История развития представлений о строении атома (модель атома Томсона, Резерфорда). Постулаты Бора.

Предмет и задачи неорганической химии. Основные положения атомномолекулярного учения

Неорганическая химия рассматривает законы, теоретические положения и выводы, которые лежат в основе всех химических дисциплин; изучает состав, строение и свойства неорганических

веществ.

Основные положения АМУ:

1. Вещества состоят из мельчайших частиц – молекул, которые находятся в непрерывном движении.

2. Между молекулами имеются промежутки. Они велики в газах, и небольшие в твердых веществах и жидкостях.

3. Молекулы различных веществ отличаются друг от друга массой, размерами и химическими свойствами. Молекулы одного вещества идентичны.

4. Молекулы состоят из атомов. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных – из разных.

5. При реакциях изменяется состав молекулы, а атомы остаются неизменными.

Основные законы химии: закон сохранения массы; закон сохранения массы и энергии; закон постоянства состава; закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро. Число Авогадро.

Основные законы стехиометрии были открыты в конце XVIII -начале XIX веков и послужили базой для превращения химии из описательной науки в науку, использующую математические методы.

Закон сохранения массы открыт и экспериментально обоснован М.В.Ломоносовым (1748) и затем французом А.Лаву-азье (1789): Масса веществ до химической реакции равна массе веществ после реакции.

В 1905 г. А.Эйнштейн показал, что между энергией (Е) и массой (m) существует взаимосвязь, которая выражается уравнением: Е= mс2.

На основании этого уравнения был сформулирован более общий закон сохранения массы и энергии: Сумма массы вещества системы и массы, отданной или полученной системой, постоянна. Этот закон необходим при изучении ядерных реакций, которые сопровождаются огромными энергетическими затратами.

Закон кратных отношений (установлен Дж.Дальтоном в 1803г.): Если два элемента образуют между собой более одного соединения, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон постоянства состава (сформулировал Ж.Пруст в 1808 г.): Каждое химическое соединение независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав. Позже было установлено, что этот закон справедлив только для жидких и газообразных соединений с молекулярной структурой. Такие соединения названы дальтонидами. А кристаллические вещества переменного состава- бертоллиды.

Закон Авогадро (1811 г.): В равных объёмах различных газов при одинаковых температурах и давлении содержится одинаковое число молекул.

Следствия:

1. При нормальном давлении (101,3 кПа= 1 атм) температуре 00С 1 моль любого газа занимает объём 22,4 л.

2. Плотности двух газов при одних и тех же условиях (р, Т) прямо пропорциональны их молярным массам.

Закон простых объёмных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.): При постоянном давлении и температуре объемы реагирующих между собой газов, а также объёмы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа.

Эквивалент. Фактор эквивалентности. Молярная масса эквивалента. Расчет молярных масс эквивалентов элементов, оксидов, оснований, кислот, солей по их составу. Закон эквивалентов.

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции одному электрону.

Число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному катиону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-

восстановительной реакции, называют фактором эквивалентности (fэкв).

Масса 1 моль эквивалента называется молярной массой эквивалента (Мэкв) или эквивалентной массой (Эm) и равна Мэкв = М·fэкв.

Молярные массы эквивалента находят либо из данных анализа соединений, либо по данным химической реакции. Молярные массы простых и сложных веществ по их составу можно рассчитывать по формулам:

Мэкв (элемента) = атомная масса/валентность

Мэкв (оксида) = М (оксида)/(валентность элемента*число атомов

элемента)

Мэкв (кислоты) = М(кислоты)/основность кислоты

Мэкв (основания) = М(основания)/кислотность основания

Мэкв (соли) = М(соли)/(число атомов металла*ва-лентность

металла)

Наряду с понятием об эквивалентной массе иногда удобно

использовать понятие об эквивалентном объёме, т.е. об объёме, который занимает 1 моль эквивалента газа.

Закон эквивалентов: Массы реагирующих веществ относятся между собой как молярные массы их эквивалентов

m1/m2 = Мэкв 1/ Мэкв 2__

История развития представлений о строении атома (модель атома Томсона, Резерфорда). Постулаты Бора.

В 1903 г. Дж. Томсон предложил статическую модель атома, согласно которой атом можно представить в виде положительно заряженной сферы с вкрапленными электронами, совершающими колебательные движения.

В 1911 г. Э.Резерфорд предложил планетарную модель атома, согласно которой электроны вращаются вокруг ядра как планеты вокруг Солнца. Такая модель не согласовывалась с законами классической электродинамики: 1) движущийся электрон должен потерять свою энергию и упасть на ядро, т.е. атом должен быть неустойчив. На самом деле он устойчив. 2) движущийся электрон, непрерывно теряющий свою энергию в процессе движения, должен давать сплошные спектры излучения. На самом деле спектры линейчатые, т.е. состоят из отдельных полос.

В 1913 г. датский физик Н.Бор, использовав представления Резерфорда и квантовую теорию Планка, предложил первую квантовую теорию строения атома. В основу положены два постулата: 1. Электрон вращается вокруг ядра, не излучая энергии, по строго

определенным стационарным орбитам.

2. При переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии.

Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме неьподчиняется законам классической физики.

В основе современной теории строения атома лежат следующие положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую)

природу.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить

координату и скорость.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства.