Молекулярная масса и молярная масса

МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА И МОЛЯРНАЯ МАССА 

Молекулярная масса - это масса  одной молекулы вещества, выраженная в атомных единицах массы. Например, Мг (Н₂0) = 18 а. е. м. Это значит, что одна молекула воды в 18 раз тяжелее атомной единицы массы (1,67• 10^-27 кг). Если определим абсолютное значение массы одной молекулы воды (1,67 • 10^-27 ' 18), то это будет все равно очень малая величина, пользоваться которой невозможно.

Молярная  масса - это масса одного моля вещества, то есть числа Авогадро молекул (6,02 • 10²³). Молярная масса воды только численно равна молекулярной М (Н₂0) = 18 г/ моль. Но имеет совсем иной смысл: один моль молекул воды (то есть 6,02 • 10²³ молекул) весит 18 г.

АТОМНАЯ МАССА 

За единицу атомной массы  принята атомная единица массы (а. е. м.). Это 1/12 часть массы изотопа углерода с массовым числом 12. Масса атома углерода - 1,993 • 10^-26 кг. Вычислим массу а. е. м.:

1/12 • 1,993 • 10^-26 кг = 1,674 • 10^-27 кг.

Итак, абсолютное значение а. е. м. = 1,674 • 10^-27 кг.

За  единицу количества вещества в мире микрочастиц принят моль, то есть 6,02 • 10²³ элементарных частиц (атомов, молекул, ионов, электронов). Это очень большая величина. (^Если взять такое количество самых маленьких песчинок, то этим количеством песка (6,02 • 10²³) можно засыпать все моря и океаны земного шара.

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ АТОМНАЯ МАССА 

Относительной атомной массой (Аг) называется масса одного атома, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.). Относительная атомная масса  Аг показывает, во сколько раз атом данного элемента тяжелее атомной единицы массы (1,67 • 10^-27кг). Например, АГ (Na) = 23 а. е. м. Это значит, один атом элемента натрия в 23 раза тяжелее атомной единицы массы: 23 ' 1,67 • 10^-27 кг = 38,41 • 10^-27 кг. Это абсолютная масса атома натрия. Но пользоваться такими массами невозможно. Поэтому в таблице Д.И. Менделеева указаны только относительные атомные массы, которые служат для сравнения химических элементов по массе. При необходимости можно определить абсолютную массу атома данного элемента, умножив относительную атомную массу на абсолютное значение атомной единицы массы, как это было сделано выше для натрия.

 

ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА 

Согласно закону постоянства состава, всякое чистое вещество имеет постоянный состав независимо от способа его  получения. Так, оксид кальция можно получить следующими способами:

Независимо  от того, каким способом получено вещество СаО, оно имеет постоянный состав: один атом кальция и один атом кислорода  образуют молекулу оксида кальция СаО.

Определяем  молярную массу СаО:

Определяем  массовую долю Са по формуле:

Вывод: В химически чистом оксиде массовая доля кальция всегда составляет 71,4% и кислорода 28,6%.

Задача: Одинаковое ли число молекул:

• а) в 1 г азота и 1 г оксида углерода (IV);
• б) в 1 л азота и 1 л оксида углерода (IV);
• в) в 1 моль азота и 1 моль оксида углерода (IV)?

Во всех трех случаях условия  нормальные.

Решение:

а) Пользуясь формулой = m/М, где — число молей, га - масса (в г), М - молярная масса (в г/моль), находим число молей, соответствующее 1 г N₂ и 1 г С0₂:

Отсюда  следует, что 1 г N₂ и 1 г СО₂ содержат различное количество вещества, то есть различное число молекул.

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЙ ТЕОРИИ:

1. Все веществ состоят v молекул. Молекула — это наименьшая частица вещества, сохраняющая свойства тогo вещества. Молекулы разрушаются при химических реакциях.
2. Между молекулами имеются промежутки: у газов - самые большие, у твердых веществ — самые маленькие.
3. Молекулы двигаются беспорядочно и непрерывно.
4. Молекулы одного вещества имеют одинаковый состав и свойства, молекулы разных веществ отличаются друг от. друга по составу и свойствам.
5. Молекулы состоят из атомов. Атом - это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов.
6. Химический элемент - вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
7. Атомы одного элемента образуют молекулы простого вещества (0₂, Н₂, О₃, Fe...). Атомы разных элементов образуют молекулы сложного вещества (Н₂0, Na₂S0₄, FeClg...).

ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ УРОВЕНЬ И ПОДУРОВЕНЬ

Энергетический уровень — это совокупность орбиталей, которые имеют одинаковые значения главного квантового числа. Число энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором он расположен. Например,калий(К) -элемент четвертого периода, имеет 4 энергетических уровня (n = 4).

Энергетический  подуровень — совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного и орбитального квантовых чисел. Энергетический подуровень обозначается латинскими буквами: s, p, d, f и т. д. Например, n = 2,1 = 0,1. Значит, на 2 уровне есть подуровень s (1 = 0) и подуровень р (1 = 1).

ПРИНЦИП ПАУЛИ  

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех  квантовых чисел. Следовательно, на одной орбитали может находиться максимально 2 электрона, которые имеют  одинаковый набор трех квантовых  чисел (n, 1, m) и должны отличаться спиновым квантовым числом (s).

ПРАВИЛО ГУНДА  

Электроны, заполняющие данный энергетический уровень, стремятся занять максимальное количество орбиталей, располагаясь на каждой по одному, чтобы суммарный  спин был максимален. Например, 3d⁵:

Задачи:

1. Каковы значения квантовых  чисел n, l и m для орбиталей,  входящих в 3d-подоболочку (подуровень)?

Ответ. Цифра, указанная  в обозначении подуровня, является главным квантовым числом. Следовательно, n = 3. Буква в этом обозначении соответствует значению квантового числа l, s-орбитали имеют l = О, р-орбитали l = 1, а d-орбитали l = 2. Следовательно, для 3d-подуровня l = 2. Квантовое число может принимать все целочисленные значения от —1 до +1. Следовательно, может быть равно -2, -1, О, 1, 2. Таким образом, возможно существование всего пяти Зd-opбитaлeй.

2. Определите количество орбиталей,  для которых n = 4, укажите значения  чисел n, 1, m для каждой из этих  орбиталей.

Ответ. Для n = 4 возможные значения чисел l таковы: 0, 1, 2 и 3. Это соответствует 4s-, 4p-, 4d- и 4f-подуровням. В них существует одна 4s-opбиталь (n = 4, l = 0, m₁ = 0), три 4р-орбитали (n = 4, 1 = 1, m₁ = —1, О, 1), пять 4d-орбиталей (n = 4, l = 3, m₁ = —3, —2, — 1, О, 1, 2, 3).

ХАРАКТЕРИСТИКА 4 КВАНТОВЫХ ЧИСЕЛ   

1. Главное квантовое число (n) — характеризует энергию и размер орбитали. Оно принимает значения от 1 до : n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
2. Побочное (орбитальное) квантовое число (1) - характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до (n - 1): 1 = О, 1, 2, 3, 4. Например, если n = 2, то 1 имеет 2 значения: О, 1. Значит, на 2 энергетическом уровне есть сферическая орбиталь (1 = 0) и в виде объемной восьмерки (гантелеобразная) (1 = 1).
3. Магнитное квантовое число (m) - характеризует количество орбиталей одинаковой формы и ориентацию их в электромагнитном поле ядра атома. Оно принимает значения в интервале от —1 до +1. Для каждого значения разрешено (21 + 1) значений числа m. Например, если 1 = 1, то m имеет (2 x 1 + 1) 3 значения: — 1,0, +1.
4. Спиновое квантовое число (s) - характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только 2 значения: +1/2 ( ) и -1/2 ( ). (Спин электрона — свойство электрона вести себя как крошечный магнит).

ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ  

Электронная конфигурация — это  конкретное распределение электронов по орбита-лям атома. Электронная  конфигурация атома записывается с  помощью электронного уравнения:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶...

Энергетический  уровень, занятый электронами, называется электронным слоем или электронной оболочкой.

Валентные электроны -электроны, принимающие участие в образовании химических связей. Обычно это электроны внешней электронной оболочки.

Химический  символ с указанием валентных  электронов в виде точек представляет собой валентную структуру атома (:O:, Na').

Период - это совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер атомов и характеризующихся одинаковым числом электронных слоев.

Число элементов в периоде определяется числом подуровней, заполняющихся электронами: s² — первый период (2 элемента), s², р⁶ — 2 и 3 периоды (по 8), s², р⁶, d¹⁰ - 4 и 5 периоды (по 18), s², р⁶, d^10-6 (32) и 7 период (незавершенный). В начале периода заполняются ns^1-2, в конце nр^1-6-орбитали, исключая 1 период. Эти элементы образуют 8 главных (А) подгрупп периодической системы.

Главная подгруппа (А) - совокупность химических элементов, расположенных по вертикали и имеющих одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне (s-, р-элементы).

Побочная подгруппа (В) - совокупность химических элементов, расположенных по вертикали и имеющих одинаковое число электронов на внешнем (n) и предвнешнем (n-1) уровне (d-элементы).

ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ  

Энергия ионизации (мера проявления металлических свойств) — это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома.

(Ca⁰- Ca²⁺ + 2е^- - Н).

Чем больше электронов на внешнем электронном слое, тем больше энергия ионизации. С увеличением радиуса атома энергия ионизации уменьшается. Этим объясняется уменьшение металлических свойств в периодах слева направо и увеличение металлических свойств в группах сверху вниз. Цезий (Cs) — самый активный металл.

Энергия сродства к электрону (мера проявления неметаллических свойств) - энергия, которая выделяется в результате присоединения электрона к атому (Сl⁰ + 1е^- —> Сl^- + Н). С увеличением числа электронов на внешнем электронном слое энергия сродства к электрону увеличивается, а с увеличением радиуса атома — уменьшается. Этим объясняются увеличение неметаллических свойств в периодах слева направо и уменьшение неметаллических свойств в главных подгруппах сверху вниз.

ЭЛЕКТРОННАЯ КОНФИГУРАЦИЯ АТОМА  

Для изображения конфигурации атома (строения электронных оболочек) необходимо знать:

1. Место элемента в периодической таблице Д.И. Менделеева.
2. Общее число электронов в атоме (равно порядковому номеру).
3. Максимальное число электронов на уровне (2n²).
4. Порядок заполнения электронами подуровней и орбиталей, т. е. последовательность атомных орбиталей в порядке повышения энергии.

Налрмер: Элемент кислород с порядковым номером 8 находится во втором периоде (n = 2), в 6 группе, главной подгруппе. Это р-элемент. Ег восемь электронов распределяются на двух уровнях: первом (К) и втором (L). На 1s и 2s-орбиталях помещается по 2 электрона. Остаются еще 4 электрона, которые следует поместить на трех 2р-орбиталях. Следуя правилу Гунда, поместим по одному электрону на каждую 2р-орбиталь.

Четвертый электрон должен быть спарен с одним  из трех электронов, уже находящихся  на 2р-орбиталях, поэтому правильная электронно-графическая формула кислорода имеет следующий вид:

Соответствующая электронная конфигурация записывается в виде 1s²2s²2p⁴ или в виде [Не] 2s²2p⁴. Электроны конфигурации Is2 или [Не] образуют внутреннюю оболочку, или остов, атома кислорода. Электроны конфигурации 2s~2p находятся на внешней оболочке и относятся к валентным электронам.

Обратите  внимание на то, что номер группы у элементов главной подгруппы  показывает число электронов на внешней оболочке. У кислорода на внешней оболочке 6 электронов (элемент 6 группы главной подгруппы).

ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ СВЯЗЕЙ  

Электроотрицательность — мера способности атома, связанного с другим атомом, притягивать к себе электроны. В периодической системе с увеличением числа электронов на внешнем электронном слое слева направо электроотрицательность увеличивается, а сверху вниз с увеличением радиуса атома электроотрицательность уменьшается.

Ковалентная связь - связь, образованная двумя или несколькими атомами неметаллов за счет образования общих электронных пар. Разновидности ковалентной связи: полярная, неполярная донорно-акцепторная.

Неполярная ковалентная связь - образуется между атомами с одинаковыми значениями электроотрицательности (0₂, N₂, H₂). В этом случае электронная плотность симметрична относительно ядер атомов и дипольный момент равен нулю.

Полярная ковалентная связь — образуется между атомами с различными значениями электроотрицательности (НСl, H₂S, NH₃). В этом случае общие электронные пары (электронная плотность) смещены к более электроотрицательному элементу.

В результате возникает электрический  диполь:

Донорно-акцепторная связь — разновидность кова-лентной связи, образующаяся за счет электронных пар одного из атомов (донора) и свободной орбитали другого (акцептора).

Ионная связь — образуется при помощи электростатического притяжения ионов металлов и неметаллов (АlСl₃, CuO, FeS). Ее можно рассматривать как предельно поляризованную ковалентную связь, Зкогда электронные пары, связывающие атомы, полностью перешли к более электроотрицательному атому.

Водородная связь - это связь, возникающая между ионом водорода и сильно электроотрицательным атомом (О, F, N и др.), входящим в состав молекулы. Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

ВАЛЕНТНОСТЬ  

Валентность - это способность атома соединяться с другими атомами. С точки зрения теории строения атомов валентность определяется числом химических связей (или числом общих электронных пар), которыми данный атом соединен с другими.