы очень малы, но еще в 70-х годах определили их массы с большой точностью. Масса атома водорода составила порядка 10^-27 кг, а других атомов еще больше. Поэтому, для удобства, при химических расчетах пользуются понятиями относительной атомной и относительной молекулярной массы. Относительной атомной массой А_r химического элемента называется величина, равная отношению массы атома элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода С-12. Относительной молекулярной массой М_r вещества называется величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома изотопа углерода С-12. Относительная атомная и относительная молекулярная масса из-меряются в атомных единицах массы (а.е.м.). А как же количественно характеризовать вещество?

За единицу количества вещества в международной системе единиц принят моль. Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов и других), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода С-12. Точное значение числа атомов в 0,012 кг углерода равно 6,02 10 ²³ моль^-1. Это число называется постоянной Авогадро N_A, которое показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

Величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества называется молярной массой. Обычно она имеет размерность г/моль и численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе данного вещества. Например, А_r(C) = 12, а М(С) = 12 г/моль.

Химические элементы обозначают химическими символами. Сложные вещества обозначают химическими формулами. Химическую формулу устанавливают путем анализа состава веществ. Процессы взаимодействия веществ записывают с помощью химических уравнений, в которых используются соответствующие обозначения элементов и сложных веществ. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы продуктов реакции.

Все химические взаимодействия подчиняются закону сохранения массы веществ, который гласит следующее: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. При этом общее число атомов каждого элемента всегда остается постоянным. Таким образом, при составлении уравнения реакции типа

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O

Нужно расставить так называемые стехиометрические коэффициенты таким образом, чтобы число атомов каждого элемента в левой части уравнения и в правой было одно и то же, согласно закону сохранения массы веществ. Если коэффициент равен единице, он обычно не пишется.

Закон сохранения массы основан на том явлении, что при химическом взаимодействии массы атомов не изменяются. На данном явлении основан еще один из основных законов химии – закон постоянства состава, который гласит: любое чистое молекулярное вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Следует отметить, что состав соединений с немолекулярной (надмолекулярной или полимерной структурой) не является постоянным и зависит от условий получения.

Поскольку газы являются наиболее простым объектом для исследования, то их свойства изучены наиболее полно. Экспериментальным путем был установлен закон объемных отношений (французским ученым Ж.Л. Гей-Люссаком): объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа.

Этот экспериментальный закон позволил сформулировать закон Авогадро: в равных объемах одинаковых газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Таким образом, из закона Авогадро следует, что при одних и тех же условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

Этот объем был вычислен количественно при нормальных условиях (при температуре 273 К – 0 С и давлении 101325 Па) и составил 22,4 л. Итак, при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л, который называется молярным объемом газа. С другой стороны, молярный объем газа – это отношение объема вещества к количеству данного вещества.

V_m = V/n, где V – объем газа, л; n - количество вещества, моль.

На основании закона Авогадро определяют молярные массы газообразных веществ. В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое количество молекул, а, следовательно, и молей газов. Отношение масс равных объемов газов равно отношению их молярных масс:

m₁/m₂ = M₁/M₂

Отношение массы объема газа к массе такого же объема другого газа (при одинаковых условиях) называется плотностью первого газа по второму:

D = M₁/M₂.

Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях. Или эквивалентных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента или эквивалентной массы.

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях соединяется или замещает один катион водорода (один протон) или гидроксид-анион, а в окислительно-восстановительных один электрон.

Масса 1 эквивалента элемента называют его эквивалентной массой. Вычисляется в г/моль.

Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Валентность. Менделеевым была установлена связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе. Пример. Он же ввел понятие переменной валентности. Примеры.

Валентность – это способность атомов образовывать связи с другими атомами. Пример.

Между валентностью элемента в данном соединении, его молярной массой и его эквивалентной массой существует простое соотношение: Е = М/n, где Е – эквивалентная масса, г/моль, М – молярная масса, г/моль, n – валентность (простое целое число).

Лекция 2.

Строение атома.

Атом – в переводе с греческого означает "неделимый". Атом считался самой маленькой частицей вплоть до конца 19 века. Но в 1897 году англичанин Томсон открыл электрон, элементарную частицу, масса которой в 2000 раз меньше массы атома водорода.

В результате опытов Э. Резерфорд показал, что атом состоит из положительно заряженного ядра, вокруг которого на некотором удалении движутся отрицательно заряженные электроны. Найденные значения зарядов ядер показали, что они численно равны порядковому номеру элемента в периодической системе.

Поэтому периодический закон Менделеева можно сформулировать следующим образом: свойства элементов и образуемых ими простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов, и, следовательно, от количества электронов в них.

Оставалось непонятным, как положительно заряженные ядра и отрицательно заряженные электроны существуют в атоме одновременно, не разрушая сам атом, ведь по закону Кулона одноименные заряды отталкиваются. Было предположено, что электроны в атоме находятся на определенных орбитах, каждя из которых индивидуальна в своем вращении около ядра и не мешает вращению других электронов.

Первый шаг в этом направлении сделал Макс Планк (немецкий физик). Он в 1900 году показал, что световая энергия поглощается и испускается телами не непрерывно, а отдельными порциями – квантами. Энергия каждого кванта зависит от частоты излучения. E = hn, где h = 6,626 10^-34 (постоянная Планка).

В дальнейшем Эйнштейн показал, что фотон света неспособен дробиться, и, взаимодействуя с веществом, он проявляет себя как материальная частица. В то же время при интерференции и дифракции света пучок фотонов ведет себя как волна. Такая двойственность свойств получила название корпускулярно-волнового дуализма (двойственности).

Корпускулярные свойства фотона выражаются уравнением Планка E = hn, а волновые ln = с или n = l/с. отсюда Е = hс/l. По уравнению Эйнштейна Е = mс². Преобразуя два последних уравнения, получим l = h/mc = h/mv. Последнее уравнение называется уравнением де Бройля. Этот французский физик в 1924 году предположил, что волновыми свойствами обладает не только фотон, но и любой другой движущийся объект, например, электрон.

Исходя из волновых свойств электронов, Шредингер в 1926 году предположил, что движение электрона внутри атома должно описываться с помощью некой волновой функции, то есть математическим выражением, связывающим движение электрона с его пространственным расположением в атоме. Волновая функция обозначается буквой y, а ее квадрат характеризует вероятность нахождения электрона в данном объеме.

Для расчета количественных значений энергии электронов в атоме Шредингер вывел уравнение (оно так и названо его именем), согласно которому для электрона, находящегося под действием сил притяжения к ядру, решение находится не для любых, а только для определенных значений энергии. Эти значения энергии соответствуют строго определенным орбитам и электроны в атоме располагаются таким образом, что в одном атоме не существуют двух электронов с одинаковыми значениями энергии.

А как распределяются электроны в атоме, мы рассмотрим на следующем занятии.

Лекция 3.

Периодическая система и периодический закон.

На прошлом занятии мы говорили о том, что электрон в атоме принимает строго определенные (квантованные) значения энергии.

Покажем математически, что энергия электронов принимает строго определенные значения. Мы уже знаем, что движение электрона вокруг ядра описывается волной де Бройля.

Если длина атома равна l, то длина волны де Бройля будет выражаться выражением l = 2l/n, где n – целое число, то есть 1, 2, 3 и т.д. с другой стороны уравнение де Бройля: l = h/mv. Приравнивая правые части уравнений, получаем:

v = nh/2ml

Так как Е = mv²/2 = n²h²/8ml² – общий вид уравнения Шредингера.

Таким образом, уровни энергии определяются значением целого числа n, которое называется главным квантовым числом. Наименьшее значение энергии электрона достигается при n = 1. Энергетическое состояние электрона, определяющееся значением главного квантового числа, называется энергетическим уровнем.

Форма электронного облака также не может быть произвольной. Она определяется орбитальным квантовым числом l, которое принимает значения от 0 до n-1. Так, при n = 1, l = 0; а при n = 2, l = 0 или 1 и т.д. Состояния электрона, характеризующиеся различными значениями l, называют энергетическими подуровнями, которым присвоены следующие обозначения:

l = 0 1 2 3

обозначение – s p d f

Отсюда название s- и р-электроны, s- или р-элементы, то есть элементы, внешние электроны которых относятся к определенному виду электронов с данным значением l. При l = 0 (s-электроны) электронное облако имеет сферическую форму. Распределение вероятности нахождения р-электронов указывает на электронное облако в форме гантели. Электронные облака d-электронов имеют еще более сложную форму.

Кроме формы электронного облака уравнение Шредингера позволяет определить и ориентацию электронного облака в пространстве, которая определяется значениями магнитного квантового числа m, принимающего целочисленные значения от –l до +l. то есть некоторому значению l соответствует 2l+1 возможных расположений электронного облака в пространстве.

Состояние электрона в атоме, характеризующееся значениями трех квантовых числе n, l и m, получило название электронной орбитали. Существует и четвертое квантовое число, которое характеризует не положение электрона в пространстве, а его собственное состояние. Оно получило название спинового квантового числа или просто спина: s = ±1/2.

Все четыре квантовых числа полностью определяют энергетическое состояние любого из электронов в атоме. Для определения данного состояния существует так называемый принцип Паули, который гласит, что в атоме не может существовать одновременно двух электронов с одинаковым значением всех 4 квантовых чисел. Из этого следует, что каждая электронная орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами с противоположными спинами. Если на орбитали находятся два электрона, то они называются спаренными, а один электрон – неспаренным.

Следует отметить, что в многоэлектронном атоме энергетическое состояние электрона определяется не только его притяжением к ядру, но и взаимодействием с другими электронами. Электроны друг от друга отталкиваются. Таким образом внутренние электронные слои экранируют внешние электроны от положительно заряженного ядра (эффект экранирования). В то же время, электроны внешних слоев некоторое время могут пребывать на расстояниях, более близких к ядру, чем обычно. Они как бы проникают к ядру ближе чем электроны внутренних слоев (эффект проникновения). Эффект проникновения наиболее силен для s-электронов, в меньшей степени для р-электронов и для d-электронов еще меньше.

Последовательность заполнения электронами энергетических подуровней в зависимости от значений n и l определяется двумя правилами Клечковского. Первое правило гласит: при увеличении заряда ядра последовательное заполнение электронных орбиталей происходит с возрастанием суммы n+l. Второе правило регулирует порядок заполнения электронами орбиталей, если суммы n+l равны: тогда заполнение орбиталей происходит в направлении возрастания главного квантового числа n.

Порядок заполнения электронами данного энергетического подуровня определяется правилом Хунда: в пределах одного энергетического подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы суммарное значение спина (спинового квантового числа) было максимальным.

Необходимо отметить, что некоторые из электронных конфигураций являются энергетическими более выгодными. Дело в том, что при заполнении очередного электронного подуровня он начинает сильнее притягиваться к ядру, то есть электроны данного уровня (подуровня, орбитали) движутся по орбите, более близкой к ядру. Это приводит к следующему явлению. Электронная конфигурация атома меди (согласно правилам Хунда и Клечковского): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹4s². Но, вследствие того, что заполнение d-подуровня, более выгодно, чем заполнение s-подуровня (10 электронов приближаются к ядру, что выгоднее, чем приближение 2 электронов), происходит так называемый провал электрона и конфигурация меди становится 3d¹⁰4s¹.

Согласно периодическому закону положение элемента в периодической системе зависит от заряда ядра атома. А химические свойства элементов зависят от распределения электронов по энергетическим подуровням, в особенности по внешнему слою. Фактически, зная только электронную конфигурацию атома, можно предположить его характерные химические свойства, достоверно предположить ряд его характерных соединений, а также некоторые его особенности, отличающие его от электронных аналогов.

Лекция 4.