Doctrina atómico-molecular- un conjunto de disposiciones, axiomas y leyes que describen todas las sustancias como un conjunto de moléculas formadas por átomos.

filósofos de la antigua grecia mucho antes del comienzo de nuestra era, en sus escritos ya planteaban la teoría de la existencia de los átomos. Rechazando la existencia de dioses y fuerzas sobrenaturales, intentaron explicar todos los fenómenos incomprensibles y misteriosos de la naturaleza. causas naturales- conexión y separación, interacción y mezcla de lo invisible ojo humano las partículas son átomos. Pero los ministros de la iglesia durante muchos siglos persiguieron a los adherentes y seguidores de la doctrina de los átomos, los sometieron a persecución. Pero debido a la falta de los dispositivos técnicos necesarios, los filósofos de la antigüedad no pudieron estudiar escrupulosamente fenomenos naturales, y bajo el concepto de "átomo" escondieron el concepto moderno de "molécula".

Recién a mediados del siglo XVIII el gran científico ruso M.V. Lomonosov conceptos atómicos y moleculares fundamentados en química. Las principales disposiciones de su enseñanza se exponen en la obra "Elementos de química matemática" (1741) y en varias otras. Lomonosov llamó a la teoría teoría corpuscular-cinética.

MV Lomonosov distinguió claramente dos etapas en la estructura de la materia: elementos (en el sentido moderno - átomos) y corpúsculos (moléculas). En el corazón de su teoría corpuscular-cinética (teoría atómico-molecular moderna) está el principio de discontinuidad en la estructura (discreción) de una sustancia: cualquier sustancia consta de partículas individuales.

En 1745 M. V. Lomonosov escribió:“Un elemento es una parte de un cuerpo que no consta de cuerpos más pequeños y diferentes... Los corpúsculos son una colección de elementos en una pequeña masa. Son homogéneos si constan del mismo número de los mismos elementos conectados de la misma manera. Los corpúsculos son heterogéneos cuando sus elementos son diferentes y están conectados de diferente manera o en diferente número; de esto depende la infinita variedad de cuerpos.

Molécula es la partícula más pequeña de una sustancia que tiene todas sus propiedades químicas. Sustancias que tienen estructura molecular, están formados por moléculas (la mayoría de los no metales, materia orgánica). parte sustancial sustancias inorgánicas formado por átomos(red atómica de un cristal) o iones (estructura iónica). Estas sustancias incluyen óxidos, sulfuros, varias sales, diamante, metales, grafito, etc. El portador de propiedades químicas en estas sustancias es una combinación partículas elementales(iones o átomos), es decir, el cristal es una molécula gigante.

Las moléculas están formadas por átomos. Átomo- el componente más pequeño, químicamente indivisible de una molécula.

Resulta que la teoría molecular explica los fenómenos físicos que ocurren con las sustancias. La doctrina de los átomos viene en ayuda de la teoría molecular para explicar los fenómenos químicos. Ambas teorías, molecular y atómica, se combinan en una doctrina atómico-molecular. La esencia de esta doctrina puede formularse en forma de varias leyes y reglamentos:

las sustancias están formadas por átomos;
cuando los átomos interactúan, se forman moléculas simples y complejas;
durante los fenómenos físicos, las moléculas se conservan, su composición no cambia; con los químicos, se destruyen, cambia su composición;
las moléculas de las sustancias están formadas por átomos; en las reacciones químicas, los átomos, a diferencia de las moléculas, se conservan;
los átomos de un elemento son similares entre sí, pero difieren de los átomos de cualquier otro elemento;
Las reacciones químicas consisten en la formación de nuevas sustancias a partir de los mismos átomos que formaban las sustancias originales.

gracias a su teoría atómico-molecular MV Lomonosov es legítimamente considerado el fundador de la química científica.

sitio, con copia total o parcial del material, se requiere un enlace a la fuente.

Conferencia 1

TEMA Y SIGNIFICADO DE LA QUÍMICA

1. Materia de química. Entre Ciencias Naturales, que determinan la base del conocimiento de ingeniería, la química ocupa una posición de liderazgo debido a su importancia informativa. Alrededor de una cuarta parte del volumen total de información científica y técnica, como se sabe, es química.

La definición moderna de química: un sistema de ciencias químicas (química orgánica, inorgánica, analítica, física, etc.), cuya tarea principal es estudiar los procesos químicos (reacciones) de formación y destrucción de moléculas (enlace químico), como así como las relaciones y transiciones entre estos procesos y otras formas de movimiento de la materia ( campos electromagnéticos y radiación, etc.).

La química estudia la composición y estructura de las sustancias de origen orgánico e inorgánico, la capacidad de interacción de las sustancias y los fenómenos de transición de la energía química a térmica, eléctrica, luminosa, etc.

La importancia de la química en la existencia y desarrollo de la humanidad es enorme. Baste decir que ninguna industria está completa sin la química. Si miras lo que rodea a una persona en la vida cotidiana o en el trabajo, estos son todos los dones y hechos de la química. Sobre la importancia de la química en diversas industrias, Agricultura y medicina, se han escrito libros enteros. El famoso físico inglés W. Ramsay dijo: "Esa nación, ese país, que supere a otros en el desarrollo de la química, los superará en bienestar material general".

Leyes basicas de la quimica

La ciencia atómico-molecular es el fundamento teórico de la química.

La sustancia es una de las formas de existencia de la materia. Una sustancia consta de pequeñas partículas individuales: moléculas, átomos, iones, que a su vez tienen una cierta estructura interna. En otras palabras, cualquier sustancia no es algo continuo, sino que consta de partículas individuales muy pequeñas, el principio de discontinuidad (discontinuidad de la estructura) de una sustancia es la base de la teoría atómico-molecular. Las propiedades de las sustancias están en función de la composición y estructura de las partículas que las forman. Para la mayoría de las sustancias, estas partículas son moléculas.

Molécula – la partícula más pequeña de una sustancia que tiene sus propiedades químicas. Las moléculas, a su vez, están formadas por átomos. Átomo – la partícula más pequeña de un elemento que tiene sus propiedades químicas.

Es necesario distinguir entre los conceptos de "sustancia simple (elemental)" y "elemento químico". De hecho, toda sustancia simple se caracteriza por ciertas propiedades físicas y químicas. Cuando cualquier sustancia simple entra en una reacción química y forma una nueva sustancia, pierde la mayoría de sus propiedades. Por ejemplo, el hierro, cuando se combina con azufre, pierde su brillo metálico, maleabilidad, propiedades magnéticas y otros De la misma manera, el hidrógeno y el oxígeno, que son parte del agua, están contenidos en el agua no en forma de hidrógeno gaseoso y oxígeno con sus propiedades características, sino en forma de elementos: hidrógeno y oxígeno. Si estos elementos se encuentran en un "estado libre", es decir no están unidos químicamente a ningún otro elemento, forman sustancias simples. Un elemento químico se puede definir como un tipo de átomo caracterizado por un cierto conjunto de propiedades . Cuando los átomos de un mismo elemento se combinan entre sí, se forman sustancias simples, mientras que la combinación de átomos de diferentes elementos da como resultado una mezcla de sustancias simples o una sustancia compleja.

La existencia de un elemento químico en forma de varias sustancias simples se denomina alotropía. Las diferentes sustancias simples formadas por un mismo elemento se denominan modificaciones alotrópicas de este elemento. La diferencia entre una sustancia simple y un elemento se vuelve especialmente clara cuando uno encuentra varias sustancias simples compuestas por el mismo elemento. Se distinguen alotropía de composición y alotropía de forma. Los átomos de un mismo elemento, ubicados en un orden geométrico diferente (alotropía de forma) o combinados en moléculas de diferente composición (alotropía de composición), forman sustancias simples con diferentes propiedades físicas con propiedades químicas similares. Los ejemplos son:
oxígeno y ozono, diamante y grafito. 2. Leyes estequiométricas. equivalente químico. La base de la teoría atómica y molecular son las leyes básicas de la química, descubiertas a finales de los siglos XVIII y XIX.

La ley de la conservación de la masa y la energía, es la ley básica de las ciencias naturales, formulada por primera vez y comprobada experimentalmente por M.V. Lomonosov en 1756-59, luego fue descubierto y confirmado por A.L. Lavoisier: la masa de los productos de reacción resultantes es igual a la masa de los reactivos iniciales. En forma matemática, esto se puede escribir:

donde i, j- números enteros, igual al número reactivos y productos.

A forma moderna esta ley se formula de la siguiente manera: en un sistema aislado, la suma de masas y energías es constante. El estudio de las reacciones entre sustancias individuales y el análisis químico cuantitativo se basan en la ley de conservación de la masa.

La ley de la relación de masa y energía (A. Einstein). Einstein demostró que existe una relación entre energía y masa, expresada cuantitativamente por la ecuación:

E \u003d mc 2 o Dm \u003d D mi/C 2 (2.2)

donde E es energía; m es la masa; Con - la velocidad de la luz. La ley es justa para reacciones nucleares, en el que se libera una enorme cantidad de energía con pequeños cambios de masa (explosión atómica).

La ley de la constancia de la composición (J.L. Proust, 1801-1808): independientemente de cómo se obtenga este compuesto químicamente puro, su composición es constante, por lo que el óxido de zinc puede obtenerse como resultado de una gran variedad de reacciones:

Zn + 1/2 O 2 \u003d ZnO; ZnCO 3 \u003d ZnO + CO 2; Zn (OH) 2 \u003d ZnO + H 2 O.

Pero una muestra de ZnO químicamente pura siempre contiene 80,34 % de Zn y 19,66 % de O.

La ley de constancia de composición se cumple plenamente para gases, líquidos y series. sólidos (daltonidas), pero muchos sustancias cristalinas conservan su estructura con una composición variable (dentro de ciertos límites) ( bertolidos). Estos incluyen compuestos de ciertos metales entre sí, óxidos individuales, sulfuros, nitruros. En consecuencia, esta ley es aplicable sólo para sustancias que, independientemente del estado de agregación, tengan una estructura molecular. En compuestos de composición variable, esta ley tiene límites de aplicabilidad, especialmente para sustancias en estado sólido, ya que el portador de propiedades en este estado no es una molécula, sino un determinado conjunto de iones de distinto signo, denominado fase (un compuesto homogéneo). parte de un sistema no homogéneo, limitado por una interfaz), o en otras palabras celosías de cristal sólidos tienen defectos (vacantes e inclusiones de nodos).

La Ley de los Equivalentes (Richter, 1792-1800): elementos químicos están interconectados en relaciones de masa proporcionales a sus equivalentes químicos:

Sobre la base de esta ley, se llevan a cabo todos los cálculos estequiométricos.

equivalente químico se denomina elemento a aquella cantidad que se combina con 1 mol (1,008 g) de átomos de hidrógeno o reemplaza la misma cantidad de átomos de hidrógeno en los compuestos químicos.

El concepto de equivalentes y masas equivalentes también se aplica a las sustancias complejas. El equivalente de una sustancia compleja. Se denomina a aquella cantidad que interactúa sin residuo con un equivalente de hidrógeno o, en general, con un equivalente de cualquier otra sustancia.

Cálculo de equivalentes de sustancias simples y complejas:

donde Arkansas- la masa atómica del elemento; MA es el peso molecular del compuesto.

Ley de razones múltiples (D. Dalton, 1808). Si dos elementos forman varios compuestos químicos entre sí, entonces la cantidad de uno de ellos, referida a la misma cantidad del otro, se trata como números enteros pequeños.

Ley de Avogadro (1811). Esta es una de las leyes básicas de la química: volúmenes iguales de gases en las mismas condiciones físicas (presión y temperatura) contienen el mismo número de moléculas.

A. Avogadro descubrió que las moléculas de las sustancias gaseosas son diatómicas, no H, O, N, Cl, sino H 2, O 2, N 2, Cl 2. Sin embargo, con el descubrimiento de los gases inertes (son monoatómicos), se encontraron excepciones.

primera consecuencia: 1 mol de cualquier gas en condiciones normales tiene un volumen igual a 22,4 litros.

Segunda consecuencia: las densidades de cualquier gas están relacionadas como sus pesos moleculares: d 1 / d 2 \u003d M 1 / M 2.

La constante de Avogadro es el número de partículas, en 1 mol de una sustancia 6,02 × 10 23 mol -1.

La explicación de las leyes básicas de la química a la luz de la teoría atómico-molecular radica en sus postulados:

1) los átomos son las partículas más pequeñas de materia que no se pueden dividir en partes constituyentes ( por medios químicos) o transformarse unos en otros, o destruirse;

2) todos los átomos de un elemento son iguales y tienen la misma masa (si no tiene en cuenta la existencia de isótopos, consulte la lección 3);

3) los átomos de varios elementos tienen diferentes masas;

4) en una reacción química entre dos o un número grande elementos, sus átomos están conectados entre sí en pequeñas proporciones enteras;

5) las masas relativas de los elementos que se combinan entre sí están directamente relacionadas con las masas de los átomos mismos, es decir si 1 g de azufre se combina con 2 g de cobre, significa que cada átomo de cobre pesa el doble que un átomo de azufre;

En una palabra, la química se “rige” por números enteros, por lo que todas estas leyes se denominan estequiométricas. Este es el triunfo de la ciencia atómico-molecular.

3. Masas atómicas y moleculares. Polilla. Considere las unidades en las que se expresan las masas atómicas y moleculares. En 1961 se adoptó una escala unificada de masas atómicas relativas. , que se basa en 1/12 de la masa de un átomo del isótopo de carbono 12 C, llamada unidad de masa atómica (a.m.u.). De acuerdo con esto, en la actualidad, la masa atómica relativa (masa atómica) de un elemento es la relación de la masa de su átomo a 1/12 de la masa de un átomo 12 C.

De manera similar, el peso molecular relativo (peso molecular) de una sustancia simple o compleja es la relación entre la masa de su molécula
a 1/12 de la masa de un átomo de 12 C. Dado que la masa de cualquier molécula es igual a la suma de las masas de sus átomos constituyentes, la masa molecular relativa es igual a la suma de las masas atómicas relativas correspondientes. Por ejemplo, el peso molecular del agua, cuya molécula contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, es: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.

Junto con las unidades de masa y volumen, la química también usa una unidad de cantidad de una sustancia llamada mol. lunar – la cantidad de una sustancia que contiene tantas moléculas, átomos, iones, electrones u otras unidades estructurales como átomos hay en 12 g del isótopo de carbono 12 C.

La cantidad de una sustancia en moles es igual a la relación de la masa de la sustancia metro a su peso molecular METRO:

n= metro/METRO. (2.8)

masa molar ( METRO) suele expresarse en g/mol. La masa molar de una sustancia, expresada en g/mol, tiene el mismo valor numérico que su masa molecular (atómica) relativa. Así, la masa molar del hidrógeno atómico es 1,0079 g/mol, la del hidrógeno molecular es 2,0158 g/mol.

Dependencia del volumen de gas de la presión y la temperatura. puede describirse ecuación de estado de gas ideal pV = RT, válido para un mol de gas, y dada la cantidad de moles, se convierte en la famosa ecuación
Clapeyron - Mendeleiev:

pV= norte RT (2.9)

donde R– constante universal de los gases (8,31 J/mol×K).

Con la ayuda de esta ecuación y el segundo corolario de la ley de Avogadro, utilizando instrumentos de medición sencillos (termómetro, barómetro, balanza), a finales del siglo XIX. Se han determinado los pesos moleculares de muchas sustancias orgánicas e inorgánicas simples y complejas volátiles. En 1860, en el I Congreso Internacional de Químicos (Karlsruhe, Alemania), se adoptaron las definiciones clásicas de los conceptos básicos: átomo, molécula, elemento, etc., se adoptaron la sistemática, clasificación de los principales tipos de reacciones y clases de compuestos químicos. llevado a cabo.

4. Clases principales compuestos inorgánicos. Clasificación de simples y complejos. sustancias químicas se basa en la consideración de reactivos y productos de uno de los principales reacciones químicas- Reacciones de neutralización. Los cimientos de esta clasificación fueron puestos por I.Ya. Berzelius en 1818, más tarde fue significativamente refinado y complementado.

Incluso los alquimistas combinaron una serie de sustancias simples con propiedades físicas y químicas similares, llamadas rieles . Los metales típicos se caracterizan por su maleabilidad, brillo metálico, alta conductividad térmica y eléctrica; de acuerdo a sus propiedades químicas, los metales son agentes reductores. El resto de las sustancias simples se combinaron en la clase no metales (metaloides ). Los no metales tienen propiedades físicas y químicas más diversas. Cuando las sustancias simples reaccionan con el oxígeno, forman óxidos . Forma de metales principal oxidos, no metales - ácido . En la reacción de tales óxidos con agua, respectivamente, jardines y ácidos . Finalmente, la reacción de neutralización de ácidos y bases conduce a la formación sales . Las sales también se pueden obtener por la interacción de óxidos básicos con óxidos ácidos o ácidos, óxidos ácidos con óxidos básicos o bases (Cuadro 1).

tabla 1

Propiedades químicas principales clases de compuestos inorgánicos

Cabe destacar que solo aquellos óxidos básicos que forman bases solubles en agua reaccionan directamente con el agua - álcalis . Las bases insolubles en agua (por ejemplo, Cu (OH) 2) se pueden obtener a partir de óxidos en solo dos etapas:

CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O, CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4.

La clasificación de los óxidos no se limita a básicos y ácidos. Varios óxidos y sus correspondientes hidróxidos exhiben propiedades duales: reaccionan con ácidos como bases y con bases como ácidos (en ambos casos se forman sales). Estos óxidos e hidróxidos se denominan anfótero :

Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O, Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (fusión de sustancias sólidas),

Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 (en solución).

Algunos óxidos no pueden asociarse con su correspondiente ácido o base. Estos óxidos se llaman no formador de sal , por ejemplo, monóxido de carbono (II) CO, óxido nítrico (I) N 2 O. No participan en las interacciones ácido-base, pero pueden entrar en otras reacciones. Entonces, N 2 O es un fuerte agente oxidante, CO es un buen agente reductor. A veces, los óxidos ácidos, básicos y anfóteros se combinan en una clase formador de sal .

Entre los ácidos se encuentran anóxico - por ejemplo, clorhídrico (clorhídrico) HCl, sulfuro de hidrógeno H 2 S, hidrociánico (hidrociánico) HCN. De acuerdo con las propiedades ácido-base, no difieren de oxigenado ácidos. También hay sustancias que tienen propiedades básicas, pero no contienen átomos metálicos, por ejemplo, hidróxido de amonio NH 4 OH, un derivado del amoníaco NH 3.

Los nombres de los ácidos se derivan del elemento que forma el ácido. En el caso de ácidos libres de oxígeno, el nombre del elemento (o grupo de elementos, por ejemplo, CN - cian) que forma el ácido se agrega con el sufijo "o" y la palabra "hidrógeno": H 2 S - sulfuro de hidrógeno, HCN - cianuro de hidrógeno.

Los nombres de los ácidos que contienen oxígeno dependen del grado de oxidación del elemento formador de ácido. El estado de oxidación máximo del elemento corresponde al sufijo "... n (th)" o "... ow (th)", por ejemplo, HNO 3 - ácido nítrico, HClO 4 - ácido perclórico, H 2 CrO 4 - Ácido cromico. A medida que disminuye el grado de oxidación, los sufijos cambian en la siguiente secuencia: “... ovado (th)”, “... ist (th)”, “... ovado (th)”; por ejemplo, HClO 3 es ácido clórico, HClO 2 es cloruro, HOCl es ácido hipocloroso. Si un elemento forma ácidos en solo dos estados de oxidación, entonces el nombre del ácido correspondiente al estado de oxidación más bajo del elemento usa el sufijo "... verdadero (th)"; por ejemplo, HNO 2 es ácido nitroso. Los ácidos que contienen en su composición una agrupación de átomos -O-O-, pueden considerarse como derivados del peróxido de hidrógeno. Se denominan peroxoácidos (o perácidos). Si es necesario, después del prefijo "peroxo" en el nombre del ácido, se coloca un prefijo numeral que indica el número de átomos del elemento formador de ácido que componen la molécula, por ejemplo: H 2 SO 5, H 2 S 2 O 8.

Entre los compuestos grupo importante formulario jardines (hidróxidos), es decir sustancias que contienen grupos hidroxilo OH-. Los nombres de los hidróxidos se forman a partir de la palabra "hidróxido" y el nombre del elemento en caso genitivo, después de lo cual, si es necesario, el grado de oxidación del elemento se indica entre paréntesis en números romanos. Por ejemplo, LiOH es hidróxido de litio, Fe (OH) 2 es hidróxido de hierro (II).

Una propiedad característica de las bases es su capacidad de interactuar con ácidos, óxidos ácidos o anfóteros para formar sales, por ejemplo:

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O,

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O

Desde el punto de vista de la teoría protolítica (de protones), las bases son sustancias que pueden ser aceptoras de protones, es decir, capaz de aceptar un ion hidrógeno. Desde estas posiciones, las bases deben incluir no solo hidróxidos básicos, sino también algunas otras sustancias, como el amoníaco, cuya molécula puede unirse a un protón, formando un ion amonio:

NH 3 + H + = NH 4 +

De hecho, el amoníaco, como los hidróxidos básicos, puede reaccionar con ácidos para formar sales:

NH 3 + Hcl \u003d NH 4 Cl

Dependiendo de la cantidad de protones que se puedan unir a la base, existen bases de un solo ácido (por ejemplo, LiOH, KOH, NH 3), de dos ácidos [Ca (OH) 2, Fe (OH) 2], etc.

Los hidróxidos anfóteros (Al (OH) 3, Zn (OH) 2) pueden disociarse en soluciones acuosas tanto como ácidos (con formación de cationes de hidrógeno) como bases (con formación de aniones hidroxilo); pueden ser tanto donantes como aceptores de protones. Por lo tanto, los hidróxidos anfóteros forman sales cuando interactúan con ácidos y bases. Cuando interactúan con ácidos, los hidróxidos anfóteros exhiben las propiedades de las bases, y cuando interactúan con las bases, las propiedades de los ácidos:

Zn (OH) 2 + 2HCl \u003d ZnCl 2 + 2H 2 O,

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Hay compuestos de elementos con oxígeno, que en composición pertenecen a la clase de óxidos, pero en su estructura y propiedades pertenecen a la clase de sales. Estos son los llamados peróxidos, o peróxidos. Los peróxidos son sales de peróxido de hidrógeno H 2 O 2, por ejemplo, Na 2 O 2, CaO 2. característica distintiva La estructura de estos compuestos es la presencia en su estructura de dos átomos de oxígeno interconectados (“puente de oxígeno”): -О-О-.

sal durante la forma de disociación electrolítica en solución acuosa catión K+ y anión A-. Las sales pueden considerarse como productos de la sustitución total o parcial de los átomos de hidrógeno de una molécula de ácido por átomos metálicos, o como productos de la sustitución total o parcial de los grupos hidroxi de una molécula básica de hidróxido por residuos ácidos.

Es posible que la reacción de neutralización no se complete. En este caso, con un exceso de ácido, agrio sal, con un exceso de base - principal (Las sales formadas en una proporción equivalente se llaman promedio ). Está claro que las sales ácidas solo se pueden formar con ácidos polibásicos, sales básicas, solo con bases poliácidas:

Ca (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2H 2 O,

Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + 2H 2 O,

2Ca(OH)2 + H2SO4 = (CaOH)2SO4 + 2H2O.

Entre la variedad y enorme cantidad de reacciones químicas, su clasificación siempre ha estado presente. Entonces, teniendo en cuenta el desarrollo de la química, se distinguen tres tipos principales de reacciones químicas:

1) equilibrio ácido-base, casos especiales: neutralización, hidrólisis, disociación electrolítica de ácidos y bases;

2) redox con un cambio en el estado de oxidación de un átomo, ion, molécula. Al mismo tiempo, las etapas de oxidación y reducción se distinguen como partes de un proceso de retroceso y accesión de electrones;

3) complejación: la adición de un cierto número de moléculas o iones al átomo central o ion del metal, que es un agente complejante, y el primero: ligandos, cuyo número se caracteriza por el número de coordinación (n).

Según estos tipos de reacciones químicas se clasifican y compuestos químicos: ácidos y bases, agentes oxidantes y reductores, compuestos complejos y ligandos.

En una interpretación más moderna, teniendo en cuenta la estructura electrónica de los átomos y las moléculas, las reacciones del primer tipo se pueden definir como reacciones con la participación y transferencia de un protón, reacciones del segundo tipo, con la transferencia de un electrón, reacciones del tercer tipo - con la transferencia de un par solitario de electrones. La medida cuantitativa de las reacciones del primer tipo son, por ejemplo, pH, el segundo - potencial (E, B), diferencia de potencial (Δφ, V) y el tercero, por ejemplo, la implementación de un cierto número de coordinación (n ) de enlaces químicos (donante-aceptor), estabilización energética del campo ligando del ión central - agente complejante
(ΔG, kJ/mol), constante de estabilidad.

La estructura del átomo

1. Desarrollo de ideas sobre la estructura del átomo. Si, como resultado de alguna catástrofe mundial, todo lo acumulado por la humanidad el conocimiento científico Si solo se transmitiera una frase a las generaciones futuras, ¿qué declaración, compuesta por la menor cantidad de palabras, brindaría la mayor cantidad de información? Esta pregunta fue formulada por el famoso físico estadounidense, Premio Nobel ricardo feynman y él mismo le dio la siguiente respuesta: esta es la hipótesis atómica. Todos los cuerpos están formados por átomos, pequeños cuerpos que están en constante movimiento, se atraen a corta distancia, pero se repelen si uno de ellos se presiona más cerca del otro. Sin embargo, el antiguo filósofo griego Demócrito, que vivió en el año 400 a. C., podría estar esencialmente de acuerdo con esta afirmación. La gente moderna sabría más sobre los átomos si, a diferencia de los antiguos griegos, fueran capaces de crear sobre la base de su conocimiento. bombas atómicas y centrales nucleares.

Hasta finales del siglo XIX. consideraba al átomo como una partícula indivisible e invariable. Pero luego se descubrieron fenómenos que no eran explicables desde este punto de vista. Investigación electroquímica g davy, M. Faraday mostró que un átomo puede llevar una carga positiva y negativa, ya que se liberan en el cátodo o en el ánodo de la celda. De esto siguió la corpuscularidad de la carga eléctrica.

Mejorar los métodos de excitación de gases para obtener sus espectros, W. ladrones descubrió los llamados rayos catódicos (un fenómeno realizado en los televisores modernos). al pasar corriente eléctrica a través del gas enrarecido encerrado en el tubo, una corriente de luz débil emana del polo negativo (cátodo), el rayo catódico. El rayo catódico imparte una carga negativa a los cuerpos sobre los que incide y se desvía hacia los cuerpos cargados positivamente cercanos al tubo. Por lo tanto, el rayo catódico es una corriente de partículas cargadas negativamente.

También se descubrieron los fenómenos de emisión térmica y fotoemisión ( AG Stoletov), que consiste en eliminar partículas cargadas negativamente bajo la influencia de la temperatura y los cuantos de luz, lo que confirma el hecho de que el átomo contiene partículas cargadas negativamente. AUTOMÓVIL CLUB BRITÁNICO. becquerel descubrió el fenómeno de la radiactividad. Esposos Curie mostró que el flujo de radiación radiactiva no es homogéneo, y puede ser separado por un campo eléctrico y magnético. La radiación total que ingresa al capacitor se divide en tres partes: los rayos a (He 2+) se desvían ligeramente hacia la placa negativa del capacitor, los rayos b (flujo de electrones) se desvían fuertemente hacia la placa positiva del capacitor, g -rayos ( ondas electromagnéticas) no se desvían ni por campos eléctricos ni magnéticos.

Y finalmente, el descubrimiento de los rayos X. Conrado Roentgen mostró que el átomo es complejo y consta de partículas positivas y negativas, la más pequeña de las cuales H. Thomsen llamó un electrón. Es más, RS Mulliken mide su carga mi\u003d -1.6 × 10 -19 C (lo más pequeño posible, es decir, elemental) y encontró la masa del electrón metro= 9,11 × 10 -31 kg.

La neutralidad de un átomo en presencia de electrones llevó a la conclusión de que hay una región en el átomo que lleva una carga positiva. La cuestión de la ubicación o ubicación en los átomos de los electrones y las supuestas cargas positivas permaneció abierta, es decir, duda sobre la estructura del átomo. Basado en estos estudios en 1903. H. Thomsen propuso un modelo del átomo, que se llamó "pudín de pasas", la carga positiva en el átomo se distribuye uniformemente con intercalados en él carga negativa. Pero más investigación mostró el fracaso de este modelo.

E. Rutherford(1910) pasó una corriente de rayos a a través de una capa de materia (lámina), midiendo la desviación de partículas individuales después de pasar a través de la lámina. Al resumir los resultados de las observaciones, Rutherford descubrió que una delgada pantalla de metal es parcialmente transparente a las partículas a, las cuales, al atravesar la lámina, no cambiaron su trayectoria o se desviaron en ángulos pequeños. Las partículas a separadas fueron arrojadas hacia atrás, como una pelota de una pared, como si encontraran un obstáculo insuperable en su camino. Dado que un número muy pequeño de partículas a que pasaban a través de la hoja fueron expulsadas, este obstáculo debería ocupar un volumen en el átomo, inconmensurablemente menor incluso en comparación con el átomo mismo, mientras que debe tener una gran masa, ya que de lo contrario el a- las partículas de él no rebotarían. Así, surgió una hipótesis sobre el núcleo de un átomo, en el que se concentra prácticamente toda la masa del átomo y toda la carga positiva. En este caso, las desviaciones de la trayectoria de la mayoría de las partículas a en pequeños ángulos bajo la influencia de las fuerzas de repulsión electrostática del lado se vuelven claras. núcleo atómico. Posteriormente, se encontró que el diámetro del núcleo es de aproximadamente 10 -5 nm, y el diámetro del átomo es de 10 -1 nm, es decir el volumen del núcleo es 10 12 veces menor que el volumen del átomo.

En el modelo del átomo de Rutherford, un núcleo cargado positivamente está ubicado en el centro del átomo, y los electrones se mueven a su alrededor, cuyo número es igual a la carga del núcleo o el número ordinal del elemento, como planetas alrededor del Sol (modelo planetario del átomo). El modelo nuclear desarrollado por Rutherford fue un gran paso adelante en la comprensión de la estructura del átomo. Ha sido confirmado por un gran número de experimentos. Sin embargo, en algunos aspectos el modelo contradecía hechos bien establecidos. Notamos dos de tales contradicciones.

Primero, el modelo planetario del átomo de Rutherford no podía explicar la estabilidad del átomo. De acuerdo con las leyes de la electrodinámica clásica, un electrón, al moverse alrededor del núcleo, inevitablemente pierde energía. Con una disminución en el suministro de energía de un electrón, el radio de su órbita debe disminuir continuamente y, como resultado, caer sobre el núcleo y dejar de existir. Físicamente, el átomo es un sistema estable y puede existir sin ser destruido por un tiempo extremadamente largo.

En segundo lugar, el modelo de Rutherford condujo a conclusiones incorrectas sobre la naturaleza de los espectros atómicos. Los espectros de los metales alcalinos resultan ser similares al espectro del hidrógeno atómico, y su análisis llevó a la conclusión de que la composición de los átomos de cada metal alcalino tiene un electrón débilmente unido al núcleo en comparación con el resto de los electrones. En otras palabras, en un átomo, los electrones no están ubicados a la misma distancia del núcleo, sino en capas.

Los espectros atómicos se obtienen haciendo pasar la radiación de átomos excitados (en una llama con alta temperatura o de otras formas) a través de un dispositivo óptico especial (prisma, sistema de prismas o rejillas de difracción), que descompone la radiación compleja en componentes monocromáticos con una determinada longitud de onda (l) y, en consecuencia, con una determinada frecuencia de oscilación de la radiación electromagnética: n = Con/l, donde C es la velocidad de la luz. Cada haz monocromático se registra en un lugar determinado del dispositivo receptor (placas fotográficas, etc.). El resultado es un espectro de esta radiación. Los espectros atómicos consisten en líneas individuales: estos son espectros de líneas.

Cada tipo de átomo se caracteriza por una disposición estrictamente definida de líneas en el espectro que no se repiten en otros tipos de átomos. En esto se basa el método de análisis espectral, con la ayuda del cual se descubrieron muchos elementos. La estructura lineal de los espectros atómicos contradecía las leyes de la electrodinámica clásica, según las cuales el espectro de los átomos debe ser continuo como resultado de la emisión continua de energía por parte de un electrón.

2. Modelo de la estructura del átomo de hidrógeno Bohr. Dado que las leyes de la electrodinámica clásica resultaron inaplicables para describir el comportamiento de un electrón en un átomo, niels bohr primero formuló postulados basados en las leyes de la mecánica cuántica.

1. Hay órbitas en el átomo de hidrógeno, moviéndose a lo largo de las cuales el electrón no irradia. Se llaman estacionarios.

2. La emisión o absorción de energía ocurre como resultado de la transición de un electrón de una órbita estacionaria a otra. Las órbitas alejadas del núcleo se caracterizan por una gran cantidad de energía. En la transición de órbitas inferiores a superiores, el átomo entra en un estado excitado. Pero en este estado, no puede ser mucho tiempo. Irradia energía y vuelve a su estado fundamental original. En este caso, la energía del cuanto de radiación es igual a:

h n= es – E k,

donde norte y k- números enteros.

3. Fundamentos de la mecánica ondulatoria (cuántica). La explicación de las propiedades ondulatorias (espectrales) surgió simultáneamente con los conceptos de mecánica cuántica en la teoría de la estructura del átomo. El trasfondo era la teoría. tablón radiación corporal. Demostró que el cambio de energía no se produce de forma continua (según las leyes de la mecánica clásica), sino de forma brusca, en porciones, a las que llamó cuantos. La energía cuántica está determinada por la ecuación de Planck: mi = h n, donde h- La constante de Planck es igual, 6,63 × 10 -34 J × s,
n es la frecuencia de radiación. Resulta que el electrón tiene propiedades corpusculares (masa, carga) y propiedades ondulatorias: frecuencia, longitud de onda.

Debido a esto Luis de Broglie planteó la idea del dualismo de partículas y ondas . Además, el dualismo de ondas corpusculares es típico para todos los objetos del micro y macromundo, solo para los objetos macroscópicos prevalece uno de los conjuntos de propiedades, y se habla de ellas como partículas u ondas, y para las partículas elementales, ambas propiedades se manifiestan juntas. . La ecuación de De Broglie muestra la relación entre el momento de las partículas y la longitud de onda: l = h/pag = h/metro tu Así, a un electrón que gira alrededor de un núcleo se le puede asignar una cierta longitud de onda.

De acuerdo con estas ideas, un electrón es una nube dispersa en el volumen de un átomo, que tiene diferentes densidades. Por tanto, para describir la posición de un electrón en un átomo, se requiere introducir una descripción probabilística de la densidad electrónica en el átomo, teniendo en cuenta su energía y geometría espacial.

4. Números cuánticos. orbitales Para explicar la estructura electrónica del átomo de hidrógeno se han propuesto cuatro números cuánticos norte, yo, m l, s, caracterizar el estado de energía y el comportamiento de un electrón en un átomo. Estos números caracterizan inequívocamente el estado de un electrón de cualquier átomo de la Tabla Periódica de Elementos. Para cada electrón, colectivamente tienen diferentes significados.

Número cuántico principal n caracteriza la energía y el tamaño de las nubes de electrones. Toma valores para los estados fundamentales de los átomos 1-8 y, en principio, ad infinitum. Su significado físico como números del nivel de energía: el valor de la energía del electrón en el átomo y, como consecuencia, el tamaño del átomo. A PAG\u003d 1 electrón está en el primer nivel de energía con la energía mínima total, etc. con un aumento PAG la energía total aumenta. La energía de cada nivel de energía se puede estimar mediante la fórmula: E=- 1 / 13,6 × n 2 . Los niveles de energía generalmente se indican con letras de la siguiente manera:

Sentido ( norte)
Notación	k	L	METRO	norte	q

lado, orbital(o azimutal)número cuántico l caracteriza la forma de los orbitales de electrones (nubes) alrededor de un átomo y determina el cambio de energía dentro del nivel de energía, es decir caracteriza la energia subnivel. Cada forma de la nube de electrones corresponde a un cierto valor del momento mecánico del electrón, determinado por el número cuántico lateral yo, que van de 0 a PAG–1: PAG=1, yo=0; PAG=2, yo=0, yo=1; PAG=3, yo=0,yo=1, yo=2 etc Subniveles de energía dependiendo de yo denotado por letras:

valores ( yo)
Notación ( V)	s	pag	d	F	gramo	h

Los electrones que están en el nivel s se llaman s- electrones
en pag nivel - pag- electrones, a d nivel - d- electrones

La energía del electrón depende de la energía externa. campo magnético. Esta dependencia está descrita por el número cuántico magnético. Número cuántico magnético m l indica la orientación en el espacio del orbital electrónico (nube). Un campo eléctrico o magnético externo cambia la orientación espacial de las nubes de electrones, mientras divide la energía
subniveles. Número m l varía de - yo, 0, +yo y puede tener (2× yo+1) valores:

El conjunto de tres números cuánticos describe de forma única un orbital. Se denomina "cuadrado" - . Un electrón como partícula experimenta rotación alrededor de su propio eje, en sentido horario y antihorario. se describe espín número cuántico s(milisegundo), que toma los valores ±1/2. La presencia de electrones con giros opuestos en un átomo se denota como "flechas". Entonces, los cuatro conjuntos de números cuánticos describen la energía de los electrones.

5. Átomos multielectrónicos. Determinación del número de electrones en niveles y subniveles. En los átomos multielectrónicos, la construcción electrónica de acuerdo con un conjunto de números cuánticos se rige por dos postulados.

principio de pauli: no puede haber dos electrones en un átomo que tengan cuatro números cuánticos idénticos (si no, son indistinguibles, la mínima diferencia de energía está en los espines). Como resultado, en una celda de electrones, no puede haber más de dos electrones con espines opuestos por orbital.

Las celdas se llenan de electrones de acuerdo con regla de Gund. Relleno de electrones s-, pag-, d-, F- orbitales de tal manera que el giro total es máximo, o, en otras palabras, los electrones tienden a llenar los orbitales vacantes (vacíos), y solo entonces se emparejan (según Pauli):

Teniendo en cuenta los principios de la química cuántica, es posible construir la configuración electrónica de cualquier átomo, como se muestra en la Tabla. 2, de donde derivamos fórmulas para determinar el número de electrones en el nivel 2n 2 , en el subnivel 2(2 yo+1). El número de orbitales es igual al número de valores m (m=1, m=2, m=3).

El llenado de subniveles con electrones se lleva a cabo de acuerdo con La regla de Klechkovsky. Los niveles de energía se llenan en orden ascendente de la suma de los números cuánticos principales y secundarios. n+l.

Si esta cantidad tiene los mismos valores, el llenado se realiza en orden ascendente norte. Los subniveles se llenan en orden ascendente de energía:

1s<< 2s << 2p << 3s << 3p << 4s £ 3d << 4p << 5s £ 4d << 5p << 6s £ 4f £ 5d…

Tabla 2 - Configuraciones electrónicas de los átomos

¿Qué nivel se llena a continuación? 4s»3d para energía. 4s n=3, d=2, la suma es 5, n=4, s=0, la suma = 4, es decir tarda 4s en llenarse, etc. La energía es 5s » 4d, la suma es 5 y 6, entonces 5s se llena primero, luego 4d. La energía es 6s » 5d » 4f, la suma es 6, 7 y 7. 6s se completa al principio. El número cuántico principal es más pequeño para 4f, por lo tanto, este subnivel se llena más, seguido de 5d.

La configuración electrónica de un átomo se escribe como una fórmula, donde el número de electrones en un subnivel se indica mediante un superíndice. Por ejemplo, para el aluminio, puede escribir la fórmula de configuración electrónica como 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Esto significa que hay 2, 2, 6, 2, 1 electrones en 1s, 2s, 2p, 3s, 3p subniveles.

En un átomo no excitado de muchos electrones, los electrones ocupan orbitales con energías mínimas. Interactúan entre sí: los electrones ubicados en los niveles de energía internos blindan (protegen) a los electrones ubicados en los niveles externos de la acción del núcleo positivo. Tal influencia determina el cambio en la secuencia del aumento de la energía de los orbitales en comparación con la secuencia del aumento de la energía de los orbitales en el átomo de hidrógeno.

Debe tenerse en cuenta que para elementos con llenado completo o medio lleno d- y F- los subniveles observan desviaciones de esta regla. Por ejemplo, en el caso de un átomo de cobre Cu. La configuración electrónica [Ar] 3d 10 4s 1 corresponde a una energía menor que la configuración [Ar] 3d 9 4s 2 (el símbolo [Ar] significa que la estructura y relleno de los niveles electrónicos internos es igual que en el argón). La primera configuración corresponde al estado fundamental y la segunda al estado excitado.

enlace químico

1. La naturaleza del enlace químico. Las teorías para explicar el enlace químico se basan en interacciones de átomos de Coulomb, cuánticas y ondulatorias. En primer lugar, deben explicar la ganancia de energía durante la formación de moléculas, el mecanismo de formación de un enlace químico, sus parámetros y las propiedades de las moléculas.

La formación de un enlace químico es un proceso energéticamente favorable, acompañado de la liberación de energía. Esto se confirma mediante un cálculo mecánico cuántico de la interacción de dos átomos de hidrógeno durante la formación de una molécula (Heitler, Londres). Según los resultados del cálculo, la dependencia de la energía potencial del sistema. mi sobre la distancia entre los átomos de hidrógeno r(Figura 4).

Arroz. 4. Dependencia de la energía de la distancia internuclear.

Cuando los átomos se acercan entre sí, surgen entre ellos fuerzas electrostáticas de atracción y repulsión. Si los átomos con espines antiparalelos se aproximan, inicialmente prevalecen las fuerzas de atracción, por lo que la energía potencial del sistema disminuye (curva 1). Las fuerzas repulsivas comienzan a dominar a distancias muy pequeñas entre los átomos (interacciones nucleares). A cierta distancia entre los átomos r 0, la energía del sistema es mínima, por lo que el sistema se vuelve más estable, surge un enlace químico y se forma una molécula. Después r 0 es la distancia internuclear en la molécula de H 2, que es la longitud del enlace químico, y la disminución de la energía del sistema en r 0 es la ganancia de energía en la formación de un enlace químico (o la energía del enlace químico mi S t.). Cabe señalar que la energía de disociación de una molécula en átomos es igual a mi sv en magnitud y opuesto en signo.

Para la descripción mecánica cuántica de un enlace químico se utilizan dos métodos complementarios: el método de los enlaces de valencia (BC) y el método de los orbitales moleculares (MO).

2. Método de los enlaces de valencia (BC). enlace covalente. El principal tipo universal de enlace químico es un enlace covalente. Consideremos el mecanismo de formación de un enlace covalente según el método VS (usando el ejemplo de la formación de una molécula de hidrógeno):

1. Un enlace covalente entre dos átomos que interactúan se lleva a cabo mediante la formación de un par de electrones común. Cada uno de los átomos proporciona un electrón desapareado para la formación de un par de electrones común:

H + H ® H : H

Por lo tanto, según el método VS, el enlace químico es de dos centros y dos electrones.

2. Solo se puede formar un par de electrones común durante la interacción de electrones con espines antiparalelos:

H+¯H ® H¯H.

3. Cuando se forma un enlace covalente, las nubes de electrones se superponen:

Esto se confirma por el valor experimentalmente determinado de la distancia internuclear en la molécula de H 2 , r = 0,074 nm, que es mucho menor que la suma de los radios de dos átomos de hidrógeno libres, 2r = 0,106 nm.

En la región de nubes superpuestas, la densidad de electrones es máxima; la probabilidad de que dos electrones permanezcan en el espacio entre los núcleos es mucho mayor que en otros lugares. Surge un sistema en el que dos núcleos interactúan electrostáticamente con un par de electrones. Esto conduce a una ganancia de energía y el sistema se vuelve más estable, se forma una molécula. Cuanto más fuerte es el enlace covalente, más se superponen las nubes de electrones.

Mecanismo donador-aceptor del enlace covalente. La formación de un enlace covalente puede ocurrir debido a su propio par solitario de electrones de un átomo (ion) - donante y un orbital atómico libre de otro átomo (ion) - aceptador. Tal mecanismo para la formación de un enlace covalente se llama donante-aceptor.

La formación de una molécula de amoníaco NH 3 ocurre por la socialización de tres electrones desapareados de un átomo de nitrógeno y un electrón desapareado de tres átomos de hidrógeno con la formación de tres pares de electrones comunes. En la molécula de amoníaco NH 3, el átomo de nitrógeno tiene su propio par solitario de electrones. El orbital atómico 1s del ion hidrógeno H+ no contiene electrones (orbital vacante). Cuando la molécula de NH 3 y el ion de hidrógeno se acercan, el par de electrones solitario del átomo de nitrógeno y el orbital vacante del ion de hidrógeno interactúan con la formación de un enlace químico por el mecanismo donador-aceptor y el catión NH 4 +. Debido al mecanismo donador-aceptor, la valencia del nitrógeno es B=4.

La formación de enlaces químicos por el mecanismo donador-aceptor es un fenómeno muy común. Entonces, un enlace químico en compuestos de coordinación (complejos) se forma de acuerdo con el mecanismo donador-aceptor (ver lección 16).

Consideremos, en el marco del método VS, las propiedades características de un enlace covalente: saturación y direccionalidad.

Saturación los enlaces son la capacidad que tiene un atomo de participar solo en un numero determinado de enlaces covalentes. La saturación está determinada por la valencia del átomo. La saturación caracteriza el número (número) de enlaces químicos formados por un átomo en una molécula, y este número se denomina covalencia (o, como en el método MO, orden de enlace).

La valencia de un átomo es un concepto ampliamente utilizado en la teoría del enlace químico. La valencia se entiende como la afinidad, la capacidad de un átomo para formar enlaces químicos. La evaluación cuantitativa de la valencia puede diferir según las diferentes formas de describir una molécula. Según el método VS, la valencia de un átomo (B) es igual al número de electrones desapareados. Por ejemplo, de las fórmulas de celdas electrónicas de los átomos de oxígeno y nitrógeno, se deduce que el oxígeno es divalente (2s 2 2p 4) y el nitrógeno es trivalente (2s 2 2p 3).

Estado excitado de los átomos (v.s.). Los electrones emparejados del nivel de valencia, cuando se excitan, pueden emparejarse y moverse a orbitales atómicos libres (AO) de un subnivel superior dentro del nivel de valencia dado. Por ejemplo, para berilio en el estado no excitado (n.s.) B = 0, porque no hay electrones desapareados en el nivel exterior. En el estado excitado (ES), los electrones pareados 2s 2 ocupan los subniveles 2s 1 y 2p 1, respectivamente – В=2.

Las posibilidades de valencia de los elementos p de un grupo pueden no ser las mismas. Esto se debe al número desigual de AO en el nivel de valencia de los átomos de los elementos ubicados en diferentes períodos. Por ejemplo, el oxígeno exhibe una valencia constante B = 2, ya que sus electrones de valencia están en el segundo nivel de energía, donde no hay OA vacantes (libres). El azufre en estado excitado tiene un máximo de B=6. Esto se explica por la presencia de orbitales 3d vacantes en el tercer nivel de energía.

La dirección del enlace covalente. Estructura espacial de las moléculas. Los enlaces químicos más fuertes surgen en la dirección de superposición máxima de los orbitales atómicos (AO). Dado que los AO tienen cierta forma y energía, es posible su superposición máxima con la formación de orbitales híbridos. La hibridación AO permite explicar la estructura espacial de las moléculas, por lo que el enlace covalente se caracteriza por la direccionalidad.

3. Hibridación de orbitales atómicos y estructura espacial
moléculas. A menudo, los átomos forman enlaces con electrones de diferentes estados de energía. Entonces, en los átomos de berilio Be (2s12p1), boro B (2s12p2), carbono C (2s12p3), s- y R-electrones. A pesar de s- y R-las nubes difieren en forma y energia, los enlaces quimicos formados con su participacion son equivalentes y estan dispuestos simetricamente. Surge la pregunta de cómo los electrones que son desiguales en su estado inicial forman enlaces químicos equivalentes. La respuesta da una idea de la hibridación de los orbitales de valencia.

De acuerdo a teoría de la hibridación Los enlaces químicos forman electrones no de "puros", sino de "mixtos", los llamados orbitales híbridos. Durante la hibridación, la forma inicial y la energía de los orbitales (nubes de electrones) cambian y los AO se forman con una forma y energía nuevas, pero ya iguales. Donde el número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos, de la que se formaron.

Arroz. 5. Tipos de hibridación de orbitales de valencia.

La naturaleza de la hibridación de los orbitales de valencia del átomo central y su disposición espacial determinan la geometría de las moléculas. si, en hibridación sp Los AO de Be de berilio forman dos AO híbridos sp ubicados en un ángulo de 180 ° (Fig. 5), por lo tanto, los enlaces formados con la participación de orbitales híbridos tienen un ángulo de enlace de 180 °. Por lo tanto, la molécula de BeCl 2 tiene forma lineal. A hibridación sp 2 el boro B formó tres orbitales híbridos sp 2, ubicados en un ángulo de 120 °. Como resultado, la molécula de BCl 3 tiene una forma trigonal (triángulo). A hibridación sp 3 carbono AO C, surgen cuatro orbitales híbridos, que están orientados simétricamente en el espacio a los cuatro vértices del tetraedro, por lo que la molécula CCl 4 tiene
también tetraédrico. La forma tetraédrica es característica de muchos compuestos tetravalentes de carbono. Debido a la hibridación sp 3 de los orbitales de los átomos de nitrógeno y boro, NH 4 + y BH 4 – también tienen forma tetraédrica.

El hecho es que los átomos centrales de estas moléculas, respectivamente, los átomos de C, N y O, forman enlaces químicos debido a los orbitales híbridos sp 3. El átomo de carbono tiene cuatro electrones desapareados para cuatro orbitales híbridos sp 3. Esto determina la formación de cuatro enlaces C-H y la disposición de los átomos de hidrógeno en los vértices de un tetraedro regular con un ángulo de enlace de 109°28¢. El átomo de nitrógeno tiene cuatro orbitales híbridos sp 3 con un par de electrones no compartido y tres electrones no apareados. El par de electrones resulta ser no enlazante y ocupa uno de los cuatro orbitales híbridos, por lo que la molécula de H 3 N tiene la forma de una pirámide trigonal. Debido a la acción repulsiva del par de electrones no enlazantes, el ángulo de enlace en la molécula de NH 3 es menor que el tetraédrico y es de 107,3°. El átomo de oxígeno tiene cuatro orbitales híbridos sp 3 con dos pares de electrones no enlazantes y dos electrones no apareados. Ahora, dos de los cuatro orbitales híbridos están ocupados por pares de electrones no enlazantes, por lo que la molécula de H 2 O tiene una forma angular. El efecto repulsivo de dos pares de electrones no enlazantes se manifiesta en mayor medida, por lo que el ángulo de enlace se distorsiona contra el ángulo tetraédrico aún más fuertemente y en una molécula de agua es de 104,5° (Fig. 6).

Arroz. 6. Efecto de los pares de electrones no enlazantes
átomo central en la geometría de las moléculas.

Por lo tanto, el método VS explica bien la saturación y la dirección de los enlaces químicos, parámetros cuantitativos como la energía ( mi), longitud de los enlaces químicos ( yo) y ángulos de enlace (j) entre enlaces químicos (estructura de las moléculas). Esto se demuestra conveniente y claramente en modelos de átomos y moléculas de bolas y palos. El método VS también explica bien las propiedades eléctricas de las moléculas, que se caracterizan por la electronegatividad de los átomos y el momento dipolar de las moléculas. La electronegatividad de los átomos se entiende como su capacidad de ser más positiva o negativa cuando se forma un enlace químico, es decir, la capacidad de atraer o donar electrones, formando aniones y cationes. Primero cuantitativamente
caracterizado por el potencial de ionización ( mi P.I), la segunda es la energía de afinidad electrónica ( mi SE).

Tabla 3

Configuración espacial de moléculas y complejos AB n

Tipo de hibridación del átomo central A	El número de pares de electrones de un átomo A	tipo de molécula	Configuración espacial	Ejemplos
vinculante	no vinculante
sp			AB 2	Lineal	BeCl 2 (g), CO 2
sp 2			AB 3	triangular	BCl 3 , CO 3 2–
			AB 2	esquina	O 3
sp 3			AB 4	tetraédrico	CCl 4 , NH 4 , BH 4
			AB 3	Trigonal-piramidal	H3N, H3P
			AB 2	esquina	H2O
sp 3d			un 5	Triangular bipiramidal	PF 5 , SbCl 5
			AB 4	Tetraédrico distorsionado	SF4
			AB 3	en forma de T	CLF 3
			AB 2	Lineal	XEF 2
sp 3 d 2			AB 6	Octaédrico	SF 6 , SiF 6 2–
			AB 5	cuadrado-piramidal	SI 5

Termodinámica química

1. Conceptos básicos y definiciones.Termodinámica - es una ciencia que estudia los patrones generales del flujo de procesos acompañados por la liberación, absorción y transformación de energía. Termodinámica química estudia las transformaciones mutuas de la energía química y sus otras formas: térmica, luminosa, eléctrica, etc., establece las leyes cuantitativas de estas transiciones y también le permite predecir la estabilidad de las sustancias en determinadas condiciones y su capacidad para entrar en ciertas sustancias químicas. reacciones Termoquímica, que es una rama de la termodinámica química, estudia los efectos térmicos de las reacciones químicas.

Ley de Hess. En termodinámica química, la primera ley se transforma en la ley de Hess, que caracteriza los efectos térmicos de las reacciones químicas.El calor, como el trabajo, no es una función de estado. Por lo tanto, para dar al efecto térmico la propiedad de una función de estado, la entalpía (D H), cuyo cambio de dirección es D H=D tu+PAG D V a presión constante. Tenga en cuenta, sin embargo, que PAG D V= A es el trabajo de expansión, y D H = -Q(con signo inverso) . La entalpía se caracteriza por el contenido de calor del sistema para que la reacción exotérmica disminuya D H. Tenga en cuenta que la liberación de calor en una reacción química ( exotérmico) corresponde a D H < 0, а поглощению (endotérmico) D H> 0. En la literatura química antigua, se aceptaba opuesto sistema de signos (!) ( q> 0 para reacciones exotérmicas y q < 0 для эндотермических).

El cambio de entalpía (efecto térmico) no depende del camino de reacción, sino que está determinado únicamente por las propiedades de los reactivos y productos (Ley de Hess, 1836)

Mostremos esto con el siguiente ejemplo:

C (grafito) + O 2 (g) = CO 2 (g) D H 1 = -393,5 kJ

C (grafito) + 1/2 O 2 (g.) \u003d CO (g.) D H 2 = -110,5 kJ

CO (g) + 1/2 O 2 (g) = CO 2 (g) D H 3 = -283,0 kJ

Aquí, la entalpía de formación de CO 2 no depende de si la reacción transcurre en una etapa o en dos, con formación intermedia de CO (D H 1=D H 2+D H 3). O dicho de otro modo, la suma de las entalpías de las reacciones químicas en un ciclo es cero:

donde i es el número de reacciones en un ciclo cerrado.

En cualquier proceso, cuando los estados final e inicial de las sustancias son los mismos, la suma de todos los calores de reacción es igual a cero.

Por ejemplo, tenemos una secuencia de varios procesos químicos, que al final conducen a la sustancia original y cada uno se caracteriza por su propia entalpía, es decir

y de acuerdo con la ley de Hess,

D H 1+D H 2+D H 3+D H 4 = 0, (7.4)

El efecto térmico resultante es cero porque en algunas etapas se libera calor, en otras se absorbe. Esto conduce a una compensación mutua.

La ley de Hess permite calcular los efectos térmicos de aquellas reacciones para las que no es posible la medición directa. Por ejemplo, considere la reacción:

H 2 (g.) + O 2 (g.) \u003d H 2 O 2 (l.) D H 1 = ?

Es fácil medir experimentalmente los siguientes efectos térmicos:

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) \u003d H 2 O (l.) D H 2 = -285,8 kJ,

H 2 O 2 (l.) \u003d H 2 O (l.) + 1/2 O 2 (g.) D H 3 = -98,2 kJ.

Usando estos valores, puedes obtener:

D H 1=D H 2-D H 3 \u003d -285.8 + 98.2 \u003d -187.6 (kJ / mol).

Por lo tanto, es suficiente medir los efectos térmicos de un número limitado de reacciones para calcular teóricamente el efecto térmico de cualquier reacción. En la práctica tabulado entalpías estándar de formación D H f° 298 medido en T\u003d 298,15 K (25 ° C) y presión pag= 101,325 kPa (1 atm), es decir a condiciones estándar. (No confunda las condiciones estándar con las condiciones normales!)

Entalpía estándar de formación D H f° es el cambio de entalpía durante la reacción de formación de 1 mol de una sustancia a partir de sustancias simples:

Ca (sólido) + C (grafito) + 3/2 O 2 (g) = CaCO 3 (sólido) D H° 298 \u003d -1207 kJ / mol.

Tenga en cuenta que la ecuación termoquímica indica los estados agregados de las sustancias. Esto es muy importante, ya que las transiciones entre estados agregados ( transiciones de fase) van acompañadas de la liberación o absorción de calor:

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) \u003d H 2 O (l.) D H° 298 \u003d -285,8 kJ / mol,

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) \u003d H 2 O (g.) D H° 298 \u003d -241,8 kJ / mol.

H 2 O (g.) \u003d H 2 O (l.) D H° 298 = -44,0 kJ/mol.

Las entalpías estándar de formación de sustancias simples se toman iguales a cero. Si una sustancia simple puede existir en forma de varias modificaciones alotrópicas, entonces D H° = 0 se asigna a la forma más estable en condiciones estándar, por ejemplo, oxígeno y no ozono, grafito y no diamante:

3/2 O 2 (g) = O 3 (g) D H° 298 = 142 kJ/mol,

C (grafito) = C (diamante) D H° 298 = 1,90 kJ/mol.

La consecuencia de la ley de Hess, teniendo en cuenta lo anterior, es que el cambio de entalpía durante la reacción será igual a la suma de las entalpías de formación de productos menos la suma de las entalpías de formación de reactivos, teniendo en cuenta la estequiometría coeficientes de la reacción:

Información similar.

Desde el momento de las primeras conjeturas humanas sobre la existencia de átomos y moléculas (la doctrina filosófica del antiguo científico griego Leucipo; 500-400 aC), que han llegado hasta nosotros, hasta la creación de la teoría oficial de la teoría atómica y molecular. doctrina (I Congreso Internacional de Químicos en Alemania; 1860 d) han pasado casi 2500 años.

Las principales disposiciones de la teoría atómico-molecular:

Todas las sustancias están formadas por átomos, moléculas e iones.
Cada tipo individual de átomo se llama elemento químico.
Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, pero diferentes de los átomos de cualquier otro elemento químico.
Las moléculas están formadas por átomos.
La composición de las moléculas está indicada por la fórmula química.
Los átomos, las moléculas, los iones están en constante movimiento.
Durante las reacciones químicas, las moléculas sufren cambios, durante los cuales se forman otras a partir de algunas moléculas, durante las reacciones físicas, la composición de las moléculas de una sustancia permanece invariable.

Átomo es la partícula indivisible más pequeña de la materia. Es eléctricamente neutro (la carga positiva del núcleo atómico se compensa con la carga negativa de los electrones que giran alrededor del núcleo). Ver estructura atómica.

Cierto tipo de átomo, caracterizado por la misma carga de su núcleo, se llama elemento químico.

Los elementos químicos se denotan con signos químicos, que son las letras iniciales del nombre latino del elemento: O (Oxygenium - oxígeno), H (Hydrogenium - hidrógeno), etc.

Todos los elementos químicos actualmente conocidos por la ciencia se resumen en el sistema periódico de elementos de D. I. Mendeleev, en el que el número de serie del elemento es igual a la carga del núcleo de su átomo (el número de protones contenidos en el núcleo).

El elemento químico más común en la Tierra es el oxígeno, seguido por el silicio, el aluminio, el hierro, el calcio, el sodio, el potasio, el magnesio y el carbono. La proporción de todos los demás elementos químicos es inferior al 1% de la masa de la corteza terrestre. Los elementos más abundantes en el universo son el hidrógeno y el helio.

Como se mencionó anteriormente, los compuestos de varios elementos forman moléculas que, a su vez, pueden formar sustancias simples o complejas.

sustancias simples consisten en átomos de un solo elemento químico (O 2, H 2, N 2).

Las sustancias simples, a su vez, se dividen en metales (86 elementos) y no metales. Los metales tienen electrones libres, lo que determina su buena conductividad eléctrica y térmica, brillo metálico característico.

Sustancias complejas consisten en átomos de varios elementos químicos (H 2 O, H 2 SO 4, HCl).

Algunos elementos químicos pueden existir en forma de varias sustancias simples (por ejemplo, O 2 - oxígeno, O 3 - ozono, etc.), estos son los llamados modificaciones alotrópicas. En este caso, la alotropía puede ser causada no solo por un número diferente de átomos de un elemento, sino también por la estructura de la red cristalina de una sustancia (modificaciones alotrópicas de carbono: diamante, grafito, carabina).

1. Todas las sustancias están formadas por moléculas. Molécula - la partícula más pequeña de una sustancia que tiene sus propiedades químicas.

2. Las moléculas están formadas por átomos. Átomo - la partícula más pequeña de un elemento químico que retiene todas sus propiedades químicas. Diferentes elementos corresponden a diferentes átomos.

3. Las moléculas y los átomos están en continuo movimiento; entre ellos hay fuerzas de atracción y repulsión.

Elemento químico - este es un tipo de átomo, caracterizado por ciertas cargas de los núcleos y la estructura de las capas de electrones. Actualmente se conocen 117 elementos: 89 de ellos se encuentran en la naturaleza (en la Tierra), el resto se obtienen artificialmente. Los átomos existen en estado libre, en compuestos con átomos del mismo o de otros elementos, formando moléculas. La capacidad de los átomos para interactuar con otros átomos y formar compuestos químicos está determinada por su estructura. Los átomos consisten en un núcleo con carga positiva y electrones con carga negativa que se mueven a su alrededor, formando un sistema eléctricamente neutro que obedece a las leyes características de los microsistemas.

núcleo atómico - la parte central del átomo, que consta de Z protones y N neutrones, en la que se concentra la masa principal de átomos.

Depósito - positivo, igual en magnitud al número de protones en el núcleo o electrones en un átomo neutro y coincide con el número de serie del elemento en el sistema periódico. La suma de protones y neutrones de un núcleo atómico se denomina número de masa A = Z + N.

isótopos - elementos químicos con las mismas cargas nucleares, pero diferente número de masa debido al diferente número de neutrones en el núcleo.

Masa

Alotropía - el fenómeno de la formación por un elemento químico de varias sustancias simples que difieren en estructura y propiedades.

fórmulas químicas

Cualquier sustancia puede caracterizarse por una composición cualitativa y cuantitativa. Bajo la composición cualitativa se entiende un conjunto de elementos químicos que forman una sustancia, bajo la cuantitativa, en el caso general, la relación entre el número de átomos de estos elementos. Los átomos que forman una molécula están interconectados en una determinada secuencia, esta secuencia se denomina estructura química de una sustancia (molécula).

La composición y estructura de una molécula se puede representar mediante fórmulas químicas. La composición cualitativa está escrita en forma de símbolos de elementos químicos, cuantitativa, en forma de subíndices al lado del símbolo de cada elemento. Por ejemplo: C 6 H 12 O 6.

Fórmula química - este es un registro condicional de la composición de una sustancia utilizando signos químicos (propuesto en 1814 por J. Berzelius) e índices (el índice es el número en la parte inferior derecha del símbolo. Indica el número de átomos en la molécula) . La fórmula química muestra qué átomos de qué elementos y en qué relación están interconectados en una molécula.

Las fórmulas químicas son de los siguientes tipos:

a) molecular: muestra cuántos átomos de elementos forman parte de una molécula de una sustancia, por ejemplo H 2 O: una molécula de agua contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.

b) gráfico: muestra en qué orden están conectados los átomos en la molécula, cada enlace está representado por un guión, para el ejemplo anterior, la fórmula gráfica se verá así: H-O-H

c) estructural - mostrar la posición relativa en el espacio y la distancia entre los átomos que componen la molécula.

Hay que tener en cuenta que sólo las fórmulas estructurales permiten identificar de forma unívoca a una sustancia, las fórmulas moleculares o gráficas pueden corresponder a varias o incluso a muchas sustancias (sobre todo en química orgánica).

Unidad internacional de masa atómica igual a 1/12 de la masa del isótopo 12C, isótopo principal del carbono natural.

1 uma = 1/12 m (12C) = 1,66057 10 -24 g

Masa atómica relativa (Arkansas)- un valor adimensional igual a la relación de la masa promedio de un átomo de elemento (teniendo en cuenta el porcentaje de isótopos en la naturaleza) a 1/12 de la masa de un átomo de 12C.

Masa absoluta media de un átomo (metro) es igual a la masa atómica relativa multiplicada por la a.m.u.

m (Mg) \u003d 24.312 1.66057 10 -24 \u003d 4.037 10 -23 g

Peso molecular relativo (Señor)- una cantidad adimensional que muestra cuántas veces la masa de una molécula de una sustancia determinada es mayor que 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12C.

Mr = mg / (1/12 ma(12C))

m r - masa de una molécula de una sustancia dada;

m a (12C) es la masa del átomo de carbono 12C.

Mr = S Ag(e). La masa molecular relativa de una sustancia es igual a la suma de las masas atómicas relativas de todos los elementos, teniendo en cuenta los índices.

Sr(B 2 O 3) = 2 Ar(B) + 3 Ar(O) = 2 11 + 3 16 = 70

Mr (KAl(SO 4) 2) = 1 Ar(K) + 1 Ar(Al) + 1 2 Ar(S) + 2 4 Ar(O) == 1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = = 258

Masa absoluta de una molécula es igual al peso molecular relativo multiplicado por la a.m.u. La cantidad de átomos y moléculas en muestras ordinarias de sustancias es muy grande, por lo tanto, cuando se caracteriza la cantidad de una sustancia, se usa una unidad de medida especial: el mol.

Cantidad de sustancia, mol . Significa un cierto número de elementos estructurales (moléculas, átomos, iones). Denotado n, medido en moles. Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en 12 g de carbono.

El número de Avogadro (NORTE A ). El número de partículas en 1 mol de cualquier sustancia es el mismo e igual a 6.02 10 23 . (La constante de Avogadro tiene la dimensión - mol -1).

¿Cuántas moléculas hay en 6,4 g de azufre?

El peso molecular del azufre es de 32 g/mol. Determinamos la cantidad de g/mol de una sustancia en 6,4 g de azufre:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol

Determinemos el número de unidades estructurales (moléculas) usando la constante de Avogadro NA

N(s) = n(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023

Masa molar muestra la masa de 1 mol de una sustancia (indicada por M).

La masa molar de una sustancia es igual a la relación entre la masa de la sustancia y la cantidad correspondiente de la sustancia.

La masa molar de una sustancia es numéricamente igual a su masa molecular relativa, sin embargo, el primer valor tiene la dimensión g/mol, y el segundo es adimensional.

M \u003d N A m (1 molécula) \u003d N A Mg 1 a.m.u. = (N A 1 uma) Sr = Sr

Esto significa que si la masa de una determinada molécula es, por ejemplo, 80 a.m.u. (SO 3), entonces la masa de un mol de moléculas es 80 g La constante de Avogadro es un factor de proporcionalidad que asegura la transición de proporciones moleculares a molares. Todas las afirmaciones relativas a las moléculas siguen siendo válidas para los moles (con la sustitución, si es necesario, de a.m.u. por g). Por ejemplo, la ecuación de reacción: 2Na + Cl 2 2NaCl, significa que dos átomos de sodio reaccionan con una molécula de cloro, o que la misma cosa , dos moles de sodio reaccionan con un mol de cloro.

M. V. Lomonosov, J. Dalton, A. Lavoisier, J. Proust, A. Avogadro, J. Berzelius, D. I. Mendeleev, A. M. Butlerov hicieron una gran contribución al desarrollo de la teoría atómica y molecular. El primero en definir la química como ciencia fue MV Lomonosov. Lomonosov creó la doctrina de la estructura de la materia, sentó las bases de la teoría atómico-molecular. Se reduce a lo siguiente:

1. Cada sustancia consta de las partículas más pequeñas y físicamente indivisibles (Lomonosov las llamó corpúsculos, más tarde se llamaron moléculas).

2. Las moléculas están en constante movimiento espontáneo.

3. Las moléculas consisten en átomos (Lomonosov los llamó elementos).

4. Los átomos se caracterizan por tener cierto tamaño y masa.

5. Las moléculas pueden consistir en átomos idénticos y diferentes.

Una molécula es la partícula más pequeña de una sustancia que conserva su composición y propiedades químicas. La molécula no puede descomponerse más sin cambiar las propiedades químicas de la sustancia. Entre las moléculas de una sustancia existe una atracción mutua, que es diferente para diferentes sustancias. Las moléculas de los gases se atraen entre sí muy débilmente, mientras que entre las moléculas de sustancias líquidas y sólidas, las fuerzas de atracción son relativamente grandes. Las moléculas de cualquier sustancia están en constante movimiento. Este fenómeno explica, por ejemplo, el cambio en el volumen de las sustancias cuando se calientan.

Los átomos son las partículas químicamente indivisibles más pequeñas que forman las moléculas. Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades químicas. Los átomos difieren en cargas nucleares, masa y tamaño. En las reacciones químicas, los átomos no surgen ni desaparecen, sino que forman moléculas de nuevas sustancias. Un elemento debe ser considerado como una especie de átomos con la misma carga nuclear.

Las propiedades químicas de los átomos del mismo elemento químico son las mismas, tales átomos pueden diferir solo en masa. Las variedades de átomos de un mismo elemento con diferente masa se denominan isótopos. Por tanto, hay más variedades de átomos que de elementos químicos.

Es necesario distinguir entre los conceptos de "elemento químico" y "sustancia simple".

Una sustancia es un determinado conjunto de partículas atómicas y moleculares en cualquiera de los tres estados de agregación.

Estados agregados de la materia: un estado de la materia caracterizado por ciertas propiedades (la capacidad de mantener la forma, el volumen).

Hay tres estados principales de agregación: sólido, líquido y gas. A veces no es del todo correcto clasificar el plasma como un estado de agregación. Hay otros estados de agregación, por ejemplo, cristales líquidos o condensado de Bose-Einstein.

Un elemento químico es un concepto general de átomos con la misma carga nuclear y propiedades químicas.

Las propiedades físicas características de una sustancia simple no pueden atribuirse a un elemento químico.

Las sustancias simples son sustancias formadas por átomos de un mismo elemento químico. Un mismo elemento puede formar varias sustancias simples.

Presentación moderna de las principales disposiciones de la teoría atómica y molecular:

1. Todas las sustancias están formadas por átomos.
2. Los átomos de cada tipo (elemento) son iguales entre sí, pero difieren de los átomos de cualquier otro tipo (elemento).
3. Cuando los átomos interactúan, se forman moléculas: homonucleares (durante la interacción de los átomos de un elemento) o heteronucleares (durante la interacción de los átomos de diferentes elementos).
4. En los fenómenos físicos las moléculas se conservan, en los fenómenos químicos se destruyen; En las reacciones químicas, los átomos, a diferencia de las moléculas, se conservan.
5. Las reacciones químicas consisten en la formación de nuevas sustancias a partir de los mismos átomos que forman las sustancias originales.