С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 5
Текст из файла (страница 5)
Менделеева. Два последних будут рассмотрены позже. Запои сохранения вгатеиииь Этот 'закон был открыт М.' В. Ломоносовыв4 в 1748 г. и им же подтвержден экспериментально в 1756 г. на примере обжига металлов в запаянных сосудйх и получил широкое признание благодаря трудам А. Л. Лавуазье в 1789 г.
Только через 41 год после,М, В. Ломоносова А. Л. Лавуазье в сядем экспериментальном курсе химии изложил закон сохранения массы: !7 у "васса аеа»сета ° везунов»вмх в реве»ам, раааа мессе всех краду«ген весам~и ала в камдеа хамачесваа реве»ав маня Закон ив супя истаа состава. Он был открыт французски~„ ученым Л. Ж. Прустом в 1799 г.
В химии он закрепился в результате длительного спора (1801 — 1808 гг.) с К. Л. Бертолле, считавшим, что состав химических соединений (растворы, смеси, сплавы) является переменным. Л. Ж. Пруст ссылался на постоянные химические соединения, для которых и был установлен данный закон. Каждое определенное химическое соединение независимо от способа получения состоит ю одних и тех же элементов, массовые отношения между которыми всегда постоянны. Из.
этого вытекает, что элементы и соединения взаимодействуют всегда в определенных неизменных отношениях их масс. Если вз»пь образцы чистой воды в самых различных точках Земли, то результаты анализа всех образцов покажут одни и те. же данные о ее составе. Поэтому закон постоянства состава можно сформулировать так: асакее Четее' вместно амсет аеспмввнй сосгеа езваасмно ет веста мо всоеаоввве а п»ес06см недрам«ее Ю. Закан простых кратных атиапуеиий.
Данный закон, установленный Д. Дальтоном в 1803 г., можно вывести из атомно- молекулярного учения. Очень часто два элемента образуют друг с другом несколько соединений. Например, водород и кислород дают НзО и НзОз, углерод и кислород — СО и СОз. Число единиц массы кислорода на одну единицу массы водорода в пероксиде водорода в 2 раза больше, чем в воде. Такое же соотношение числа единиц мас~ы кислорода на единицу массь1 углерода наблюдается и во второй паре соединений. Аналогичных цримеров можно привести множество. Для подобных случаеВ справедлив, закон простых кратных отношений.
Есла два элементе образует друг с другом впмолвкв хаевомсвах сеедввевва, зо чвсле едмеа массм едвеге аз заемеапа, арахедмаеоса в этах сеедаееевх аа едва н то 'му чвсле сдавав мессы другого, етенмтса мемду собор, как аеб»ломач аслме челе 'Закан эквву)1влеитев. Введение в химию понятия «эквивалент» позволило сформулировать закон, называемый законом эквива»1еитов. Закон впервые сформулировал немецкий учень»й И,' В.
Рихтер (1762 — 18(17) в !802 г. Им же был предложен термин «стехиометрия». Стеяиометрией называют раздел химии, рассматривающий количественный состав веществ н количественные соотношения (ь1ассовые, объемные) между реагирующими ве»паствами. В основе стехиометрических расчетов лежат законы: сохранения массы, постоянства состава, эквивалентов, простых объемных отношений 18 и закон Авогадро. Эти законы называют основными законами стехиометрии. Современное определение понятия «эквивалент» и закон эквивалса»тов излагаются в гл.
10, 8 4. 8 2. СТРОЕНИЕ АТОМОВ И ТИПЫ ВАЛЕНТНЬ1Х СВЯЗЕЙ Подлинной революцией в учении о природе вещества явилось установление сложной структуры атома. Электрон — одна из основных частиц атома. Электроны определяют оптические, электрические и химические свойства атомов и молекул, Квавтовые числа. Возможные состояния электронов в атоме характеризуются набором четырех квантовых чисел.
Первое ю них называют главным кваилн»аым числом и обозначагот символом л. Оно принимает значения целых чисел 1, 2,' 3, 4 ит.д. Состояние атома с наименьшим количеством жергяи называют основным или невозбужденным. Для атома водорода состояние электрона в этом случае характеризуется значением главного квантового числа, равным 1. Если такой атом погло»цвет энергию, то главное квантовое число увеличивается и атом переходит аеу в возбужденное состояние со значением главного квантового числа 2, 3„'4 и т.
д. 1 лавное квантовое число характеризует запас энергии электронов, т. е. энергетический уровень, или их л-1 положение относительно ядра (рис. 1). Энергетические уровни со значениями главного кван- ~ям~+) тового числа, равного, соответственно, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ит.д., обозначают также буквами К, с„М, Ф, О; Р, Д н т. д. В многоэлектронных атомах энергия электронов определяется также вторым квантовым чу»слом. Его называют орби»»«левым или аниму»я«лоным квантовым числом и обозначают буквой 1.
Орбитальное квантовое число может принимать значения О, 1, 2, 3.... (и — 1), т. е. любые целочисленные значения от 0 до ('-1).' Кроме цифрового способа обозначения принят также и буквенный. Соотношп»ие между ними можно выразить следующим образом: Чнсловое обознеченнс ....................................... О 1 2 3 4 5 Буквенное обознечснае ..........:...............------ г Р и У 8 В зависимости от значения второго квантового числа жергетнческне уровни подразделяютсн на подуровни, отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Их число равно значению главногО квантового числа.
Первый уровень имеет один под- 19 Рис. 2. е' и р-Орби/ели уровень, второй — два подуровня, третий — три, четвертый — четыре подуровня. Подуровни обозначают латинскими букваьик первый подуровень и; ои является по расположениву самым близким к ядру подуровнем, второй подуровень р, третий по 'вень И, четвертый подуровень,1 - 'я' ространство, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют оубива/вью. Число и форма орбиталей, соответствукяцих данному энергетическому подуровню, зависят от значения второго квантового числа..
Первому подуровню (1 0) соответствует одна к-орбиталь, второму (1 1) — три рорбитали, третьему (1=2) — 5И-орбиталей, четвертому (1~ 3)- 7у"-орбиталей. г-'Орбвтали имеют сферическую форму, т. е. любая э-орбиталь обладает шаровой симметрией С ростом значения орбитального квантового числа 'формы орбиталей усложняются (рис.
2). Обуячио форма р-орбитали изображается в виде обьемной восьмерки гантели). Бще более сложной является форма И-орбиталец ис. 3). Третье квантовое число и называют мдглвулным. Оно опре-. деляет направление, в котором ориентирована орбиталь. Мщнитное квантовое число ю может принимать любые целочисленные значения от +1 до -1, включая О. Например, если 1 О, то т имеет только одно значение О, если 1 1, то т может иметь значения, равные -1,0 и +1. Число значений ле зависит 'от 1, т.
е. от орбитального квантового числа, а число значений ! зависит от л, т.е. главного квантового числа. квантовому числу отвечает определенный уровень (слой) электронов. Число уровней (слоев) соответствует значению главного квантового числа. При этом в первом слое, определяемом главным квантовым числом и= 1, ив4еется только один уровень, т. е. понятне.
уровень и подуровень здесь совпадают/ Иа втором уровне уже два подуровня, на третьем — три и т. д, Число подуровней соответствует значению главного. квантового числа. Расположение уровцей н подуровней представлено на рис.4. Электроны одного и того же подуровня могут располагаться на разных орбитвлях. Число орбиталей всегда нечетное.
Прн этом на у-подуровне имеется только одна орбиталь, на р-подуровне — 3, на е(-подуровне — 5, на ~-' подуровне — 7. Орбиталь условно изображают / / / — ' Б— Рис. 4. Рвеполов/е. иие уровней и под- уровней 2/ У многоэлектронных атомов орбитали элеитройов проникают одна в другую. Следствием этого является изменение характера взаимодействия электрона с ядром. Самые близкие к ядру у-электроны экранйруют р-электроны от'притяжения их ядром. Поэтому - р-электроны имеют более высокую энергию, чем у-электроны. В свою очередь, р-электроны имеют несколько более низкую энергию, чем /(-электроны. Четвертое квантовое число называют сливовым. Иго обозначают сймволом ж Раньше его связывали с вращением электрона вокруг собственной оси.
Вокруг собственной оси возможны только два направлешы дви1кения; по часовой стрелке и против нее. Одно из этих напРавлений имеет значение +'1в, дРУгое -'1 . Спин представляет собой собственный момент количества движения электрона в отличие от орбитального момента количества движения. Прищия Паули. В 1925 г. швейцарский ученый Паули выдвинул принцип, в соответствии с которым в атоме не.может быть двух 'или более электронов с одинаковым значением всех квантовых чисел; Так как четвертое квантовое число л имеет только два значения, то иа орбиталн, для которой каждое из трех квантовых чисел и, 1, уп цмеет определенное значение, могут находиться не более двух электронов.
С учетом принципа Паули можно рассчитать число электронов на каждой орбвтали, которой соответствует любая возможность комбинацци трех квантовых чисел, а также и во всей электронной оболочке йтом», т. е. можйо представить электронную структуру любого атома. Для многозлектронных атомов каждое состояние, опрелеляймое главным квантовым числом, расщепляется на иееколь/ко подуровней (подслоев), а каждому глазному и зу квадратом, а электрон — стрелкой. На каждой орбитали может быть зе максимум два электрола.. Схемати, чески это изображеио иа рис.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
