Տեսադաս «Ատոմային և մոլեկուլային հարաբերական զանգվածներ

Քիմիայի հիմնական օրենքները

Քիմիայի այն ճյուղը, որը դիտարկում է նյութերի քանակական բաղադրությունը և քանակական հարաբերությունները (զանգված, ծավալ) արձագանքող նյութերի միջև, կոչվում է. ստոյխիոմետրիա. Համապատասխանաբար, միացությունների տարրերի կամ նյութերի միջև քանակական հարաբերությունների հաշվարկներ քիմիական ռեակցիաներկոչվում են ստոյխիոմետրիկ հաշվարկներ. Դրանք հիմնված են զանգվածի պահպանման, բաղադրության կայունության, բազմակի գործակիցների, ինչպես նաև գազի օրենքների վրա՝ ծավալային հարաբերությունների և Ավոգադրոյի։ Թվարկված օրենքները համարվում են ստոյխիոմետրիայի հիմնական օրենքները։

Զանգվածի պահպանման օրենքը- ֆիզիկայի օրենքը, ըստ որի ֆիզիկական համակարգի զանգվածը պահպանվում է բոլոր բնական և արհեստական ​​գործընթացներ. Իր պատմական, մետաֆիզիկական ձևով, ըստ որի մատերիան անստեղծ է և անխորտակելի, օրենքը հայտնի է դեռևս հնագույն ժամանակներից։ Հետագայում հայտնվեց քանակական մի ձևակերպում, ըստ որի նյութի քանակի չափանիշը կշիռն է (հետագայում զանգվածը)։ Զանգվածի պահպանման օրենքը պատմականորեն հասկացվել է որպես ձևակերպումներից մեկը նյութի պահպանման օրենքը. Առաջիններից մեկը, ով այն ձևակերպեց, հին հույն փիլիսոփա Էմպեդոկլեսն էր (մ.թ.ա. 5-րդ դար). ոչինչ չի կարող լինել ոչնչից, և ոչ մի կերպ չի կարող ոչնչացվել եղածը:Հետագայում նմանատիպ թեզ են արտահայտել Դեմոկրիտը, Արիստոտելը և Էպիկուրը (ինչպես վերապատմել է Լուկրեցիոս Կարան)։ Զանգվածի` որպես չափման հայեցակարգի հայտնվելով նյութի քանակությունը, քաշին համաչափ, պարզաբանվեց նյութի պահպանման օրենքի ձևակերպումը. զանգվածը անփոփոխ է (պահպանված), այսինքն՝ բոլոր գործընթացների ընթացքում ընդհանուր զանգվածը չի նվազում կամ ավելանում(քաշը, ինչպես արդեն ենթադրում էր Նյուտոնը, անփոփոխ չէ, քանի որ Երկրի ձևը հեռու է իդեալական ոլորտից): Մինչև միկրոաշխարհի ֆիզիկայի ստեղծումը զանգվածի պահպանման օրենքը համարվում էր ճշմարիտ և ակնհայտ։ Ի.Կանտը այս օրենքը հռչակեց բնական գիտության պոստուլատ (1786 թ.): Լավուազյեն իր «Քիմիայի տարրական դասագրքում» (1789 թ.) տալիս է նյութի զանգվածի պահպանման օրենքի ճշգրիտ քանակական ձևակերպումը, բայց այն չի հայտարարում ինչ-որ նոր և կարևոր օրենք, այլ պարզապես նշում է այն որպես լավ. հայտնի և վաղուց հաստատված փաստ. Քիմիական ռեակցիաների համար Լավուազիեն օրենքը ձևակերպեց հետևյալ կերպ. ոչինչ տեղի չի ունենում ոչ արհեստական, ոչ բնական գործընթացներում, և կարելի է առաջ քաշել այն դիրքորոշումը, որ յուրաքանչյուր գործողության [քիմիական ռեակցիայի] մեջ կա նույն քանակությունը նյութի առաջ և հետո, որ սկզբունքների որակն ու քանակը մնացել է նույնը, միայն տեղի են ունեցել տեղաշարժեր և վերախմբավորումներ.

20-րդ դարում հայտնաբերվեցին զանգվածի երկու նոր հատկություն. 1. Ֆիզիկական առարկայի զանգվածը կախված է նրանից. ներքին էներգիա. Երբ արտաքին էներգիան ներծծվում է, զանգվածը մեծանում է, իսկ երբ այն կորչում է՝ նվազում։ Հետևում է, որ զանգվածը պահպանվում է միայն մեկուսացված համակարգում, այսինքն՝ հետ էներգիայի փոխանակման բացակայության դեպքում արտաքին միջավայր. Հատկապես նկատելի է զանգվածի փոփոխությունը միջուկային ռեակցիաների ժամանակ։ Բայց նույնիսկ քիմիական ռեակցիաների ժամանակ, որոնք ուղեկցվում են ջերմության արտանետմամբ (կամ կլանմամբ), զանգվածը չի պահպանվում, թեև այս դեպքում զանգվածային թերությունն աննշան է. 2. Զանգվածը հավելյալ մեծություն չէ. համակարգի զանգվածը հավասար չէ նրա բաղադրիչների զանգվածների գումարին։ IN ժամանակակից ֆիզիկաԶանգվածի պահպանման օրենքը սերտորեն կապված է էներգիայի պահպանման օրենքի հետ և կատարվում է նույն սահմանափակմամբ՝ անհրաժեշտ է հաշվի առնել էներգիայի փոխանակումը համակարգի և արտաքին միջավայրի միջև։

Կազմության հաստատունության օրենքը(J.L. Proust, 1801-1808) - Ցանկացած կոնկրետ քիմիապես մաքուր միացություն, անկախ դրա պատրաստման եղանակից, բաղկացած է միևնույն քիմիական տարրերից, և դրանց զանգվածների հարաբերակցությունները հաստատուն են, և դրանց ատոմների հարաբերական թվերն արտահայտված են ամբողջ թվերով։. Սա քիմիայի հիմնական օրենքներից մեկն է։ Հաստատուն բաղադրության օրենքը ճշմարիտ է դալտոնիդների համար (հաստատուն բաղադրության միացություններ) և ճշմարիտ չէ բերթոլիդների համար (փոփոխական կազմի միացություններ): Այնուամենայնիվ, պարզության համար շատ Բերթոլիդների բաղադրությունը գրված է որպես հաստատուն։

Բազմապատիկների օրենքըհայտնաբերված 1803 թվականին Ջ.Դալթոնի կողմից և նրա կողմից մեկնաբանված ատոմիզմի տեսակետից։ Սա քիմիայի ստոյխիոմետրիկ օրենքներից մեկն է. եթե երկու տարր իրար հետ կազմում են մեկից ավելի միացություններ, ապա տարրերից մեկի զանգվածները մյուս տարրի նույն զանգվածի համար կապված են որպես ամբողջ թվեր, սովորաբար փոքր.

Մոլ. Մոլային զանգված

Միավորների միջազգային համակարգում (SI) նյութի քանակի միավորը մոլն է։

Խլուրդ- սա այն նյութի քանակն է, որը պարունակում է այնքան կառուցվածքային միավորներ (մոլեկուլներ, ատոմներ, իոններ, էլեկտրոններ և այլն), որքան ատոմներ կան 12 C ածխածնի իզոտոպի 0,012 կգ-ում:

Իմանալով ածխածնի մեկ ատոմի զանգվածը (1,933 × 10 -26 կգ), մենք կարող ենք հաշվարկել N A ատոմների թիվը 0,012 կգ ածխածնի մեջ։

N A = 0,012/1,933×10 -26 = 6,02×10 23 մոլ -1

6,02×10 23 մոլ -1 կոչվում է Ավոգադրոյի հաստատունը(նշումը N A, չափս 1/մոլ կամ մոլ -1): Այն ցույց է տալիս կառուցվածքային միավորների թիվը ցանկացած նյութի մոլում:

Մոլային զանգված- արժեք, որը հավասար է նյութի զանգվածի և նյութի քանակի հարաբերությանը: Այն ունի կգ/մոլ կամ գ/մոլ չափս: Այն սովորաբար նշանակվում է Մ.

Ընդհանուր առմամբ, նյութի մոլային զանգվածը, արտահայտված գ/մոլով, թվայինորեն հավասար է այս նյութի հարաբերական ատոմային (A) կամ հարաբերական մոլեկուլային զանգվածին (M): Օրինակ՝ C, Fe, O 2, H 2 O-ի հարաբերական ատոմային և մոլեկուլային զանգվածները համապատասխանաբար 12, 56, 32, 18 են, իսկ դրանց մոլային զանգվածները՝ համապատասխանաբար 12 գ/մոլ, 56 գ/մոլ, 32 գ/մոլ։ , 18 գ/մոլ.

Պետք է նշել, որ նյութի զանգվածը և քանակը տարբեր հասկացություններ են։ Զանգվածն արտահայտվում է կիլոգրամներով (գրամներով), իսկ նյութի քանակը՝ մոլերով։ Պարզ հարաբերություններ կան նյութի զանգվածի (m, g), նյութի քանակի (ν, mol) և մոլային զանգվածի (M, g/mol) միջև։

m = νM; ν = m/M; M = m/v.

Օգտագործելով այս բանաձևերը՝ հեշտ է հաշվարկել նյութի որոշակի քանակի զանգվածը կամ որոշել նյութի մոլերի քանակը հայտնի զանգվածում կամ գտնել նյութի մոլային զանգվածը։

Հարաբերական ատոմային և մոլեկուլային զանգվածներ

Քիմիայում նրանք ավանդաբար օգտագործում են զանգվածի հարաբերական, քան բացարձակ արժեքներ։ 1961 թվականից ատոմային զանգվածի միավորը (կրճատ՝ a.m.u.), որը կազմում է ածխածնի-12 ատոմի զանգվածի 1/12-ը, այսինքն՝ ածխածնի 12 C իզոտոպը, ընդունվել է որպես հարաբերական ատոմային զանգվածների միավոր 1961 թվականից։

Հարաբերական մոլեկուլային քաշըՆյութի (M r) արժեքն է, որը հավասար է նյութի բնական իզոտոպային բաղադրության մոլեկուլի միջին զանգվածի հարաբերությանը ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ին 12 C:

Հարաբերական մոլեկուլային քաշըթվայինորեն հավասար է մոլեկուլը կազմող բոլոր ատոմների հարաբերական ատոմային զանգվածների գումարին և հեշտությամբ հաշվարկվում է՝ օգտագործելով նյութի բանաձևը, օրինակ՝ նյութի բանաձևը B x D y C z է, ապա

M r = xA B + yA D + zA C.

Մոլեկուլային զանգվածն ունի a.m.u չափ: և թվով հավասար է մոլային զանգվածին (գ/մոլ):

Գազի մասին օրենքներ

Գազի վիճակն ամբողջությամբ բնութագրվում է նրա ջերմաստիճանով, ճնշումով, ծավալով, զանգվածով և մոլային զանգվածով։ Օրենքները, որոնք կապում են այս պարամետրերը, շատ մոտ են բոլոր գազերի համար և բացարձակապես ճշգրիտ իդեալական գազ , որտեղ մասնիկների միջև բացարձակապես փոխազդեցություն չկա, և որոնց մասնիկները նյութական կետեր են։

Գազերի միջև ռեակցիաների առաջին քանակական ուսումնասիրությունները պատկանում էին ֆրանսիացի գիտնական Գեյ-Լյուսակին։ Հեղինակ է գազերի ջերմային ընդարձակման և ծավալային հարաբերությունների օրենքի օրենքների։ Այս օրենքները 1811 թվականին բացատրել է իտալացի ֆիզիկոս Ա.Ավոգադրոն։ Ավոգադրոյի օրենքը - քիմիայի կարևոր հիմնական սկզբունքներից մեկը, որն ասում է. հավասար ծավալներով տարբեր գազերՄիևնույն ջերմաստիճանում և ճնշման տակ ընդունված մոլեկուլները պարունակում են նույն թվով մոլեկուլներ».

ՀետևանքներըԱվոգադրոյի օրենքից.

1) պարզ ատոմների մեծ մասի մոլեկուլները երկատոմիկ են (H 2, O 2 և այլն);

2) տարբեր գազերի նույն թվով մոլեկուլները նույն պայմաններում զբաղեցնում են նույն ծավալը.

3) նորմալ պայմաններում ցանկացած գազի մեկ մոլը զբաղեցնում է 22,4 դմ 3 (լ) հավասար ծավալ։Այս հատորը կոչվում է գազի մոլային ծավալը(V o) (նորմալ պայմաններ - t o = 0 °C կամ

T o = 273 K, P o = 101325 Pa = 101,325 kPa = 760 մմ: rt. Արվեստ. = 1 ատմ):

4) ցանկացած նյութի մեկ մոլը և ցանկացած տարրի ատոմը, անկախ ագրեգացման պայմաններից և վիճակից, պարունակում են նույն թվով մոլեկուլներ.Սա Ավոգադրոյի թիվը (Ավոգադրոյի հաստատուն) - փորձնականորեն հաստատվել է, որ այս թիվը հավասար է

N A = 6,02213∙10 23 (մոլեկուլներ):

Այսպիսով. գազերի համար 1 մոլ – 22,4 դմ 3 (լ) – 6,023∙10 23 մոլեկուլ – M, գ/մոլ;

նյութի համար 1 մոլ – 6,023∙10 23 մոլեկուլ – M, գ/մոլ.

Ավոգադրոյի օրենքի հիման վրա. Նույն ճնշման և նույն ջերմաստիճանի դեպքում գազերի հավասար ծավալների զանգվածները (մ) կապված են դրանց մոլային զանգվածների հետ (M)

մ 1 / մ 2 = Մ 1 / Մ 2 = Դ,

որտեղ D-ն առաջին գազի հարաբերական խտությունն է երկրորդի նկատմամբ:

Ըստ R. Boyle-ի օրենքը – E. Mariotte հաստատուն ջերմաստիճանում գազի տվյալ զանգվածի կողմից առաջացած ճնշումը հակադարձ համեմատական ​​է գազի ծավալին.

P o / P 1 = V 1 / V o կամ PV = կոնստ.

Սա նշանակում է, որ ճնշման աճի հետ գազի ծավալը նվազում է։ Այս օրենքը առաջին անգամ ձեւակերպվել է 1662 թվականին Ռ.Բոյլի կողմից։ Քանի որ դրա ստեղծմանը մասնակցել է նաև ֆրանսիացի գիտնական Է.Մարիոթը, Անգլիայից բացի այլ երկրներում այս օրենքը կոչվում է երկակի անունով։ Այն ներկայացնում է հատուկ դեպք իդեալական գազի օրենք(նկարագրում է հիպոթետիկ գազ, որը իդեալականորեն ենթարկվում է գազի վարքի բոլոր օրենքներին):

Ըստ Ջ.Գեյ-Լյուսակի օրենքը մշտական ​​ճնշման դեպքում գազի ծավալը փոխվում է բացարձակ ջերմաստիճանի ուղիղ համեմատությամբ (T)

V 1 / T 1 = V o / T o կամ V / T = կոնստ.

Գազի ծավալի, ճնշման և ջերմաստիճանի միջև կապը կարող է արտահայտվել ընդհանուր հավասարմամբ, որը միավորում է Բոյլ-Մարիոտի և Գեյ-Լյուսակի օրենքները ( գազի միասնական օրենք)

PV/T = P o V o /T o,

որտեղ P և V-ը գազի ճնշումն ու ծավալն են տվյալ ջերմաստիճանում T. P o և V o - նորմալ պայմաններում գազի ճնշում և ծավալ (n.s.):

Մենդելեև-Կլապեյրոնի հավասարումը(Իդեալական գազի վիճակի հավասարումը) սահմանում է կապը գազի զանգվածի (m, կգ), ջերմաստիճանի (T, K), ճնշման (P, Pa) և ծավալի (V, m 3) և նրա մոլային զանգվածի (մ) միջև։ Մ, կգ/մոլ)

որտեղ R-ը գազի համընդհանուր հաստատունն է, որը հավասար է 8,314 Ջ/(մոլ Կ). Բացի այդ, գազի հաստատունն ունի ևս երկու արժեք. P – mmHg, V – սմ 3 (մլ), R = 62400 ;

P – atm, V – dm 3 (l), R = 0,082.

Մասնակի ճնշում(լատ. մասնակի- մասնակի, լատ. պարս- մաս) - մեկ բաղադրիչի ճնշում գազի խառնուրդ. Գազային խառնուրդի ընդհանուր ճնշումը նրա բաղադրիչների մասնակի ճնշումների գումարն է։

Հեղուկի մեջ լուծված գազի մասնակի ճնշումը գազի մասնակի ճնշումն է, որը ձևավորվում է գազի ձևավորման փուլում նույն ջերմաստիճանում գտնվող հեղուկի հետ հավասարակշռված վիճակում: Գազի մասնակի ճնշումը չափվում է որպես գազի մոլեկուլների ջերմադինամիկ ակտիվություն։ Գազերը միշտ կհոսեն բարձր մասնակի ճնշման տարածքից դեպի ավելի ցածր ճնշման տարածք. և որքան մեծ է տարբերությունը, այնքան ավելի արագ կլինի հոսքը: Գազերը լուծվում են, ցրվում և արձագանքում են իրենց մասնակի ճնշման համաձայն և պարտադիր չէ, որ կախված լինեն գազային խառնուրդի կոնցենտրացիայից: Մասնակի ճնշումների ավելացման օրենքը ձեւակերպվել է 1801 թվականին Ջ.Դալթոնի կողմից։ Միևնույն ժամանակ, ճիշտ տեսական հիմնավորումը՝ հիմնված մոլեկուլային կինետիկ տեսության վրա, շատ ավելի ուշ է արվել։ Դալթոնի օրենքները - երկու ֆիզիկական օրենք, որոնք որոշում են գազերի խառնուրդի ընդհանուր ճնշումը և լուծելիությունը և ձևակերպվել են նրա կողմից 19-րդ դարի սկզբին.

Գազային խառնուրդի բաղադրիչների լուծելիության օրենքը. հաստատուն ջերմաստիճանում հեղուկի վերևում գտնվող գազային խառնուրդի բաղադրիչներից յուրաքանչյուրի լուծելիությունը տվյալ հեղուկում համաչափ է դրանց մասնակի ճնշմանը.

Իդեալական գազերի համար Դալթոնի երկու օրենքներն էլ խստորեն բավարարված են։ Համար իրական գազերԱյս օրենքները կիրառելի են, պայմանով, որ դրանց լուծելիությունը ցածր է, և դրանց վարքը մոտ է իդեալական գազին:

Համարժեքների օրենքը

Տարրի կամ նյութի այն քանակությունը, որը փոխազդում է 1 մոլ ջրածնի ատոմների հետ (1 գ) կամ փոխարինում է ջրածնի այս քանակությունը քիմիական ռեակցիաներում, կոչվում է. տվյալ տարրի կամ նյութի համարժեքը(E).

Համարժեք զանգված(M e, g/mol) նյութի մեկ համարժեքի զանգվածն է։

Համարժեք զանգվածը կարելի է հաշվարկել միացության բաղադրությունից, եթե հայտնի են մոլային զանգվածները (M).

1) M e (տարր) M e = A/B,

որտեղ A-ն տարրի ատոմային զանգվածն է, B-ն տարրի վալենտությունն է.

2) M e (օքսիդ) = M / 2n (O 2) = M e (էլե.) + M e (O 2) = M e (տարր) + 8,

որտեղ n(O 2) թթվածնի ատոմների թիվն է. M e (O 2) = 8 գ / մոլ - թթվածնի համարժեք զանգված;

3) Me (հիդրօքսիդ) = M/n (on-) = Me (տարր) + Me (OH -) = Me (տարր) + 17,

որտեղ n (he-) OH - խմբերի թիվն է. M e (OH -) = 17 գ / մոլ;

4) M e (թթուներ) = M/n (n+) = M e (H +) + M e (թթվի մնացորդ) = 1 + M e (թթվի մնացորդ),

որտեղ n (n+) H + իոնների թիվն է; M e (H +) = 1 գ / մոլ; M e (թթվային մնացորդ) – թթվային մնացորդի համարժեք զանգված;

5) Me (աղեր) = M/n me In Me = Me (տարր) + Me (թթվի մնացորդ),

որտեղ n me մետաղի ատոմների թիվն է. Իմ մեջ՝ մետաղի վալենտություն։

Գազային նյութերի ծավալների մասին տեղեկատվություն պարունակող որոշ խնդիրներ լուծելիս նպատակահարմար է օգտագործել համարժեք ծավալի արժեքը (V e):

Համարժեք ծավալտվյալ պայմաններում զբաղեցրած ծավալն է

Գազային նյութի 1 համարժեք: Այսպիսով, ջրածնի համար ոչ. համարժեք ծավալը 22,4 1/2 = 11,2 դմ 3 է, թթվածնի համար՝ 5,6 դմ 3։

Համարժեքների օրենքի համաձայն՝ m 1 և m 2 նյութերի զանգվածները (ծավալները), որոնք փոխազդում են միմյանց հետ, համաչափ են իրենց համարժեք զանգվածներին (ծավալներին)

m 1 / M e1 = m 2 / M e2:

Եթե ​​նյութերից մեկը գտնվում է գազային վիճակում, ապա

m/M e = V o /V e.

Եթե ​​երկու նյութերն էլ գազային վիճակում են

V o1 /V e 1 = V o2 /V e2.

Պարբերական օրենք և

Ատոմային կառուցվածքը

Պարբերական օրենքը և տարրերի պարբերական համակարգը հզոր խթան հանդիսացան ատոմի կառուցվածքի հետազոտության համար, ինչը փոխեց տիեզերքի օրենքների ըմբռնումը և հանգեցրեց միջուկային էներգիայի օգտագործման գաղափարի գործնական իրականացմանը:

Երբ հայտնաբերվեց պարբերական օրենքը, մոլեկուլների և ատոմների մասին գաղափարները նոր էին սկսել հաստատվել։ Ընդ որում, ատոմը համարվում էր ոչ միայն ամենափոքր, այլեւ տարրական (այսինքն՝ անբաժանելի) մասնիկ։ Ատոմի կառուցվածքի բարդության ուղղակի ապացույցը որոշ տարրերի ատոմների ինքնաբուխ քայքայման հայտնաբերումն էր, որը կոչվում է. ռադիոակտիվություն. 1896 թվականին ֆրանսիացի ֆիզիկոս Ա. Բեկերելը հայտնաբերեց, որ ուրան պարունակող նյութերը մթության մեջ լուսավորում են լուսանկարչական թիթեղը, իոնացնում գազը և առաջացնում լյումինեսցենտ նյութերի փայլ: Հետագայում պարզվեց, որ ոչ միայն ուրանն ունի այդ հատկությունը։ Պ. Կյուրին և Մարի Սկլոդովսկա-Կյուրին հայտնաբերեցին երկու նոր ռադիոակտիվ տարրեր՝ պոլոնիում և ռադիում:

Նա առաջարկեց անվանել կաթոդային ճառագայթներ, որոնք հայտնաբերեցին Վ. Քրուքսը և Ջ. Սթոունին 1891 թ. էլեկտրոններ- էլեկտրականության տարրական մասնիկների նման: Ջ. Թոմսոնը 1897 թվականին՝ ուսումնասիրելով էլեկտրոնների հոսքը՝ այն անցնելով էլեկտրական և մագնիսական դաշտ, սահմանել է e/m-ի արժեքը՝ էլեկտրոնի լիցքի հարաբերակցությունն իր զանգվածին, որը գիտնական Ռ.Միլիկանին ստիպել է 1909 թվականին հաստատել էլեկտրոնային լիցքի արժեքը q = 4,8∙10 -10 էլեկտրաստատիկ միավոր, կամ 1,602∙10։ -19 C (Կուլոն), և համապատասխանաբար էլեկտրոնային զանգվածին.

9.11∙10 -31 կգ. Պայմանականորեն էլեկտրոնի լիցքը համարվում է բացասականի միավոր էլեկտրական լիցքև դրան նշանակել արժեք (-1): Ա.Գ. Ստոլետովն ապացուցեց, որ էլեկտրոնները բնության մեջ հայտնաբերված բոլոր ատոմների մասն են։ Ատոմները էլեկտրականորեն չեզոք են, այսինքն՝ հիմնականում էլեկտրական լիցք չունեն։ Սա նշանակում է, որ ատոմները էլեկտրոններից բացի պետք է պարունակեն նաև դրական մասնիկներ։

Թոմսոնի և Ռադերֆորդի մոդելները

Ատոմի կառուցվածքի մասին վարկածներից մեկը առաջ է քաշել 1903 թվականին Ջ.Ջ. Թոմսոն. Նա կարծում էր, որ ատոմը բաղկացած է դրական լիցքից, որը հավասարաչափ բաշխված է ատոմի ողջ ծավալով, և էլեկտրոնները, որոնք տատանվում են այս լիցքի ներսում, ինչպես «ձմերուկի» կամ «չամիչի պուդինգի» սերմերը։ Թոմսոնի վարկածը ստուգելու և ավելի ճշգրիտ որոշելու համար ներքին կառուցվածքըատոմ 1909-1911 թթ Է. Ռադերֆորդը Գ. Գայգերի (հետագայում հայտնի Գեյգերի հաշվիչի գյուտարարը) և ուսանողների հետ միասին կատարեցին ինքնատիպ փորձեր։

Ատոմի կառուցվածքի մոլորակային մոդել

Ատոմային կառուցվածքի մոլորակային մոդելի էությունը կարելի է ամփոփել հետևյալ պնդումներում.

1. Ատոմի կենտրոնում կա դրական լիցքավորված միջուկ, որը զբաղեցնում է ատոմի ներսում տարածության աննշան մասը;

2. Ատոմի ողջ դրական լիցքը և գրեթե ողջ զանգվածը կենտրոնացած են նրա միջուկում (էլեկտրոնի զանգվածը 1/1823 ամու է);

3. Էլեկտրոնները պտտվում են միջուկի շուրջ: Նրանց թիվը հավասար է միջուկի դրական լիցքին։

Այս մոդելը պարզվեց, որ շատ պարզ և օգտակար է բազմաթիվ փորձարարական տվյալների բացատրության համար, բայց անմիջապես բացահայտեց իր թերությունները։ Մասնավորապես, էլեկտրոնը, որը շարժվում է միջուկի շուրջ արագացումով (դրա վրա գործում է կենտրոնաձիգ ուժ), ըստ էլեկտրամագնիսական տեսության, պետք է անընդհատ էներգիա արձակի։ Դա կհանգեցնի նրան, որ էլեկտրոնը կպտտվի միջուկի շուրջը և ի վերջո ընկնի դրա վրա: Ոչ մի ապացույց չկար, որ ատոմները շարունակաբար անհետանում են, ինչը նշանակում է, որ Է. Ռադերֆորդի մոդելը ինչ-որ տեղ սխալ է:

Մոզլիի օրենքը

Ռենտգենյան ճառագայթները հայտնաբերվել են 1895 թվականին և ինտենսիվորեն ուսումնասիրվել են հետագա տարիներին դրանց օգտագործումը փորձարարական նպատակներով. դրանք անփոխարինելի են բյուրեղների ներքին կառուցվածքը և քիմիական տարրերի սերիական համարները որոշելու համար։ Գ.Մոզելիին հաջողվել է ռենտգենյան ճառագայթների միջոցով չափել ատոմի միջուկի լիցքը։ Հենց միջուկի լիցքավորման մեջ է տարբեր տարրերի ատոմային միջուկների հիմնական տարբերությունը: Գ.Մոզելին անվանել է միջուկի լիցքը տարրի սերիական համարը. Միավոր դրական լիցքերը հետագայում կոչվեցին պրոտոններ(1 1 ռ).

Սերիական համարը(Z) միջուկի պրոտոնների թիվն է։ Բայց միայն 1920 թվականին էր, որ անունը « պրոտոն«և ուսումնասիրվել են դրա հատկությունները։ Պրոտոնի լիցքը հավասար է մեծությամբ և հակառակ նշանով էլեկտրոնի լիցքին, այսինքն՝ 1,602 × 10 -19 C, իսկ պայմանականորեն (+1) պրոտոնի զանգվածը 1,67 × 10 -27 կգ է, որը մոտավորապես 1836 անգամ մեծ է էլեկտրոնի զանգվածից։ Այսպիսով, ջրածնի ատոմի զանգվածը, որը բաղկացած է մեկ էլեկտրոնից և մեկ պրոտոնից, գործնականում համընկնում է պրոտոնի զանգվածի հետ, որը նշվում է 1 1 p.

Բոլոր տարրերի համար ատոմի զանգվածն ավելի մեծ է, քան դրանց բաղադրության մեջ ներառված էլեկտրոնների և պրոտոնների զանգվածների գումարը։ Այս արժեքների տարբերությունը առաջանում է ատոմներում մեկ այլ տեսակի մասնիկների առկայության պատճառով, որոնք կոչվում են նեյտրոններ(1 o n), որոնք հայտնաբերվել են միայն 1932 թվականին անգլիացի գիտնական Դ.Չադվիքի կողմից։ Նեյտրոնները զանգվածով գրեթե հավասար են պրոտոններին, բայց չունեն էլեկտրական լիցք։ Ատոմի միջուկում պարունակվող պրոտոնների և նեյտրոնների քանակի գումարը կոչվում է ատոմի զանգվածային թիվը. Պրոտոնների թիվը հավասար է տարրի ատոմային թվին, նեյտրոնների թիվը հավասար է զանգվածային թվի (ատոմային զանգվածի) և տարրի ատոմային թվի տարբերությանը։ Տվյալ տարրի բոլոր ատոմների միջուկներն ունեն նույն լիցքը, այսինքն՝ պարունակում են նույն թվով պրոտոններ, բայց նեյտրոնների թիվը կարող է տարբեր լինել։ Ատոմներ, որոնք ունեն նույն միջուկային լիցքը, հետևաբար՝ նույնական հատկությունները, բայց տարբեր թիվնեյտրոններ, և, հետևաբար, կոչվում են տարբեր զանգվածային թվեր իզոտոպներ («իզոս»՝ հավասար, «տոպոս»՝ տեղ ). Յուրաքանչյուր իզոտոպ բնութագրվում է երկու մեծությամբ՝ զանգվածային թիվ (ներքև դրված է տարրի քիմիական նշանի վերևի ձախ մասում) և հերթական համարը (ներքևում դրված է տարրի քիմիական նշանի ներքևի ձախ կողմում)։ Օրինակ՝ 12 զանգվածով ածխածնի իզոտոպը գրվում է հետևյալ կերպ՝ 12 6 C կամ 12 C, կամ բառերով՝ «ածխածին-12»։ Իզոտոպները հայտնի են բոլոր քիմիական տարրերի համար: Այսպիսով, թթվածինն ունի 16, 17, 18 զանգվածային թվերով իզոտոպներ՝ 16 8 O, 17 8 O, 18 8 O: Կալիումի իզոտոպներ՝ 39 19 K, 40 19 K, 41 19 K: Իզոտոպների առկայությունն է, որը բացատրում է դրանք: վերադասավորումներ, որոնք Դ.Ի Մենդելեևը. Նշենք, որ նա դա արեց միայն նյութերի հատկությունների հիման վրա, քանի որ ատոմների կառուցվածքը դեռ հայտնի չէր: Ժամանակակից գիտությունը հաստատել է ռուս մեծ գիտնականի իրավացիությունը։ Այսպիսով, բնական կալիումը ձևավորվում է հիմնականում նրա թեթև իզոտոպների ատոմներից, իսկ արգոնը՝ ծանր: Հետևաբար, կալիումի հարաբերական ատոմային զանգվածը փոքր է արգոնի զանգվածից, թեև կալիումի ատոմային թիվը (ատոմային միջուկի լիցքը) ավելի մեծ է։

Տարրի ատոմային զանգվածը հավասար է նրա բոլոր բնական իզոտոպների միջին արժեքին՝ հաշվի առնելով դրանց առատությունը։ Օրինակ, բնական քլորը բաղկացած է 75,4% իզոտոպից՝ 35 զանգվածային համարով և 24,6% իզոտոպից՝ 37 զանգվածային համարով; քլորի միջին ատոմային զանգվածը 35,453 է։ Պարբերական աղյուսակում տրված տարրերի ատոմային զանգվածները

Դ.Ի. Մենդելեևը, կան իզոտոպների բնական խառնուրդների միջին զանգվածային թվեր։ Սա է պատճառներից մեկը, թե ինչու են դրանք տարբերվում ամբողջ թվային արժեքներից։

Կայուն և անկայուն իզոտոպներ. Բոլոր իզոտոպները բաժանվում են. կայուն և ռադիոակտիվ. Կայուն իզոտոպները չեն ենթարկվում ռադիոակտիվ քայքայման, ինչի պատճառով էլ դրանք պահպանվում են բնական պայմանները. Կայուն իզոտոպների օրինակներ են 16 O, 12 C, 19 F: Բնական տարրերի մեծ մասը բաղկացած է երկու կամ խառնուրդից: ավելինկայուն իզոտոպներ. Բոլոր տարրերից ամենամեծ թիվըԱնագը կայուն իզոտոպներ ունի (10 իզոտոպ)։ Հազվագյուտ դեպքերում, ինչպիսիք են ալյումինը կամ ֆտորը, բնության մեջ հանդիպում է միայն մեկ կայուն իզոտոպ, իսկ մնացած իզոտոպները անկայուն են։

Ռադիոակտիվ իզոտոպներն իրենց հերթին բաժանվում են բնական և արհեստականի, որոնք երկուսն էլ ինքնաբերաբար քայքայվում են՝ արտանետելով α- կամ β-մասնիկներ՝ մինչև կայուն իզոտոպի ձևավորումը։ Քիմիական հատկություններԲոլոր իզոտոպները հիմնականում նույնն են:

Իզոտոպները լայնորեն կիրառվում են բժշկության մեջ և գիտական ​​հետազոտություն. Իոնացնող ճառագայթումը կարող է ոչնչացնել կենդանի հյուսվածքը: Չարորակ ուռուցքային հյուսվածքներն ավելի զգայուն են ճառագայթման նկատմամբ, քան առողջ հյուսվածքները: Սա հնարավորություն է տալիս բուժել քաղցկեղը γ-ճառագայթում (ճառագայթային թերապիա), որը սովորաբար ստացվում է կոբալտ-60 ռադիոակտիվ իզոտոպի միջոցով։ Ճառագայթումն ուղղված է հիվանդի մարմնի՝ ուռուցքից տուժած տարածքին, բուժման սեանսը սովորաբար տևում է մի քանի րոպե և կրկնվում է մի քանի շաբաթ։ Նիստի ընթացքում հիվանդի մարմնի բոլոր մյուս մասերը պետք է խնամքով ծածկվեն ճառագայթային անթափանց նյութով, որպեսզի կանխվի առողջ հյուսվածքի քայքայումը:

Մեթոդի մեջ պիտակավորված ատոմներՌադիոակտիվ իզոտոպներն օգտագործվում են մարմնում տարրի «երթուղին» պարզելու համար։ Այսպիսով, հիվանդ վահանաձև գեղձով հիվանդին ներարկվում է ռադիոակտիվ յոդ-131 դեղամիջոց, որը թույլ է տալիս բժշկին վերահսկել յոդի անցումը հիվանդի մարմնով: Կես կյանքից ի վեր

յոդ-131-ը ընդամենը 8 օր է, ապա նրա ռադիոակտիվությունը արագ նվազում է։

Հատկապես հետաքրքիր է ռադիոակտիվ ածխածնի 14-ի օգտագործումը օրգանական ծագման առարկաների տարիքը որոշելու համար՝ հիմնված ռադիոածխածնային մեթոդի (երկրաբանության) վրա, որը մշակել է ամերիկացի ֆիզիկաքիմիկոս Վ.Լիբին։ Այս մեթոդը արժանացել է Նոբելյան մրցանակի 1960 թվականին: Իր մեթոդը մշակելիս Վ. Լիբբին օգտագործել է ածխածնի 14 ռադիոակտիվ իզոտոպի (ածխածնի երկօքսիդի (IV) տեսքով) ձևավորման հայտնի փաստը: վերին շերտերըԵրկրի մթնոլորտը, երբ ազոտի ատոմները ռմբակոծվում են տիեզերական ճառագայթների մաս կազմող նեյտրոններով

14 7 N + 1 0 n → 14 6 C + 1 1 p

Ռադիոակտիվ ածխածինը-14-ն իր հերթին քայքայվում է՝ արտանետելով բետա մասնիկներ և նորից վերածվում ազոտի

14 6 C → 14 7 N + 0 -1 β

Միևնույն զանգվածային թվեր ունեցող տարբեր տարրերի ատոմները (ատոմային զանգվածներ) կոչվում են իզոբարներ.Պարբերական աղյուսակում ՀետԿան 59 զույգ և 6 եռյակ իզոբարներ: Օրինակ՝ 40 18 Ar 40 19 K 40 20 Ca.

Տարբեր տարրերի ատոմները, որոնք ունեն նույն թվով նեյտրոններ, կոչվում են իզոտոններ. Օրինակ, 136 Ba և 138 Xe - նրանք ատոմի միջուկում ունեն 82 նեյտրոն:

Պարբերական օրենք և

Կովալենտային կապ

1907 թվականին Ն.Ա. Մորոզովը, իսկ ավելի ուշ՝ 1916-1918 թթ. Ամերիկացիներ Ջ. Լյուիսը և Ի. Լանգմյուիրը ներկայացրեցին կրթության հայեցակարգը քիմիական կապը ընդհանուր էլեկտրոնային զույգի միջոցովև առաջարկել է վալենտային էլեկտրոնները նշել կետերով

Երկու փոխազդող ատոմներին պատկանող էլեկտրոնների կողմից ձևավորված կապը կոչվում է կովալենտային. Մորոզով-Լյուիս-Լանգմյուիրի գաղափարների համաձայն.

1) երբ ատոմները փոխազդում են նրանց միջև, ձևավորվում են ընդհանուր - ընդհանուր - էլեկտրոնային զույգեր, որոնք պատկանում են երկու ատոմներին.

2) ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի շնորհիվ մոլեկուլի յուրաքանչյուր ատոմ արտաքին էներգիայի մակարդակում ձեռք է բերում ութ էլեկտրոն՝ s 2 p 6;

3) կոնֆիգուրացիան s 2 p 6-ը իներտ գազի կայուն կոնֆիգուրացիա է և քիմիական փոխազդեցության գործընթացում յուրաքանչյուր ատոմ ձգտում է հասնել դրան.

4) ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի թիվը որոշում է տարրի կովալենտությունը մոլեկուլում և հավասար է ատոմի էլեկտրոնների թվին, որոնք բացակայում են մինչև ութը.

5) ազատ ատոմի վալենտականությունը որոշվում է չզույգված էլեկտրոնների քանակով.

Քիմիական կապերը պատկերված են տարբեր ձևերով.

1) օգտագործելով էլեկտրոնները տարրի քիմիական նշանի վրա դրված կետերի տեսքով: Այնուհետեւ ջրածնի մոլեկուլի առաջացումը կարելի է ցույց տալ գծապատկերով

Н× + Н× ® Н: Н;

2) քվանտային բջիջների (օրբիտալների) օգտագործումը որպես մեկ մոլեկուլային քվանտային բջիջում հակադիր սպիններով երկու էլեկտրոնների տեղադրում

Դասավորվածության դիագրամը ցույց է տալիս, որ մոլեկուլային էներգիայի մակարդակը ցածր է սկզբնական ատոմային մակարդակներից, ինչը նշանակում է, որ նյութի մոլեկուլային վիճակն ավելի կայուն է, քան ատոմայինը.

3) հաճախ, հատկապես օրգանական քիմիայում, կովալենտային կապը ներկայացված է գծիկով (օրինակ՝ H-H), որը խորհրդանշում է զույգ էլեկտրոններ։

Քլորի մոլեկուլում կովալենտային կապն իրականացվում է նաև երկու ընդհանուր էլեկտրոնի կամ էլեկտրոնային զույգի միջոցով։

Ինչպես տեսնում եք, քլորի յուրաքանչյուր ատոմ ունի երեք միայնակ զույգ և մեկ չզույգված էլեկտրոն: Քիմիական կապի ձևավորումը տեղի է ունենում յուրաքանչյուր ատոմի չզույգված էլեկտրոնների պատճառով: Չզույգված էլեկտրոնները կապվում են էլեկտրոնների ընդհանուր զույգի հետ, որը նաև կոչվում է ընդհանուր զույգ.

Վալենտային կապի մեթոդ

Ջրածնի մոլեկուլի օրինակով քիմիական կապի ձևավորման մեխանիզմի մասին պատկերացումները տարածվում են այլ մոլեկուլների վրա։ Այս հիման վրա ստեղծված քիմիական կապի տեսությունը կոչվեց Վալենտային կապի մեթոդ (VBC). Հիմնական կետերը.

1) կովալենտային կապ է ձևավորվում հակառակ ուղղորդված սպիններով երկու էլեկտրոնային ամպերի համընկնման արդյունքում, և ստացված ընդհանուր էլեկտրոնային ամպը պատկանում է երկու ատոմների.

2) որքան ուժեղ է կովալենտային կապը, այնքան փոխազդող էլեկտրոնային ամպերը համընկնում են: Էլեկտրոնային ամպերի համընկնման աստիճանը կախված է դրանց չափից և խտությունից.

3) մոլեկուլի առաջացումը ուղեկցվում է էլեկտրոնային ամպերի սեղմումով և ատոմների չափի համեմատ մոլեկուլի չափի նվազումով.

4) կապի ձևավորմանը մասնակցում են արտաքին էներգիայի մակարդակի s- և p-էլեկտրոնները և նախաարտաքին էներգիայի մակարդակի d-էլեկտրոնները.

Սիգմա (ներ) և պի (p) կապեր

Քլորի մոլեկուլում նրա յուրաքանչյուր ատոմ ունի ութ էլեկտրոնների ամբողջական արտաքին մակարդակ s 2 p 6, և նրանցից երկուսը (էլեկտրոնների զույգը) հավասարապես պատկանում են երկու ատոմներին: Էլեկտրոնային ամպերի համընկնումը մոլեկուլի ձևավորման ժամանակ ներկայացված է նկարում:

Քլորի Cl 2 (a) և ջրածնի քլորիդի HCl (b) մոլեկուլներում քիմիական կապի ձևավորման սխեման:

Քիմիական կապը, որի համար ատոմային միջուկները միացնող գիծը միացնող էլեկտրոնային ամպի համաչափության առանցքն է, կոչվում է. սիգմա (σ) -պարտատոմս. Դա տեղի է ունենում, երբ ատոմային ուղեծրերը միմյանց հետ համընկնում են: Կապեր, երբ s-s ուղեծրերը համընկնում են H 2 մոլեկուլում; p-p-օրբիտալները Cl 2 մոլեկուլում և s-p-օրբիտալները HCl մոլեկուլում սիգմա կապեր են: Հնարավոր է ատոմային ուղեծրերի «կողային» համընկնումը։ Երբ համընկնում են p-էլեկտրոնային ամպերը, որոնք ուղղված են կապի առանցքին ուղղահայաց, այսինքն. y- և z-առանցքների երկայնքով ձևավորվում են երկու համընկնման շրջաններ, որոնք գտնվում են այս առանցքի երկու կողմերում: Այս կովալենտային կապը կոչվում է pi (p) -bond. Էլեկտրոնային ամպերի ավելի քիչ համընկնում կա π կապի ձևավորման ժամանակ։ Բացի այդ, համընկնման շրջաններն ավելի հեռու են գտնվում միջուկներից, քան σ կապի ձևավորման ժամանակ։ Այս պատճառներով, π կապն ավելի քիչ ուժ ունի σ կապի համեմատ։ Հետևաբար, կրկնակի կապի էներգիան երկու անգամ պակաս է մեկ կապի էներգիայից, որը միշտ σ կապ է։ Բացի այդ, σ կապն ունի առանցքային, գլանաձեւ համաչափություն և ատոմային միջուկները միացնող գծի շուրջ պտտվող մարմին է։ π կապը, ընդհակառակը, չունի գլանաձեւ համաչափություն։

Մեկ կապը միշտ մաքուր կամ հիբրիդային σ կապ է: Կրկնակի կապը բաղկացած է մեկ σ- և մեկ π-կապից, որոնք գտնվում են միմյանց ուղղահայաց: σ կապն ավելի ամուր է, քան π կապը: Բազմաթիվ կապեր ունեցող միացություններում միշտ կա մեկ σ կապ և մեկ կամ երկու π կապ:

Դոնոր-ընդունող կապ

Հնարավոր է նաև կովալենտային կապի ձևավորման մեկ այլ մեխանիզմ՝ դոնոր-ընդունիչ։ Այս դեպքում քիմիական կապ է առաջանում մի ատոմի երկու էլեկտրոնային ամպի և մեկ այլ ատոմի ազատ ուղեծրի պատճառով։ Որպես օրինակ դիտարկենք ամոնիումի իոնի առաջացման մեխանիզմը (NH 4 +): Ամոնիակի մոլեկուլում ազոտի ատոմն ունի միայնակ զույգ էլեկտրոններ (երկու էլեկտրոնային ամպ)

Ջրածնի իոնն ունի ազատ (ոչ լցված) 1s ուղեծր, որը կարելի է նշանակել H + (այստեղ քառակուսին նշանակում է բջիջ)։ Երբ առաջանում է ամոնիումի իոն, ազոտի երկէլեկտրոնային ամպը սովորական է դառնում ազոտի և ջրածնի ատոմների համար, այսինքն՝ վերածվում է մոլեկուլային էլեկտրոնային ամպի։ Սա նշանակում է, որ հայտնվում է չորրորդ կովալենտային կապը։ Ամոնիումի իոնի առաջացման գործընթացը կարելի է ներկայացնել գծապատկերով

Ջրածնի իոնի լիցքը դառնում է սովորական (այն տեղայնացված է, այսինքն՝ ցրված է բոլոր ատոմների միջև), և ազոտին պատկանող երկէլեկտրոնային ամպը (միայնակ էլեկտրոնային զույգը) դառնում է սովորական H +-ի հետ։ Դիագրամներում  բջիջի պատկերը հաճախ բաց է թողնվում:

Այն ատոմը, որն ապահովում է միայնակ զույգ էլեկտրոններ, կոչվում է դոնոր , և այն ընդունող ատոմը (այսինքն ազատ ուղեծիր ապահովելը) կոչվում է ընդունող .

Մեկ ատոմի (դոնորի) երկէլեկտրոնային ամպի և մեկ այլ ատոմի (ընդունողի) ազատ ուղեծրի պատճառով կովալենտային կապի ձևավորման մեխանիզմը կոչվում է դոնոր-ընդունող։ Այս կերպ ձևավորված կովալենտային կապը կոչվում է դոնոր-ընդունող կամ կոորդինացիոն կապ։

Այնուամենայնիվ, սա կապի հատուկ տեսակ չէ, այլ միայն կովալենտային կապի ձևավորման այլ մեխանիզմ (մեթոդ): Ըստ հատկությունների՝ եռամսյակ N-H կապամոնիումի իոնը ոչնչով չի տարբերվում մյուս երեքից:

Մեծ մասամբ դոնորները N, O, F, Cl ատոմներ պարունակող մոլեկուլներ են՝ կապված այլ տարրերի ատոմների հետ։ Ընդունող կարող է լինել մի մասնիկ, որն ունի թափուր էլեկտրոնային մակարդակներ, օրինակ՝ d-տարրերի ատոմներ, որոնք ունեն չլրացված d-ենթամակարդակներ:

Կովալենտային կապերի հատկությունները

Հղման երկարությունըմիջմիջուկային հեռավորությունն է։ Որքան կարճ է քիմիական կապի երկարությունը, այնքան ավելի ամուր է այն: Կապի երկարությունը մոլեկուլներում է՝ HC 3 -CH 3 1.54 ; H 2 C = CH 2

1,33 ; NS≡CH 1.20 Միայնակ կապերի առումով այս արժեքները մեծանում են, և բազմակի կապերով միացությունների ռեակտիվությունը մեծանում է։ Կապի ուժի չափանիշը կապի էներգիան է:

Հաղորդակցման էներգիաորոշվում է կապը խզելու համար պահանջվող էներգիայի քանակով: Այն սովորաբար չափվում է կիլոգրամներով 1 մոլ նյութի համար։ Քանի որ կապի բազմակիությունը մեծանում է, կապի էներգիան մեծանում է, և դրա երկարությունը նվազում է: Կապի էներգիայի արժեքները միացություններում (ալկաններ, ալկեններ, ալկիններ)՝ C-C 344 կՋ/մոլ; C=C 615 կՋ/մոլ; С≡С 812 կՋ/մոլ. Այսինքն՝ կրկնակի կապի էներգիան երկու անգամից փոքր է մեկ կապի էներգիայից, իսկ եռակի էներգիան երեք անգամ պակաս է մեկ կապի էներգիայից, ուստի ալկիններն այս խմբի ածխաջրածինների ավելի ռեակտիվն են։ .

Տակ հագեցվածություն հասկանալ ատոմների սահմանափակ թվով կովալենտային կապեր ձևավորելու ունակությունը: Օրինակ՝ ջրածնի ատոմը (մեկ չզույգված էլեկտրոն) կազմում է մեկ կապ, ածխածնի ատոմը (չորս չզույգված էլեկտրոն գրգռված վիճակում) կազմում է ոչ ավելի, քան չորս կապ։ Կապերի հագեցվածության պատճառով մոլեկուլներն ունեն որոշակի բաղադրություն՝ H 2, CH 4, HCl և այլն։ Այնուամենայնիվ, նույնիսկ հագեցած կովալենտային կապերով, դոնոր-ընդունիչ մեխանիզմով կարող են առաջանալ ավելի բարդ մոլեկուլներ։

Կենտրոնանալկովալենտային կապերը որոշում են մոլեկուլների տարածական կառուցվածքը, այսինքն՝ դրանց ձևը։ Դիտարկենք սա՝ օգտագործելով HCl, H 2 O, NH 3 մոլեկուլների առաջացման օրինակը։

Ըստ MBC-ի՝ կովալենտային կապ է առաջանում փոխազդող ատոմների էլեկտրոնային ուղեծրերի առավելագույն համընկնման ուղղությամբ։ Երբ ձևավորվում է HCl-ի մոլեկուլ, ջրածնի ատոմի s-օրբիտալը համընկնում է քլորի ատոմի p-ուղեծրի հետ։ Այս տեսակի մոլեկուլները ունեն գծային ձև:

Թթվածնի ատոմի արտաքին մակարդակում կան երկու չզույգված էլեկտրոններ։ Նրանց ուղեծրերը փոխադարձաբար ուղղահայաց են, այսինքն. գտնվում են միմյանց նկատմամբ 90° անկյան տակ։ Երբ առաջանում է ջրի մոլեկուլ

մեկը ամենակարեւոր հատկանիշներըատոմներն իրենն են քաշը.

Բացարձակ զանգվածը ատոմի զանգվածն է՝ արտահայտված կիլոգրամներով (գրամներով):

Բացարձակ ատոմային զանգված ( մա ծավալ) արժեքը չափազանց փոքր է: Այսպիսով, ջրածնի լույսի իզոտոպի ատոմը (պրոտիում) ունի 1,66 × 10–27 կգ զանգված։

մ(N) = 1,66 10 –27 կգ, մ(H) = 1,66 10 -24 գ,

թթվածնի իզոտոպներից մեկի ատոմն ունի 2,67 10–26 կգ զանգված,

մ(O) = 2,67 10 –26 կգ, մ(ՄԱՍԻՆ) = 2,67 10 –23 գ,

ածխածնի 12 C իզոտոպի ատոմն ունի 1,99 10–26 կգ զանգված,

մ(C) = 1,99 10 –26 կգ, մ(C) = 1,99 10 –23 գ.

Գործնական հաշվարկներում չափազանց անհարմար է նման քանակություններ օգտագործելը։ Հետեւաբար, նրանք սովորաբար օգտագործում են ոչ թե ատոմների բացարձակ զանգվածները, այլ արժեքները հարաբերական ատոմային զանգվածներ.

Նշվում է հարաբերական ատոմային զանգվածը Ար, ինդեքս r – անգլերեն բառի սկզբնական տառը ազգական, որը նշանակում է հարաբերական։

Ատոմների և մոլեկուլների զանգվածը չափելու միավորն է ատոմային զանգվածի միավոր (a.m.u.).

Ատոմային զանգվածի միավորը (amu) ածխածնի 12 C իզոտոպի ատոմի զանգվածի 1/12-ն է, այսինքն.

ա.է.մ. = = · 1,99 · 10 –26 կգ = · 1,99 · 10 –23 գ.

Հարաբերական ատոմային զանգվածը ցույց է տալիս, թե տվյալ տարրի ատոմի զանգվածը քանի անգամ է մեծ ածխածնի 12 C իզոտոպի ատոմի զանգվածի 1/12-ից, այսինքն՝ ատոմային զանգվածի միավորից։

Հարաբերական ատոմային զանգվածը չափազերծ մեծություն է, սակայն դրա արժեքը հնարավոր է նշանակել ատոմային զանգվածի միավորներով (amu): Օրինակ.

Այսպիսով, ջրածնի տարրի հարաբերական ատոմային զանգվածի արժեքը 1.001 է կամ կլոր թվերով.

Аr(Н) ≈ 1 ամու, իսկ թթվածինը – Аr(O) = 15,999 ≈ 16 ամու:

Տարրերի հարաբերական ատոմային զանգվածների արժեքները տրված են D.I. պարբերական համակարգում: Մենդելեևը. Այս արժեքները ներկայացնում են ցանկացած տարրի ատոմի զանգվածի միջին արժեքը՝ հաշվի առնելով բնության մեջ առկա այս տարրի իզոտոպները և դրանց քանակը։ Սովորական հաշվարկների համար պետք է օգտագործվեն տարրերի հարաբերական ատոմային զանգվածների կլորացված արժեքները: (տե՛ս հավելվածի աղյուսակ 4):

Բացարձակ ատոմային զանգված և հարաբերական ատոմային զանգված հասկացությունների նման մենք կարող ենք ձևակերպել հասկացությունները բացարձակ մոլեկուլային զանգված և հարաբերական մոլեկուլային զանգված:

Բացարձակ մոլեկուլային զանգված(մ) մոլ. – մոլեկուլային զանգված քիմիական նյութ, արտահայտված կիլոգրամներով (գրամներով):

Հարաբերական մոլեկուլային քաշը(Մr) (կամ պարզապես մոլեկուլային քաշ) – մոլեկուլի զանգվածը՝ արտահայտված ատոմային զանգվածի միավորներով։

Իմանալով միացության քիմիական բանաձևը, դուք հեշտությամբ կարող եք որոշել նրա մոլեկուլային զանգվածի արժեքը, որը սահմանվում է որպես նյութի մոլեկուլը կազմող բոլոր տարրերի ատոմային զանգվածների գումարը:

Օրինակ՝ Mr(H 2 SO 4) ծծմբաթթվի հարաբերական մոլեկուլային զանգվածը կլինի ջրածնի տարրի երկու հարաբերական ատոմային զանգվածի, ծծմբի տարրի մեկ հարաբերական ատոմային զանգվածի և թթվածնի տարրի չորս հարաբերական ատոմային զանգվածների գումարը.

Mr(H 2 SO 4) = 2Аr (H) + Аr (S) + 4Аr(O) = 2 1 + 32 + 4 16 = 98:

Այսպիսով, ծծմբաթթվի մոլեկուլային զանգվածը 98 կամ 98 ամու է։

Մոլեկուլային քաշը (հարաբերական մոլեկուլային քաշը) ցույց է տալիս, թե տվյալ նյութի մոլեկուլի զանգվածը քանի անգամ է մեծ 12 C ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ից։

Վերոնշյալ օրինակում ծծմբաթթվի մոլեկուլային զանգվածը 98 ամու է, այսինքն՝ ծծմբաթթվի մոլեկուլը զանգվածը 98 անգամ ավելի մեծ է, քան 12 C ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ը։ .

Ատոմներն ունեն շատ փոքր չափսև շատ փոքր զանգված: Եթե ​​արտահայտենք ոմանց ատոմի զանգվածը քիմիական տարրգրամներով, ապա սա կլինի մի թիվ, որին նախորդում է ավելի քան քսան զրո տասնորդական կետից հետո: Ուստի ատոմների զանգվածը գրամով չափելը անհարմար է։

Այնուամենայնիվ, եթե մենք վերցնենք ցանկացած շատ փոքր զանգված որպես միավոր, ապա մնացած բոլոր փոքր զանգվածները կարող են արտահայտվել որպես հարաբերակցություն այս միավորին: Ատոմային զանգվածի չափման միավորն ընտրվել է ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ը։

Ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ը կոչվում է ատոմային զանգվածի միավոր(a.am.):

Հարաբերական ատոմային զանգվածարժեք է, որը հավասար է որոշակի քիմիական տարրի ատոմի իրական զանգվածի և ածխածնի ատոմի իրական զանգվածի 1/12-ի հարաբերությանը: Սա չափազերծ մեծություն է, քանի որ բաժանվում են երկու զանգված։

A r = m ժամը: / (1/12)մ աղեղ.

Այնուամենայնիվ բացարձակ ատոմային զանգվածարժեքով հավասար է հարաբերականին և ունի չափման միավոր a.m.u.

Այսինքն՝ հարաբերական ատոմային զանգվածը ցույց է տալիս, թե կոնկրետ ատոմի զանգվածը քանի անգամ է մեծ ածխածնի ատոմի 1/12-ից։ Եթե ​​A ատոմն ունի r = 12, ապա նրա զանգվածը 12 անգամ մեծ է ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ից կամ, այլ կերպ ասած, ունի 12 ատոմային զանգվածի միավոր։ Դա կարող է տեղի ունենալ միայն ածխածնի (C) հետ: Ջրածնի ատոմը (H) ունի A r = 1: Սա նշանակում է, որ նրա զանգվածը հավասար է ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12 զանգվածին: Թթվածինը (O) ունի 16 ամու հարաբերական ատոմային զանգված: Սա նշանակում է, որ թթվածնի ատոմը 16 անգամ ավելի զանգված է, քան ածխածնի ատոմի 1/12-ը, այն ունի 16 ատոմային զանգվածի միավոր։

Ամենաթեթև տարրը ջրածինն է։ Նրա զանգվածը մոտավորապես հավասար է 1 ամու։ Ամենածանր ատոմների զանգվածը մոտենում է 300 ամու:

Սովորաբար յուրաքանչյուր քիմիական տարրի համար դրա արժեքը ատոմների բացարձակ զանգվածն է՝ արտահայտված a-ով: կլորացվում են է.մ.

Ատոմային զանգվածի միավորների արժեքները գրվում են պարբերական աղյուսակում:

Մոլեկուլների համար օգտագործվում է հայեցակարգը հարաբերական մոլեկուլային զանգված (Mr). Հարաբերական մոլեկուլային քաշը ցույց է տալիս, թե մոլեկուլի զանգվածը քանի անգամ է մեծ ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ից: Բայց քանի որ մոլեկուլի զանգվածը հավասար է նրա բաղկացուցիչ ատոմների զանգվածների գումարին, հարաբերական մոլեկուլային զանգվածը կարելի է գտնել՝ պարզապես ավելացնելով այդ ատոմների հարաբերական զանգվածները։ Օրինակ, ջրի մոլեկուլը (H 2 O) պարունակում է երկու ջրածնի ատոմ A r = 1 և մեկ թթվածնի ատոմ A r = 16: Հետևաբար, Mr(H 2 O) = 18:

Մի շարք նյութեր ունեն ոչ մոլեկուլային կառուցվածք, օրինակ՝ մետաղները։ Նման դեպքում նրանց հարաբերական մոլեկուլային զանգվածը համարվում է նրանց հարաբերական ատոմային զանգվածին։

Քիմիայի մեջ կարևոր մեծությունը կոչվում է քիմիական տարրի զանգվածային բաժինմոլեկուլի կամ նյութի մեջ: Այն ցույց է տալիս, թե որքան է հարաբերական մոլեկուլային քաշը այս տարրը. Օրինակ՝ ջրում ջրածինը կազմում է 2 մաս (քանի որ կա երկու ատոմ), իսկ թթվածինը 16։ Այսինքն՝ եթե խառնեք 1 կգ կշռող ջրածինը և 8 կգ կշռող թթվածինը, նրանք կարձագանքեն առանց մնացորդի։ Ջրածնի զանգվածային բաժինը 2/18 = 1/9 է, իսկ թթվածնի զանգվածային բաժինը 16/18 = 8/9 է։

Ատոմային զանգվածի միջազգային միավորը հավասար է բնական ածխածնի հիմնական իզոտոպի՝ 12C իզոտոպի զանգվածի 1/12-ին։

1 ամու = 1/12 մ (12C) = 1,66057 10-24 գ

Հարաբերական ատոմային զանգվածը (Ar) անչափ մեծություն է, որը հավասար է տարրի ատոմի միջին զանգվածի հարաբերությանը (հաշվի առնելով բնության մեջ իզոտոպների տոկոսը) 12C ատոմի զանգվածի 1/12-ին։

Ատոմի միջին բացարձակ զանգվածը (մ) հավասար է հարաբերական ատոմային զանգվածին, որը բազմապատկվում է ամուի վրա:

(Mg) = 24,312 1,66057 10-24 = 4,037 10-23 գ

Հարաբերական մոլեկուլային զանգվածը (Mr) անչափ մեծություն է, որը ցույց է տալիս, թե տվյալ նյութի մոլեկուլի զանգվածը քանի անգամ է մեծ 12C ածխածնի ատոմի զանգվածի 1/12-ից։

Mg = մգ / (1/12 ma (12C))

mr-ը տվյալ նյութի մոլեկուլի զանգվածն է.

ma(12C) 12C ածխածնի ատոմի զանգվածն է։

Mg = Σ Ar(e): Նյութի հարաբերական մոլեկուլային զանգվածը հավասար է բոլոր տարրերի հարաբերական ատոմային զանգվածների գումարին՝ հաշվի առնելով ինդեքսները։

Mg(B2O3) = 2 Ar(B) + 3 Ar(O) = 2 11 + 3 16 = 70

Mg(KAl(SO4)2) = 1 Ar(K) + 1 Ar(Al) + 1 2 Ar(S) + 2 4 Ar(O) =

1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = 258

Մոլեկուլի բացարձակ զանգվածը հավասար է հարաբերական մոլեկուլային զանգվածին, որը բազմապատկվում է ամուի վրա: Նյութերի սովորական նմուշներում ատոմների և մոլեկուլների թիվը շատ մեծ է, հետևաբար, նյութի քանակությունը բնութագրելիս օգտագործվում է չափման հատուկ միավոր՝ մոլը։

Նյութի քանակը, մոլ. Նշանակում է որոշակի քանակությամբ կառուցվածքային տարրեր (մոլեկուլներ, ատոմներ, իոններ): Նշվում է ν-ով, չափվում է մոլերով։ Խոլը նյութի քանակն է, որը պարունակում է այնքան մասնիկներ, որքան ատոմներ կան 12 գ ածխածնի մեջ: Avogadro diQuaregna համարը (NA): Ցանկացած նյութի 1 մոլում մասնիկների թիվը նույնն է և հավասար է 6,02 1023-ի (Ավոգադրոյի հաստատունն ունի մոլ-1 չափս):

Քանի՞ մոլեկուլ կա 6,4 գ ծծմբի մեջ: Ծծմբի մոլեկուլային զանգվածը 32 գ/մոլ է։ 6,4 գ ծծմբում որոշում ենք նյութի գ/մոլի քանակը.

ν(ներ) = մ(ներ) / Մ(ներ) = 6,4 գ / 32 գ/մոլ = 0,2 մոլ

Որոշենք կառուցվածքային միավորների (մոլեկուլների) թիվը՝ օգտագործելով Ավոգադրոյի հաստատուն NA.

N(s) = ν(s) NA = 0.2 6.02 1023 = 1.2 1023

Մոլային զանգվածը ցույց է տալիս նյութի 1 մոլի զանգվածը (նշվում է M):

Նյութի մոլային զանգվածը հավասար է նյութի զանգվածի և նյութի համապատասխան քանակի հարաբերությանը։

Նյութի մոլային զանգվածը թվայինորեն հավասար է նրա հարաբերական մոլեկուլային զանգվածին, սակայն առաջին մեծությունն ունի գ/մոլ չափս, իսկ երկրորդը՝ անչափ։

M = NA m (1 մոլեկուլ) = NA Mg 1 a.m.u. = (NA 1 amu) Mg = Mg

Սա նշանակում է, որ եթե որոշակի մոլեկուլի զանգվածը, օրինակ, 80 ամու է: (SO3), ապա մոլեկուլների մեկ մոլի զանգվածը հավասար է 80 գ-ի Ավոգադրոյի հաստատունը համաչափության գործակից է, որն ապահովում է մոլեկուլային հարաբերություններից անցումը մոլային: Մոլեկուլների վերաբերյալ բոլոր պնդումները մնում են վավերական մոլեկուլների համար (անհրաժեշտության դեպքում՝ փոխարինելով ամու-ն g-ով, օրինակ՝ ռեակցիայի հավասարումը. երկու մոլ նատրիումի արձագանքում է մեկ մոլ քլորի հետ:

Ստոյքիոմետրիա. Նյութերի զանգվածի պահպանման օրենքը. Մոլեկուլային կառուցվածքի նյութերի բաղադրության հաստատունության օրենքը. Ավոգադրոյի օրենքը և դրանից բխող հետևանքները.

Ստոյքիոմետրիա(ից Հին հունστοιχειον «տարր» + μετρειν «չափում») - բաժին քիմիամեջ ռեագենտների հարաբերակցության մասին քիմիական ռեակցիաներ.

Թույլ է տալիս տեսականորեն հաշվարկել պահանջվող ծավալները ռեակտիվներ.

Կազմության հաստատունության օրենքըհայտնաբերվել է ֆրանսիացի գիտնական Լուի Ժաննա Պրուստոյի կողմից 1799 թվականին և ձևակերպված է.

Ցանկացած մաքուր նյութ ունի մշտական ​​որակական և քանակական բաղադրություն՝ անկախ բնության մեջ դրա գտնվելու վայրից և արդյունաբերության մեջ արտադրության եղանակից։

Օրինակ՝ H 2 O ա) որակական կազմը՝ H և O տարրեր

բ) քանակական կազմը՝ ջրածնի երկու ատոմ H, մեկ թթվածնի ատոմ O:

Ջուրը կարելի է ձեռք բերել.

1. 2H 2 + O 2 = 2H 2 O - միացության ռեակցիա:

2. Cu(OH) 2 t°C H 2 O + CuO – տարրալուծման ռեակցիա:

3. HCl + NaOH = H 2 O + NaCl – չեզոքացման ռեակցիա.

Կազմի կայունության օրենքի իմաստը.

· Օրենքի հիման վրա տարբերակվել են «քիմիական միացություն» և «նյութերի խառնուրդ» հասկացությունները.

· Օրենքի հիման վրա կարելի է տարբեր գործնական հաշվարկներ կատարել։

Նյութի զանգվածի պահպանման օրենքըհայտնաբերվել է Մ.Վ. Լոմոնոսովը 1748 թվականին եւ ձեւակերպված է.