Оросын эрдэмтэн атомын . Атом-молекулын шинжлэх ухаан

Унциклопедийн материал

Орчин үеийн физик, хими, байгалийн шинжлэх ухааны үндэс суурийг бүрдүүлдэг атом-молекулын шинжлэх ухааны тэргүүлэх санаа нь материйн салангид (бүтцийн тасалдал) санаа юм.

Анхны санаанууд нь хувь хүнээс бүрддэг хуваагдашгүй хэсгүүд, эрт дээр үед гарч ирсэн бөгөөд дэлхийн тухай ерөнхий философийн санаануудын дагуу анх бий болсон. Жишээлбэл, зарим сэтгэлгээний сургуулиуд Эртний Энэтхэг(МЭӨ 1-р мянган жил) нь зөвхөн материйн анхдагч хуваагдашгүй бөөмс (ану) байдгийг хүлээн зөвшөөрөөд зогсохгүй бие биетэйгээ нийлж шинэ бөөмс үүсгэх чадварыг хүлээн зөвшөөрсөн. Үүнтэй төстэй сургаал эртний дэлхийн бусад оронд ч байсан. Шинжлэх ухааны дараагийн хөгжилд хамгийн их алдар нэр, нөлөө үзүүлсэн нь эртний Грекийн атомизм байсан бөгөөд үүнийг бүтээгчид нь Левкип (МЭӨ 5-р зуун) ба Демокрит (МЭӨ 460 он - МЭӨ 370 он) байв. Эртний Грекийн гүн ухаантан, эрдэмтэн Аристотель (МЭӨ 384-322) Демокритын сургаалыг тайлбарлахдаа “Бүх зүйлийн учир шалтгаан нь атомын тодорхой ялгаанууд юм. Мөн хэлбэр, дэс дараалал, албан тушаал гэсэн гурван ялгаа бий.” Аристотелийн өөрийн бүтээлүүдэд янз бүрийн бодисоос үүссэн нэгэн төрлийн нэгдэл болох холимог хэмээх чухал ойлголт байдаг. Хожим нь эртний Грекийн материалист гүн ухаантан Эпикур (МЭӨ 342-341 - МЭӨ 271-270) атомын масс, хөдөлгөөний явцад аяндаа хазайх чадварын тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн.

Эртний Грекийн олон эрдэмтдийн үзэж байгаагаар нийлмэл бие нь атомуудын энгийн хольц биш, харин шинэ шинж чанартай, чанарын хувьд шинэ интеграл тогтоц гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Гэсэн хэдий ч Грекчүүд бие махбодийн шинж чанарыг хамгийн бага зөөвөрлөгч болох атом ба нарийн төвөгтэй биетүүдийн хоорондын завсрын молекулууд болох тусгай "полиатомт" бөөмсийн тухай ойлголтыг хараахан боловсруулж амжаагүй байна.

Дундад зууны үед эртний атомизмыг сонирхох сонирхол эрс буурчээ. Сүм эртний Грекийн гүн ухааныг дэлхий ертөнцийг Христийн шашны сургаал ёсоор Бурханы хүслээр бус атомын санамсаргүй нэгдлээс үүссэн гэж үздэг гэж буруутгаж байв.

XVI-XVII зуунд. Соёлын болон шинжлэх ухааны ерөнхий өсөлтийн уур амьсгалд атомизмын сэргэлт эхэлдэг. Энэ хугацаанд дэвшилтэт эрдэмтэд өөр өөр улс орнууд: Италид Г.Галилей (1564–1642), Францад П.Гассенди (1592–1655), Англид Р.Бойл (1627–1691) болон бусад нь Ариун Судраас үнэнийг эрэлхийлэх биш харин зарчмыг тунхагласан. Байгалийн номыг "шууд" унш

П.Гассенди, Р.Бойл нар эртний атомизмын цаашдын хөгжилд гол гавьяа байгуулсан. Гассенди молекулын тухай ойлголтыг нэвтрүүлсэн бөгөөд үүгээрээ тэрээр хэд хэдэн атомыг нэгтгэснээр үүссэн чанарын шинэ формацийг ойлгосон. Байгалийн корпускуляр философийг бий болгох өргөн хөтөлбөрийг Р.Бойл санал болгосон. Англи эрдэмтний үзэж байгаагаар корпускулуудын ертөнц, тэдгээрийн хөдөлгөөн, "цолбор" нь маш нарийн төвөгтэй юм. Дэлхий бүхэлдээ, түүний хамгийн жижиг хэсгүүд нь зорилготой зохион байгуулалттай механизм юм. Бойлийн биетүүд нь эртний философичдын анхдагч, хугарашгүй атомууд байхаа больсон, харин хөдөлгөөнөөр дамжуулан бүтцийг нь өөрчлөх чадвартай цогц цогц юм.

"Би Бойлийг уншсан цагаасаа хойш хамгийн жижиг хэсгүүдийг судлах хүсэл эрмэлзэлд автсан" гэж М.В.Ломоносов бичжээ. Оросын агуу эрдэмтэн М.В.Ломоносов (1711-1765) материаллаг атом ба корпускулын тухай сургаалыг боловсруулж, нотолсон. Тэрээр атомуудад зөвхөн хуваагдашгүй байдал төдийгүй идэвхтэй зарчим болох хөдөлж, харилцан үйлчлэх чадварыг тодорхойлсон. "Мэдрэмжгүй бөөмс нь масс, хэлбэр, хөдөлгөөн, инерцийн хүч эсвэл байршлаараа ялгаатай байх ёстой." Нэг төрлийн биетүүдийн корпускулууд нь Ломоносовын хэлснээр "ижил тооны ижил элементүүдээс бүрддэг, ижил аргаар холбогдсон ... Корпускулууд нь өөр өөр эсвэл хоорондоо холбогдсон үед нэг төрлийн бус байдаг. янз бүрийн аргаарэсвэл өөр тоогоор." Зөвхөн 18-р зууны эхэн үеийн массын харилцааг судалж байсан тул. дөнгөж эхэлж байхад Ломоносов тоон атом-молекулын онолыг бий болгож чадаагүй юм.

Үүнийг Английн эрдэмтэн Д.Дальтон (1766–1844) хийсэн. Тэрээр атомыг химийн элементийн хамгийн жижиг тоосонцор гэж үзсэн бөгөөд бусад элементийн атомуудаас үндсэндээ массаараа ялгаатай. Түүний сургаалын дагуу химийн нэгдэл гэдэг нь зөвхөн тухайн нийлмэл бодист хамаарах элемент бүрийн тодорхой тооны атом агуулсан "нийлмэл" (эсвэл "нийлмэл") атомуудын цуглуулга юм. Английн эрдэмтэн атомын массын анхны хүснэгтийг эмхэтгэсэн боловч молекулуудын найрлагын талаархи түүний санаа нь ихэвчлэн "хамгийн энгийн" зарчим дээр үндэслэсэн дур зоргоороо таамаглалд тулгуурладаг байсан тул (жишээлбэл, усны хувьд тэрээр OH томъёог хүлээн зөвшөөрсөн). ), энэ хүснэгт буруу байна.

Үүнээс гадна 19-р зууны эхний хагаст. олон химич жинхэнэ атомын массыг тодорхойлох боломжид итгэдэггүй байсан бөгөөд туршилтаар олж болох эквивалентыг ашиглахыг илүүд үздэг байв. Тиймээс нэг нэгдэлд өөр өөр томьёо өгсөн бөгөөд энэ нь буруу атом ба молекулын массыг бий болгоход хүргэсэн.

Онолын химийн шинэчлэлийн төлөөх тэмцлийг анх эхлүүлсэн хүмүүсийн нэг бол Францын эрдэмтэн К.Жерар (1816–1856), О.Лоран (1807–1853) нар юм. зөв систематомын масс ба химийн томъёо. 1856 онд Оросын эрдэмтэн Д.И.Менделеев (1834–1907), дараа нь түүнээс үл хамааран Италийн химич С.Канницаро (1826 - 1910) нэгдлүүдийн молекулын жинг харьцангуй уурынх нь давхар нягтралаар тооцох аргыг санал болгосон. устөрөгч рүү. 1860 он гэхэд энэ аргыг химийн салбарт нэвтрүүлсэн нь атом-молекулын онолыг бий болгоход чухал үүрэг гүйцэтгэсэн. Карлсруэ хотод болсон Олон улсын химичүүдийн конгресс (1860) дээр хэлсэн үгэндээ Каннизаро Авогадро, Жерар, Лоран нарын үзэл санаа зөв болохыг, атом ба молекулын масс, химийн нэгдлүүдийн найрлагыг зөв тодорхойлохын тулд тэдгээрийг батлах шаардлагатайг баттай нотолсон. . Лоран, Каннизаро нарын ажлын ачаар химичүүд элементийн оршин тогтнох, урвалд орох хэлбэр (жишээлбэл, устөрөгчийн хувьд энэ нь H 2), нэгдэлд агуулагдах хэлбэр (HCl, H 2 O, NH 3 гэх мэт). Үүний үр дүнд Конгресс атом ба молекулын дараах тодорхойлолтыг баталсан: молекул - "урвалд орж, химийн шинж чанарыг тодорхойлдог биеийн хэмжигдэхүүн"; атом - "нэгдлийн тоосонцор (молекул) дахь элементийн хамгийн бага хэмжээ." Түүнчлэн "эквивалент" гэсэн ойлголтыг "атом", "молекул" гэсэн ойлголттой давхцахгүй байх нь эмпирик гэж үзэх нь зүйтэй гэж үзсэн.

Д.И.Менделеев химийн элементүүдийн үечилсэн хуулийг нээхэд С.Канницарогийн тогтоосон атомын масс нь суурь болсон. Их хурлын шийдвэрүүд нь органик химийн хөгжилд сайнаар нөлөөлсөн, учир нь нэгдлүүдийн томъёолол бий болсон нь бүтцийн хими бий болох замыг нээсэн юм.

Ийнхүү 1860-аад оны эхээр. Атом-молекулын сургаал нь дараах заалтуудын хэлбэрээр бүрдсэн.

1. Бодис нь молекулуудаас тогтдог. Молекул нь химийн шинж чанартай бодисын хамгийн жижиг бөөмс юм. Бодисын олон физик шинж чанар - буцлах, хайлах цэг, механик хүч, хатуулаг гэх мэт - зан төлөвөөр тодорхойлогддог. их тоомолекулууд ба молекул хоорондын хүчний үйл ажиллагаа.

2. Молекулууд нь тодорхой харилцаанд холбогдсон атомуудаас бүрддэг (Молекул; Химийн холбоо; Стойхиометрийг үзнэ үү).

3. Атом ба молекулууд байнгын аяндаа хөдөлгөөнд байдаг.

4. Молекулууд энгийн бодисуудижил атомуудаас бүрдэх (O 2, O 3, P 4, N 2 гэх мэт); нарийн төвөгтэй бодисын молекулууд - өөр өөр атомуудаас (H 2 O, HCl).

6. Молекулын шинж чанар нь тэдгээрийн найрлагаас гадна атомууд хоорондоо хэрхэн холбогдож байгаагаас хамаарна (Химийн бүтцийн онол; Изомеризмыг үзнэ үү).

Орчин үеийн шинжлэх ухаан нь сонгодог атом-молекулын онолыг боловсруулж, түүний зарим заалтыг шинэчлэн боловсруулжээ.

Атом бол хуваагдашгүй бүтэцгүй формац биш гэдгийг тогтоосон. Гэсэн хэдий ч өнгөрсөн зууны олон эрдэмтэд энэ талаар таамаглаж байсан.

Бүх тохиолдолд бодис үүсгэдэг бөөмс нь молекул биш болох нь тогтоогдсон. Ихэнх химийн нэгдлүүд, ялангуяа хатуу ба шингэн төлөвт байгаа давс гэх мэт ионы бүтэцтэй байдаг. Зарим бодисууд, тухайлбал, язгуур хий нь шингэн болон хатуу төлөвт ч бие биетэйгээ сул харилцан үйлчилдэг бие даасан атомуудаас бүрддэг. Үүнээс гадна бодис нь хэд хэдэн молекулуудын нэгдэл (холбоо) -аас үүссэн хэсгүүдээс бүрдэж болно. Тийм ээ, химийн хувьд цэвэр усзөвхөн бие даасан H 2 O молекулууд төдийгүй полимер молекулууд (H 2 O) n, энд n = 2-16; Үүний зэрэгцээ усжуулсан H + ба OH - ионуудыг агуулдаг. Тусгай бүлэгнэгдлүүд коллоид уусмал үүсгэдэг. Эцэст нь, хэдэн мянган, сая градусын температурт халаахад бодис нь хувирдаг. онцгой нөхцөл - плазм, энэ нь атом, эерэг ион, электрон болон атомын цөмүүдийн холимог юм.

Ижил чанарын найрлагатай молекулуудын тоон найрлага нь заримдаа өргөн хүрээнд өөрчлөгдөж болох нь тогтоогдсон (жишээлбэл, азотын исэл нь N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 4, N томъёотой байж болно. 2 O 5, NO 3 ), хэрэв бид зөвхөн төвийг сахисан молекулууд төдийгүй молекулын ионуудыг авч үзвэл хил хязгаар боломжит найрлагаөргөжиж байна. Тиймээс NO 4 молекул нь тодорхойгүй боловч NO 3− 4 ион саяхан нээгдсэн; CH 5 молекул байхгүй, харин CH + 5 катион нь мэдэгдэж байгаа гэх мэт.

Хувьсах найрлагатай гэж нэрлэгддэг нэгдлүүдийг олж илрүүлсэн бөгөөд өгөгдсөн элементийн нэгж массад өөр элементийн өөр масс байдаг, жишээлбэл: Fe 0.89-0.95 O, TiO 0.7-1.3 гэх мэт.

Молекулууд атомуудаас бүрддэг гэсэн байр суурийг тодруулсан. Орчин үеийн квант механикийн үзэл баримтлалын дагуу (Квантын химийг үзнэ үү) зөвхөн молекул дахь атомын цөм нь бараг өөрчлөгдөөгүй, өөрөөр хэлбэл цөм ба дотоод электрон бүрхүүлүүд хэвээр үлддэг бол гадаад (валент) электронуудын хөдөлгөөний мөн чанар эрс өөрчлөгддөг. Молекулыг бүхэлд нь хамарсан шинэ молекулын электрон бүрхүүл үүсдэг (Химийн холбоог үзнэ үү). Энэ утгаараа молекулуудад өөрчлөгдөөгүй атомууд байдаггүй.

Эдгээр тодруулга, нэмэлтүүдийг харгалзан үзэх нь зүйтэй гэдгийг анхаарах хэрэгтэй орчин үеийн шинжлэх ухаанАтом-молекулын сонгодог сургаалын оновчтой үр тариаг хадгалсан: материйн салангид бүтэц, атомуудын өгөх чадвар, бие биетэйгээ тодорхой дарааллаар нийлж, чанарын хувьд шинэ, илүү төвөгтэй формацууд, тасралтгүй хөдөлгөөний талаархи санаанууд. бодисыг бүрдүүлдэг хэсгүүд.

Лекц 1

ХИМИЙН СЭДЭВ, АЧ ХОЛБОО

1. Химийн хичээл. дунд байгалийн шинжлэх ухаанИнженерийн мэдлэгийн үндсийг тодорхойлсон химийн шинжлэх ухаан нь мэдээллийн ач холбогдлоороо тэргүүлэх байр суурийг эзэлдэг. Мэдэгдэж байгаагаар шинжлэх ухаан, техникийн мэдээллийн нийт эзлэхүүний дөрөвний нэг орчим нь химийн бодис юм.

Орчин үеийн тодорхойлолтхими: химийн шинжлэх ухааны систем (органик, органик бус, аналитик, физик хими гэх мэт), үндсэн ажил нь судлах явдал юм. химийн процессуудМолекул (химийн холбоо) үүсэх, устгах (урвал), түүнчлэн эдгээр процессууд болон бодисын хөдөлгөөний бусад хэлбэрүүд (цахилгаан соронзон орон ба цацраг гэх мэт) хоорондын харилцаа холбоо, шилжилт.

Хими нь органик болон органик бус гаралтай бодисын бүтэц, бүтэц, бодисын харилцан үйлчлэх чадвар, химийн энерги дулаан, цахилгаан, гэрэл гэх мэт үйл явц руу шилжих үзэгдлийг судалдаг.

Хүн төрөлхтний оршин тогтнох, хөгжилд химийн шинжлэх ухааны ач холбогдол асар их юм. Үйлдвэрлэлийн нэг ч салбар химигүйгээр хийж чадахгүй гэдгийг хэлэхэд хангалттай. Хэрэв та өдөр тутмын амьдрал эсвэл ажил дээрээ хүнийг хүрээлж буй зүйлийг харвал эдгээр нь бүгд химийн бэлэг, үйлс юм. Төрөл бүрийн үйлдвэр, хөдөө аж ахуй, анагаах ухаанд химийн ач холбогдлын талаар бүхэл бүтэн ном бичсэн. Алдартай Английн физикчВ.Рамсей: “Химийн хөгжлөөрөө бусдыг гүйцэж түрүүлсэн тэр үндэстэн, тэр улс ерөнхий материаллаг сайн сайхан байдалаараа тэднийг гүйцэх болно” гэж хэлсэн байдаг.

Химийн үндсэн хуулиуд

Атом-молекулын шинжлэх ухаан-химийн онолын үндэс.

Бодис бол материйн оршихуйн нэг хэлбэр юм. Матери нь бие даасан жижиг хэсгүүд болох молекул, атом, ионуудаас бүрддэг бөгөөд тэдгээр нь эргээд тодорхой шинж чанартай байдаг. дотоод бүтэц. Өөрөөр хэлбэл, аливаа бодис нь үргэлжилсэн зүйл биш, харин бие даасан маш жижиг хэсгүүдээс бүрддэг бөгөөд атом-молекулын сургаалын үндэс нь материйн салангид (бүтцийн тасалдал) зарчим юм. Бодисын шинж чанар нь түүнийг бүрдүүлдэг хэсгүүдийн бүтэц, бүтэцээс хамаардаг. Ихэнх бодисын хувьд эдгээр хэсгүүд нь молекулууд юм.

Молекул – химийн шинж чанартай бодисын хамгийн жижиг бөөмс. Молекулууд нь эргээд атомуудаас бүрддэг. Атом – химийн шинж чанартай элементийн хамгийн жижиг бөөмс.

"Энгийн (энгийн) бодис" ба "химийн элемент" гэсэн ойлголтыг ялгах шаардлагатай. Үнэн хэрэгтээ энгийн бодис бүр нь тодорхой физик, химийн шинж чанартай байдаг. Энгийн бодис химийн урвалд орж шинэ бодис үүсгэх үед ихэнх шинж чанараа алддаг. Жишээлбэл, төмрийг хүхэртэй хослуулснаар металл гялбаа, уян хатан чанараа алддаг. соронзон шинж чанаруудҮүний нэгэн адил усны нэг хэсэг болох устөрөгч ба хүчилтөрөгч нь усанд хийн устөрөгч, хүчилтөрөгчийн шинж чанараараа бус, харин элемент хэлбэрээр агуулагддаг - устөрөгч ба хүчилтөрөгч. Хэрэв эдгээр элементүүд " чөлөөт улс", өөрөөр хэлбэл. бусад элементтэй химийн холбоогүй, энгийн бодис үүсгэдэг. Химийн элементийг тодорхой шинж чанаруудаар тодорхойлогддог атомын төрөл гэж тодорхойлж болно . Нэг элементийн атомууд бие биетэйгээ нийлэхэд энгийн бодисууд үүсдэг бол өөр өөр элементийн атомуудын нэгдэл нь энгийн бодисын холимог эсвэл нийлмэл бодисыг үүсгэдэг.

Химийн элемент хэд хэдэн энгийн бодис хэлбэрээр оршихыг аллотропи гэж нэрлэдэг. Нэг элементээс үүссэн янз бүрийн энгийн бодисыг энэ элементийн аллотроп өөрчлөлт гэж нэрлэдэг. Нэг элементээс бүрдсэн хэд хэдэн энгийн бодисуудтай тулгарах үед энгийн бодис ба элементийн ялгаа нь ялангуяа тодорхой болно. Найрлагын аллотропи ба хэлбэрийн аллотропи байдаг. Янз бүрийн геометрийн дарааллаар (хэлбэрийн аллотропи) байрлуулсан эсвэл өөр өөр найрлагатай молекулууд (найрлын аллотропи) болгон нэгтгэсэн ижил элементийн атомууд өөр өөр энгийн бодис үүсгэдэг. физик шинж чанарижил төстэй химийн шинж чанартай. Жишээ нь:
хүчилтөрөгч ба озон, алмаз ба бал чулуу. 2. Стейхиометрийн хуулиуд. Химийн эквивалент.Атом-молекулын шинжлэх ухааны үндэс нь 18-19-р зууны зааг дээр нээгдсэн химийн үндсэн хуулиуд юм.

Масс ба энерги хадгалагдах хууль,нь байгалийн шинжлэх ухааны үндсэн хууль бөгөөд үүнийг анх М.В. 1756-59 онд Ломоносов, хожим нь үүнийг илрүүлж, A.L. Lavoisier: үүссэн урвалын бүтээгдэхүүний масс нь анхны урвалжуудын масстай тэнцүү байна. IN математик хэлбэрүүнийг бичиж болно:

Хаана би, j- бүхэл тоо, тоотой тэнцүү байнаурвалж ба бүтээгдэхүүн.

IN орчин үеийн хэлбэрЭнэ хуулийг дараах байдлаар томъёолсон: тусгаарлагдсан системд масс ба энергийн нийлбэр тогтмол байна. Масс хадгалагдах хууль нь бие даасан бодисуудын хоорондын урвалыг судлах, химийн тоон шинжилгээнд суурилдаг.

Масс ба энергийн харилцааны хууль (А. Эйнштейн).Эйнштейн энерги ба массын хооронд хамаарал байдгийг дараах тэгшитгэлээр тодорхойлсон.

E = mc 2 эсвэл Dm = D Э/в 2 (2.2)

Энд E энерги; м - масс; -тайгэрлийн хурд. Хууль шударга байна цөмийн урвалууд, массын бага зэрэг өөрчлөлтөөр асар их энерги ялгардаг (атомын дэлбэрэлт).

Зохиолын тогтмол байдлын хууль (Ж.Л.Пруст, 1801-1808):Энэхүү химийн цэвэр нэгдлийг хэрхэн олж авсан нь хамаагүй, түүний найрлага нь тогтмол байдаг тул олон төрлийн урвалын үр дүнд цайрын ислийг олж авах боломжтой.

Zn + 1/2 O 2 = ZnO; ZnСO 3 = ZnO + CO 2; Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O.

Харин химийн цэвэр ZnO дээжинд үргэлж 80.34% Zn, 19.66% O агуулагддаг.

Бүтцийн тогтвортой байдлын хууль нь хий, шингэн болон олон тооны хатуу бодисын хувьд бүрэн хангагдсан байдаг. өнгөний сохор хүмүүс), гэхдээ олон талст бодисууд нь хувьсах (тодорхой хязгаарт) найрлагатай (тодорхой хязгаарт) бүтэцээ хадгалж байдаг. бертоллид). Эдгээрт тодорхой металлын нэгдлүүд, бие даасан исэл, сульфид, нитрид орно. Иймээс энэ хууль нь зөвхөн нэгтгэх төлөв байдлаас үл хамааран молекулын бүтэцтэй бодисуудад хамаарна. Хувьсах найрлагатай нэгдлүүдийн хувьд энэ хууль нь ялангуяа хатуу төлөвт байгаа бодисуудад үйлчлэх хязгаартай байдаг, учир нь тухайн төлөвт байгаа шинж чанарыг зөөвөрлөгч нь молекул биш, харин фаз (а) гэж нэрлэгддэг өөр өөр шинж тэмдэгтэй ионуудын тодорхой багц юм. Интерфэйсээр хязгаарлагддаг гетероген системийн нэгэн төрлийн хэсэг) , эсвэл өөрөөр хэлбэл хатуу бодисын болор тор нь согогтой (хоосон орон зай, талбайн оруулга).

Эквивалентуудын хууль (Рихтер, 1792-1800): химийн элементүүдхимийн эквиваленттай пропорциональ массын харьцаагаар бие биетэйгээ нийлнэ.

Бүх стехиометрийн тооцоог энэ хуулийн үндсэн дээр хийдэг.

Химийн эквивалентЭлементийн хэмжээ гэдэг нь 1 моль (1.008 г) устөрөгчийн атомтай нэгдэх буюу химийн нэгдлүүд дэх ижил тооны устөрөгчийн атомыг орлуулах хэмжээ юм.

Эквивалент ба эквивалент массын тухай ойлголт нь нарийн төвөгтэй бодисуудад ч хамаатай. Нарийн төвөгтэй бодистой тэнцүүЭнэ нь нэг эквивалент устөрөгч эсвэл ерөнхийдөө нэг эквивалент бусад бодистой үлдэгдэлгүй урвалд орох хэмжээ юм.

Энгийн ба нийлмэл бодисын эквивалентийн тооцоо:

Хаана A r - атомын массбүрэлдэхүүн; М А- нэгдлийн молекул жин.

Олон тооны харьцааны хууль (Д. Далтон, 1808).Хэрэв хоёр элемент бие биетэйгээ хэд хэдэн химийн нэгдлүүдийг үүсгэдэг бол тэдгээрийн аль нэгнийх нь нөгөөгийнхөө хэмжээтэй ижил хэмжээтэй холбоотой хэмжээ нь жижиг бүхэл тоогоор хамааралтай болно.

Авогадрогийн хууль (1811).Энэ бол химийн үндсэн хуулиудын нэг юм: ижил физик нөхцөлд (даралт ба температур) ижил хэмжээний хий нь ижил тооны молекулыг агуулдаг.

А.Авогадро хийн бодисын молекулууд нь H, O, N, Cl биш, харин H 2, O 2, N 2, Cl 2 хоёр атомт байдгийг тогтоожээ. Гэсэн хэдий ч инертийн хий (тэдгээр нь нэг атом) илэрснээр үл хамаарах зүйлүүд илэрсэн.

Эхний үр дагавар: Хэвийн нөхцөлд 1 моль хий нь 22.4 литртэй тэнцэх эзэлхүүнтэй байдаг.

Хоёр дахь үр дагавар: аливаа хийн нягт нь тэдгээрийн молекулын масстай холбоотой байдаг: d 1 / d 2 = M 1 / M 2.

Авогадрогийн тогтмол нь 6.02 × 10 23 моль -1 бодисын 1 моль дахь бөөмсийн тоо юм.

Химийн үндсэн хуулиудыг атом-молекулын онолын үүднээс тайлбарлах нь түүний дараах постулатуудад оршдог.

1) атомууд нь тэдгээрийн бүрэлдэхүүн хэсгүүдэд (химийн аргаар) хуваагдах, бие биенээ хувиргах, устгах боломжгүй бодисын хамгийн жижиг хэсгүүд юм;

2) нэг элементийн бүх атомууд ижил бөгөөд ижил масстай (хэрэв та изотопууд байгаа эсэхийг тооцохгүй бол 3-р лекцийг үзнэ үү);

3) өөр өөр элементийн атомууд өөр өөр масстай;

4) химийн урвалын үед хоёр буюу их тооэлементүүд, тэдгээрийн атомууд хоорондоо жижиг бүхэл тооны харьцаагаар холбогдсон;

5) бие биетэйгээ нийлдэг элементүүдийн харьцангуй масс нь атомуудын масстай шууд хамааралтай, өөрөөр хэлбэл. хэрэв 1 г хүхэр нь 2 г зэстэй нийлдэг бол энэ нь зэсийн атом бүр хүхрийн атомаас хоёр дахин их жинтэй гэсэн үг юм;

Нэг үгээр хэлбэл, хими нь бүхэл тоогоор "хянагддаг" тул эдгээр бүх хуулийг стехиометр гэж нэрлэдэг. Энэ бол атом-молекулын шинжлэх ухааны ялалт юм.

3. Атом ба молекулын масс. Мол.Молекул ба атомын массыг ямар нэгжээр илэрхийлдэгийг авч үзье. 1961 онд харьцангуй атомын массын нэгдсэн хуваарийг баталсан , Энэ нь атомын массын нэгж (amu) гэж нэрлэгддэг 12 С нүүрстөрөгчийн изотопын атомын массын 1/12 дээр суурилдаг. Үүний дагуу одоогийн байдлаар элементийн харьцангуй атомын масс (атомын масс) нь түүний атомын массыг 12 С атомын массын 1/12-д харьцуулсан харьцаа юм.

Үүний нэгэн адил энгийн буюу нарийн төвөгтэй бодисын харьцангуй молекул жин (молекул жин) нь түүний молекулын массын харьцаа юм.
12 С атомын массын 1/12 хүртэл. Аливаа молекулын масс нь түүнийг бүрдүүлэгч атомуудын массын нийлбэртэй тэнцүү тул харьцангуй молекулын масс нь харгалзах атомын массын нийлбэртэй тэнцүү байна. Жишээлбэл, молекул нь хоёр устөрөгчийн атом, нэг хүчилтөрөгчийн атом агуулсан усны молекул жин нь: 1.0079 × 2 + 15.9994 = 18.0152 байна.

Химийн шинжлэх ухаанд масс ба эзэлхүүний нэгжийн зэрэгцээ моль гэж нэрлэгддэг бодисын хэмжигдэхүүнийг ашигладаг. Мэнгэ – 12 г нүүрстөрөгчийн изотопын 12 С-д атом байгаатай тэнцэх хэмжээний молекул, атом, ион, электрон эсвэл бусад бүтцийн нэгж агуулсан бодисын хэмжээ.

Моль дахь бодисын хэмжээ нь тухайн бодисын массын харьцаатай тэнцүү байна мтүүний молекул жинтэй М:

n= м/М. (2.8)

моляр масс ( М) нь ихэвчлэн г/моль-ээр илэрхийлэгдэнэ. Моляр массг/моль-ээр илэрхийлсэн бодис нь харьцангуй молекул (атом) масстай ижил тоон утгатай байна. Тиймээс атомын устөрөгчийн молийн масс 1.0079 г / моль, молекул устөрөгч 2.0158 г / моль байна.

Хийн эзэлхүүний даралт ба температураас хамаарах хамааралдүрсэлж болно идеал хийн төлөвийн тэгшитгэл pV = RT,Нэг моль хийд хүчинтэй бөгөөд молийн тоог харгалзан үзвэл энэ нь алдартай тэгшитгэл болно
Клапейрон-Менделеев:

pV= n RT (2.9)

Хаана Р– бүх нийтийн хийн тогтмол (8.31 Ж/моль×К).

Энэхүү тэгшитгэл болон Авогадрогийн хуулийн хоёр дахь үр дагавар, энгийн хэмжих хэрэгсэл (термометр, барометр, масштаб) ашиглан 19-р зууны төгсгөлд. олон тооны дэгдэмхий энгийн ба нийлмэл органик ба органик бус бодисууд. 1860 онд Олон улсын химичүүдийн анхдугаар их хурал (Карлсруэ, Герман) дээр атом, молекул, элемент гэх мэт үндсэн ойлголтуудын сонгодог тодорхойлолтыг баталж, урвалын үндсэн төрлүүд, химийн нэгдлүүдийн ангиллын системчилсэн байдал, ангилал зэргийг хийжээ. .

4. Органик бус нэгдлүүдийн үндсэн ангиуд.Энгийн ба нарийн төвөгтэй ангилал химийн бодисуудЭнэ нь химийн гол урвалуудын нэг болох саармагжуулах урвалын урвалж ба бүтээгдэхүүнийг авч үзэхэд суурилдаг. Энэ ангиллын үндэс суурийг И.Я. 1818 онд Берзелиус үүнийг хожим нь нэлээд тодруулж, нэмж оруулсан.

Алхимичид мөн адил физик, химийн шинж чанартай хэд хэдэн энгийн бодисыг нэгтгэсэн металлууд . Ердийн металлууд нь уян хатан чанар, металл гялбаа, өндөр дулаан, цахилгаан дамжуулалтаар тодорхойлогддог бөгөөд металууд нь бууруулагч бодис юм. Үлдсэн энгийн бодисуудыг ангид нэгтгэсэн металл бус (металлоидууд ). Төмөр бус материалууд нь илүү олон янзын физик, химийн шинж чанартай байдаг. Энгийн бодисууд хүчилтөрөгчтэй харилцан үйлчлэхэд тэдгээр нь үүсдэг ислүүд . Металл үүсдэг үндсэн исэл, металл бус - хүчиллэг . Ийм ислийг устай урвалд оруулахад тус тус үндэслэл Тэгээд хүчил . Эцэст нь хүчил ба суурийн саармагжуулах урвал нь үүсэхэд хүргэдэг давс . Мөн давсыг үндсэн исэл нь хүчиллэг исэл эсвэл хүчилтэй, хүчиллэг исэл нь үндсэн исэл эсвэл суурьтай харилцан үйлчлэлцэх замаар олж авч болно (Хүснэгт 1).

Хүснэгт 1

Химийн шинж чанарорганик бус нэгдлүүдийн үндсэн ангиуд

Зөвхөн усанд уусдаг суурийг бүрдүүлдэг үндсэн ислүүд нь устай шууд урвалд ордог гэдгийг онцлон тэмдэглэх нь зүйтэй. шүлт . Усанд уусдаггүй суурийг (жишээлбэл, Cu(OH) 2) оксидуудаас зөвхөн хоёр үе шаттайгаар гаргаж авах боломжтой.

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

Оксидын ангилал нь зөвхөн үндсэн ба хүчиллэгээр хязгаарлагдахгүй. Хэд хэдэн исэл ба тэдгээрийн харгалзах гидроксид нь хоёрдмол шинж чанартай байдаг: тэдгээр нь хүчилтэй суурь, суурьтай хүчил хэлбэрээр урвалд ордог (хоёр тохиолдолд давс үүсдэг). Ийм исэл ба гидроксидыг нэрлэдэг амфотер :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (хатуу бодисын нэгдэл),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (уусмал дахь).

Зарим оксидыг харгалзах хүчил эсвэл суурьтай нь тааруулж болохгүй. Ийм ислийг нэрлэдэг давс үүсгэдэггүй , жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II) CO, азотын исэл (I) N 2 O. Тэд хүчил шүлтийн харилцан үйлчлэлд оролцдоггүй, гэхдээ бусад урвалд орж болно. Тиймээс N 2 O нь хүчтэй исэлдүүлэгч бодис, CO нь сайн бууруулагч юм. Заримдаа хүчиллэг, үндсэн ба амфотерийн ислийг нэг ангид нэгтгэдэг давс үүсгэх .

Хүчиллэгүүдийн дунд ялгардаг хүчилтөрөгчгүй – жишээлбэл, устөрөгчийн хлорид (давсны) HCl, устөрөгчийн сульфид H 2 S, устөрөгчийн цианид (гидроцианид) HCN. Хүчил-суурь шинж чанарын хувьд тэдгээр нь ялгаатай биш юм хүчилтөрөгч агуулсан хүчил Мөн үндсэн шинж чанартай боловч металлын атом агуулаагүй бодисууд байдаг, жишээлбэл, аммонийн гидроксид NH 4 OH - аммиак NH 3-ийн дериватив.

Хүчиллэгийн нэрс нь хүчил үүсгэдэг элементээс гаралтай. Хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн хувьд хүчил үүсгэдэг элементийн (эсвэл бүлэг элемент, жишээлбэл, CN - цианоген) нэр дээр "o" дагавар ба "устөрөгч" гэсэн үгийг нэмдэг: H 2 S - устөрөгчийн сульфид, HCN - устөрөгчийн цианид.

Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн нэрс нь хүчил үүсгэгч элементийн исэлдэлтийн зэргээс хамаарна. Элементийн исэлдэлтийн дээд зэрэг нь "... n (th)" эсвэл "... ov (th)" дагавартай тохирч байна, жишээлбэл, HNO 3 - азотын хүчил, HClO 4 - хлорын хүчил, H 2 CrO. 4 - хромын хүчил. Исэлдэлтийн төлөв буурах тусам дагавар нь дараах дарааллаар өөрчлөгдөнө: “...оват(ая)”, “...ист(ая)”, “...оватист(ая)”; жишээлбэл, HClO 3 нь гипохлор, HClO 2 нь хлор, HOCl нь гипохлорт хүчил юм. Хэрэв элемент нь зөвхөн хоёр исэлдэлтийн төлөвт хүчил үүсгэдэг бол тухайн элементийн исэлдэлтийн хамгийн бага түвшинд тохирох хүчлийг нэрлэхэд “...ист(ая)” дагаварыг ашиглана; жишээ нь, HNO 2 нь азотын хүчил юм. Найрлагадаа -O-O- атомын бүлгийг агуулсан хүчлийг устөрөгчийн хэт ислийн дериватив гэж үзэж болно. Тэдгээрийг пероксо хүчил (эсвэл пероксид) гэж нэрлэдэг. Шаардлагатай бол "пероксо" угтварын дараа молекулын нэг хэсэг болох хүчил үүсгэгч элементийн атомын тоог харуулсан хүчлийн нэрэнд тоон угтвар байрлуулна, жишээлбэл: H 2 SO 5, H. 2 S 2 O 8.

Холболтуудын дунд чухал бүлэгхэлбэр үндэслэл (гидроксидууд), өөрөөр хэлбэл. гидроксил бүлэг OH агуулсан бодис - . Гидроксидын нэрс нь "гидроксид" гэсэн үг ба уг элементийн нэрээс үүссэн бөгөөд шаардлагатай бол элементийн исэлдэлтийн төлөвийг хаалтанд Ромын тоогоор тэмдэглэнэ. Жишээлбэл, LiOH нь литийн гидроксид, Fe (OH) 2 нь төмрийн (II) гидроксид юм.

Онцлог шинж чанарСуурь нь давс үүсгэхийн тулд хүчил, хүчиллэг эсвэл амфотерийн ислүүдтэй урвалд орох чадвар юм, жишээлбэл:

KOH + HCl = KCl + H 2 O,

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O

Протолитийн (протоны) онолын үүднээс авч үзвэл суурь нь протон хүлээн авагч байж болох бодисууд гэж тооцогддог, өөрөөр хэлбэл. устөрөгчийн ионуудыг холбох чадвартай. Энэ үүднээс авч үзвэл суурь нь зөвхөн үндсэн гидроксид төдийгүй бусад зарим бодис, жишээлбэл аммиак, молекул нь протон нэмж, аммонийн ион үүсгэдэг:

NH 3 + H + = NH 4 +

Үнэн хэрэгтээ аммиак нь үндсэн гидроксидын нэгэн адил хүчилтэй урвалд орж давс үүсгэх чадвартай.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Суурьтай хавсарч болох протоны тооноос хамааран нэг хүчлийн суурь (жишээлбэл, LiOH, KOH, NH 3), хоёр хүчилтэй [Ca(OH) 2, Fe(OH) 2] гэх мэт. .

Амфотерийн гидроксидууд (Al (OH) 3, Zn (OH) 2) нь усан уусмалд хүчил (устөрөгчийн катион үүсэх) ба суурь (гидроксил анион үүсэх) хэлбэрээр хуваагдах чадвартай; Тэд протоны донор ба хүлээн авагч хоёулаа байж болно. Тиймээс амфотерийн гидроксид нь хүчил ба суурьтай харилцан үйлчлэлцэх үед давс үүсгэдэг. Хүчилтэй харилцан үйлчлэх үед амфотерийн гидроксид нь суурийн шинж чанарыг харуулдаг бөгөөд суурьтай харилцан үйлчлэхэд хүчлийн шинж чанарыг харуулдаг.

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O,

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

Хүчилтөрөгчтэй элементүүдийн нэгдлүүд байдаг бөгөөд тэдгээр нь найрлагаараа ислийн ангилалд багтдаг боловч бүтэц, шинж чанараараа давсны ангилалд багтдаг. Эдгээр нь хэт исэл буюу хэт исэл юм. Хэт исэл нь устөрөгчийн хэт исэл H 2 O 2, жишээлбэл, Na 2 O 2, CaO 2 давс юм. Онцлог шинж чанарЭдгээр нэгдлүүдийн бүтэц нь тэдгээрийн бүтцэд хоорондоо холбогдсон хүчилтөрөгчийн хоёр атом ("хүчилтөрөгчийн гүүр") байдаг: -O-O-.

Давсэлектролитийн диссоциацийн үед тэдгээр нь үүсдэг усан уусмалкатион К + ба анион А – . Давсыг хүчиллэг молекул дахь устөрөгчийн атомыг металл атомаар бүрэн буюу хэсэгчлэн солих бүтээгдэхүүн эсвэл үндсэн гидроксидын молекул дахь гидроксил бүлгийг хүчиллэг үлдэгдэлтэй бүрэн буюу хэсэгчлэн солих бүтээгдэхүүн гэж үзэж болно.

Саармагжуулах урвал бүрэн үргэлжлэхгүй байж болно. Энэ тохиолдолд хүчил ихтэй байвал исгэлэн давс, илүүдэл суурьтай - үндсэн (эквивалент харьцаагаар үүссэн давсыг гэж нэрлэдэг дундаж ). Хүчлийн давсыг зөвхөн поли хүчлийн хүчлээр, үндсэн давсыг зөвхөн поли хүчлийн суурьаар үүсгэж болох нь тодорхой байна.

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

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

2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = (CaOH) 2 SO 4 + 2H 2 O.

Олон янз байдал, асар олон тооны химийн урвалуудын дунд тэдгээрийн ангилал үргэлж байсаар ирсэн. Тиймээс химийн хөгжлийг харгалзан химийн урвалын гурван үндсэн төрлийг ялгаж үздэг.

1) хүчил-суурь тэнцвэр, онцгой тохиолдлууд - хүчил ба суурийн саармагжуулалт, гидролиз, электролитийн диссоциаци;

2) атом, ион, молекулын исэлдэлтийн төлөв өөрчлөгдөхөд исэлдэх. Энэ тохиолдолд исэлдэлт ба бууралтын үе шатууд нь электрон алдагдлын нэг үйл явцын хэсэг гэж ялгагдана.

3) цогцолбор үүсэх - цогцолбор үүсгэгч бодис болох металлын төв атом эсвэл ионтой тодорхой тооны молекулууд эсвэл ионуудыг хавсаргах, эхнийх нь лигандууд бөгөөд тэдгээрийн тоо нь зохицуулалтын тоо (n) -ээр тодорхойлогддог. .

Эдгээр төрлийн химийн урвалын дагуу химийн нэгдлүүдийг ангилдаг: хүчил ба суурь, исэлдүүлэгч ба бууруулагч бодис, нийлмэл нэгдлүүд ба лигандууд.

Илүү орчин үеийн тайлбараар, харгалзан үзсэн цахим бүтэцАтом ба молекулууд, эхний төрлийн урвалыг протоныг шилжүүлэх, шилжүүлэх урвал, хоёр дахь төрлийн - электрон шилжүүлэх, гурав дахь төрлийн - ганц хос электрон шилжүүлэх урвал гэж тодорхойлж болно. Эхний төрлийн урвалын тоон хэмжүүр нь жишээлбэл, рН, хоёр дахь нь - боломжит (E, B), боломжит зөрүү (Δφ, V), гурав дахь нь - жишээлбэл, тодорхой зохицуулалтын тоог (n) хэрэгжүүлэх явдал юм. ) химийн (донор-хүлээн авагч) холбоо, төв ионы лигандын талбайн энергийн тогтворжилт - цогцолбор үүсгэгч
(ΔG, кЖ/моль), тогтвортой байдлын тогтмол.

Атомын бүтэц

1. Атомын бүтцийн талаархи санаа бодлыг хөгжүүлэх.Хэрэв дэлхийн ямар нэгэн сүйрлийн үр дүнд хүн төрөлхтний хуримтлуулсан шинжлэх ухааны бүх мэдлэг устаж, зөвхөн нэг хэллэгийг хойч үедээ өвлүүлэн үлдээсэн бол хамгийн цөөн үгнээс бүрдсэн аль мэдэгдэл хамгийн их мэдээллийг авчрах вэ? Энэ асуултыг Америкийн алдарт физикч, Нобелийн шагналтан тавьсан юм Ричард Фейнманмөн тэр өөрөө дараах хариултыг өгсөн: энэ бол атомын таамаглал юм. Бүх бие нь атомуудаас бүрддэг - тасралтгүй хөдөлгөөнтэй, богино зайд татагддаг, гэхдээ тэдгээрийн аль нэгийг нь нөгөөдөө илүү ойртуулахад түлхэгддэг жижиг биетүүд. Гэсэн хэдий ч МЭӨ 400 жилийн өмнө амьдарч байсан эртний Грекийн гүн ухаантан Демокрит энэ үгтэй үндсэндээ санал нийлж чадна. Орчин үеийн хүмүүсХэрэв эртний Грекчүүдээс ялгаатай нь тэд өөрсдийн мэдлэг дээрээ тулгуурлан атомын бөмбөг, атомын цахилгаан станц бүтээж чадсан бол атомын талаар илүү ихийг мэдэх болно.

19-р зууны эцэс хүртэл. атомыг хуваагдашгүй, хувиршгүй бөөмс гэж үздэг. Гэвч дараа нь энэ үүднээс тайлбарлах боломжгүй үзэгдлүүд илэрсэн. Цахилгаан химийн судалгаа Г.Дэви, М.ФарадейАтом нь электролизерийн катод эсвэл анод дээр хуримтлагдах үед эерэг ба сөрөг цэнэгүүдийг тээвэрлэж чаддаг болохыг харуулсан. Тиймээс цахилгаан цэнэгийн корпускуляр шинж чанар.

Хийн өдөөх аргыг сайжруулснаар тэдгээрийн спектрийг олж авах. В.Крукскатодын туяаг (орчин үеийн телевизүүдэд хэрэгждэг үзэгдэл) нээсэн. Өнгөрч байхад цахилгаан гүйдэлХоолойд хаалттай ховордсон хийгээр дамжуулан сөрөг туйл (катод) - катодын туяанаас сул гэрлийн урсгал гарч ирдэг. Катодын туяа нь унасан биед сөрөг цэнэг өгч, хоолойд ойрхон эерэг цэнэгтэй биетүүд рүү хазайдаг. Тиймээс катодын цацраг нь сөрөг цэнэгтэй бөөмсийн урсгал юм.

Дулааны ялгаралт ба гэрэл цацралтын үзэгдлийг мөн илрүүлсэн ( А.Г. Столетов), температур ба гэрлийн квантуудын нөлөөн дор сөрөг цэнэгтэй бөөмсийг таслахаас бүрдэх бөгөөд атом нь сөрөг цэнэгтэй бөөмс агуулдаг болохыг баталж байна. А.А. Беккерелцацраг идэвхт байдлын үзэгдлийг нээсэн. Эхнэр нөхөр Кюриурсгал гэдгийг харуулсан цацраг идэвхт цацрагнэгэн төрлийн бус бөгөөд цахилгаан болон соронзон орны тусламжтайгаар тусгаарлагдах боломжтой. Конденсатор руу орж буй нийт цацрагийг гурван хэсэгт хуваадаг: a-туяа (He 2+) конденсаторын сөрөг хавтан руу бага зэрэг хазайсан, b-цацраг (электроны урсгал) конденсаторын эерэг хавтан руу хүчтэй хазайсан, g. -цацраг ( цахилгаан соронзон долгион) цахилгаан болон соронзон орны аль алинд нь хазайдаггүй.

Тэгээд эцэст нь нээлт рентген туяа Конрад Рентгенатом нь нийлмэл бөгөөд эерэг ба сөрөг хэсгүүдээс бүрддэгийг харуулсан бөгөөд хамгийн жижиг хэсгийг нь Х.Томсен электрон гэж нэрлэсэн. Түүнээс гадна, R.S. Мулликенцэнэгээ хэмжсэн д= -1.6×10 -19 С (хамгийн бага боломжтой, өөрөөр хэлбэл энгийн) ба электроны массыг олов. м= 9.11×10 -31 кг.

Атомын доторх электронууд байх үед төвийг сахисан байдал нь атомд эерэг цэнэг агуулсан бүс байдаг гэсэн дүгнэлтэд хүргэсэн. Атом дахь электронууд болон эерэг цэнэгүүдийн байршил, байршил, тухайлбал асуулт нээлттэй хэвээр байна. атомын бүтцийн тухай асуулт. Эдгээр судалгаан дээр үндэслэн 1903 онд Х.Томсен"Үзэмний идээ" гэж нэрлэгддэг атомын загварыг санал болгосон бөгөөд атом дахь эерэг цэнэг нь сөрөг цэнэгтэй адил тэгш тархсан байдаг. Гэхдээ цаашдын судалгааЭнэ загварын үл нийцэх байдлыг харуулсан.

Э.Рутерфорд(1910) тугалган цаасаар дамжин өнгөрсний дараа бие даасан хэсгүүдийн хазайлтыг хэмжиж, материалын давхарга (тугалган цаас) -аар дамжуулан a-туяаны урсгалыг дамжуулсан. Ажиглалтынхаа үр дүнг нэгтгэн дүгнэхэд Рутерфорд нимгэн металл дэлгэц нь альфа тоосонцоруудад хэсэгчлэн ил тод байдаг бөгөөд тэдгээр нь хуудсыг дамжин өнгөрөхдөө замаа өөрчилдөггүй эсвэл жижиг өнцгөөр хазайдаг болохыг тогтоожээ. Бие даасан а бөөмүүд замдаа давж гаршгүй саадтай тулгарсан мэт хананаас бөмбөг мэт буцаж шидэгдсэн. Тугалган цаасаар дамжин өнгөрч буй маш цөөн тооны а бөөмсийг буцааж хаясан тул энэ саад нь атомын эзэлхүүнийг эзлэх ёстой бөгөөд атомтай харьцуулахад хэмжээлшгүй бага байх ёстой бөгөөд энэ нь том масстай байх ёстой, эс тэгвээс a- түүнээс гарах тоосонцор рикошет болохгүй. Ийнхүү атомын бараг бүх масс ба бүх эерэг цэнэг төвлөрсөн атомын цөмийн тухай таамаглал гарч ирэв. Энэ тохиолдолд атомын цөмөөс электростатик түлхэлтийн хүчний нөлөөн дор ихэнх альфа бөөмсийн замын жижиг өнцгөөр хазайх нь тодорхой болно. Хожим нь цөмийн диаметр нь ойролцоогоор 10 -5 нм, атомын диаметр нь 10 -1 нм, өөрөөр хэлбэл. цөмийн эзэлхүүн нь атомын эзэлхүүнээс 10 12 дахин бага.

Рутерфордын санал болгосон атомын загварт эерэг цэнэгтэй цөм нь атомын төвд байрладаг бөгөөд электронууд түүнийг тойрон хөдөлдөг бөгөөд тэдгээрийн тоо нь цөмийн цэнэгтэй тэнцүү юмуу серийн дугаарНарны эргэн тойрон дахь гаригууд шиг элемент (атомын гаригийн загвар). Рутерфордын бүтээсэн цөмийн загвар нь атомын бүтцийг ойлгоход томоохон алхам болсон юм. Энэ нь олон тооны туршилтаар батлагдсан. Гэсэн хэдий ч зарим талаараа энэ загвар нь батлагдсан баримтуудтай зөрчилдөж байв. Ийм хоёр зөрчилдөөнийг тэмдэглэе.

Нэгдүгээрт, Рутерфордын атомын гаригийн загвар нь атомын тогтвортой байдлыг тайлбарлаж чадаагүй юм. Сонгодог электродинамикийн хуулиудын дагуу электрон цөмийг тойрон хөдөлж байх үед зайлшгүй энерги алддаг. Электроны энергийн нөөц багасах тусам түүний тойрог замын радиус тасралтгүй буурч, үүний үр дүнд цөм дээр унаж, оршин тогтнохоо болино. Бие махбодийн хувьд атом нь тогтвортой систем бөгөөд маш удаан хугацаанд устахгүйгээр оршин тогтнох боломжтой.

Хоёрдугаарт, Рутерфордын загвар нь атомын спектрийн мөн чанарын талаар буруу дүгнэлт хийхэд хүргэсэн. Шүлтлэг металлын спектрүүд нь атомын устөрөгчийн спектртэй төстэй болж хувирсан бөгөөд тэдгээрийн шинжилгээ нь шүлтлэг металл бүрийн атомууд нь үлдсэн электронуудтай харьцуулахад цөмтэй сул холбоотой нэг электрон агуулдаг гэсэн дүгнэлтэд хүргэсэн. Өөрөөр хэлбэл, атомд электронууд нь цөмөөс ижил зайд биш, давхаргад байрладаг.

Атомын спектрийг өдөөгдсөн атомын цацрагийг (өндөр температурт дөл эсвэл бусад аргаар) тусгай оптик төхөөрөмжөөр (приз, призмийн систем эсвэл дифракцийн тор) дамжуулж, нарийн төвөгтэй цацрагийг тодорхой долгионы урттай монохроматик бүрэлдэхүүн хэсгүүдэд задлах замаар олж авдаг. (l) ба үүний дагуу тодорхой хэлбэлзлийн давтамжтай цахилгаан соронзон цацраг:n= -тай/л, хаана в- гэрлийн хурд. Монохроматик цацраг бүрийг хүлээн авах төхөөрөмж (зураг хавтан гэх мэт) -ийн тодорхой байршилд бүртгэдэг. Үр дүн нь энэ цацрагийн спектр юм. Атомын спектрүүд нь тусдаа шугамуудаас бүрддэг - эдгээр нь шугамын спектрүүд юм.

Атомын төрөл бүр нь бусад төрлийн атомуудад давтагддаггүй спектрийн шугамын нарийн тодорхой зохицуулалтаар тодорхойлогддог. Энэ нь спектрийн шинжилгээний аргын үндэс суурь бөгөөд түүний тусламжтайгаар олон элементүүдийг олж илрүүлсэн. Атомын спектрийн шугаман байдал нь сонгодог электродинамикийн хуулиудтай зөрчилдөж байсан бөгөөд үүний дагуу атомын спектр нь электроноор тасралтгүй энерги ялгаруулдаг тул тасралтгүй байх ёстой.

2. Бор устөрөгчийн атомын бүтцийн загвар.Сонгодог электродинамикийн хуулиуд нь атом дахь электроны үйл ажиллагааг тайлбарлах боломжгүй болсон тул Нилс Борквант механикийн хуулиуд дээр үндэслэсэн анхны постулатууд.

1. Устөрөгчийн атомд электрон ялгаруулдаггүй тойрог замууд байдаг. Тэднийг суурин гэж нэрлэдэг.

2. Электрон нэг хөдөлгөөнгүй тойрог замаас нөгөөд шилжсэний үр дүнд энерги ялгарах буюу шингээлт үүсдэг. Цөмөөс алслагдсан тойрог замууд нь эрчим хүчний их нөөцөөр тодорхойлогддог. Доод тойрог замаас дээд тойрог руу шилжих үед атом нь өдөөгдсөн төлөвт ордог. Гэхдээ тэр энэ байдалд удаан үлдэхгүй байж магадгүй юм. Энэ нь энерги ялгаруулж, анхны үндсэн төлөвтөө буцаж ирдэг. Энэ тохиолдолд цацрагийн квант энерги нь дараахь хэмжээтэй тэнцүү байна.

h n= E n – Э к,

Хаана nТэгээд к- бүхэл тоо.

3. Долгионы (квант) механикийн үндсэн зарчим.Долгионы (спектр) шинж чанарын тайлбар нь атомын бүтцийн онол дахь квант механик ойлголттой нэгэн зэрэг үүссэн. Үүний үндэс нь онол байв Планкбиеийн цацраг туяа Тэрээр энергийн өөрчлөлт нь тасралтгүй (сонгодог механикийн хуулиудын дагуу) тохиолддоггүй, харин квант гэж нэрлэгддэг хэсгүүдэд спазм хэлбэрээр явагддаг болохыг харуулсан. Квантын энергийг Планкийн тэгшитгэлээр тодорхойлно. Э = h n, хаана h -Планкийн тогтмол нь 6.63×10 –34 J×s,
n – цацрагийн давтамж. Электрон нь корпускуляр шинж чанартай (масс, цэнэг) ба долгионы шинж чанартай байдаг - давтамж, долгионы урт.

Үүнээс болж Луис де Бройлибөөмс-долгионы дуализмын санааг дэвшүүлэв . Түүгээр ч зогсохгүй долгион-бөөмийн хоёрдмол байдал нь микро болон макро ертөнцийн бүх объектуудын онцлог шинж бөгөөд зөвхөн макроскопийн объектуудын хувьд шинж чанаруудын нэг нь давамгайлж, тэдгээрийг бөөмс эсвэл долгион гэж нэрлэдэг бөгөөд энгийн бөөмсийн хувьд хоёулаа хоёулаа хамтдаа илэрдэг. Де Бройлийн тэгшитгэл нь бөөмийн импульс ба долгионы уртын хамаарлыг харуулав: l = h/х = h/му. Тиймээс цөмийн эргэн тойронд эргэлдэж буй электрон тодорхой долгионы урттай байж болно.

Эдгээр санаануудын дагуу электрон нь атомын эзэлхүүнээр бүрхэгдсэн, өөр өөр нягтралтай үүл юм. Иймээс атом дахь электроны байрлалыг тодорхойлохын тулд түүний энерги, орон зайн геометрийг харгалзан атом дахь электрон нягтын магадлалын тодорхойлолтыг оруулах шаардлагатай.

4. Квантын тоо. Орбиталууд.Устөрөгчийн атомын электрон бүтцийг тайлбарлах дөрвөн квант тоог санал болгосон n, л, м л, с,атом дахь электроны энергийн төлөв байдал, зан төлөвийг тодорхойлдог. Эдгээр тоо нь аливаа атомын электроны төлөв байдлыг өвөрмөц байдлаар тодорхойлдог Тогтмол хүснэгтэлементүүд. Электрон бүрийн хувьд тэд хамтдаа өөр өөр утгатай байдаг.

Үндсэн квант тоо nэлектрон үүлний энерги, хэмжээг тодорхойлдог. Энэ нь 1-8 атомын үндсэн төлөв, зарчмын хувьд хязгааргүй хүртэлх утгыг авдаг. Түүний физик утгаэнергийн түвшний тоонууд - атом дахь электроны энергийн үнэ цэнэ ба үүний үр дүнд атомын хэмжээ. At П=1 электрон нийт хамгийн бага энергитэй эхний энергийн түвшинд байна гэх мэт. Өсөх үед Пнийт энерги нэмэгддэг. Эрчим хүчний түвшин бүрийн энергийг E = - 1 / 13.6 × n 2 томъёогоор тооцоолж болно. Эрчим хүчний түвшинг ихэвчлэн дараах үсгээр тэмдэглэдэг.

Утга ( n)
Тэмдэглэлүүд	К	Л	М	Н	Q

Хажуу, тойрог зам(эсвэл азимутал)квант тоо lатомын эргэн тойрон дахь электрон тойрог замын (үүл) хэлбэрийг тодорхойлж, энергийн түвшний энергийн өөрчлөлтийг тодорхойлдог. эрчим хүчийг тодорхойлдог дэд түвшин. Электрон үүлний хэлбэр бүр нь хажуугийн квант тоогоор тодорхойлогддог электроны механик импульсийн тодорхой утгатай тохирч байна. л, энэ нь 0-ээс хэлбэлздэг П–1: П=1, л=0; П=2, л=0, л=1; П=3, л=0,л=1, л=2 гэх мэт. Эрчим хүчний дэд түвшнээс хамаарна лүсгээр тэмдэглэсэн:

үнэ цэнэ ( л)
Тэмдэглэгээ ( В)	с	х	г	е	g	h

s түвшинд байгаа электронуудыг нэрлэдэг с-электронууд,
дээр хтүвшин - p-электронууд, дээр гтүвшин - d-электронууд.

Электронуудын энерги нь гадаад соронзон ороноос хамаардаг. Энэ хамаарлыг соронзон квант тоогоор тодорхойлдог. Соронзон квант тоо m lорон зай дахь чиг баримжааг илтгэнэ электрон орбитал(үүл). Гадны цахилгаан эсвэл соронзон орон нь электрон үүлний орон зайн чиглэлийг өөрчилдөг ба энерги хуваагддаг.
дэд түвшин. Тоо м л-аас ялгаатай л, 0, +лмөн байж болно (2× л+1) утгууд:

Гурван квант тооны хослол нь тойрог замыг өвөрмөц байдлаар дүрсэлдэг. Үүнийг "дөрвөлжин" гэж тодорхойлсон - . Бөөмийн хувьд электрон нь цагийн зүүний дагуу болон цагийн зүүний эсрэг өөрийн тэнхлэгийг тойрон эргэдэг. Үүнийг тайлбарласан болно спин квант тоо(м с), ±1/2 утгыг авдаг. Эсрэг чиглэлтэй спинтэй атом дахь электронууд байгааг "сум" гэж тэмдэглэнэ. Тэгэхээр квант тооны дөрвөн багц нь электронуудын энергийг тодорхойлдог.

5. Олон электрон атомууд. Түвшин ба дэд түвшний электронуудын тоог тодорхойлох.Олон электрон атомуудад квант тооны багцын дагуу электронуудын зохион байгуулалт нь хоёр постулатаар зохицуулагддаг.

Паули зарчим: атомд дөрвөн ижил квант тоотой хоёр электрон байж болохгүй (эсвэл тэдгээрийг ялгах боломжгүй, хамгийн бага энергийн ялгаа нь спин юм). Үүний үр дүнд тойрог замын нэг электрон эсэд эсрэгээр чиглэсэн эргэлттэй хоёроос илүү электрон байж болохгүй.

Эсийг электроноор дүүргэх нь дараахь дагуу хийгддэг Хундын дүрэм.Электронууд дүүрдэг с-, p-, d-, f-Орбиталууд нь нийт спин нь хамгийн их байхаар, эсвэл өөрөөр хэлбэл электронууд хоосон (хоосон) орбиталуудыг дүүргэх хандлагатай байдаг бөгөөд дараа нь (Паулигийн хэлснээр):

Квантын химийн зарчмуудыг харгалзан үзвэл хүснэгтээс харахад ямар ч атомын электрон тохиргоог хийх боломжтой. 2, үүнээс бид 2n 2 түвшний 2(2) дахь электронуудын тоог тодорхойлох томъёог гаргаж авдаг. л+1). Орбиталуудын тоо нь m-ийн утгуудын тоотой тэнцүү байна (m = 1, m = 2, m = 3).

Дэд түвшнийг электроноор дүүргэх нь дараахь дагуу явагдана Клечковскийн дүрэм. Эрчим хүчний түвшинг дүүргэх нь үндсэн ба хоёрдогч квант тоонуудын нийлбэрийн дарааллаар нэмэгддэг n+l.

Хэрэв энэ хэмжээ байгаа бол ижил утгууд, дараа нь дүүргэлтийг өсөх дарааллаар гүйцэтгэнэ n. Дэд түвшнийг эрчим хүчийг нэмэгдүүлэх дарааллаар дүүргэдэг.

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

Хүснэгт 2 - Атомын электрон тохиргоо

Дараа нь аль шатыг дүүргэх вэ? Эрчим хүчний хувьд 4s»3d. 4s n=3, d=2, нийлбэр нь 5, n=4, s=0, нийлбэр = 4, i.e. 4-ийг дүүргэж байна гэх мэт. Эрчим хүч 5s » 4d, нийлбэр нь 5 ба 6 тул эхлээд 5s, дараа нь 4d-г бөглөнө. Эрчим хүч нь 6s » 5d » 4f, нийлбэр нь 6, 7, 7. 6s-ийг эхэнд нь бөглөнө. Үндсэн квант тоо нь 4f-ийн хувьд бага байдаг тул энэ дэд түвшинг цааш дүүргэж, дараа нь 5d-ээр дүүргэнэ.

Атомын цахим тохиргоог томьёо хэлбэрээр бичдэг бөгөөд дэд түвшний электронуудын тоог дээд үсгээр заадаг. Жишээлбэл, хөнгөн цагааны хувьд та электроны тохиргооны томьёог 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 гэж бичиж болно. Энэ нь 1s, 2s, 2p, 3s, 3p-д 2, 2, 6, 2, 1 электрон байна гэсэн үг юм. дэд түвшин.

Олон электрон өдөөгдээгүй атомд электронууд хамгийн бага энергитэй тойрог замд байрлана. Тэд хоорондоо харилцан үйлчилдэг: дотоод энергийн түвшний дэлгэц дээр байрлах электронууд (тодорхойгүй) эерэг цөмийн үйлдлээс гаднах түвшинд байрладаг электронууд. Энэ нөлөөлөл нь устөрөгчийн атом дахь тойрог замын энергийг нэмэгдүүлэх дараалалтай харьцуулахад тойрог замын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллын өөрчлөлтийг тодорхойлдог.

Бүрэн эсвэл хагас дүүргэсэн элементүүдийн хувьд гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй г- Тэгээд е-энэ дүрмийн хазайлт дэд түвшинд ажиглагдаж байна. Жишээлбэл, зэсийн атомын хувьд Cu. [Аr] 3d 10 4s 1 цахим тохиргоо нь [Аr] 3d 9 4s 2 тохиргооноос бага энергитэй тохирч байна ([Аr] тэмдэг нь дотоод электрон түвшний бүтэц, дүүргэлт нь аргонтой ижил байна гэсэн үг). Эхний тохиргоо нь үндсэн төлөвт, хоёр дахь нь өдөөх төлөвтэй тохирч байна.

Химийн холбоо

1. Химийн холбооны шинж чанар.Химийн холбоог тайлбарлах онолууд нь атомуудын Кулон, квант, долгионы харилцан үйлчлэл дээр суурилдаг. Юуны өмнө тэд молекул үүсэх үеийн энергийн өсөлт, химийн холбоо үүсэх механизм, түүний параметрүүд, молекулуудын шинж чанарыг тайлбарлах ёстой.

Химийн холбоо үүсэх нь энергийн хувьд таатай үйл явц бөгөөд энерги ялгарах дагалддаг. Үүнийг молекул үүсэх үеийн хоёр устөрөгчийн атомын харилцан үйлчлэлийн квант механик тооцоогоор нотолж байна (Хейтлер, Лондон). Тооцооллын үр дүнд үндэслэн системийн боломжит энергийн хамаарлыг гаргаж авдаг Эустөрөгчийн атомуудын хоорондох зай дээр r(Зураг 4).

Цагаан будаа. 4. Цөм хоорондын зайнаас энергийн хамаарал.

Атомууд ойртох үед тэдгээрийн хооронд таталцлын болон түлхэлтийн цахилгаан статик хүч үүсдэг. Хэрэв эсрэг параллель спинтэй атомууд нийлбэл эхлээд татах хүч давамгайлдаг тул системийн потенциал энерги буурдаг (муруй 1). Атомуудын хооронд маш бага зайд (цөмийн харилцан үйлчлэл) түлхэх хүч давамгайлж эхэлдэг. Атомуудын хооронд тодорхой зайд r 0 байх үед системийн энерги хамгийн бага байдаг тул систем хамгийн тогтвортой болж, химийн холбоо үүсч, молекул үүсдэг. Дараа нь r 0 нь H2 молекул дахь цөмийн хоорондын зай бөгөөд энэ нь химийн бондын урт, r 0 үед системийн энерги буурах нь химийн холбоо (эсвэл химийн бондын энерги) үүсэх үеийн энергийн өсөлт юм. Э sv). Молекулыг атомуудад задлах энерги нь тэнцүү гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй Э sv хэмжээгээрээ, тэмдгээр нь эсрэгээрээ.

Химийн холбоог квант механикаар тайлбарлахад валентийн холбоо (VB) ба молекул орбитал (MO) гэсэн хоёр нэмэлт аргыг ашигладаг.

2. Валентын холбоо (VB) арга. Ковалент холбоо.Химийн холбооны үндсэн төрөл бол ковалент холбоо юм. МЭӨ аргыг ашиглан ковалент холбоо үүсэх механизмыг авч үзье (устөрөгчийн молекул үүсэх жишээг ашиглан):

1. Харилцан үйлчилж буй хоёр атомын хоорондох ковалент холбоо нь нийтлэг электрон хос үүсэх замаар явагдана. Атом бүр нийтлэг электрон хос үүсгэхийн тулд нэг хосгүй электрон хувь нэмэр оруулдаг.

N·+·N ® N : Н

Тиймээс МЭӨ аргын дагуу химийн холбоо нь хоёр төвтэй, хоёр электронтой байдаг.

2. Нийтлэг электрон хос нь зөвхөн эсрэг параллель спинтэй электронуудын харилцан үйлчлэлээр бий болно.

Н+¯Н ® Н¯Н.

3. Ковалентын холбоо үүсэхэд электрон үүлнүүд давхцдаг.

Үүнийг туршилтаар тодорхойлсон H 2 молекул дахь цөмийн хоорондын зай r = 0.074 нм, энэ нь хоёр чөлөөт устөрөгчийн атомын радиусын нийлбэр 2r = 0.106 нм-ээс хамаагүй бага байна.

Үүлний давхцлын бүсэд электрон нягт нь хамгийн их, өөрөөр хэлбэл. цөм хоорондын зайд хоёр электрон байх магадлал бусад газраас хамаагүй их байна. Хоёр цөм нь хос электронтой электростатикаар харилцан үйлчилдэг систем үүсдэг. Энэ нь эрчим хүчийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг бөгөөд систем илүү тогтвортой болж, молекул үүсдэг. Электрон үүл давхцах тусам ковалент холбоо илүү хүчтэй болно.

Ковалентын бондын донор-хүлээн авагч механизм.Ковалентын холбоо үүсэх нь нэг атомын (ион) хос электронуудын улмаас үүсч болно. хандивлагчба өөр атомын чөлөөт атомын тойрог зам (ион) - хүлээн авагч. Ковалентын холбоо үүсэх энэхүү механизмыг донор хүлээн авагч гэж нэрлэдэг.

Аммиакийн молекул NH 3 үүсэх нь азотын атомын гурван хосгүй электрон, гурван устөрөгчийн атомын нэг хосгүй электрон гурван нийтлэг электрон хос үүсгэх замаар үүсдэг. Аммиакийн молекул NH 3-д азотын атом нь өөрийн гэсэн ганц хос электронтой байдаг. Устөрөгчийн ионы H + атомын 1s тойрог замд электрон (сул орбитал) агуулаагүй болно. NH 3 молекул болон устөрөгчийн ион хоорондоо ойртох үед азотын атомын дан электрон хос ба устөрөгчийн ионы сул орбитал харилцан үйлчилж, донор-хүлээн авагч механизм ба NH 4 + катионоор химийн холбоо үүсгэдэг. Донор-хүлээн авагч механизмын улмаас азотын валент нь B = 4 байна.

Донор-хүлээн авагч механизмаар химийн холбоо үүсэх нь маш түгээмэл үзэгдэл юм. Тиймээс донор-хүлээн авагч механизмын дагуу зохицуулагч (цогцолбор) нэгдлүүдийн химийн холбоо үүсдэг (лекц 16-г үзнэ үү).

МЭӨ аргын хүрээнд ковалент холболтын онцлог шинж чанаруудыг авч үзье: ханалт ба чиглэл.

ХаналтБонд гэдэг нь атомын зөвхөн тодорхой тооны ковалент холбоонд оролцох чадварыг хэлнэ. Ханалт нь атомын валентаар тодорхойлогддог. Ханалт нь молекул дахь атомын үүсгэсэн химийн бондын тоог (тоо) тодорхойлдог бөгөөд энэ тоог ковалент гэж нэрлэдэг (эсвэл MO аргын хувьд бондын дараалал).

Атомын валент гэдэг нь химийн холбоог судлахад өргөн хэрэглэгддэг ойлголт юм. Валент гэдэг нь атомын химийн холбоо үүсгэх чадварыг илэрхийлдэг. Молекулыг дүрслэх янз бүрийн аргад валентийн тоон үнэлгээ өөр өөр байж болно. BC аргын дагуу атомын валент (B) нь хосгүй электронуудын тоотой тэнцүү байна. Жишээлбэл, хүчилтөрөгч ба азотын атомуудын электрон эсийн томъёоноос үзэхэд хүчилтөрөгч нь хоёр валент (2s 2 2p 4), азот нь гурван валент (2s 2 2p 3) юм.

Атомуудын өдөөгдсөн төлөв (v.s.). Валентын түвшний хосолсон электронууд өдөөгдсөн үед хосгүй байж, өгөгдсөн валентын түвшинд илүү өндөр дэд түвшний чөлөөт атомын тойрог замд (AO) шилжиж болно. Жишээлбэл, өдөөгдөөгүй төлөвт байгаа бериллийн хувьд (n.s.) B = 0, учир нь Гаднах түвшинд хосгүй электронууд байдаггүй. Өдөөгдсөн төлөвт (ES) хосолсон электронууд 2s 2 тус тус 2s 1 ба 2p 1 дэд түвшинг эзэлдэг - B = 2.

Нэг бүлгийн p-элементүүдийн валентийн чадвар ижил биш байж болно. Энэ нь янз бүрийн хугацаанд байрлах элементүүдийн атомуудын валентийн түвшинд AO-ийн тэгш бус тоотой холбоотой юм. Жишээлбэл, хүчилтөрөгчийн валентийн электронууд нь энергийн 2-р түвшинд байдаг тул сул (чөлөөт) AO байхгүй тул хүчилтөрөгч нь тогтмол B = 2 валентыг харуулдаг. Өдөөгдсөн төлөвт байгаа хүхэр хамгийн ихдээ B=6 байна. Үүнийг гурав дахь энергийн түвшинд хоосон 3d орбиталууд байгаатай холбон тайлбарлаж байна.

Ковалент холболтын чиглэл. Молекулуудын орон зайн бүтэц.Хамгийн хүчтэй химийн холбоо нь атомын тойрог замын (AO) хамгийн их давхцах чиглэлд үүсдэг. AO нь тодорхой хэлбэр, энергитэй байдаг тул тэдгээрийн хамгийн их давхцах нь эрлийз орбитал үүсэх боломжтой байдаг. AO эрлийзжүүлэлт нь молекулуудын орон зайн бүтцийг тайлбарлах боломжийг олгодог тул ковалент холбоо нь чиглэлтэй байдаг.

3. Атомын орбиталуудын эрлийзжилт ба орон зайн бүтэц
молекулууд.Атомууд нь ихэвчлэн янз бүрийн энергийн төлөвтэй электронуудтай холбоо үүсгэдэг. Иймд бериллийн Be (2s12р1), бор B (2s12р2), нүүрстөрөгч С (2s12р3) атомууд холбоо үүсгэхэд оролцдог. с- Тэгээд Р- электронууд. Хэдийгээр с- Тэгээд Р-Үүл нь хэлбэр, энергийн хувьд ялгаатай, тэдгээрийн оролцоотойгоор үүссэн химийн холбоо нь тэнцүү бөгөөд тэгш хэмтэй байрладаг. Тэгш бус анхны төлөвийн электронууд хэрхэн эквивалент химийн холбоо үүсгэдэг вэ гэсэн асуулт гарч ирнэ. Үүний хариулт нь валентын орбиталуудын эрлийзжүүлэлтийн талаарх ойлголтыг өгдөг.

дагуу эрлийзжүүлэх онолуудХимийн холбоо нь "цэвэр" биш, харин "холимог" гэж нэрлэгддэг электронуудаас үүсдэг. эрлийз тойрог замууд. Гибридизацийн үед тойрог замын анхны хэлбэр, энерги (электрон үүл) өөрчлөгдөж, шинэ боловч ижил хэлбэр, энергийн AO үүсдэг. Хаана эрлийз орбиталуудын тоо нь атомын тойрог замын тоотой тэнцүү байна, үүнээс тэд үүссэн.

Цагаан будаа. 5. Валент орбиталуудын эрлийзжүүлэлтийн төрлүүд.

Төв атомын валентын орбиталуудын эрлийзжих шинж чанар, тэдгээрийн орон зайн зохион байгуулалт нь молекулуудын геометрийг тодорхойлдог. Тиймээ, хэзээ sp-ийн эрлийзжилт Beryllium Be AO-д 180 ° өнцгөөр байрладаг хоёр sp-hybrid AO үүсдэг (Зураг 5), иймээс эрлийз орбиталуудын оролцоотойгоор үүссэн холбоо нь 180 ° холбоосын өнцөгтэй байдаг. Тиймээс BeCl 2 молекул нь шугаман хэлбэртэй байна. At sp 2 - эрлийзжилтбор B, гурван sp 2 эрлийз орбитал үүссэн бөгөөд 120 ° өнцгөөр байрладаг. Үүний үр дүнд BCl 3 молекул нь гурвалжин хэлбэртэй (гурвалжин) хэлбэртэй байна. At sp 3 - эрлийзжилт AO нүүрстөрөгчийн C, дөрвөн эрлийз орбитал үүсдэг бөгөөд тэдгээр нь тетраэдрийн дөрвөн орой руу орон зайд тэгш хэмтэй чиглэсэн байдаг тул CCl 4 молекул нь
мөн тетраэдр хэлбэртэй. Тетраэдр хэлбэр нь олон тооны дөрвөн валент нүүрстөрөгчийн нэгдлүүдийн онцлог шинж юм. NH 4 + ба BH 4 нь азот ба борын атомуудын орбиталуудын sp 3 - эрлийзжсэний улмаас тетраэдр хэлбэртэй байдаг.

Баримт нь эдгээр молекулуудын төв атомууд болох C, N, O атомууд нь sp 3 эрлийз орбиталуудын улмаас химийн холбоо үүсгэдэг. Нүүрстөрөгчийн атом нь дөрвөн sp 3 эрлийз тойрог замд дөрвөн хосгүй электронтой байдаг. Энэ нь 4 C-H холбоо үүсэх ба устөрөгчийн атомуудын 109°28¢ бондын өнцгөөр жирийн тетраэдрийн оройн хэсэгт байрлахыг тодорхойлдог. Азотын атом нь дөрвөн sp 3 эрлийз тойрог замд нэг хос электрон, гурван хосгүй электронтой байдаг. Электрон хос нь холбоогүй бөгөөд дөрвөн эрлийз тойрог замын аль нэгийг эзэлдэг тул H 3 N молекул нь тригональ пирамид хэлбэртэй байна. Холболтгүй электрон хосын түлхэлтийн нөлөөгөөр NH 3 молекул дахь бондын өнцөг нь тетраэдрээс бага бөгөөд 107.3 ° байна. Хүчилтөрөгчийн атом нь дөрвөн sp 3 эрлийз орбитал тутамд хоёр холбоогүй электрон хос, хоёр хосгүй электронтой байдаг. Одоо дөрвөн эрлийз орбиталын хоёрыг нь холбоогүй электрон хосууд эзэлдэг тул H 2 O молекул нь өнцгийн хэлбэртэй байна. Хоёр холбоогүй электрон хосын түлхэлтийн нөлөө их хэмжээгээр илэрдэг тул бондын өнцөг нь тетраэдрийн эсрэг улам бүр хүчтэй гажсан бөгөөд усны молекулд 104.5 ° байна (Зураг 6).

Цагаан будаа. 6. Бонддоггүй электрон хосуудын нөлөө
молекулын геометр дээр төв атом.

Тиймээс BC арга нь эрчим хүч гэх мэт тоон үзүүлэлтүүдийн химийн бондын ханалт, чиглэлийг сайн тайлбарладаг. Э), химийн бондын урт ( л) ба химийн холбоо (молекулуудын бүтэц) хоорондын холбоосын өнцөг (j). Үүнийг атом, молекулын бөмбөг, зөөгч загвар ашиглан хялбар бөгөөд тодорхой харуулсан. МЭӨ арга нь атомын цахилгаан сөрөг чанар, молекулын диполь моментоор тодорхойлогддог молекулуудын цахилгаан шинж чанарыг сайн тайлбарладаг. Атомын электрон сөрөг чанар нь химийн холбоо үүсгэх үед илүү эерэг эсвэл сөрөг байх, өөрөөр хэлбэл электроныг татах, өгөх, анион, катион үүсгэх чадварыг хэлнэ. Эхнийх нь тоон үзүүлэлт юм
иончлолын потенциалаар тодорхойлогддог ( Э P.I), хоёр дахь нь электрон ойрын энерги ( Э S.E).

Хүснэгт 3

Молекул ба цогцолборын орон зайн тохиргоо AB n

Төв атомын эрлийзжүүлэлтийн төрөл А	А атомын электрон хосын тоо	Молекулын төрөл	Орон зайн тохиргоо	Жишээ
холбох	албагүй
sp			AB 2	Шугаман	BeCl 2 (г), CO 2
sp 2			AB 3	Гурвалжин	BCl 3 , CO 3 2–
			AB 2	Булан	О 3
sp 3			AB 4	Тетраэдр	CCl4, NH4, BH4
			AB 3	Гурвалжин-пирамид	H3N, H3P
			AB 2	Булан	H2O
sp 3 d			АН 5	Гурвалсан бипирамид	PF5, SbCl5
			AB 4	Гажуудсан тетраэдр	SF 4
			AB 3	Т хэлбэртэй	ClF 3
			AB 2	Шугаман	XeF 2
sp 3 d 2			AB 6	Октаэдр	SF 6, SiF 6 2–
			AB 5	Дөрвөлжин пирамид	ХЭРВЭЭ 5

Химийн термодинамик

1. Үндсэн ойлголт, тодорхойлолт.Термодинамик -энерги ялгарах, шингээх, хувиргах үйл явцын ерөнхий зүй тогтлыг судалдаг шинжлэх ухаан юм. Химийн термодинамикхимийн энерги болон түүний бусад хэлбэрүүд - дулаан, гэрэл, цахилгаан гэх мэт харилцан өөрчлөлтийг судалж, эдгээр шилжилтийн тоон хуулиудыг тогтоож, өгөгдсөн нөхцөлд бодисын тогтвортой байдал, тэдгээрийн тодорхой байдалд орох чадварыг урьдчилан таамаглах боломжийг олгодог. химийн урвал. Термохимихимийн термодинамикийн нэг салбар болох химийн урвалын дулааны нөлөөг судалдаг.

Хессийн хууль.Химийн термодинамикийн хувьд эхний хууль нь химийн урвалын дулааны нөлөөллийг тодорхойлдог Гессийн хууль болгон хувиргадаг бөгөөд энэ нь ажилтай адил дулаан нь төрийн функц биш юм. Тиймээс дулааны эффектийг төрийн функцийн шинж чанарыг өгөхийн тулд энтальпи (Д Х), чиглэлийн өөрчлөлт нь D Х=Д У+ПД Втогтмол даралтанд. Үүнийг тэмдэглэе ПД В= A – өргөтгөлийн ажил, мөн D H = –Q(урвуу тэмдэгтэй) . Энтальпи нь системийн дулааны агууламжаар тодорхойлогддог тул экзотермик урвал нь D-ийг бууруулдаг Х. Химийн урвалын үед дулаан ялгардаг гэдгийг анхаарна уу ( экзотермик) D-тэй тохирч байна Х < 0, а поглощению (эндотермик) Д Х> 0. Хуучин химийн ном зохиолд үүнийг хүлээн зөвшөөрсөн эсрэгтэмдгийн систем (!) ( Q> 0 бол экзотермик урвал ба Q < 0 для эндотермических).

Энтальпийн өөрчлөлт (дулааны нөлөө) нь урвалын замаас хамаардаггүй, зөвхөн урвалд орох бодис ба бүтээгдэхүүний шинж чанараар тодорхойлогддог (Гессийн хууль, 1836).

Үүнийг дараах жишээгээр харуулъя.

C(графит) + O 2 (г) = CO 2 (г) D Х 1 = –393.5 кЖ

C(графит) + 1/2 O 2 (г) = CO(g) D Х 2 = –110.5 кЖ

CO (г.) + 1/2 O 2 (г.) = CO 2 (г.) D Х 3 = –283.0 кЖ

Энд CO 2 үүсэх энтальпи нь урвал нэг үе шаттай эсвэл хоёр үе шаттайгаар явагдаж байгаа эсэхээс хамаарахгүй бөгөөд СО (D) завсрын үүсэлтэй. Х 1 = D Х 2+D Х 3). Өөрөөр хэлбэл, цикл дэх химийн урвалын энтальпийн нийлбэр тэг байна.

Хаана би- хаалттай мөчлөгийн урвалын тоо.

Бодисын эцсийн ба анхны төлөв ижил байх аливаа процесст урвалын бүх дулааны нийлбэр тэг болно.

Жишээлбэл, бид эцсийн эцэст анхны бодис руу хүргэдэг хэд хэдэн химийн процессуудын дараалалтай бөгөөд тус бүр өөрийн энтальпийн шинж чанартай байдаг.

Гессийн хуулийн дагуу

Д Х 1+D Х 2+D Х 3+D Х 4 = 0, (7.4)

Зарим үе шатанд дулаан ялгарч, зарим үед шингэдэг тул дулааны үр нөлөө нь тэг байна. Энэ нь харилцан нөхөн төлбөр авахад хүргэдэг.

Хессийн хууль нь шууд хэмжих боломжгүй урвалын дулааны нөлөөллийг тооцоолох боломжийг бидэнд олгодог. Жишээлбэл, хариу үйлдлийг авч үзье:

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

Дараах дулааны нөлөөллийг туршилтаар хялбархан хэмжиж болно.

H 2 (г.) + 1/2 O 2 (г.) = H 2 O (л.) D Х 2 = –285.8 кЖ,

H 2 O 2 (л.) = H 2 O (л.) + 1/2 O 2 (г.) D Х 3 = –98.2 кЖ.

Эдгээр утгыг ашигласнаар та дараахь зүйлийг авах боломжтой.

Д Х 1 = D Х 2 – Д Х 3 = –285.8 + 98.2 = –187.6 (кЖ/моль).

Тиймээс аливаа урвалын дулааны эффектийг онолын хувьд тооцоолохын тулд хязгаарлагдмал тооны урвалын дулааны нөлөөг хэмжихэд хангалттай. Практикт хүснэгтэд үзүүлэв үүсэх стандарт энтальпиД Hf° 298 хэмжинэ Т=298.15 К (25°С) ба даралт х= 101.325 кПа (1 атм), өөрөөр хэлбэл. цагт стандарт нөхцөл. (Стандарт нөхцөлийг ердийн нөхцөлтэй андуурч болохгүй!)

Формацийн стандарт энтальпи D Hf° нь энгийн бодисоос 1 моль бодис үүсэх урвалын үед энтальпийн өөрчлөлт юм.

Ca (хатуу) + C (бал чулуу) + 3 / 2 O 2 (г) = CaCO 3 (хатуу) D Х° 298 =–1207 кЖ/моль.

Термохимийн тэгшитгэл нь бодисын нэгтгэх төлөвийг илэрхийлдэг болохыг анхаарна уу. Энэ нь маш чухал, учир нь нэгтгэх төлөв хоорондын шилжилт ( фазын шилжилтүүд) дулаан ялгаруулах буюу шингээх дагалддаг:

H 2 (г.) + 1/2 O 2 (г.) = H 2 O (л.) D Х° 298 = –285.8 кЖ/моль,

H 2 (г.) + 1/2 O 2 (г.) = H 2 O (г.) D Х° 298 = –241.8 кЖ/моль.

H 2 O (g.) = H 2 O (l.) D Х° 298 = –44.0 кЖ/моль.

Энгийн бодис үүсэх стандарт энтальпийг тэг гэж үздэг. Хэрэв энгийн бодис хэд хэдэн аллотроп өөрчлөлт хэлбэрээр оршин тогтнох боломжтой бол D Х° = 0 нь стандарт нөхцөлд хамгийн тогтвортой хэлбэрт тооцогддог, жишээлбэл, озон, бал чулуу биш, алмаз биш хүчилтөрөгч:

3/2 O 2 (g.) = O 3 (g.) D Х° 298 = 142 кЖ / моль,

C (графит) = C (алмаз) D Х° 298 = 1.90 кЖ / моль.

Дээр дурдсан зүйлийг харгалзан үзсэн Гессийн хуулийн үр дагавар нь урвалын явцад энтальпийн өөрчлөлт нь бүтээгдэхүүний үүсэх энтальпийн нийлбэрээс урвалд орох бодис үүсэх энтальпийн нийлбэрийг хассантай тэнцүү байх болно. урвалын стехиометрийн коэффициентүүд:

Холбогдох мэдээлэл.

Атом-молекулын шинжлэх ухаан- бүх бодисыг атомуудаас бүрдэх молекулуудын цогц гэж тодорхойлсон заалт, аксиом, хууль тогтоомжийн багц.

Эртний Грекийн философичидМанай эриний эхэн үеэс өмнө тэд атомын оршин тогтнох онолыг бүтээлдээ аль хэдийн дэвшүүлсэн. Бурхад болон бусад ертөнцийн хүчнүүдийн оршин тогтнохыг үгүйсгэж, байгалийн бүх үл ойлгогдох, нууцлаг үзэгдлийг байгалийн шалтгаанаар тайлбарлахыг оролдсон - хүний нүдэнд үл үзэгдэх бөөмсийн холболт, салалт, харилцан үйлчлэл, холилдох атомууд. Гэвч олон зууны турш сүмийн сайд нар атомын сургаалыг баримтлагч, дагагчдыг хавчиж, хавчлагад автуулж байв. Гэвч шаардлагатай техникийн хэрэгсэл дутмаг байсан тул эртний гүн ухаантнууд байгалийн үзэгдлийг нарийн судалж чадаагүй бөгөөд "атом" гэсэн ойлголтын дор орчин үеийн "молекул" гэсэн ойлголтыг нууж байв.

Зөвхөн 18-р зууны дунд үед Оросын агуу эрдэмтэн М.В. Ломоносов хими дэх атом-молекулын үндэслэлтэй ойлголтууд.Түүний сургаалын үндсэн заалтуудыг "Математик химийн элементүүд" (1741) болон бусад хэд хэдэн бүтээлд тусгасан болно. Ломоносов онолыг нэрлэжээ корпускуляр-кинетик онол.

М.В. Ломоносовбодис (орчин үеийн утгаараа - атомууд) ба корпускулууд (молекулууд) гэсэн хоёр үе шатыг тодорхой ялгадаг. Түүний корпускуляр-кинетик онолын (орчин үеийн атом-молекулын сургаал) үндэс нь материйн бүтцийн тасалдал (дискрет) зарчим юм: аливаа бодис нь бие даасан хэсгүүдээс бүрддэг.

1745 онд M.V. Ломоносов бичсэн:“Элемент гэдэг нь өөр жижиг биетүүдээс тогтдоггүй биеийн хэсэг юм... Корпускулууд нь нэг жижиг масстай элементүүдийн цуглуулга юм. Хэрэв тэдгээр нь ижил аргаар холбогдсон ижил тооны ижил элементүүдээс бүрддэг бол тэдгээр нь нэгэн төрлийн байна. Корпускулууд нь тэдгээрийн элементүүд нь өөр өөр бөгөөд өөр өөр аргаар эсвэл өөр тоогоор холбогдсон үед нэг төрлийн бус байдаг; Биеийн хязгааргүй олон янз байдал үүнээс хамаарна.

Молекулхимийн бүх шинж чанарыг агуулсан бодисын хамгийн жижиг тоосонцор юм. Байгаа бодисууд молекулын бүтэц,молекулуудаас бүрддэг (ихэнх металл бус, органик бодис). Органик бус бодисын нэлээд хэсэг нь атомуудаас бүрддэг(атомын болор тор) эсвэл ионууд (ионы бүтэц). Ийм бодисуудад исэл, сульфид, төрөл бүрийн давс, алмаз, металл, бал чулуу гэх мэт бодисууд орно.Эдгээр бодис дахь химийн шинж чанарыг зөөвөрлөгч нь энгийн тоосонцор (ион эсвэл атом) -ын нэгдэл, өөрөөр хэлбэл болор нь аварга молекул юм.

Молекулууд нь атомуудаас тогтдог. Атом- молекулын хамгийн жижиг, химийн хувьд хуваагдашгүй бүрэлдэхүүн хэсэг.

Молекулын онол нь бодисуудтай хамт тохиолддог физик үзэгдлийг тайлбарладаг. Атомыг судлах нь химийн үзэгдлийг тайлбарлахад молекулын онолын тусламжтайгаар ирдэг. Эдгээр хоёр онол - молекул ба атом - атом-молекулын онолд нэгтгэгддэг. Энэхүү сургаалын мөн чанарыг хэд хэдэн хууль, журмын хэлбэрээр томъёолж болно.

бодисууд атомуудаас бүрддэг;
атомууд харилцан үйлчлэх үед энгийн ба нарийн төвөгтэй молекулууд үүсдэг;
физик үзэгдлийн үед молекулууд хадгалагдаж, найрлага нь өөрчлөгддөггүй; химийн бодисоор - тэдгээр нь устаж, найрлага нь өөрчлөгддөг;
бодисын молекулууд нь атомуудаас бүрддэг; химийн урвалын үед атомууд нь молекулуудаас ялгаатай нь хадгалагддаг;
нэг элементийн атомууд хоорондоо төстэй боловч бусад элементийн атомуудаас ялгаатай;
химийн урвал нь анхны бодисыг бүрдүүлсэн ижил атомуудаас шинэ бодис үүсэхийг хэлнэ.

Түүний атом-молекулын онолын ачаар М.В. Ломоносовыг шинжлэх ухааны химийн үндэслэгч гэж зүй ёсоор тооцдог.

вэб сайт, материалыг бүрэн эсвэл хэсэгчлэн хуулахдаа эх сурвалжийн холбоос шаардлагатай.

бодисууд атомуудаас бүрддэг;
атомууд харилцан үйлчлэх үед энгийн ба нарийн төвөгтэй молекулууд үүсдэг;
физик үзэгдлийн үед молекулууд хадгалагдаж, найрлага нь өөрчлөгддөггүй; химийн бодисоор - тэдгээр нь устаж, найрлага нь өөрчлөгддөг;
бодисын молекулууд нь атомуудаас бүрддэг; химийн урвалын үед атомууд нь молекулуудаас ялгаатай нь хадгалагддаг;
нэг элементийн атомууд хоорондоо төстэй боловч бусад элементийн атомуудаас ялгаатай;
химийн урвал нь анхны бодисыг бүрдүүлсэн ижил атомуудаас шинэ бодис үүсэхийг хэлнэ.

Түүний атом-молекулын онолын ачаар М.В. Ломоносовыг шинжлэх ухааны химийн үндэслэгч гэж зүй ёсоор тооцдог.

blog.site, материалыг бүрэн эсвэл хэсэгчлэн хуулахдаа эх сурвалжийн холбоосыг оруулах шаардлагатай.

ХИМИЙН ҮНДСЭН ОЙЛГОЛТ, ХУУЛЬ

Бодис ба тэдгээрийн шинж чанар. Химийн хичээл

Эргэн тойрноо харцгаая. Бид өөрсдөө болон биднийг хүрээлж буй бүх зүйл бодисуудаас бүрддэг. Маш олон бодис байдаг. Одоогийн байдлаар эрдэмтэд 10 сая орчим органик, 100 мянга орчим органик бус бодисыг мэддэг. Мөн тэд бүгд тодорхой шинж чанаруудаар тодорхойлогддог. Бодисын шинж чанар нь бодисууд бие биенээсээ ялгаатай эсвэл бие биентэйгээ төстэй шинж чанарууд юм..

Тухайн нөхцөлд тодорхой физик шинж чанартай байдаг бие даасан төрөл бүрийн бодисжишээ нь хөнгөн цагаан, хүхэр, ус, хүчилтөрөгч, бодис гэж нэрлэдэг.

Хими нь бодисын найрлага, бүтэц, шинж чанар, хувиргалтыг судалдаг. Химийн гүн гүнзгий мэдлэг нь үндэсний эдийн засгийн бүх салбарын мэргэжилтнүүдэд зайлшгүй шаардлагатай байдаг. Физик, математикийн зэрэгцээ өндөр мэргэшсэн мэргэжилтэн бэлтгэх үндэс суурийг бүрдүүлдэг.

Бодистой холбоотой янз бүрийн өөрчлөлтүүд тохиолддог, жишээлбэл: усны ууршилт, шил хайлах, түлш шатаах, металл зэврэх гэх мэт. Бодистой холбоотой эдгээр өөрчлөлтийг дараахь байдлаар холбож болно. физикэсвэл химийн үзэгдлүүд.

Физик үзэгдлүүд нь эдгээр бодисууд нь бусад бодисууд болж хувирдаггүй, харин ихэвчлэн зөвхөн нэгтгэх төлөв эсвэл хэлбэр өөрчлөгддөг үзэгдлүүд юм.

Химийн үзэгдэл гэдэг нь өгөгдсөн бодисоос бусад бодис үүсэхэд хүргэдэг үзэгдлүүд юм. Химийн үзэгдлийг химийн хувиргалт буюу химийн урвал гэж нэрлэдэг

Химийн урвалын үед эхлэл бодисууд нь өөр өөр шинж чанартай бусад бодисууд болж хувирдаг. Үүнийг шүүж болно химийн урвалын гадаад шинж тэмдэг: 1) дулаан ялгаруулах (заримдаа хөнгөн); 2) өнгөний өөрчлөлт; 3) үнэр гарах; 4) тунадас үүсэх; 5) хий ялгаруулах.

Атом-молекулын шинжлэх ухаан

XVIII-XIX зуунд. М.В.Ломоносов, Далтон, Авогадро болон бусад хүмүүсийн ажлын үр дүнд бодисын атом-молекулын бүтцийн тухай таамаглал дэвшүүлсэн. Энэхүү таамаглал нь атом ба молекулуудын бодит оршин тогтнох санаан дээр суурилдаг. 1860 онд Олон улсын химичүүдийн конгресс үзэл баримтлалыг тодорхой тодорхойлсон атом ба молекул.Бүх эрдэмтэд атом-молекулын сургаалыг хүлээн зөвшөөрсөн. Химийн урвалыг атом-молекулын онолын үүднээс авч үзэж эхэлсэн. 19-р зууны төгсгөл, 20-р зууны эхэн үед. Атом-молекулын сургаал нь шинжлэх ухааны онол болж хувирав. Энэ үед эрдэмтэд атом, молекулууд хүнээс үл хамааран объектив байдлаар оршдог гэдгийг туршилтаар нотолсон.

Одоогийн байдлаар бие даасан молекулуудын хэмжээ, тэдгээрийн массыг тооцоолохоос гадна молекул дахь атомуудын холболтын дарааллыг тодорхойлох боломжтой. Эрдэмтэд молекулуудын хоорондох зайг тодорхойлж, зарим макромолекулуудын зургийг хүртэл авдаг. Бүх бодис молекулаас бүтдэггүй гэдгийг одоо бас мэддэг болсон.

Атом-молекулын сургалтын үндсэн заалтууддараах байдлаар томъёолж болно.

1. Молекул болон молекул бус бүтэцтэй бодисууд байдаг.

2. Молекул нь химийн шинж чанараа хадгалдаг бодисын хамгийн жижиг бөөмс юм.

3. Молекулуудын хооронд зай завсар байдаг бөгөөд тэдгээрийн хэмжээ нь нэгтгэх байдал, температураас хамаардаг.Хамгийн их зай нь хийн молекулуудын хооронд байдаг. Энэ нь тэдний хялбар шахалтыг тайлбарлаж байна. Молекулуудын хоорондын зай хамаагүй бага шингэнийг шахахад илүү хэцүү байдаг. Хатуу биетүүдэд молекулуудын хоорондох зай бүр бага байдаг тул бараг шахагддаг.

4. Молекулууд тасралтгүй хөдөлгөөнд байдаг.Молекулуудын хөдөлгөөний хурд нь температураас хамаарна. Температур нэмэгдэхийн хэрээр молекулын хөдөлгөөний хурд нэмэгддэг.

5. Молекулуудын хооронд харилцан татах, түлхэх хүч байдаг.Эдгээр хүч нь хамгийн их хэмжээгээр хатуу биетэд, хамгийн бага хэмжээгээр хийд илэрхийлэгддэг.

6. Молекулууд нь молекулуудын нэгэн адил тасралтгүй хөдөлгөөнд байдаг атомуудаас бүрддэг.

7 Атом нь химийн хувьд хуваагддаггүй хамгийн жижиг хэсгүүд юм.

8. Нэг төрлийн атом нь өөр төрлийн атомаас масс, шинж чанараараа ялгаатай байдаг. Атомын төрөл бүрийг химийн элемент гэж нэрлэдэг.

9. Физик үзэгдлийн үед химийн үзэгдлийн үед молекулууд хадгалагддаг, дүрмээр бол тэдгээр нь устаж үгүй болдог.Химийн урвалын үед атомуудын дахин зохион байгуулалт үүсдэг.

Атом-молекулын онол нь байгалийн шинжлэх ухааны гол онолуудын нэг юм. Энэ онол нь дэлхийн материаллаг нэгдмэл байдлыг баталж байна.

Орчин үеийн ойлголтоор бол хийн болон уурын төлөвт байгаа бодисууд нь молекулуудаас бүрддэг. Хатуу (талст) төлөвт зөвхөн молекулын бүтэцтэй бодисууд нь молекулуудаас бүрддэг, жишээлбэл, органик бодис, металл бус (цөөхөн үл хамаарах зүйл), нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV), ус. Ихэнх хатуу (талст) органик бус бодисууд нь молекулын бүтэцгүй байдаг. Тэдгээр нь молекулуудаас тогтдоггүй, харин бусад хэсгүүдээс (ион, атом) тогтдог бөгөөд макробие хэлбэрээр оршдог. Жишээлбэл, металлын олон давс, исэл ба сульфид, алмаз, цахиур, металл.

Молекулын бүтэцтэй бодисуудад молекулуудын хоорондох химийн холбоо нь атомуудын хоорондох химийн холбооноос бага хүчтэй байдаг. Тиймээс тэдгээр нь харьцангуй бага хайлах, буцалгах цэгтэй байдаг. Молекул бус бүтэцтэй бодисуудад бөөмс хоорондын химийн холбоо маш хүчтэй байдаг. Тиймээс тэдгээр нь хайлах, буцалгах өндөр температуртай байдаг. Орчин үеийн хими нь бичил бөөмс (атом, молекул, ион гэх мэт) болон макробиеийн шинж чанарыг судалдаг.

Молекулууд ба талстууд нь атомуудаас тогтдог. Атомын төрөл бүрийг химийн элемент гэж нэрлэдэг.

Байгаль дээр (Дэлхий дээр) нийтдээ (92) өөр өөр химийн элемент байдаг нь тогтоогдсон. Өөр 22 элементийг цөмийн реактор, хүчирхэг хурдасгуур ашиглан зохиомлоор гаргаж авсан.

Бүх бодисыг энгийн ба нарийн төвөгтэй гэж хуваадаг.

Нэг элементийн атомуудаас бүрдэх бодисыг энгийн гэж нэрлэдэг.

Хүхэр S, устөрөгч H2, хүчилтөрөгч O2, озон O3, фосфор P, төмөр Fe зэрэг нь энгийн бодис юм.

Янз бүрийн элементийн атомуудаас бүрдэх бодисыг цогцолбор гэж нэрлэдэг.

Жишээлбэл, ус H 2 O нь өөр өөр элементийн атомуудаас бүрддэг - устөрөгч H ба хүчилтөрөгч O; шохой CaCO 3 нь кальцийн Ca, нүүрстөрөгч С, хүчилтөрөгч O элементийн атомуудаас бүрдэнэ. . Ус, шохой нь нарийн төвөгтэй бодис юм.

"Энгийн бодис" гэсэн ойлголтыг "химийн элемент" гэсэн ойлголттой ялгах боломжгүй юм. Энгийн бодис нь тодорхой нягтрал, уусах чадвар, буцлах, хайлах цэг гэх мэтээр тодорхойлогддог.Химийн элемент нь тодорхой эерэг цөмийн цэнэг (ердийн тоо), исэлдэлтийн төлөв, изотопын найрлага гэх мэтээр тодорхойлогддог.Элементийн шинж чанарууд нь дараахь зүйлд хамаарна. түүний бие даасан атомууд. Нарийн төвөгтэй бодисууд нь энгийн бодисуудаас тогтдоггүй, харин элементүүдээс бүрддэг. Жишээлбэл, ус нь устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн энгийн бодисуудаас бүрддэггүй, харин устөрөгч, хүчилтөрөгчийн элементүүдээс бүрддэг.

Элементүүдийн нэрс нь нүүрстөрөгчийг эс тооцвол тэдгээрийн харгалзах энгийн бодисын нэртэй давхцдаг.

Олон тооны химийн элементүүд нь бүтэц, шинж чанараараа ялгаатай хэд хэдэн энгийн бодисыг үүсгэдэг. Энэ үзэгдлийг гэж нэрлэдэг аллотропи, болон үүссэн бодисууд аллотропик өөрчлөлтүүдэсвэл өөрчлөлтүүд. Тиймээс хүчилтөрөгчийн элемент нь хоёр аллотроп өөрчлөлтийг үүсгэдэг: хүчилтөрөгч ба озон; нүүрстөрөгчийн элемент - гурван: алмаз, бал чулуу, карбин; Хэд хэдэн өөрчлөлтүүд нь фосфорын элементийг бүрдүүлдэг.

Аллотропийн үзэгдэл нь хоёр шалтгааны улмаас үүсдэг: 1) молекул дахь өөр өөр атомууд, жишээлбэл хүчилтөрөгч O 2 ба озон O 3; 2) алмаз, бал чулуу, карбин зэрэг янз бүрийн талст хэлбэрүүд үүсэх.

2. Стейхиометрийн хуулиуд

Стохиометри- урвалд орж буй бодисын масс ба эзэлхүүний хамаарлыг судалдаг химийн салбар. Грек хэлнээс орчуулсан "Стохиометри" гэдэг үг нь "бүрэлдэхүүн", "би хэмждэг" гэсэн утгатай.

Стехиометрийн үндэс нь стехиометрийн хуулиуд: бодисын массын хадгалалт, найрлагын тогтмол байдал, Авогадрогийн хууль, хийн эзлэхүүний харьцааны хууль, эквивалентийн хууль. Тэд атом-молекулын онолыг баталсан. Хариуд нь атом-молекулын онол нь стехиометрийн хуулиудыг тайлбарладаг.

Холбогдох мэдээлэл.