Закон збереження маси речовин відкрив великий російських вчений М.В. Ломоносов (1711-1765 р. р.).

У 1756 р. вчений ставить досліди, аналогічні спробам англійського хіміка Р. Бойля. Для цього він бере скляну трубку, поміщає у неї метал, заплавляє і нагріває. Вага заплавленої трубки залишається незмінною, хоч метал у трубці після нагрівання змінився, перетворився у землисте тіло. Вага трубки збільшується тільки тоді, як після нагрівання в ній зробити отвір.

Ломоносов написав: "Вага трубки з металом після нагрівання залишається в повній мірі".

Цей висновок є виразом першого закону хімії - закону збереження маси речовини, який був вперше сформульований у виді гіпотези у 1748 р. і остаточно підтверджений Ломоносовим дослідним шляхом.

Закон збереження маси можна сформулювати так:

Вага речовин, які вступають у реакцію, і вага речовин, що одержуються після реакції, однакові.

Значення цього закону полягає в тому, що він:

1) заперечував ідеалістичне тлумачення різних хімічних перетворень;

2) підводив до розуміння матеріальних складових частин тіла;

3) давав метод кількісного вивчення речовини, поклав початок кількісному аналізу речовини.

Закон збереження маси став науковою основою для створення перших понять хімії - хімічний елемент, проста речовина…

Хімічний елемент - найпростіша складова частина речовини. Хімічний елемент - це певний тип атомів, які мають однаковий заряд ядра, що дорівнює протонному числу елемента.

Атом - найдрібніша електронейтральна частинка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Абсолютна атомна маса - це справжня маса атома елемента. Вона має надто малі значення, наприклад

m (H) = 1,67 · 10-24 г.

У хімії використовують не грами, а спеціальну одиницю - атомну одиницю маси а. о. м., яка дорівнює

а. о. м. = 1,66 · 10-24 г.

Відносна атомна маса Ar - величина, що дорівнює відношенню маси атома елемента до 1/12 маси атома Карбону. Ar - безрозмірна величина, що являє собою масу атома, виражену в атомних одиницях маси.

Молекула - найменша електронейтральна частинка речовини, що виявляє її хімічні властивості і здатна до самостійного існування.

Відносна молекулярна маса Mr - це величина, що дорівнює відношенню маси речовини певного формульного складу до 1/12 маси атома Карбону.

Mr - безрозмірна величина, що являє собою суму відносних атомних мас елементів, які входять до формульного складу речовини.

Молекули рідин і газів мають сталий якісний і кількісний склад. Раніше сталість складу вважали законом. Тепер відомо багато речовин змінного складу - бертолідів на відміну від речовин сталого складу - дальтонідів.

хімія періодична система оксид

Речовина - це сукупність частинок (атомів, молекул, йонів, радикалів), що перебуває у будь-якому з трьох агрегатних станів.

Усі речовини - це і є хімічні сполуки, оскільки містять хімічно зв'язані між собою атоми елементів, якщо це атоми одного елемента - прості речовини, якщо атоми різних елементів - складні речовини.

Індивідуальні речовини, що складаються з двох або більше елементів, називаються хімічними сполуками. Утворення хімічної сполуки з простих речовин відбувається внаслідок хімічної реакції, супроводжується певним енергетичним ефектом. Хімічні реакції скорочено записуються у вигляді хімічних рівнянь. Наприклад, реакція одержання сульфіду цинку:

Zn + S = ZnS

Кількість речовини - це величина, яка показує число структурних частинок (атомів, молекул, йонів), що містяться у даній порції речовини.

Позначається символом n (ен) або н (ню). Одиниця - моль, одна з основних одиниць. Моль - це кількість речовини, що містить стільки структурних частинок цієї речовини, скільки атомів міститься у вуглеці масою 12 г. Молярна маса М - величина, що дорівнює відношенню маси речовини до відповідної кількості речовини. Одиниця молярної маси - г/моль.

Закон еквіваленті

Хімічна сполука не тільки характеризується чистотою, сукупністю певних властивостей, наявністю в ній кількох хімічних елементів, але й певним їх кількісним вмістом. У 1792 р. німецький хімік В. Ріхтер висунув думку, що речовини діють між собою у певних частках. Пізніше Дж. Дальтон ввів поняття про частки сполучення (еквіваленти) і у 1803 р. сформулював закон еквівалентів:

Елементи сполучаються один з одним, а індивідуальні речовини взаємодіють між собою у вагових кількостях, прямо пропорційних їхнім еквівалентам. Еквівалентами або частками сполучення називаються вагові кількості елементів, які сполучаються з однією ваговою кількістю водню (точніше з 1,008) або з відповідними ій ваговими кількостями інших елементів.

Для реакції aA + bB = cC + dD:

де:

m (A) - маса речовини А [г];

m (B) - маса речовини В [г];

Mекв. (A) - молярна маса еквівалентів речовини А [г/моль-екв];

M екв. (B) - молярна маса еквівалентів речовини В [г/моль-екв].

Еквіваленти можна розраховувати не тільки для елементів, а й для хімічних сполук. Еквівалентом сполуки буде така її кількість, яка сполучається, заміщує або відповідає в хімічній реакції одній ваговій частині водню, восьми ваговим частинам кисню або еквівалентам інших елементів.

Еквівалент можна вичислити двома методами: прямим і методом витиснення.

Прямий метод - це обчислення еквівалента елемента за ваговим складом сполуки, яка складається з двох елементів, та еквівалентом другого з цих елементів методом пропорцій. Нехай елемент А входить до m г сполуки АВ у кількості g г, тоді вміст елемента В у цій сполуці буде m-g г. Еквівалент В дорівнює E_B, тоді еквівалент елемента А знаходиться за формулами:

g / E_A = (m - g) / E_B

E_A = g * E_B / (m-g),

Метод витиснення - обчислення еквіваленту за воднем. Якщо g г металу витісняє m г водню, то еквівалент металу обчислюється за формулою:

E_M = g / m

Для елемента еквівалент можна обчислити за валентністю як частку від ділення атомної маси на валентність.

Еквіваленти виражаються безрозмірними величинами. Проте для виразу еквівалентних мас використовують такі величини, як грам-еквіваленти. Грам-еквівалент (г*екв) - це вагова кількість елемента або сполуки в грамах, яка чисельно дорівнює еквіваленту.

Закон постійності складу. (закон сталості складу сполук)

Автором закону сталості складу сполук є французький хімік Ж. Пруст:

Яким би способом не одержувалась дана сполука, її склад завжди постійний.

де:

m (A) - маса речовини А [г];

m (B) - маса речовини В [г].

Закон постійності складу сполук не є всезагальним. Він має певні обмеження, тому що з часом стало відомо про сполуки, які мають змінний склад.

Закон кратних відношень (закон простих вагових відношень).

Дальтон у 1803 р., вивчаючи випадки, коли два елементи утворюють кілька сполук, прийшов до висновку:

Якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то вагові кількості одного з них, що припадають у цих сполуках на одну й ту ж вагову частину іншого елемента, повинні відноситися один до одного як прості числа.

Це узагальнення одержало назву закону кратних відношень.

Закон простих вагових відношень, вказуючи на перервність складу сполук, підводить до висновку про дискретну будову речовин.

Закон простих об'ємних співвідношень.

У 1808 р. французький хімік Гей-Люссак досліджуючи реакції між газами, сформулював закон простих об'них співвідношень:

За однакових умов об'єми газів, що вступають у реакцію, відносяться між собою і до об'ємів одержаних газів як прості цілі числа.

Для реакції aA (газ) + bB (газ) = cC + dD:

де:

V (A) - об'єм речовини А [л]; V (B) - об'єм речовини В [л];

a, b - стехіометричні коефіцієнти (із рівняння реакції).

Закон Авогадро.

У 1811 р. італієць А. Авогадро вводить поняття про молекулу як складнішу частинку. У ому ж році він формулює свою знамениту гіпотезу, яка незабаром була перевірена на багатьох дослідах і згодом переросла в закон:

В однакових об'ємах різних газів, взятих при однаковому тискові та одній температурі, вміщується однакова кількість молекул.

(P = const, T = const)

де:

V1 - об'єм першого газу [л];

V2 - об'єм другого газу [л];

н1 - кількість речовини першого газу [моль];

н2 - кількість речовини другого газу [моль].

Закон Авогадро ліг в основу атомно-молекулярної теорії.

Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.

Перший: один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об'єм.

за нормальних умов (н. у.) (тиск в 1 атм (101325 Па) і температура 273,15 К або 0°С) об'єм 1 моль будь-якого газу дорівнює 22,4 л. Стала Ут - 22,4 л/моль називається молярним об'ємом газу за нормальних умов.

за будь-яких умов

Молярний об'єм газу - це величина, що дорівнює відношенню об'єму газу за даних умов до кількості речовини цього газу

де V_m - молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль); V - об'єм газу за даних (будь-яких) умов, м³ (л); n - кількість речовини газу, моль.

За стандартних умов (тиск 1 атм (101325 Па) і температури 298,15 К або 25°С) молярний об'єм газу дорівнює не 22,4, а 24,4 л/моль.

Молярний об'єм газу V_m можна обчислити також, знаючи молярну масу газу М та його густину. Молярний об'єм газу - це величина, що дорівнює відношенню молярної маси газу до його густини

де V_m - молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль); М - молярна маса газу, кг/моль (г/моль); р - густина газу, кг/м (г/л).

Другий наслідок: маса одного і того самого об'єму газу тим більша, чим більша маса його молекул. Якщо в однакових об'ємах газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул, то, очевидно, що

відношення мас однакових об'ємів газів за однакових умов дорівнює відношенню їхніх молярних мас

де m₁ - маса певного об'єму першого газу; m₂ - маса такого самого об'єму другого газу; М₁ і М₂ - молярні маси відповідно першого і другого газів.

Відношення маси певного об'єму одного газу до маси такого самого об'єму іншого газу (взятого за тих самих умов) називається відносною густиною першого газу за другим.

Отже, можна твердити, що густини різних газів, узятих за однакових умов, пропорційні їхнім молярним масам

3. Будова атома. Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва

Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва.

Вперше хімічні елементи спробував класифікувати А.Л. Лавуазьє, який поділяв елементи на метали та неметали. Цікаву спробу класифікації зробив німецький хімік І.В. Деберейнер. Проблему класифікації розглядали Д.П. Кук та М. Петтеркофер, Е. Ленсен, Ф.В. Гінрікс, француз Б. де Шанкуртуа, англієць Дж. Ньюлендс, В. Олдінг, німецький хімік Л. Мейєр… Проте всі згадані вчені не зуміли повністю розкрити загальну залежність між елементами, їм не вдалося знайти об'єктивний закон, що лежить в основі взаємозв'язку між хімічними елементами.

Д.І. Менделєєв відкрив періодичний закон у 1869 р. Розташовуючи всі відомі елементи в порядку зростання атомної маси, Д.І. Менделєєв встановив, що подібні в хімічному відношенні елементи чергуються в періодичній системі через правильні інтервали, а часто стоять поряд. Він також побачив, що для елементів є дуже важливим місце, яке вони займають у природному ряду.

Періодичний закон не можна звести до якоїсь дуже короткої формули. Тому його суть треба виражати такими положеннями:

Всі види речовинної матерії складаються з хімічних елементів - різних типів атомів.

Хімічні елементи перебувають у тісному взаємозв'язку і взаємозалежності так, що можуть бути розташовані у природний ряд, в якому кожний матиме тільки йому властивий порядковий номер.

Знаючи місце елемента у природному ряду, можна досить точно описати його властивості, здійснити виправлення атомної маси, валентності, зробити передбачення щодо синтезу нових сполук того чи іншого елемента.

Властивості хімічних елементів зі збільшенням порядкового номера змінюються періодично, так що через певне, але не завжди одне й те ж число номерів повторюються валентності елементів, форми хімічних сполук та деякі інші властивості.

Подібні елементи, крім періодичної віддаленості, можуть розташовуватись і поряд. Знаючи послідовність розподілу елементів, а також характер подібності між ними, можна робити передбачення нових елементів з попереднім описом їх властивостей, робити прогноз щодо місць знаходження їх у земній корі, оскільки подібні елементи майже зажди містяться в одних рудах.

Періодичний закон має графічний вираз у вигляді періодичної системи елементів.

Періодична система елементів.

Система складається з двох структурних одиниць - період і група. Період - це ряд елементів, в якому розташовано елементи зі зростання порядкових номерів і який розпочинається з лужного металу (або водню) і закінчується інертним елементом. У періодах спостерігається поступовий спад металічних властивостей елементів і наростання неметалічних с переходом до інертних. Існує сім періодів. Перший з них найменший, два малих, два великих, шостий - найбільший, сьомий незакінчений. Великі періоди складаються з двох підперіодів.

Важливою структурною одиницею періоду є група - ряд подібних елементів, що відносяться до різних періодів. Всього груп дев'ять. Кожна група складається з двох підгруп: головної і побічної. До кожної групи входять так звані типові елементи (це елементи малих періодів) і по два елементи від кожного великого періоду. У кожній групи елементи, що своїми властивостями нагадують типові, складають разом з ними головну підгрупу. Решта елементів групи входить до побічної підгрупи. Наприклад, елементи першої групи літій, натрій, калій, рубідій, цезій і францій - це головна підгрупа, а елементи мідь, срібло і золото входять до побічної підгрупи.

Крім груп та підгруп, у періодичній системі є такі ряди подібних між собою елементів, які знаходяться в одній і тій же групі і в одному періоді (за винятком платінових металів). Такі елементи складають родини. Наприклад, родини заліза (Fe, Co, Ni).

Розглянемо основні закономірності періодичної системи.

1. У малих періодах з зростанням відносних атомних мас елементів спостерігається поступове послаблення металічних і наростання неметалічних властивостей.

2. У великих періодах спостерігається деяка періодичність у зміні властивостей всередині самих періодів. Так, у парних рядах великих періодів металічні властивості елементів послаблюються повільно, в результаті всі елементи парних рядів - метали. У непарних рядах великих періодів властивості елементів змінюються так само, як і в елементів малих періодів: металічні властивості послаблюються, а неметалічні - посилюються.

3. Особливу подібність властивостей виявляють елементи, розміщені всередині великих періодів, наприкінці кожного парного ряду. Це та як звані тріоди: Ферум - Кобальт - Нікель, що утворюють родину Феруму, і дві інші: Рутеній - Родій - Паладій та Осмій - Іридій - Платина, що утворюють родину платинових металів (платиноїдів). Виділяють ще родину лантаноїдів (14 елементів шостого періоду) і родину антиноїдів (14 елементів сьомого періоду).

4. У групах у міру зростання відносних атомних мас елементів їхні металічні властивості посилюються, а неметалічні послаблюються (в елементів побічних підгруп бувають винятки).

5. У періодичній системі посилення металічних властивостей елементів у групах з верху в низ і послаблення їх у періодах з ліва на право зумовлюють появу діагональної подібності. Так, Берилій більше подібний до Алюмінію, ніж до Магнію, Бор - до Силіцію, ніж до Алюмінію.

6. У періодах максимальна валентність елементів (формальна) у сполуках з Оксигеном зростає: у малих періодах від 1 до 8, у великих періодах - в двічі, що й дало Д.І. Менделєєву підставу розмістити елементи великих періодів у два ряди.

7. У групах вища формальна валентність елементів за Оксигеном, як правило, відповідає номеру групи. Це справедливо для елементів головних підгруп, крім Флуору, Оксигену, Нітрогену та інертних газів. Елементи побічних груп можуть виявляти й іншу валентність. Так, Купрум - елемент першої групи побічної підгрупи - утворює оксиди _Cu2O і CuO, де Купрум буває як одно - , так і двовалентний.

8. Елементи головних підгруп IV - VII груп. можуть утворювати легкі сполуки з Гідрогеном. Формальна валентність елементів за Гідрогеном дорівнює різниці між числом 8 і номером групи, в якій розміщується елемент.

Значення закону Менделєєва та періодичної системи полягає в тому, що:

закон дав наукову класифікацію хімічних елементів на групи і періоди, підперіоди і підгрупи, родини;

на базі закону та періодичної системи елементів стало можливим правильніше формулювання загальнохімічних понять;

періодичний закон показує, що максимальна валентність елементів майже завжди збігається з номером групи (Валентність - це здатність атома хімічного елемента приєднувати певне число атомів інших хімічних елементів. Під валентністю розуміють усю сукупність взаємодій між атомами, що сусідують в індивідуальній речовині.);

закон дав метод визначення та уточнення атомних мас;

завдяки закону стало можливим робити передбачення нових сполук для відомих елементів;

періодичний закон дозволив передбачити значну групу елементів (Ge, Ga, Sc…), які не були відомі у часи Менделєєва;

на базі періодичного закону було створено теорію будови атомів.

Будова атома.

Орбітальна модель будови атома. Атомне ядро.

Сучасні квантово-механічні уявлення про будову атома:

в центрі атома є позитивно заряджене ядро, яке займає мізерну частину простору всередині атома;

ядро атома складається з протонів і нейтронів, які утримуються в ядрі ядерними силами. Сума протонів (Z) і нейтронів (N) визначає масове число (А) атома:

A = Z + N

кількість протонів у ядрі дорівнює порядковому номеру (протонному числу) елемента, а кількість нейтронів - різниці між масовим числом і зарядом ядра (числом протонів):

N = A - Z

увесь позитивний заряд і майже вся маса атома зосереджені в його ядрі, оскільки маса електрона у стані спокою майже в 2000 разів менша від маси протона;

навколо ядра з великою швидкістю рухаються електрони, утворюючи електронну оболонку ядра. Загальна кількість електронів дорівнює кількості протонів - порядковому номеру елемента;

рух електрона в атомі, як і будь-яких інших елементарних частинок, не можна описувати законами класичної механіки, оскільки електрон виявляє властивості як частинки, так і хвилі. Він не має певної траєкторії руху, а наповнює простір навколо ядра у формі хвилі. Його негативний заряд при цьому виявляється “розмазаним" у всьому об'ємі простору навколо ядра;

положення електрона в ядрі неможливо однозначно визначити (принцип невизначеності Гейзенберга), оскільки він може перебувати у будь-якій частині навколоядерного простору, але вірогідність його перебування в різних частинах простору неоднакова.

Частина простору навколо ядра, у межах якої ймовірність перебування електрона перевищує 90%, називається електронною хмарою або орбіталлю.

Нукліди - це різновиди атомів (атомних ядер) з певним числом протонів і нейтронів.

Кожний нуклід характеризується трьома параметрами:

А - масовим числом;

Z - зарядом ядра, що дорівнює числу протонів;

N - числом нейтронів у ядрі.

Ці параметри зв'язані співвідношенням A = Z + N. Їх записують у такий спосіб:

Ізотопи - це нукліди одного хімічного елемента, які мають однакове протонне число, але різне масове число. Оскільки в природі для більшості хімічних елементів виявлено щонайменше по два нукліди, то атомні маси елементів у періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва є середнім значенням з масових чисел кожного з нуклідів з урахуванням їхньої атомної частки в природі. Нукліди можуть бути стабільні й радіоактивні.

Стан електрона в атомі. Розподіл електронів за орбіталями.

Властивості електрона в атомі визначаються його енергією, а енергія електрона - способом його руху. Кожному способу руху електрона відповідає атомна орбіталь АО, певної форми і розміру:

Форма s - і p - орбіта лей

Схема взаємного розміщення p - орбіталей у просторі

Енергія електрона в атомі має не будь-які значення, а лише суворо визначені. Таку властивість енергії електрона називають квантуванням (квант - порція). Кожний електрон в атомі можна однозначно характеризувати набором чотирьох квантових чисел: головного, орбітального, магнітного і спінового. Головне квантове число n визначає енергію електрона і віддаленість його від ядра. Воно має значення 1, 2, 3, 4 і до і показує номер енергетичного рівня. Із збільшенням номера рівня енергія електрона зростає. Максимальна кількість енергетичних рівнів, яку може мати атом в основниму стані, відповідає номеру періода, в якому розміщений хімічний елемент. Орбітальне квантове число l визначає форму атомної орбіталі. Воно має значення від 0 до n - 1 (l = 0, 1, 2, 3, … n - 1). Кожному значенню l відповідає орбіталь особливої форми. Якщо l = 0, орбіталь має сферичну форму (s-орбіталь). Якщо l = 1 - форму гантелі (p-орбіталь). Складнішу форму мають орбіталі, які відповідають значенням l = 2 і 3 (d - і f-орбіталі). Отже, енергетичний рівень із значенням головного квантового числа n має n підрівнів.

Значення енергії, яку має електрон на підрівні, зростає від s-підрівня до р-підрівня, від р - до d-підрівня і т.д., що показує енергетична діаграма:

Магнітне квантове число m визначає положення атомної орбіталі у просторі відносно зовнішнього магнітного або електричного поля. Воно зв'язано з орбітальним квантовим числом і показує, скільки може бути орбіталей з певним значенням l. Для s-електронів можливе лише одне значення m, для р-електронів - три, для d-електронів - п'ять значень, для f-електронів - сім значень m:

Число енергетичних комірок визначається значенням магнітного квантового числа.

Спінове квантове число s засвідчує, що електрони в атомі обертаються не лише в просторі навколо ядра, що визначається квантовими числами n, l, m, a мають ще свій власний рух - спін. Цей рух характеризується спіновим квантовим числом s, яке може мати тільки два значення +1/2 або - 1/2. Вони відповідають двом протилежним напрямам власного магнітного момента електрона. Спін зображують протилежно напрямленими стрілками:

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями усіх чотирьох квантових чисел. На одній АО може перебувати не більше двох електронів з протилежними спінами:

Правило Хунда: у межах одного підрівня електрони розташовуються у такий спосіб, аби їх сумарний спін був максимальним:

Правило Клечковського: порядок заповнення орбіталей електронами відбувається у напрямі зростання суми головного й орбітального квантових чисел (n + l).

У першу чергу забудовуються такі електронні стани, які відповідають мінімальним значенням n:

А при однакових значеннях суми (n + l) - у напрямі зростання значення головного квантового числа n.

Згідно з цим правилом заповнення електронами всіх енергетичних рівнів і підрівнів відбувається залежно від їхньої енергії у такій послідовності: 1s<2s<3s<3p<4s " 3d<4p<5s " 4d<5p<6s " 5d " 4f<6p<7s і т.д.

Залежність властивостей елементів від періодичної зміни електронних структур атомів. Радіус атома. Електронегативність.

Із зростанням заряду ядра атомів притягання ядром електронних оболонок посилюється, відбувається їх “стискання”, і радіус атома зменшується. Тому в елементів, що розміщуються на початку періода, великий радіус атома. У періодах радіус атомів елементів зменшується, а в групах (головних підгрупах) - зростає.

Електронегативність - умовна величина, що характеризує здатність атома в хімічній сполуці притягувати до себе електрони.

Чим вища електронегативність елемента, тим яскравіше виявлені у нього неметалічні властивості. Найбільша здатність до притягування електронів властива Флуору F, найменша - Cs.

У періодах електронегативність елементів зростає зліва направо, а в групах (головних підгрупах) - знизу вгору.

Подібність властивостей окремих елементів, що перебувають у різних періодах, пояснюється подібністю будови зовнішнього енергетичного рівня їх атомів.

У межах головних підгруп властивості елементів у міру зростання протонного числа закономірно змінюються: з одного боку, посилюється металічна активність елементів, що виявляється у більшій легкості віддавання електронів, тобто у зменшенні електронегативності, а з іншого боку, послаблюється неметалічна активність, тобто знижується здатність атомів до приєднання електронів. Це пояснюється збільшенням радіуса атома.

У межах періоду із збільшенням протонного числа металічна активність елементів послаблюється, електронегативність збільшується, радіус атомів зменшується.

Зв'язок між будовою атомів і властивостями речовин показаний у табл.1.2.3 на прикладі елементів третього періоду.

Формули вищих оксидів

4. Ковалентний зв'язок (полярний, неполярний). Механізм утворення ковалентного зв'язку