Noh anorgaaniline keemia sisaldab palju kvantitatiivseteks arvutusteks vajalikke eritermineid. Vaatame lähemalt mõnda selle peamist osa.
Anorgaaniline keemia loodi eesmärgiga määrata mineraalse päritoluga ainete omadused.
Selle teaduse peamiste osade hulgas on:
Anorgaaniline keemia on jagatud mitmeks osaks, mis käsitlevad teatud fragmentide uurimist:
Anorgaaniline keemia on omavahel seotud füüsikalise ja analüütilise keemiaga, millel on võimas tööriistade komplekt, mis võimaldab matemaatilisi arvutusi. Selles jaotises käsitletud teoreetilist materjali kasutatakse radiokeemias, geokeemias, agrokeemias ja ka tuumakeemias.
Anorgaaniline keemia on rakendusvariandis seotud metallurgia, keemiatehnoloogia, elektroonika, mineraalide kaevandamise ja töötlemisega, struktuuri- ja ehitusmaterjalid, tööstusliku reovee puhastamine.
Üldine ja anorgaaniline keemia arenesid koos inimtsivilisatsiooniga, seetõttu sisaldab see mitmeid iseseisvaid sektsioone. 19. sajandi alguses avaldas Berzelius aatommasside tabeli. See periood oli selle teaduse arengu algus.
Anorgaanilise keemia aluseks olid Avogadro ja Gay-Lussaci uurimused gaaside ja vedelike omaduste kohta. Hessil õnnestus tuletada matemaatiline seos soojushulga ja aine agregatsiooni oleku vahel, mis avardas oluliselt anorgaanilise keemia silmaringi. Näiteks ilmus aatomi-molekulaarne teooria, mis vastas paljudele küsimustele.
19. sajandi alguses suutis Davy naatrium- ja kaaliumhüdroksiidi elektrokeemiliselt lagundada, avades uued võimalused lihtsad ained elektrolüüsi teel. Faraday tuletas Davy töö põhjal elektrokeemia seadused.
Alates 19. sajandi teisest poolest on anorgaanilise keemia suund oluliselt laienenud. Van't Hoffi, Arrheniuse, Oswaldi avastused tõid lahendusteooriasse uusi suundi. Just sel perioodil formuleeriti massimõju seadus, mis võimaldas teha erinevaid kvalitatiivseid ja kvantitatiivseid arvutusi.
Würzi ja Kekule loodud valentsusõpetus võimaldas leida vastuseid paljudele anorgaanilise keemia küsimustele, mis on seotud erinevate oksiidide, hüdroksiidide vormide olemasoluga. 19. sajandi lõpus avastati uusi keemilisi elemente: ruteenium, alumiinium, liitium: vanaadium, toorium, lantaan jne. See sai võimalikuks pärast tehnika kasutuselevõttu spektraalanalüüs. Sel ajal teaduses ilmunud uuendused mitte ainult ei selgitanud keemilisi reaktsioone anorgaanilises keemias, vaid võimaldasid ennustada ka saadud toodete omadusi, nende kasutusvaldkondi.
19. sajandi lõpuks oli teada 63 erineva elemendi olemasolu ja teavet erinevate kohta kemikaalid. Kuid nende täieliku teadusliku klassifikatsiooni puudumise tõttu ei olnud võimalik kõiki anorgaanilise keemia probleeme lahendada.
Dmitri Ivanovitši loodud perioodiline seadus sai kõigi elementide süstematiseerimise aluseks. Tänu Mendelejevi avastamisele õnnestus keemikutel korrigeerida oma ideid elementide aatommasside kohta, ennustada nende ainete omadusi, mida polnud veel avastatud. Moseley, Rutherfordi, Bohri teooria andis Mendelejevi perioodilisele seadusele füüsilise põhjenduse.
Selleks, et aru saada, mida keemiat õpib, on vaja üle vaadata selles kursuses sisalduvad põhimõisted.
Peamine teoreetiline probleem, mida selles osas uuritakse, on Mendelejevi perioodiline seadus. Anorgaaniline keemia koolikursusel toodud tabelites tutvustab noortele teadlastele anorgaaniliste ainete põhiklasse ja nende seoseid. teooria keemiline side arvestab ühenduse olemust, selle pikkust, energiat, polaarsust. Molekulaarorbitaalide meetod, valentssidemed, kristallivälja teooria on peamised küsimused, mis võimaldavad selgitada anorgaaniliste ainete struktuuri ja omaduste iseärasusi.
Keemiline termodünaamika ja kineetika, vastates süsteemi energia muutumist puudutavatele küsimustele, kirjeldades ülijuhtivuse teoorial põhinevaid ioonide ja aatomite elektroonilisi konfiguratsioone, nende muundumist keerukateks aineteks, andsid aluse uuele jaotisele - pooljuhtmaterjalide keemia. .
Mannekeenide anorgaaniline keemia hõlmab teoreetiliste küsimuste kasutamist tööstuses. Just see keemiaosa sai aluseks mitmesugustele ammoniaagi, väävelhappe, süsinikdioksiidi, mineraalväetiste, metallide ja sulamite tootmisega seotud tööstusharudele. Kasutades masinaehituses keemilisi meetodeid, saadakse soovitud omaduste ja omadustega sulamid.
Mida keemia uurib? See on teadus ainetest, nende transformatsioonidest ja ka rakendusvaldkondadest. Selle ajaperioodi kohta on usaldusväärset teavet umbes saja tuhande erineva olemasolu kohta anorgaanilised ühendid. Keemiliste transformatsioonide käigus muutub molekulide koostis, tekivad uute omadustega ained.
Kui õpite anorgaanilist keemiat nullist, peate esmalt tutvuma selle teoreetiliste osadega ja alles pärast seda saate omandatud teadmisi praktiliselt kasutada. Arvukate küsimuste hulgas, mida selles keemiateaduse osas käsitletakse, tuleb mainida aatomi- ja molekulaarteooriat.
Selles sisalduvat molekuli peetakse aine väikseimaks osakeseks, millel on selle keemilised omadused. See on jagatav aatomiteks, mis on aine väikseimad osakesed. Molekulid ja aatomid on pidevas liikumises, neid iseloomustavad elektrostaatilised tõuke- ja külgetõmbejõud.
Anorgaanilise keemia nullist lähtumine peaks põhinema keemilise elemendi määratlusel. Selle all on tavaks mõista teatud tuumalaenguga aatomite tüüpi, elektronkestade struktuuri. Sõltuvalt struktuurist on nad võimelised astuma mitmesugustesse interaktsioonidesse, moodustades aineid. Iga molekul on elektriliselt neutraalne süsteem, see tähendab, et see järgib täielikult kõiki mikrosüsteemides kehtivaid seadusi.
Iga looduses eksisteeriva elemendi jaoks saate määrata prootonite, elektronide, neutronite arvu. Võtame näiteks naatriumi. Prootonite arv selle tuumas vastab seerianumbrile, see tähendab 11, ja on võrdne elektronide arvuga. Neutronite arvu arvutamiseks on vaja naatriumi suhtelisest aatommassist (23) lahutada selle seerianumber, saame 12. Mõne elemendi puhul tuvastati isotoobid, mis erinevad neutronite arvu poolest aatomituumas.
Mis veel iseloomustab anorgaanilist keemiat? Selles jaotises käsitletavad teemad hõlmavad ainete formuleerimist, kvantitatiivsete arvutuste tegemist.
Alustuseks analüüsime valentsi valemite koostamise funktsioone. Sõltuvalt sellest, millised elemendid aine koostisse kaasatakse, kehtivad valentsuse määramiseks teatud reeglid. Alustame binaarühenduste loomisest. Seda küsimust käsitletakse anorgaanilise keemia koolikursuses.
Periooditabeli peamistes alarühmades asuvate metallide puhul vastab valentsindeks rühma numbrile, on konstantne väärtus. Külgmiste alarühmade metallidel võivad olla erinevad valentsid.
Mittemetallide valentsi määramisel on mõned omadused. Kui ühendis asub see valemi lõpus, on sellel madalam valents. Selle arvutamisel lahutatakse kaheksast selle rühma number, milles see element asub. Näiteks oksiidides on hapniku valents kaks.
Kui mittemetall asub valemi alguses, näitab see maksimaalset valentsi, mis on võrdne selle rühma numbriga.
Kuidas ainet formuleerida? On olemas teatud algoritm, mida teavad isegi koolilapsed. Kõigepealt tuleb üles kirjutada ühendi nimes mainitud elementide märgid. Nimes viimasena märgitud element asetatakse valemis esimesele kohale. Lisaks pange nende üle reeglite abil valentsusindeks. Väärtuste vahel määratakse vähim ühiskordne. Kui see jagatakse valentsideks, saadakse indeksid, mis asuvad elementide märkide all.
Toome näitena süsinikmonooksiidi valemi (4) koostamise variandi. Esiteks asetame selle anorgaanilise ühendi osaks olevad süsiniku ja hapniku märgid kõrvuti, saame CO. Kuna esimesel elemendil on muutuv valents, on see näidatud sulgudes, seda peetakse hapniku jaoks, lahutades kaheksast kuus (rühma number), saadakse kaks. Kavandatava oksiidi lõplik valem on CO 2 .
Paljude anorgaanilises keemias kasutatavate teaduslike terminite hulgas pakub allotroopia erilist huvi. See selgitab mitme lihtsa aine olemasolu, mis põhinevad ühel keemilisel elemendil, mis erinevad omaduste ja struktuuri poolest.
On neli peamist anorgaaniliste ainete klassi, mis väärivad üksikasjalikku kaalumist. Alustame oksiidide lühikirjeldusega. See klass hõlmab binaarseid ühendeid, milles hapnik on tingimata olemas. Sõltuvalt sellest, milline element valemit alustab, jaguneb see kolme rühma: aluseline, happeline, amfoteerne.
Metallid, mille valents on suurem kui neli, nagu ka kõik mittemetallid, moodustavad hapnikuga happelisi oksiide. Nende peamiste keemiliste omaduste hulgas märgime võimet suhelda veega (erandiks on ränioksiid), reaktsioone aluseliste oksiididega, leelistega.
Metallid, mille valents ei ületa kahte, moodustavad aluselisi oksiide. Selle alamliigi peamistest keemilistest omadustest toome välja leeliste moodustumise veega, soolade moodustumise happeoksiidide ja hapetega.
Siirdemetallidele (tsink, berüllium, alumiinium) on iseloomulik amfoteersete ühendite moodustumine. Nende peamine erinevus seisneb omaduste duaalsuses: reaktsioonid leeliste ja hapetega.
Alused on suur anorgaaniliste ühendite klass, millel on sarnane struktuur ja omadused. Selliste ühendite molekulid sisaldavad ühte või mitut hüdroksüülrühma. Seda terminit kasutati nende ainete kohta, mis moodustavad koostoime tulemusena sooli. Leelised on aluselised, millel on leeliseline keskkond. Nende hulka kuuluvad perioodilisuse tabeli peamiste alarühmade esimese ja teise rühma hüdroksiidid.
Happesoolades on lisaks metallile ja happejäägile vesiniku katioone. Näiteks naatriumvesinikkarbonaat (söögisooda) on kondiitritööstuses väga nõutud ühend. Aluselised soolad sisaldavad vesiniku katioonide asemel hüdroksiidioone. Topeltsoolad on paljude looduslike mineraalide lahutamatu osa. Niisiis leidub maakoores naatriumkloriidi, kaaliumi (sylviniiti). Just seda ühendit kasutatakse tööstuses leelismetallide isoleerimiseks.
Anorgaanilises keemias on spetsiaalne osa, mis käsitleb komplekssoolade uurimist. Need ühendid osalevad aktiivselt elusorganismides toimuvates ainevahetusprotsessides.
Selles jaotises käsitletakse kõiki keemilisi muundumisi energiakao või -kasvu seisukohast. Hessil õnnestus luua seos entalpia ja entroopia vahel ning tuletada seadus, mis selgitab temperatuuri muutust mis tahes reaktsiooni korral. Termiline efekt, mis iseloomustab antud reaktsioonis vabanenud või neeldunud energia hulka, on defineeritud kui erinevus reaktsioonisaaduste ja lähteainete entalpiate summa vahel, võttes arvesse stereokeemilisi koefitsiente. Hessi seadus on termokeemias peamine, see võimaldab teha kvantitatiivseid arvutusi iga keemilise muunduse kohta.
Alles 20. sajandil muutus see keemia osa eraldiseisvaks teaduseks, mis tegeleb mitmesuguste vedelate, tahkete ja gaasiliste süsteemide käsitlemisega. Suspensioone, suspensioone, emulsioone, mis erinevad osakeste suuruse ja keemiliste parameetrite poolest, uuritakse üksikasjalikult kolloidkeemias. Arvukate uuringute tulemusi rakendatakse aktiivselt farmaatsia-, meditsiini-, keemiatööstus võimaldab teadlastel ja inseneridel sünteesida soovitud keemiliste ja füüsikaliste omadustega aineid.
Anorgaaniline keemia on praegu üks suuremaid keemia harusid, sisaldab tohutul hulgal teoreetilisi ja praktilisi küsimusi, mis võimaldavad saada aimu ainete koostisest, füüsikalistest omadustest, keemilistest muundumistest ja peamistest kasutusvaldkondadest. Põhimõisteid, seadusi omandades saate koostada keemiliste reaktsioonide võrrandeid, teha nende põhjal erinevaid matemaatilisi arvutusi. Lõpueksamil pakutakse lastele kõiki anorgaanilise keemia sektsioone, mis on seotud valemite sõnastamise, reaktsioonivõrrandite kirjutamise, lahendusülesannete lahendamisega.
Kataloog sisaldab 1100 anorgaanilist ainet, mille kohta on toodud olulisemate reaktsioonide võrrandid. Ainete valikut põhjendati nende teoreetilise ja laboritööstusliku tähtsusega.
Kataloog on korraldatud vastavalt keemiliste valemite tähestikulisele põhimõttele ja hästi arenenud struktuurile, mis on varustatud teemaindeksiga, mis hõlbustab õige aine leidmist. Sellel pole analooge kodumaises ja välismaises keemiaalases kirjanduses.
Keemia- ja keemiatehnoloogia kõrgkoolide üliõpilastele. Saab kasutada ülikoolide õpetajad, magistrandid, keemiatööstuse teadus- ja inseneritöötajad, samuti õpetajad ja keskkooliõpilased Keskkool.
Al - alumiinium.
Valge, kerge, plastiline metall. Passiveeritud kontsentreeritud vees lämmastikhape ja kaaliumdikromaadi lahus stabiilse oksiidkile moodustumise tõttu; amalgameeritud metall reageerib veega. Reaktiivne, tugev redutseerija. Näitab amfoteerseid omadusi; reageerib lahjendatud hapete ja leelistega.
AIN - alumiiniumnitriid.
Valge, väga kõva, tulekindel, termiliselt stabiilne. Ei reageeri vedela veega, hüdrolüüsib täielikult veeauruga. Etanoolis ei lahustu. Reageerib hapete ja leelistega, kuid kompaktsel kujul on happekindel.
ZnS - tsink(II)sulfiid.
Valge, amorfne (sadestatud lahusest) või kristalne - kuubikujuline a-modifikatsioon ja kuusnurkne B-modifikatsioon. Tundlik UV-kiirguse suhtes. AT amorfne reageerivam. Pikaajalisel töötlemisel vesiniksulfiidveega peptifitseeritakse (läheb kolloidlahuseks). See ei lahustu vees, ei reageeri leeliste, ammoniaakhüdraadiga. Reageerib tugevate hapetega märg 02 õhk oksüdeerub aeglaselt.
Laadige mugavas vormingus tasuta alla e-raamat, vaadake ja lugege:
Laadige alla raamat Anorgaaniliste ainete reaktsioonid, teatmik, Molochko V.A., Andreeva L.L., Lidin R.A., 2007 - fileskachat.com, kiire ja tasuta allalaadimine.
Keemia- ainete teadus, nende muundumismustrid (füüsikalised ja keemilised omadused) ja rakendused.
Praegu on teada üle 100 tuhande anorgaanilise ja üle 4 miljoni orgaanilise ühendi.
Keemilised nähtused: ühed ained muutuvad teisteks, mis erinevad algsest koostisest ja omadustest, samas kui aatomituumade koostis ei muutu.
Füüsikalised nähtused: aatomituumade koostise muutumisega muutub ainete füüsikaline olek (aurustumine, sulamine, elektrijuhtivus, soojus- ja valguskiirgus, vormitavus jne) või tekivad uued ained.
Aatomi - molekulaarne doktriin.
1. Kõik ained koosnevad molekulidest.
Molekul - aine väikseim osake, millel on selle keemilised omadused.
2. Molekulid koosnevad aatomitest.
Atom - keemilise elemendi väikseim osake, mis säilitab kõik oma keemilised omadused. Erinevad elemendid vastavad erinevatele aatomitele.
3. Molekulid ja aatomid on pidevas liikumises; nende vahel on külgetõmbe- ja tõukejõud.
Keemiline element - see on teatud tüüpi aatom, mida iseloomustavad tuumade teatud laengud ja elektronkestade struktuur. Praegu on teada 118 elementi: 89 neist leidub looduses (Maal), ülejäänud saadakse kunstlikult. Aatomid eksisteerivad vabas olekus, ühendites samade või muude elementide aatomitega, moodustades molekule. Aatomite võime suhelda teiste aatomitega ja moodustada keemilisi ühendeid on määratud selle struktuuriga. Aatomid koosnevad positiivselt laetud tuumast ja selle ümber liikuvatest negatiivselt laetud elektronidest, moodustades elektriliselt neutraalse süsteemi, mis järgib mikrosüsteemidele iseloomulikke seadusi.
aatomituum - aatomi keskosa Z prootonid ja N neutronid, millesse on koondunud suurem osa aatomitest.
Põhilaeng - positiivne, suurusjärgus võrdne prootonite arvuga tuumas või elektronide arvuga neutraalses aatomis ja ühtib elemendi seerianumbriga perioodilises süsteemis.
Aatomituuma prootonite ja neutronite summat nimetatakse massiarvuks A = Z + N.
isotoobid
- keemilised elemendid, millel on samad tuumalaengud, kuid erineva massiarvuga, mis tuleneb erinevast tuumas olevate neutronite arvust.
|
missa |
A |
63 |
Cu ja |
65 |
35 |
Cl ja |
37 |
Keemiline valem - see on aine koostise tingimuslik kirje, kasutades keemilisi märke (1814. aastal pakkus välja J. Berzelius) ja indekseid (indeks on sümboli all paremal olev arv. See näitab aatomite arvu molekulis). Keemiline valem näitab, millised milliste elementide aatomid ja mis suhtes on molekulis omavahel seotud.
Allotroopia - nähtus, kus keemilise elemendi poolt moodustuvad mitmed lihtsad ained, mis erinevad struktuuri ja omaduste poolest. Lihtained – molekulid, koosnevad sama elemendi aatomitest.
Cvaleained Molekulid koosnevad erinevate keemiliste elementide aatomitest.
Aatommassi konstant on võrdne 1/12 isotoobi 12 massist C - loodusliku süsiniku peamine isotoop.
m u = 1/12 m (12 C ) \u003d 1 amu \u003d 1,66057 10–24 g
Suhteline aatommass (A r) - mõõtmeteta väärtus, mis on võrdne elemendi aatomi keskmise massi suhtega (võttes arvesse isotoopide protsenti looduses) ja 1/12 aatomi massist 12 C.
Aatomi keskmine absoluutmass (m) on võrdne suhtelise aatommassiga korrutatuna a.m.u.
Ar(Mg) = 24,312
m (Mg) = 24,312 1,66057 10 -24 = 4,037 10 -23 g
Suhteline molekulmass (Härra) - mõõtmeteta suurus, mis näitab, mitu korda on antud aine molekuli mass suurem kui 1/12 süsinikuaatomi massist 12 C.
M g = m g / (1/12 m a (12 C))
härra - antud aine molekuli mass;
m a (12 C) on süsinikuaatomi mass 12C.
M g \u003d S A g (e). Aine suhteline molekulmass on indekseid arvesse võttes võrdne kõigi elementide suhteliste aatommasside summaga.
Näited.
M g (B 2 O 3) \u003d 2 A r (B) + 3 A r (O) \u003d 2 11 + 3 16 \u003d 70
M g (KAl (SO 4) 2) \u003d 1 A r (K) + 1 A r (Al) + 1 2 A r (S) + 2 4 A r (O) \u003d
= 1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4
16 = 258
Molekuli absoluutmass on võrdne suhtelise molekulmassiga korrutatuna a.m.u. Aatomite ja molekulide arv tavalistes ainete proovides on väga suur, seetõttu kasutatakse aine koguse iseloomustamisel spetsiaalset mõõtühikut - mooli.
Aine kogus, mol . Tähendab teatud arvu struktuurielemente (molekulid, aatomid, ioonid). Tähistataksen , mõõdetuna moolides. Mool on aine kogus, mis sisaldab nii palju osakesi, kui on aatomeid 12 g süsinikus.
Avogadro number (NA ). Osakeste arv mis tahes aine 1 moolis on sama ja võrdne 6,02 10 23. (Avogadro konstandi mõõde on - mol -1).
Näide.
Mitu molekuli on 6,4 g väävlis?
Väävli molekulmass on 32 g / mol. Määrame aine koguse g / mol 6,4 g väävlis:
n (s) = m(s) / M(s ) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol
Määrame konstandi abil struktuuriüksuste (molekulide) arvu Avogadro N A
N(s) = n (s)N A = 0,2 6,02 10 23 = 1,2 10 23
Molaarmass näitab 1 mooli aine massi (tähistatudM).
M=m/ n
Aine molaarmass võrdub aine massi ja aine vastava koguse suhtega.
Aine molaarmass on arvuliselt võrdne selle suhtelise molekulmassiga, kuid esimene väärtus on mõõtmega g / mol ja teine on mõõtmeteta.
M = N A m (1 molekul) = N A M g 1 a.m.u. = (NA 1 amu) M g = M g
See tähendab, et kui teatud molekuli mass on näiteks 80 a.m.u. ( SO 3 ), siis on ühe molekuli mooli mass 80 g Avogadro konstant on proportsionaalsustegur, mis tagab ülemineku molekulaarsuhetelt molaarsuhetele. Kõik väited molekulide kohta jäävad kehtima moolide kohta (vajadusel asendades a.m.u g-ga) Näiteks reaktsioonivõrrand: 2 Na + Cl 2 2 NaCl , tähendab, et kaks naatriumiaatomit reageerivad ühe kloorimolekuliga või, mis on sama asi, kaks mooli naatriumi reageerivad ühe mooli klooriga.
Keemia kursus koolides algab 8. klassis õppetööga ühisosa teadused: kirjeldatud võimalikud tüübid sidemed aatomite vahel, kristallvõrede tüübid ja levinumad reaktsioonimehhanismid. Sellest saab alus olulise, kuid spetsiifilisema jaotise - anorgaaniliste ainete - uurimisele.
See on teadus, mis arvestab perioodilisuse tabeli kõigi elementide struktuuri, põhiomaduste ja reaktsioonivõime põhimõtteid. Anorgaanilistes ainetes mängib olulist rolli perioodiline seadus, mis ühtlustab ainete süstemaatilist klassifitseerimist nende massi, arvu ja tüübi muutuste järgi.
Kursusel käsitletakse ka tabeli elementide koosmõjul tekkinud ühendeid (ainsaks erandiks on süsivesinike ala, mida käsitletakse orgaanika peatükkides). Anorgaanilise keemia ülesanded võimaldavad saadud teoreetilisi teadmisi praktikas välja töötada.
Nimetus "anorgaaniline" tekkis kooskõlas ideega, et see hõlmab osa keemilistest teadmistest, mis ei ole seotud bioloogiliste organismide tegevusega.
Aja jooksul on tõestatud, et suurem osa orgaanilisest maailmast suudab toota ka "elutuid" ühendeid ning laboris sünteesitakse mis tahes tüüpi süsivesinikke. Niisiis suutis Saksa teadlane Wehler uureat sünteesida ammooniumtsüanaadist, mis on elementide keemias sool.
Et vältida segadust mõlema teaduse nomenklatuuri ja uurimisliikide klassifikatsiooniga, hõlmab kooli- ja ülikoolikursuste programm, järgides üldkeemiat, põhidistsipliinina anorgaaniliste ainete uurimist. AT teadusmaailm säilib sama järjestus.
Keemia näeb ette materjali sellise esituse, milles anorgaaniliste ainete sissejuhatavates peatükkides käsitletakse elementide perioodilist seadust. eritüüpi, mis põhineb eeldusel, et tuumade aatomilaengud mõjutavad ainete omadusi ja need parameetrid muutuvad tsükliliselt. Algselt ehitati tabel elementide aatommasside suurenemise peegeldusena, kuid peagi lükati see jada tagasi, kuna see ei olnud järjepidev selles aspektis, milles anorgaanilised ained nõuavad selle probleemiga tegelemist.
Keemia viitab peale perioodilisuse tabeli umbes saja joonise, klastri ja diagrammi olemasolu, mis kajastavad omaduste perioodilisust.
Praegu on populaarne konsolideeritud versioon sellise kontseptsiooni käsitlemisest anorgaanilise keemia klassidena. Tabeli veerud näitavad elemente sõltuvalt füüsilised ja keemilised omadused, ridades - üksteisega sarnased perioodid.
Märk perioodilisuse tabelis ja lihtaine vabas olekus on enamasti erinevad asjad. Esimesel juhul ainult konkreetne vaade aatomid, teises - osakeste ühenduse tüüp ja nende vastastikune mõju stabiilsetes vormides.
Lihtainete keemiline side määrab nende jagunemise perekondadeks. Seega saab eristada kahte laia aatomirühma tüüpi – metallid ja mittemetallid. Esimene perekond sisaldab 96 elementi 118 uuritud elemendist.
Metallitüüp eeldab samanimelise sideme olemasolu osakeste vahel. Interaktsioon põhineb võre elektronide sotsialiseerumisel, mida iseloomustab suunamatus ja küllastumatus. Seetõttu juhivad metallid hästi soojust ja laevad, neil on metalliline läige, vormitavus ja plastilisus.
Tavaliselt on metallid perioodilisuse tabelis vasakul, kui tõmmatakse sirgjoon boorist astatiini. Sellele joonele lähedased elemendid on enamasti piiritletud ja neil on kahesugused omadused (nt germaanium).
Enamik metalle moodustab aluselisi ühendeid. Selliste ainete oksüdatsiooniaste ei ületa tavaliselt kahte. Rühmas metallilisus suureneb, teatud perioodil aga väheneb. Näiteks radioaktiivsel frantsiumil on rohkem aluselisi omadusi kui naatriumil ja halogeenide perekonnas on joodil isegi metalliline läige.
Muidu on olukord perioodis - nad täidavad alamtasandid, mille ees on vastandlike omadustega ained. Perioodilisuse tabeli horisontaalses ruumis muutub elementide avalduv reaktsioonivõime aluselisest amfoteersest happeliseks. Metallid on head redutseerijad (võtvad sidemete moodustumisel vastu elektrone).
Seda tüüpi aatomid kuuluvad anorgaanilise keemia põhiklassidesse. Mittemetallid asuvad perioodilisuse tabeli paremal küljel, näidates tavaliselt happelisi omadusi. Enamasti esinevad need elemendid omavahel ühendite kujul (näiteks boraadid, sulfaadid, vesi). Vabas molekulaarses olekus on väävli, hapniku ja lämmastiku olemasolu teada. Samuti on mitmeid kaheaatomilisi mittemetallilisi gaase – lisaks kahele eelnimetatule on nende hulgas vesinik, fluor, broom, kloor ja jood.
Need on kõige levinumad ained maa peal – eriti levinud on räni, vesinik, hapnik ja süsinik. Jood, seleen ja arseen on väga haruldased (see hõlmab ka radioaktiivseid ja ebastabiilseid konfiguratsioone, mis asuvad tabeli viimastel perioodidel).
Ühendites käituvad mittemetallid valdavalt hapetena. Need on võimsad oksüdeerivad ained tänu võimalusele lisada taseme lõpetamiseks täiendav arv elektrone.
Lisaks ainetele, mis on esindatud ühe aatomirühmaga, on ühendeid, millel on mitu erinevat konfiguratsiooni. Sellised ained võivad olla binaarsed (koosnevad kahest erinevast osakesest), kolme-, neljaelemendilised jne.
Keemia omistab erilist tähtsust molekulide sidemete binaarsusele. Anorgaaniliste ühendite klasse käsitletakse ka aatomite vahel tekkiva sideme seisukohalt. See võib olla ioonne, metalliline, kovalentne (polaarne või mittepolaarne) või segatud. Tavaliselt on sellistel ainetel selgelt aluseline (metalli juuresolekul), amforteerne (kahekordne - eriti alumiiniumile iseloomulik) või happeline (kui on element, mille oksüdatsiooniaste on +4 ja kõrgem) omadused.
Anorgaanilise keemia teemad hõlmavad seda tüüpi aatomite assotsiatsiooni käsitlemist. Enam kui kahest aatomirühmast koosnevad ühendid (enamasti tegelevad anorgaanilised kolmeelemendiliste liikidega) tekivad tavaliselt füüsikalis-keemiliste parameetrite poolest üksteisest oluliselt erinevate komponentide osalusel.
Võimalikud sidemete tüübid on kovalentsed, ioonsed ja segatud sidemed. Tavaliselt on kolmeelemendilised ained käitumiselt sarnased binaarsetele, kuna üks aatomitevahelise interaktsiooni jõud on palju tugevam kui teine: nõrk moodustub teises kohas ja sellel on võime lahuses kiiremini dissotsieeruda. .
Valdav osa anorgaanilise aine kursusel uuritud ainetest on nende koostisest ja omadustest lähtuvalt käsitletavad lihtsa klassifikatsiooni järgi. Seega eristatakse oksiide ja sooli. Nende suhete kaalumist on parem alustada oksüdeeritud vormide kontseptsiooniga tutvumisest, milles võib esineda peaaegu iga anorgaaniline aine. Selliste sidusrühmade keemiat käsitletakse oksiidide peatükkides.
Oksiid on mis tahes keemilise elemendi ühend hapnikuga, mille oksüdatsiooniaste on -2 (peroksiidides vastavalt -1). Sideme moodustumine toimub elektronide tagasituleku ja kinnitumise tõttu O 2 redutseerimisega (kui hapnik on kõige elektronegatiivsem element).
Sõltuvalt teisest aatomirühmast võivad neil olla nii happelised, amfoteersed kui ka aluselised omadused. Kui oksiidis ei ületa see oksüdatsiooniastet +2, kui mittemetallis - alates +4 ja üle selle. Kahekordse iseloomuga parameetritega proovides saavutatakse väärtus +3.
Happeliste ühendite keskmine reaktsioon on alla 7 vesiniku katioonide sisalduse tõttu, mis võivad lahustuda ja seejärel asendada metalliiooniga. Klassifikatsiooni järgi on need keerulised ained. Enamikku happeid saab saada vastavate oksiidide veega lahjendamisel, näiteks väävelhappe moodustumisel pärast SO 3 hüdraatimist.
Seda tüüpi ühendite omadused tulenevad OH hüdroksüülradikaali olemasolust, mis annab keskkonna reaktsiooniks üle 7. Lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks, need on selle ainete klassi tugevaimad tänu täielikule dissotsiatsioonile (lagunemine ioonid vedelikus). OH rühma soolade moodustumisel saab asendada happeliste jääkidega.
Anorgaaniline keemia on kaksikteadus, mis suudab kirjeldada aineid erinevatest vaatenurkadest. Protolüütilises teoorias peetakse aluseid vesiniku katioonide aktseptoriteks. Selline lähenemine laiendab selle ainete klassi mõistet, nimetades leelisteks iga ainet, mis suudab vastu võtta prootoneid.
Seda tüüpi ühendid on aluste ja hapete vahel, kuna need on nende koostoime produkt. Seega toimib metalliioon (mõnikord ammooniumi, fosfooniumi või hüdroksooniumi) tavaliselt katioonina ja happejääk anioonse ainena. Soola moodustumisel asendub vesinik mõne teise ainega.
Sõltuvalt reaktiivide arvu ja nende tugevuse suhtest üksteise suhtes on mõistlik kaaluda mitut tüüpi interaktsiooniprodukte:
Anorgaaniline keemia on teadus, mis hõlmab iga klassi jagamist fragmentideks, mida käsitletakse erinevatel aegadel: mõned varem, teised hiljem. Põhjalikuma uuringuga eristatakse veel 4 tüüpi soolasid:
Teistest anorgaanilise keemia praktikas sisalduvatest ainetest, mida võib liigitada sooladeks või omaette teadmiste peatükkideks, võib nimetada hüdriide, nitriide, karbiide ja intermetalliide (mitme metalli ühendid, mis ei ole sulam).
Anorgaaniline keemia on teadus, mis pakub huvi igale selle ala spetsialistile, olenemata tema huvidest. See sisaldab esimesi selles aines koolis õpitud peatükke. Anorgaanilise keemia kursus näeb ette suurte teabehulkade süstematiseerimist arusaadava ja lihtsa klassifikatsiooni järgi.
ÕPETUS
Distsipliinis "Üldine ja anorgaaniline keemia"
Üld- ja anorgaanilise keemia loengute kogumik
Üldine ja anorgaaniline keemia: õpik / autor E.N. Mozzhuhina;
GBPOU "Kurgan Basic Medical College" - Kurgan: KBMK, 2014. - 340 lk.
Avaldatud Riikliku Autonoomse Õppeasutuse "Hariduse ja sotsiaaltehnoloogiate arendamise instituut" toimetuse ja kirjastusnõukogu otsusega
Ülevaataja: MITTE. Gorshkova - bioloogiateaduste kandidaat, IMR GBPOU "Kurgan Basic Medical College" direktori asetäitja
| Sissejuhatus. | |
| 1. OSA. Teoreetiline alus keemia | 8-157 |
| 1.1. Perioodiline seadus ja perioodilisussüsteem elemendi D.I. Mendelejev. Ainete struktuuri teooria. | |
| 1.2.Elementide aatomite elektrooniline ehitus. | |
| 1.3. Keemiliste sidemete tüübid. | |
| 1..4 Anorgaanilise loodusega ainete struktuur | |
| 1 ..5 Anorgaaniliste ühendite klassid. | |
| 1.5.1. Oksiidide, hapete, aluste klassifikatsioon, koostis, nomenklatuur Tootmismeetodid ja nende keemilised omadused. | |
| 1.5.2 Soolade klassifikatsioon, koostis, nomenklatuur. Tootmismeetodid ja nende keemilised omadused | |
| 1.5.3. Amfoteerne. Keemilised omadused amfoteersed oksiidid ja hüdroksiidid. Geneetiline seos anorgaaniliste ühendite klasside vahel. | |
| 1..6 Komplekssed ühendid. | |
| 1..7 Lahendused. | |
| 1.8. teooria elektrolüütiline dissotsiatsioon. | |
| 1.8.1. elektrolüütiline dissotsiatsioon. Põhisätted. TED. dissotsiatsioonimehhanism. | |
| 1.8.2. Ioonilised reaktsioonid vahetada. Soola hüdrolüüs. | |
| 1.9. Keemilised reaktsioonid. | |
| 1.9.1. Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon. Keemiline tasakaal ja nihkumine. | |
| 1.9.2. Redoksreaktsioonid. Nende elektrooniline olemus. OVR võrrandite klassifitseerimine ja sõnastamine. | |
| 1.9.3. Olulisemad oksüdeerivad ja redutseerivad ained. OVR, mis hõlmab dikromaati, kaaliumpermanganaati ja lahjendatud happeid. | |
| 1.9.4 Koefitsientide OVR-i paigutamise meetodid | |
| OSA 2. Elementide ja nende ühendite keemia. | |
| 2.1. R-elemendid. | |
| 2.1.1. Perioodilise süsteemi VII rühma elementide üldised omadused. Halogeenid. Kloor, selle füüsikalised ja keemilised omadused. | |
| 2.1.2. Haliidid. Bioloogiline roll halogeenid. | |
| 2.1.3. Kalkogeenid. PS D.I VI rühma elementide üldised omadused. Mendelejev. hapnikuühendid. | |
| 2.1.4. Olulisemad väävliühendid. | |
| 2.1.5. V rühma põhialagrupp. Üldised omadused. Aatomi ehitus, lämmastiku füüsikalised ja keemilised omadused. Olulisemad lämmastikuühendid. | |
| 2.1.6. Fosfori aatomi struktuur, füüsikalised ja keemilised omadused. Allotroopia. Fosfori olulisemad ühendid. | |
| 2.1.7. Perioodilise süsteemi põhialarühma IV rühma elementide üldised omadused D.I. Mendelejev. Süsinik ja räni. | |
| 2.1.8. Perioodilise süsteemi III rühma põhialarühm D.I. Mendelejev. Bor. Alumiinium. | |
| 2.2. s - elemendid. | |
| 2.2.1. Perioodilise süsteemi põhialarühma II rühma metallide üldised omadused D.I. Mendelejev. leelismuldmetallid. | |
| 2.2.2. Perioodilise süsteemi põhialarühma I rühma elementide üldised omadused D.I. Mendelejev. leelismetallid. | |
| 2.3. d-elemendid. | |
| 2.3.1. I rühma kõrvalalagrupp. | |
| 2.3.2.. II rühma teine alagrupp. | |
| 2.3.3. VI rühma kõrvalalagrupp | |
| 2.3.4. VII rühma teine alagrupp | |
| 2.3.5. VIII rühma kõrvalalagrupp |
Selgitav märkus
Ühiskonna praegusel arenguetapil on esmaseks ülesandeks inimeste tervise eest hoolitsemine. Paljude haiguste ravi on saanud võimalikuks tänu keemia saavutustele uute ainete ja materjalide loomisel.
Ei oma sügavaid ja mitmekülgseid teadmisi keemia vallas, ei tea keemiliste tegurite positiivse või negatiivse mõju tähtsust keskkond, sa ei saa olla pädev meditsiinitöötaja. Arstitudengitel peab olema vajalik miinimum teadmised keemiast.
Antud kursuse loengumaterjal on mõeldud üld- ja anorgaanilise keemia põhitõdesid õppivatele üliõpilastele.
Selle kursuse eesmärk on uurida anorgaanilise keemia sätteid, mis on esitatud praegusel teadmiste tasemel; teadmiste ulatuse laiendamine, võttes arvesse erialast suunitlust. Oluliseks suunaks on kindla baasi loomine, millele on üles ehitatud teiste keemia eridistsipliinide (orgaaniline ja analüütiline keemia, farmakoloogia, ravimitehnoloogia) õpetamine.
Kavandatav materjal näeb ette õpilaste erialase orientatsiooni teoreetilise anorgaanilise keemia seostest eri- ja meditsiinidistsipliinidega.
Peamised ülesanded koolitus see distsipliin on üldkeemia põhialuste valdamine; anorgaanilise keemia kui anorgaaniliste ühendite omaduste ja nende struktuuri vahelist seost selgitava teaduse sisu assimileerimisel õpilaste poolt; ideede kujundamisel anorgaanilisest keemiast kui põhidistsipliinist, millel põhinevad erialased teadmised.
Distsipliini "Üldine ja anorgaaniline keemia" loengute kursus on üles ehitatud vastavalt riikliku haridusstandardi (FGOS-4) nõuetele eriala 060301 "Farmaatsia" lõpetajate minimaalsele koolitustasemele ja välja töötatud selle alusel. õppekava see eriala.
Loengute kursus sisaldab kahte sektsiooni;
1. Keemia teoreetilised alused.
2. Elementide ja nende ühendite keemia: (p-elemendid, s-elemendid, d-elemendid).
Õppematerjali esitlus esitatakse arenduses: lihtsamatest mõistetest keerukate, terviklike, üldistavateni.
Jaotis "Keemia teoreetilised alused" hõlmab järgmisi küsimusi:
1. Perioodiline seadus ja keemiliste elementide perioodiline süsteem D.I. Mendelejev ja ainete struktuuri teooria.
2. Anorgaaniliste ainete klassid, seos kõigi anorgaaniliste ainete klasside vahel.
3. Kompleksühendid, nende kasutamine kvalitatiivses analüüsis.
4. Lahendused.
5. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.
6. Keemilised reaktsioonid.
Sektsiooni "Elementide ja nende ühendite keemia" uurimisel kaalutakse järgmisi küsimusi:
1. Rühma ja alarühma omadused, milles see element asub.
2. Elemendi karakteristikud, lähtudes tema positsioonist perioodilisuse süsteemis, aatomi ehituse teooria seisukohalt.
3. Füüsikalised omadused ja levik looduses.
4. Saadamise meetodid.
5. Keemilised omadused.
6. Olulisemad seosed.
7. Elemendi bioloogiline roll ja selle kasutamine meditsiinis.
Erilist tähelepanu antud anorgaanilise iseloomuga ravimitele.
Selle distsipliini õppimise tulemusena peaks üliõpilane teadma:
1. Perioodiline seadus ja perioodilisuse süsteemi elementide omadused D.I. Mendelejev.
2. Keemiliste protsesside teooria alused.
3. Anorgaanilise loodusega ainete struktuur ja reaktsioonivõime.
4. Anorgaaniliste ainete klassifikatsioon ja nomenklatuur.
5. Anorgaaniliste ainete saamine ja omadused.
6. Rakendus meditsiinis.
1. Klassifitseerige anorgaanilised ühendid.
2. Koosta ühendite nimetused.
3. Installige geneetiline seos anorgaaniliste ühendite vahel.
4. Keemiliste reaktsioonide kasutamine anorgaanilise loodusega ainete, sh meditsiiniliste ainete keemiliste omaduste tõestamiseks.
Loeng nr 1
Teema: Sissejuhatus.
1. Keemia õppeaine ja ülesanded
2. Üld- ja anorgaanilise keemia meetodid
3. Fundamentaalsed teooriad ja keemia seadused:
a) aatomi-molekulaarteooria.
b) massi ja energia jäävuse seadus;
c) perioodiline seadus;
d) keemilise struktuuri teooria.
anorgaaniline keemia.
1. Keemia õppeaine ja ülesanded
Kaasaegne keemia on üks loodusteadused ja on eraldi teadusharude süsteem: üld- ja anorgaaniline keemia, analüütiline keemia, orgaaniline keemia, füüsikaline ja kolloidkeemia, geokeemia, kosmokeemia jne.
Keemia on teadus, mis uurib ainete muundumisprotsesse, millega kaasnevad koostise ja struktuuri muutused, samuti nende protsesside ja aine muude liikumisvormide vastastikust üleminekut.
Seega on keemia kui teaduse põhiobjektiks ained ja nende teisendused.
Meie ühiskonna praegusel arenguetapil on inimeste tervise eest hoolitsemine ülimalt tähtis ülesanne. Paljude haiguste ravi on saanud võimalikuks tänu keemia saavutustele uute ainete ja materjalide loomisel: ravimid, vereasendajad, polümeerid ja polümeersed materjalid.
Ilma sügavate ja mitmekülgsete teadmisteta keemia vallas, mõistmata erinevate keemiliste tegurite positiivse või negatiivse mõju olulisust inimese tervisele ja keskkonnale, ei saa pädevaks meditsiinitöötajaks.
Üldine keemia. Anorgaaniline keemia.
Anorgaaniline keemia on teadus perioodilise süsteemi elementidest ning nendest moodustuvatest lihtsatest ja keerulistest ainetest.
Anorgaaniline keemia on üldkeemiast lahutamatu. Ajalooliselt õppides keemiline interaktsioon Sõnastati elemendid omavahel, keemia põhiseadused, keemiliste reaktsioonide kulgemise üldseadused, keemilise sideme teooria, lahuste õpetus ja palju muud, mis on üldkeemia aine.
Seega üldine keemia uurib teoreetilisi mõisteid ja kontseptsioone, mis moodustavad kogu keemiateadmiste süsteemi aluse.
Anorgaaniline keemia on juba ammu läbinud kirjeldusteaduse etapi ja kogeb praegu oma "taassündi" kvantkeemiliste meetodite laialdase kasutamise, elektronide energiaspektri ribamudeli, väärisgaaside valentskeemiliste ühendite avastamise ja eriliste füüsikaliste ja keemiliste omadustega materjalide sihipärane süntees. Tuginedes sügavale keemilise struktuuri ja omaduste vaheliste seoste uurimisele, lahendab see edukalt põhiprobleemi – soovitud omadustega uute anorgaaniliste ainete loomise.
2. Üld- ja anorgaanilise keemia meetodid.
Keemia eksperimentaalsetest meetoditest on olulisim keemiliste reaktsioonide meetod. Keemiline reaktsioon - mõne ainete muundamine teisteks koostise ja keemilise struktuuri muutmise teel. Keemilised reaktsioonid võimaldavad uurida ainete keemilisi omadusi. Uuritava aine keemiliste reaktsioonide järgi saab kaudselt hinnata selle keemilist struktuuri. Keemilise struktuuri määramise otsesed meetodid põhinevad enamasti füüsikaliste nähtuste kasutamisel.
Samuti viiakse keemiliste reaktsioonide alusel läbi anorgaaniline süntees, mis viimastel aegadel saavutas suurt edu, eriti ülipuhaste ühendite saamisel üksikkristallide kujul. Seda soodustasid kõrgete temperatuuride ja rõhkude kasutamine, sügav vaakum, konteineriteta puhastusmeetodite kasutuselevõtt jne.
Keemiliste reaktsioonide läbiviimisel, aga ka ainete eraldamisel segust puhtal kujul, mängivad olulist rolli ettevalmistavad meetodid: sadestamine, kristalliseerimine, filtreerimine, sublimatsioon, destilleerimine jne. Praeguseks on paljusid neist klassikalistest valmistamismeetoditest edasi arendatud ja need on ülipuhaste ainete ja monokristallide saamise tehnoloogias juhtivad. Need on suunakristallimise, tsooni ümberkristallimise, vaakuumsublimatsiooni, fraktsioneeriva destilleerimise meetodid. Kaasaegse anorgaanilise keemia üheks tunnuseks on ülipuhaste ainete süntees ja uurimine monokristallidel.
Füüsikalis-keemilise analüüsi meetodeid kasutatakse laialdaselt lahuste ja sulamite uurimisel, kui neis tekkivaid ühendeid on üksikus olekus raske või praktiliselt võimatu eraldada. Seejärel uurige füüsikalised omadused süsteemid sõltuvalt koostise muutusest. Selle tulemusena koostatakse koostis-omaduste diagramm, mille analüüs võimaldab teha järelduse komponentide keemilise vastasmõju olemuse, ühendite tekke ja nende omaduste kohta.
Nähtuse olemuse mõistmiseks ei piisa ainult eksperimentaalsetest meetoditest, seetõttu ütles Lomonosov, et tõeline keemik peab olema teoreetik. Vaid läbi mõtlemise, teadusliku abstraktsiooni ja üldistamise tuntakse loodusseadusi, luuakse hüpoteese ja teooriaid.
Katsematerjali teoreetiline mõistmine ja sidusa keemiateadmiste süsteemi loomine kaasaegses üld- ja anorgaanilises keemias põhineb: 1) aatomite ehituse kvantmehaanilisel teoorial ja elementide perioodilisel süsteemil D.I. Mendelejev; 2) keemilise struktuuri kvantkeemiline teooria ja doktriin aine omaduste sõltuvusest «keemilisest struktuurist; 3) keemilise tasakaalu õpetus, mis põhineb keemilise termodünaamika kontseptsioonidel.
3. Põhiteooriad ja keemiaseadused.
Keemia ja loodusteaduste põhiliste üldistuste hulka kuuluvad aatomi-molekulaarne teooria, massi ja energia jäävuse seadus,
Perioodiline süsteem ja keemilise struktuuri teooria.
a) Aatomi-molekulaarteooria.
Aatomi- ja molekulaaruuringute looja ning ainete massi jäävuse seaduse avastaja M.V. Lomonosovit peetakse õigustatult teadusliku keemia rajajaks. Lomonosov eristas aine struktuuris selgelt kahte etappi: elemendid (meie mõistes - aatomid) ja korpusklid (molekulid). Lomonossovi järgi koosnevad lihtainete molekulid identsetest aatomitest, keeruliste ainete molekulid aga erinevatest aatomitest. aastal pälvis aatomi-molekulaarteooria ülemaailmse tunnustuse XIX algus sajandil pärast Daltoni atomistika heakskiitmist keemias. Sellest ajast alates on molekulid muutunud keemia peamiseks uurimisobjektiks.
b) Massi ja energia jäävuse seadus.
1760. aastal sõnastas Lomonosov ühtse massi- ja energiaseaduse. Kuid enne XX sajandi algust. neid seadusi käsitleti üksteisest sõltumatult. Keemias käsitleti peamiselt aine massi jäävuse seadust (keemilisse reaktsiooni astunud ainete mass võrdub reaktsiooni tulemusena tekkinud ainete massiga).
Näiteks: 2KSlO 3 \u003d 2 KCl + 3O 2
Vasakul: 2 kaaliumiaatomit Paremal: 2 kaaliumiaatomit
2 klooriaatomit 2 klooriaatomit
6 hapnikuaatomit 6 hapnikuaatomit
Füüsika tegeles energia jäävuse seadusega. 1905. aastal näitas kaasaegse füüsika rajaja A. Einstein, et massi ja energia vahel on seos, mida väljendatakse võrrandiga E \u003d mc 2, kus E on energia, m on mass; c on valguse kiirus vaakumis.
c) Perioodiline seadus.
Anorgaanilise keemia tähtsaim ülesanne on elementide omaduste uurimine, tuvastamine üldised mustrid nende keemiline koostoime üksteisega. Suurima teadusliku üldistuse selle probleemi lahendamisel tegi D.I. Mendelejev, kes avastas perioodilise seaduse ja selle graafilise väljenduse - perioodilise süsteemi. Alles selle avastuse tulemusena sai võimalikuks keemiline ennustamine, uute faktide ennustamine. Seetõttu on Mendelejev kaasaegse keemia rajaja.
Mendelejevi perioodiline seadus on loomuliku aluseks
keemiliste elementide süstemaatika. Keemiline element - kollektsioon
sama tuumalaenguga aatomid. Omaduste muutumise mustrid
keemilised elemendid määratakse perioodilise seadusega. Õpetus
aatomite struktuur selgitas perioodilise seaduse füüsikalist tähendust.
Selgus, et elementide ja nende ühendite omaduste muutumise sagedus
sõltub perioodiliselt korduvast elektroonika sarnasest struktuurist
nende aatomite kestad. Keemilised ja mõned füüsikalised omadused sõltuvad
elektronkihi, eriti selle väliskihtide struktuur. Niisiis
Perioodiline seadus on teaduslikuks aluseks elementide ja nende ühendite olulisemate omaduste uurimisel: happe-aluse, redoks-, katalüütilise, kompleksi moodustava, pooljuht-, metalli-keemiline, kristall-keemiline, radiokeemiline jne.
Perioodiline süsteem mängis kolossaalset rolli ka loodusliku ja tehisliku radioaktiivsuse ning tuumaenergia vabanemise uurimisel.
Perioodilist seadust ja perioodilist süsteemi arendatakse ja täiustatakse pidevalt. Selle tõestuseks on perioodilise seaduse kaasaegne sõnastus: elementide omadused, aga ka nende ühendite vormid ja omadused, on perioodilises sõltuvuses nende aatomite tuuma laengu suurusest. Seega osutus tuuma positiivne laeng, mitte aatommass, täpsemaks argumendiks, millest sõltuvad elementide ja nende ühendite omadused.
d) Keemilise struktuuri teooria.
Keemia põhiülesanne on uurida seost aine keemilise struktuuri ja selle omaduste vahel. Aine omadused sõltuvad selle keemilisest struktuurist. A.M. Butlerov uskus, et aine omadused määravad ära selle kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis. Ta oli esimene, kes sõnastas oma keemilise struktuuri teooria põhiseisukoha. Seega: kompleksosakese keemilise olemuse määrab elementaarkomposiitosakeste olemus, nende arv ja keemiline struktuur. Tõlgitud keelde kaasaegne keel see tähendab, et molekuli omadused on määratud selle koostises olevate aatomite olemusest, nende arvust ja molekuli keemilisest struktuurist. Algselt viitas keemilise struktuuri teooria keemilistele ühenditele, millel on molekulaarne struktuur. Praegu peetakse Butlerovi loodud teooriat üldiseks keemiliseks teooriaks keemiliste ühendite struktuurist ja nende omaduste sõltuvusest keemilisest struktuurist. See teooria on Lomonossovi aatomi- ja molekulaarteooria jätk ja edasiarendus.
4. Kodu- ja välisteadlaste roll üld- ja
anorgaaniline keemia.
| p/p | Teadlased | Elu kuupäevad | Peamised tööd ja avastused keemias | ||||
| 1. | Avogadro Amedo (Itaalia) | | 1776-1856 | Avogadro seadus 1 | ||||
| 2. | Arrhenius Svante (Rootsi) | 1859-1927 | Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria | ||||
| 3. | Beketov N.N. (Venemaa) | 1827-1911 | Metallide tegevussari. Aluminotermia alused. | ||||
| 4. | Berthollet Claude Louis (Prantsusmaa) | 1748-1822 | Keemiliste reaktsioonide kulgemise tingimused. Gaaside uurimine. Bertolet sool. | ||||
| 5. | Berzelius Jene Jacob (Rootsi) | 1779-1848 | Elementide aatommasside määramine. Keemiliste elementide tähttähiste kasutuselevõtt. | ||||
| 6. | Boyle Robert (Inglismaa) | 1627-1691 | Keemilise elemendi mõiste kehtestamine. Gaasi mahtude sõltuvus rõhust. | ||||
| 7. | Bor Niels (Taani) | 1887-1962 | Aatomi ehituse teooria. üks | ||||
| 8. | Van't Hoff Jacob Hendrik (Holland) | 1852-1911 | Lahenduste uurimine; üks füüsikalise keemia ja stereokeemia rajajaid. | ||||
| 9. | Gay-Lussac Joseph (Prantsusmaa) | 1778-1850 | Gay-Lussaci gaasiseadused. Anoksiidhapete uurimine; väävelhappe tehnoloogia. | ||||
| 10. | Gess German Ivanov (Venemaa) | 1802-1850 | Termokeemia põhiseaduse avastamine. Vene keemianomenklatuuri arendamine. Mineraalide analüüs. | ||||
| 11. | Dalton John (Inglismaa) | 1766-1844 | Mitme suhte seadus. Keemiliste märkide ja valemite tutvustus. Aatomiteooria põhjendus. | ||||
| 12. | Curie-Sklodowska Maria (Prantsusmaa, kodumaa Poola) | 1867-1934 | Polooniumi ja raadiumi avastamine; radioaktiivsete ainete omaduste uurimine. Metallilise raadiumi isoleerimine. | ||||
| 13. | Lavoisier Antoine Laurent (Prantsusmaa) | 1743-1794 | Teadusliku keemia aluseks on hapniku põlemise teooria, vee olemuse kehtestamine. Uutest vaadetest lähtuva keemiaõpiku loomine. | ||||
| 14. | Le Chatelier Lune Henri (Prantsusmaa) | 1850-1936 | Üldine tasakaalunihke seadus sõltuvalt välised tingimused(Le Chatelier' põhimõte) | ||||
| 15. | Lomonosov Mihhail Vasiljevitš | 1741-1765 | Ainete massi jäävuse seadus. | ||||
| Kvantitatiivsete meetodite rakendamine keemias; gaaside kineetilise teooria põhisätete väljatöötamine. Venemaa esimese keemialabori asutamine. Metallurgia ja kaevandamise juhendi koostamine. Mosaiigitootmise loomine. | |||||||
| 16. | Mendelejev Dmitri Ivanovitš (Venemaa) | 1834-1907 | Perioodiline seadus ja keemiliste elementide perioodilisustabel (1869). Lahenduste hüdraaditeooria. "Keemia alused". Gaaside uurimine, kriitilise temperatuuri avastamine jne. | ||||
| 17. | Priestley Joseph (Inglismaa) | 1733-1804 | Hapniku, vesinikkloriidi, ammoniaagi, süsinikmonooksiidi, lämmastikoksiidi ja muude gaaside avastamine ja uurimine. | ||||
| 18. | Rutherford Ernest (Inglismaa) | 1871-1937 | Aatomi ehituse planetaarne teooria. Spontaanse radioaktiivse lagunemise tõend alfa-, beeta- ja gammakiirguse vabanemisega. | ||||
| 19. | Jacobi Boriss Semenovitš (Venemaa) | 1801-1874 | Elektroformimise avastamine ja selle juurutamine trüki- ja rahaärisse. | ||||
| 20. | muud | ||||||
Küsimused enesekontrolliks:
1. Üld- ja anorgaanilise keemia põhiülesanded.
2. Keemiliste reaktsioonide meetodid.
3. Ettevalmistavad meetodid.
4. Füüsikalise ja keemilise analüüsi meetodid.
5. Põhiseadused.
6. Põhiteooriad.
Loeng nr 2
Teema: "Aatomi struktuur ja D.I perioodiline seadus. Mendelejev"
Plaan
1. Aatomi ehitus ja isotoobid.
2. Kvantarvud. Pauli põhimõte.
3. Keemiliste elementide perioodiline süsteem aatomi ehituse teooria valguses.
4. Elementide omaduste sõltuvus nende aatomite ehitusest.
Perioodiline seadus D.I. Mendelejev paljastas keemiliste elementide omavahelised seosed. Uuring perioodiline seadus esitas mitmeid küsimusi:
1. Millest on tingitud elementide sarnasused ja erinevused?
2. Millega on seletatav elementide omaduste perioodiline muutumine?
3. Miks erinevad sama perioodi naaberelemendid oluliselt omaduste poolest, kuigi nende aatommassid erinevad vähesel määral, ja vastupidi, alarühmades on naaberelementide aatommasside erinevus suur, kuid omadused on sarnased?
4. Miks häirivad elementide paigutust aatommasside kasvavas järjekorras elemendid argoon ja kaalium; koobalt ja nikkel; telluur ja jood?
Enamik teadlasi tunnistas aatomite tegelikku olemasolu, kuid järgis metafüüsilisi seisukohti (aatom on aine väikseim jagamatu osake).
19. sajandi lõpul pandi paika aatomi keeruline struktuur ja võimalus teatud tingimustel ühed aatomid teisteks muutuda. Esimesed osakesed, mis aatomist avastati, olid elektronid.
Oli teada, et tugeva hõõgumise ja metallide pinnalt tuleva UV-valguse käes on negatiivsed elektronid ja metallid positiivselt laetud. Selle elektri olemuse selgitamisel suur tähtsus oli vene teadlase A.G. Stoletov ja inglise teadlane W. Crookes. 1879. aastal uuris Crookes elektronkiirte nähtusi magnet- ja elektriväljad Mõju all elektrivool kõrgepinge. Katoodkiirte omadus panna kehasid liikuma ning kogeda kõrvalekaldeid magnet- ja elektriväljades võimaldas järeldada, et tegemist on väikseimat negatiivset laengut kandvate aineosakestega.
1897. aastal uuris J. Thomson (Inglismaa) neid osakesi ja nimetas need elektronideks. Kuna elektrone on võimalik saada olenemata ainest, millest elektroodid koosnevad, tõestab see, et elektronid on osa mis tahes elemendi aatomitest.
1896. aastal avastas A. Becquerel (Prantsusmaa) radioaktiivsuse fenomeni. Ta avastas, et uraaniühenditel on võime eraldada nähtamatuid kiiri, mis toimivad musta paberisse pakitud fotoplaadil.
1898. aastal avastasid M. Curie-Skladowska ja P. Curie Becquereli uurimistööd jätkates uraanimaagist kaks uut elementi – raadiumi ja polooniumi, millel on väga kõrge kiirgusaktiivsus.
| |
radioaktiivne element
Erinevate elementide aatomite omadust muutuda spontaanselt teiste elementide aatomiteks, millega kaasneb palja silmaga mittenähtavate alfa-, beeta- ja gammakiirte emissioon, nimetatakse radioaktiivsuseks.
Seetõttu on radioaktiivsuse nähtus otsene tõend aatomite keerulisest struktuurist.
Elektronid on lahutamatu osa kõigi elementide aatomid. Kuid elektronid on negatiivselt laetud ja aatom tervikuna on elektriliselt neutraalne, siis ilmselgelt on aatomi sees positiivselt laetud osa, mis oma laenguga kompenseerib elektronide negatiivse laengu.
Eksperimentaalsed andmed positiivselt laetud tuuma olemasolu ja selle asukoha kohta aatomis sai 1911. aastal E. Rutherford (Inglismaa), kes pakkus välja aatomi ehituse planetaarse mudeli. Selle mudeli järgi koosneb aatom positiivselt laetud tuumast, mis on väga väikese suurusega. Peaaegu kogu aatomi mass on koondunud tuuma. Aatom tervikuna on elektriliselt neutraalne, seetõttu peab elektronide kogulaeng olema võrdne laenguga tuumad.
G. Moseley (Inglismaa, 1913) uuringud näitasid, et aatomi positiivne laeng on arvuliselt võrdne elemendi järjekorranumbriga perioodilises süsteemis D.I. Mendelejev.
Niisiis näitab elemendi seerianumber nii aatomituuma positiivsete laengute arvu kui ka tuuma väljas liikuvate elektronide arvu. See on elemendi järjekorranumbri füüsiline tähendus.
Tuumamudeli järgi on vesinikuaatom kõige lihtsamini paigutatud: tuum kannab üht elementaarset positiivset laengut ja ühtsusele lähedast massi. Seda nimetatakse prootoniks ("lihtne").
1932. aastal tegi füüsik D.N. Chadwick (Inglismaa) leidis, et alfaosakeste aatomi pommitamise ajal kiirgavatel kiirtel on tohutu läbitungimisjõud ja need kujutavad endast elektriliselt neutraalsete osakeste – neutronite – voogu.
Tuumareaktsioonide uuringu põhjal D.D. Ivanenko (füüsik, NSVL, 1932) ja samal ajal V. Heisenberg (Saksamaa) formuleerisid aatomituumade ehituse prooton-neutroniteooria, mille kohaselt aatomite tuumad koosnevad positiivselt laetud osakestest-prootonitest ja neutraalsetest osakestest. neutronid (1 P) - prootoni suhteline mass on 1 ja suhteline laeng + 1. 1
(1 n) - neutroni suhteline mass on 1 ja laeng 0.
Seega määratakse tuuma positiivne laeng selles olevate prootonite arvu järgi ja see on võrdne elemendi järgarvuga PS-is; massiarv - A (tuuma suhteline mass) võrdub prootonite (Z) neutronite (N) summaga:
A=Z+N; N = A-Z
isotoobid
Sama elemendi aatomid, millel on sama tuumalaeng ja erinevad massiarvud, on isotoobid. Ühe elemendi isotoobid sama number prootonid, kuid erinev number neutronid.
Vesiniku isotoobid:
1 H 2 H 3 H 3 - massiarv
1 - tuumalaeng
protium deuteerium triitium
Z=1 Z=1 Z=1
N = 0 N = 1 N = 2
1 prooton 1 prooton 1 prooton
0 neutronit 1 neutron 2 neutronit
Ühe elemendi isotoopidel on samad keemilised omadused ja need on tähistatud ühe keemilise sümboliga, hõivavad PS-s ühe koha. Kuna aatomi mass on praktiliselt võrdne tuuma massiga (elektronide mass on tühine), siis iga elemendi isotoopi iseloomustatakse sarnaselt tuumaga massiarvuga ja elementi aatommassiga. Aatommass element on aritmeetiline keskmine elemendi isotoopide massiarvude vahel, võttes arvesse iga isotoobi protsenti looduses.
Rutherfordi pakutud tuumateooria aatomi struktuuri kohta leidis laialdast kasutamist, kuid hilisematel uurijatel tekkis mitmeid põhimõttelisi raskusi. Klassikalise elektrodünaamika järgi peab elektron kiirgama energiat ja liikuma mitte ringi, vaid mööda spiraalset kõverat ning lõpuks langema tuumale.
XX sajandi 20ndatel. Teadlased on kindlaks teinud, et elektronil on kaksikloom, neil on laine ja osakese omadused.
Elektroni mass on 1 ___ vesiniku massid, suhteline laeng
võrdub (-1) . Elektronide arv aatomis on võrdne elemendi aatomnumbriga. Elektron liigub kogu aatomi ruumala ulatuses, luues ebaühtlase negatiivse laengutihedusega elektronipilve.
Elektroni kahetise olemuse idee viis aatomi struktuuri kvantmehaanilise teooria loomiseni (1913, Taani teadlane N. Bohr). Kvantmehaanika põhitees on, et mikroosakestel on laineline olemus ja lained on osakeste omadused. Kvantmehaanika arvestab elektroni leidmise tõenäosusega tuuma ümbritsevast ruumist. Elektroni kõige tõenäolisema asukoha piirkonda aatomis (≈ 90%) nimetatakse aatomiorbitaaliks.
Iga elektron aatomis hõivab teatud orbitaali ja moodustab elektronipilve, mis on kiiresti liikuva elektroni erinevate positsioonide kogum.
Elementide keemilised omadused määrab nende aatomite elektronkestade struktuur.
Sarnane teave.
.jpg)
