Молекула и атом: что это, что общего и в чем разница.

Химия - это наука о веществе.

Элементарная частица - это неделимый микрообъект в масштабе атомных ядер, который является неделимым.

Субатомная частица - это элементарная или составная частица, которая входит в состав атома. К субатомным частицам относятся электрон, протон и нейтрон.

Нейтрон - элементарная частица, заряда не имеет. По массе почти равен с протоном.

Протон - элементарная частица, носитель положительного заряда. По массе почти равен с нейтроном.

Электрон - элементарная частица, носитель отрицательного заряда. Масса электрона приблизительно равна 1/1836 части массы протона.

Нуклоны - общее название для протонов и нейтронов.

Атом - единица вещества, состоящее из положительно заряженного ядра, которое окружено таким же числом отрицательно заряженных электронов. Атом является электрически нейтральным.

Ядро - центральная часть атома, состоящее из положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов; масса каждой из этих частиц приблизительно равна 1 а.е.м.

Атомная единица массы (а.е.м.) - единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц. Атомная единица массы определяется как 1⁄12 массы атома углерода 12 C.

Атомный (порядковый) номер - суммарное число протонов в ядре атома. Также показывает количество электронов в атоме.

Массовое число - суммарное число нуклонов в атоме.

Атомная масса - массовое число, выраженное в атомных единицах массы. Атомная масса всегда несколько меньше суммы масс частиц, входящих в состав атома, поскольку при образовании атома из этих частиц часть массы превращается в энергию и выделяется в виде излучения (дефект массы).

Дефект масс - разность между суммарной массой всех нуклонов ядра в свободном состоянии и массой ядра.

Энергия связи - это энергия, которая потребуется для расщепления ядра на свободные нуклоны.

Изотоп - атомы одного и того же химического элемента с различным числом нейтронов в ядре. Каждый изотоп элемента имеет собственную атомную массу, а порядковый номер и символ элемента остаются неизменными.

Молекула - совокупность атомов, удерживаемых вместе химическими связями.

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость молекулы (или кристалла) как целого.

Электроотрицательность - способность атома притягивать электроны.

Электронная пара - связанное состояние двух взаимодействующих электронов.

Ковалентная неполярная связь - разновидность ковалентной химической связи, которая образуется п ри взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью. Между ними образуется электронная пара, которой в равной степени владеют оба атома.

Ковалентная полярная связь - разновидность ковалентной химической связи , которая образуется п ри взаимодействии атомов, значение электроотрицательности которых отличаются, но не резко; происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ионная связь - связь, которая образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности.

Водородная связь - связь, которая образуется между атомами водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы.

Молекулярная масса - сумма атомных масс всех атомов в молекуле.

Межмолекулярное взаимодействие - взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. К межмолекулярным взаимодействиям относятся все силы межмолекулярного притяжения и отталкивания.

Вандерваальсовы силы - разновидность сил межмолекулярного взаимодействия, благодаря которым вещество имеет три агрегатных состояния.

Полярная молекула - молекула, образованная атомами с помощью ковалентной полярной химической связи.

Число Авогадро - количество частиц в 12 граммах 12 С и равное 6,02·1023 .

1 Моль - это количество вещества, равное числу Авогадро, т.е 6,02·10 23 частиц.

Молярная масса - масса одного моля вещества, измеряется в г/моль.

Ион - НЕэлементарная частица, имеющая заряд за счет удаления или приобретения одного или нескольких электронов.

Катион - положительно заряженный ион.

Анион - отрицательно заряженный ион.

Степень окисления - это такое число электронов, которое необходимо прибавить (восстановить) или отнять (окислить) к иону, чтобы он превратился обратно в нейтральный атом.

Окисление - оттягивание или полное удаление электронов от частицы.

Восстановление - присоединение или приближение электронов к частице.

Комплексный ион - это сложный ион, состоящий из двух и более простых ионов.

Соль - это соединение определенного числа катионов и анионов, которое обладает нулевым результирующим зарядом.

Кристалл соли - устойчивое образование из катионов и анионов, в котором ион каждого типа как можно дальше удален от других ионов с зарядом такого же знака.

Координационное число - число атомов или химических групп, непосредственно присоединенных к центральному атому в комплексном ионе или молекуле.

Сольватация - электростатическое взаимодействие между частицами (ионами, молекулами) растворенного вещества и растворителя. Простыми словами, это просто процесс растворения.

Гидратация - это процесс сольватации в воде.

Катод - отрицательный электрод, который поставляет электроны.

Анод - положительный электрод, который забирает электроны.

Электролиз - это метод разделения компонентов соединения при помощи электрического тока, проходящего через расплавленное соединение или раствор.

1 Фарадей - величина, равная 96485 Кл, представляет собой просто заряд 1 моля электронов.

Молекула - наименьшая частица вещества, определяющая его свойства, способная к самостоятельному существованию. Состоит из одинаковых или разных атомов.

Соединения, образованные одинаковыми атомами, называют простыми (He, O 2 , O 3 , H 2 , S 8), а образованные разными атомами - сложными (H 2 O, H 2 O 2 , NH 3 , CCl 4 , C 2 H 5 OH).

Рисунок 1.1 - Молекула воды Рисунок 1.2 - Молекула этанола.

Атомы в молекуле удерживаются химическими связями, возникающими в результате обобществления или перераспределения внешних (валентных) электронов. Каждая обобществленная пара электронов изображается чертой, соединяющей связываемые атомы.

Ионы - заряженные одно- или многоатомные частицы, образующиеся в результате отрыва (присоединения) электрона (электронов) от атома или молекулы с образованием энергетически устойчивых электронных оболочек:

Образование сложных ионов возможно путем присоединения к нейтральным молекулам других ионов:

Образование поваренной соли NaCl из простых веществ сопровождается полным переходом электрона от натрия к хлору с образованием ионов Na + и Cl-. В кристаллическом NaCl нет молекул. Кристалл поваренной соли состоит из катионов Na + и анионов Cl-, которые образуют трехмерную решетку. Каждый из ионов занимает центр октаэдра, вершины которого заняты ионами противоположного знака.

Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов называют валентностью . Мерой валентности считают число атомов водорода или кислорода, присоединенных к элементу (ЭH n , ЭO m ), при условии, что водород одно- , а кислород двухвалентен.

Степень окисления - условный заряд атома элемента, полученный в предположении, что соединение состоит из ионов. Она может быть положительной, отрицательной, нулевой, дробной и обозначается арабской цифрой со знаком «+» или «-» в виде верхнего правого индекса символа элемента: Cl- I , Cl +VII , O- II , H +I , Mg +II , N- III , N +V , Cr +VI .

Для определения степени окисления (с. о.) элемента в соединении (ионе) пользуются следующими правилами:

1. В простых веществах (H 2 , S 8 , P 4) с. о. равна нулю.
2. Постоянную с. о. имеют щелочные (Э +I) и щелочно-земельные (Э +II) элементы, а также фтор F- I .
3. Водород в большинстве соединений имеет с. о. H + (H 2 O, CH 4 , HCl), в гидридах - H- (NaH, CaH 2); с. о. кислорода, как правило, равна -II (O- II), в пероксидах (-O-O-) - -I (O- I).

4. В бинарных соединениях неметаллов отрицательная с. о. приписывается элементу, расположенному справа).

5. Алгебраическая сумма с. о. молекулы равна нулю, иона - его заряду.

Радикалы - частицы, образующиеся при разрыве химической связи, и (или) содержащие нескомпенсированную валентность:

Особую группу составляют свободные радикалы (СР) - химические частицы, содержащие нескомпенсированную валентность (электрон), они могут быть нейтральными или заряженными (ион-радикалы).

Формульная единица - электронейтральное образование немолекулярного строения. Термин особенно применим к соединениям непостоянного состава.

Классификация атомно-молекулярных частиц и образований приведена на рис. 1.3.

Рисунок 1.3 - Классификация атомно-молекулярных

Электроотрицательность (ЭО) - способность атома оттягивать на себя электрон в химическом соединении.

В основу электроотрицательности положены следущие физические обоснования (шкалы):

Шкала Полинга базируется на энергии связи при образовании сложного вещества из простых.

Шкала Малликена - ЭО пропорциональна полуразности первого потенциала ионизации и сродства к электрону ЭО ~ 0,5 (I 1 + E ср).

Шкала Олреда основана на электростатической силе, действующей на внешний электрон

где Z эф - эффективный заряд ядра атома,

e - заряд электрона;

r - ковалентный радиус.

Разность электроотрицательностей элементов в соединении пропорциональна ионности связи взаимодействующих атомов; нулевая разность соответствует образованию ковалентной связи.

Эмпирическая формула составляется из атомных символов элементов, записываемых в определенном порядке друг за другом с учетом числа атомов каждого элемента (показано нижним индексом при символах соответствующих атомов).

Молекулярная формула соответствует истинному молекулярному составу соединения: S 2 Cl 2 , C 6 H 6 , а не SCl, CH. При изменении состава молекулы в зависимости от температуры берут самую простую формулу: S, P, NO 2 вместо S 8 , P 4 , N 2 O 4 .

В структурной формуле указываются последовательность соединения атомов в молекуле (плоская структурная формула) и пространственное расположение атомов в соединении (проекционная структурная формула).

Катион в формулах солей всегда ставится на первое место: MgCl 2 , KMnO 4 , (NH 4) 2 CO 3 .

Модель 1.3 - Калькулятор молекулярных масс

Если соль содержит более одного катиона или более одного аниона, то в формуле они записываются в порядке роста электроотрицательности: KCr(SO 4) 2 , PtBr 2 Cl 2 .

Кислоты рассматриваются как соли протона H + : HCl, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 .

Основания - соединения, у которых анионом служит гидроксид-ион OH-: KOH, Al(OH) 3 .

На рис. 1.4 приведены важнейшие классы неорганических соединений.

Рисунок 1.4 - Важнейшие классы неорганических соединений

Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц или структурных единиц (атомов, ионов, молекул, радикалов, электронов, эквивалентов и др.), сколько содержится атомов углерода в 12 г изотопа углерода-12 (число Авогадро).

ТЕМА 1: Структура материалов

ЧАСТЬ 1. «Материаловедение. Технология конструкционных

материалов”

Понятие структуры………………………….………………………

Атом, молекула, химическая связь ……………………………….

Фазовое состояние вещества …………………………………… ..

Газ и жидкость ……………………………………………………..

Твердое вещество……………………………………………….…..

Техническая значимость материалов зависит от строения и выражается в их свойствах. Строение материалов характеризует их структура.

Структура –совокупность устойчивых связей материала, обеспечивающих его целостность и сохранение основных свойств при внешних и внутренних изменениях.

Структура материалов определяется множеством факторов: строением атомов, ионов, молекул, распределением в них электронов, типом связей между частицами и т.д. В материаловедении принято рассматривать три уровня строения материалов: атом–молекула–фаза.

Всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень маленьких частиц. Различия между веществами обусловлены различием между их частицами: частицы одного вещества одинаковы, частицы различных веществ различны. При всех условиях частицы вещества находятся в движении и чем выше температура тела, тем интенсивнее это движение.

Для большинства веществ частицы представляют собой молекулы. Молекулы в свою очередь состоят из атомов.

Молекула– наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Атом –наименьшая частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами.

Атом представляет собой систему, состоящую из положительно заряженного ядра, вокруг которого вращаются отрицательно заряженные электроны. Электроны притягивается к ядру и отталкиваются друг от друга. Расположенные ближе к ядру электроны подвержены большему притяжению; они ослабляют притяжение внешних электронов, которые находятся на большем расстоянии от ядра. Внешние электроны могут оторваться от одного атома и присоединяться к другому атому, изменяя число его внешних электронов. Такие электроны называются валентными .

В состав молекулы может входить различное число атомов. При этом атомы могут соединяться друг с другом не только в различных соотношениях, но и различным образом. Поэтому при сравнительно небольшом числе химических элементов число различных веществ очень велико.

Атом, вступив во взаимодействие с атомами другого простого вещества, нарушает своё стабильное строение и утрачивает химические свойства исходного простого вещества. Он образует с другими атомами молекулу нового химического вещества с новым комплексом химических и физических свойств. Молекулы сложных веществ состоят из различных атомов, вступивших в химическое взаимодействие, например , где верхние индексы означают номер группы Периодической системы элементов, а нижние – число атомов этого элемента в соединении. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, также взаимодействующих между собой .

К таким простым веществам относятся инертные газы и металлы.

В веществах, имеющих ионное или атомное строение, носителем химических свойств является не молекулы, а те комбинации ионов и атомов, которые образуют данное вещество.

Атом представляет собой сложную систему из отрицательно заряженных электронов и положительно заряженного ядра. Благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла, возникает химическая связь , которая может быть ковалентной, ионной, металлической, молекулярной. Силы притяжения возникают благодаря взаимодействию электронов с положит. заряж. ядром собственного атома, а также с положит. заряж. ядрами состедних атомов. Силы отталкивания образуются в результате взаимодействия положит зараж ядер соседних атомов при их сближении Они проявляются при сильном сближении и растут интенсивнее, чем силы притяжения.

Отталкивание

Результирующая сила

Притяжение d0

Рис. Изменение силы взаимодействия (а) и энергии связи (б) при сближении атомов в кристалле

Уравновешивание сил происходит при сближении частиц на расстояние d0 .Этому сближению соотвествует минимум энергии связи Есв, что делает кристалл термодинамически стабильным Энергия связи для различных кристаллов приведена в таблице

Она определяет температуру плавления, модуль упругости, температурный коэффициент линейного расширения и др.

Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Кристаллы, в котопрых преобладает ковал. Тип связи,называют ковалентными.Их образуют элементы IV,V,VI подгруппы В Период.табл.Мендел.:углерод, кремний,германий,сурьма, висмут и др. При взамиодействии атомы обобществляют свои валентные электроны с соседними атомами, достраивая таким образом валентную зону. Каждая связь образуется парой электронов, движущихся по замкнутым орбитам между двумя атомами. Число атомов n , c которыми происходит обобщ.электронов,зависит от валентности элемента и определ.по форм.

где N- валентность элементов.

Например, для углерода это число n=4, т.е. атом углерода имеет четыре валентных электрона, посредством которых он образует четыре направленные связи и вступает в обменное взаимодействие с четырьмя соседними атомами.

Образование химической связи между атомами является результатом взаимопроникновения («перекрывания») электронных облаков, происходящего при сближении взаимодействующих атомов. Вследствие такого взаимопроникновения плотность отрицательного электрического заряда в межъядерном пространстве возрастает. Положительно заряженные ядра атомов притягиваются к области перекрывания электронных облаков, что и приводит к образованию устойчивой молекулы.

Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента (например, молекулы и т.п.), то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную связь, распределяется в пространстве симметрично относительно обоих атомов. В подобном случае ковалентная связь называется неполярной. Если двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов, так что возникает ассиметрия в распределении заряда. В таких случаях ковалентная связь называется полярной.

Например, в молекуле HCl общая электронная пара смещена в сторону атома хлора. Следовательно, молекула хлористого водорода является полярной молекулой.

Полярность молекул оказывает заметное влияние на свойства образуемых ими веществ. Вещества, образованные полярными молекулами, обладают, как правило, более высокими температурами плавления и кипения, чем вещества из неполярных молекул.

Ионная связь –осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.

Во время химических реакций атомы присоединяют электроны атомов других элементов или отдают электроны другим атомам.

Атомы, отдавшие часть электронов приобретают положительный заряд и становятся положительно заряженными ионами . Атомы, присоединившие электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Разноимённо заряженные ионы удерживаются друг около друга силами электростатического притяжения.

Два разноименных иона, притянувшихся друг к другу, сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. Данный ион может координировать вокруг себя еще некоторое число ионов противоположного знака. Ионные молекулы способны соединяться друг с другом.

Вещества с ионной связью в молекуле характеризуются высокими температурами плавления и кипения.

Металлическая связь –это связь, в которой электроны каждого отдельного атома принадлежат всем атомам, находящимися в контакте. При этом валентные электроны способны свободно перемещаться в объеме кристалла. Металлическая связь характерна для металлов, их сплавов и интерметаллических соединений.

Металлическое состояние возникает в комплексе атомов, когда при их сближении внешние электроны теряют связь с отдельными атомами, становятся общими, т.е. коллективизируются и свободно перемещаются между положительно заряженными и периодически расположенными ионами.

Устойчивость металла, представляющего собой, таким образом, ионно-электронную систему, определяется электрическим притяжением между положительно заряженными ионами и обобщенными электронами.

Сила связи в металлах определяется силами отталкивания и силами притяжения между ионами и электронами и не имеет резко выраженного направленного характера. Атомы в металле располагаются закономерно, образуя правильную кристаллическую решетку, что соответствует минимальной энергии взаимодействия атомов.

Металлическая связь ненапрвленная. Следствием этого является высокое координационное число и большая компактность кристаллических структур металлов.

Среди металлических кристаллов распространено явление полиморфизма – способность в твердом состоянии при различных температурах (или давлении) иметь различные типы кристаллических структур. Эти кристаллические структуры называют аллотропическими формами , или модификациями. Низкоиемпратурную модификацию обозначают a, а высокотемпературную - b,g,d и т.д.

Специфическими свойствами металлической связи объясняются характерные свойства металлов. Высокая электропроводность металлов объясняется присутствием в них свободных электронов. Которые перемещаются в потенциальном поле решетки. С повышением температуры усиливаются колебания атомов (ионов), что затрудняет движение электронов, в результате чего электросопротивление возрастает. При низких температурах колебательное движение ионов (атомов) сильно уменьшается и электропроводность возрастает.

Высокая пластичность металлов объясняется периодичностью их атомной структуры и отсутствием направленности металлической связи. При механическом воздействии на твердое тело отдельные слои его кристаллической решетки смещаются относительно друг друга. В кристаллах с атомной структурой это приводит к разрыву ковалентных связей меджу атомами, принадлежащими к различным слоям, и кристалл разрушается. В кристаллах с ионной структурой при взаимном смещении слоев неизбежно создается такое положение, при котором рядом оказываются одноименно заряженные ионы, при том возникают силы электростатического отталкивания и кристалл разрушается. В случае же металла при смещении отдельных слоев его кристаллической решетки происходит лишь некоторое перераспределение электронного газа, связывающего друг с другом атомы металла, но разрыва химических связей не происходит–металл деформируется не разрушаясь.

Молекулярная связь – самая слабая связь (связь Ван-дер-Ваальса) существует между молекулами в некоторых веществах с ковалентной внутримолекулярной связью. Притяжение между молекулами здесь обеспечивается согласованным движением электронов в соседних молекулах: в любой момент времени электроны максимально удалены друг от друга и максимально приближены к (+) ионам. При этом сила притяжения электронов с (+) ионами выше, чем сила отталкивания между электронами внешних орбит.

По современным представлениям:

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Неправильно говорить, что «атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства», т. к. химический элемент – это вид частиц (атомов, ионов, ядер) с определенным зарядом ядра; поэтому элемент не состоит из атомов!

Кроме того, химические свойства – это энергетика и скорость химической реакции, а они зависят не только от состава реагирующей частицы, но и от ее энергетического состояния, геометрической формы и т. п., потому химическими свойствами обладают не атомы (и молекулы), а их совокупности – химические вещества.

Молекула – это электронейтральная наименьшая совокупность атомов, образующих определенную структуру посредством химических связей, определяющая состав вещества.

Согласно современным представлениям из молекул состоят вещества в газо- и парообразном состоянии. В твердом состоянии из молекул состоят лишь вещества, кристаллическая решетка которых имеет молекулярную структуру (большинство органических веществ; неметаллы, кроме бора, кремния, аллотропных модификаций углерода; углекислый газ СО 2 ; вода Н 2 О).

Большинство же твердых неорганических веществ не имеет молекулярной структуры: их решетка состоит не из молекул, а из других частиц (ионов, атомов); они существуют в виде макротел (кристалл NaCl, друза кварца, кусок железа и др.). К веществам немолекулярного строения относятся соли, оксиды металлов, алмаз, кремний, металлы и др.

Химическая связь между молекулами у веществ с молекулярной структурой менее прочная, чем между атомами в молекуле, поэтому их температуры плавления и кипения сравнительно низкие. У веществ с немолекулярной структурой химическая связь между частицами весьма прочная, поэтому их температуры плавления и кипения высокие.

1.3.2. Массы атомов и молекул. Моль

Массы атомов и молекул чрезвычайно малы, поэтому для них используют специальную единицу измерения – атомную единицу массы (сокращенное обозначение «а. е. м.»):

1 а. е. м. = 1,66·10 –27 кг.

Например, абсолютная масса атома алюминия:

m o (Al) = 4,482·10 –26 кг = 27 а. е. м.

Чаще используют безразмерные величины – относительные атомные и молекулярные массы.

Относительная атомная масса A r – число, показывающее, во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы атома углерода 12 С.

Например:

A r (Al) = = 27.

Относительная молекулярная масса M r – число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода 12 С.

Например:

M r (SO 2) =
= 64.

Наряду с единицами массы и объема, в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем (сокращенное обозначение – «моль»).

Моль – это количество вещества, содержащее столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, ядер, электронов, радикалов), сколько содержится атомов в 0,012 кг (12 г) углерода 12 C.

В одном моле любого вещества содержится число Авогадро структурных единиц, а именно

N A = 6,02·10 23 моль –1 .

Моль вещества имеет определенную массу (молярную массу) и определенный объем (молярный объем).

Молярная (мольная) масса М – это масса 1 моль вещества, выраженная в единицах массы:

M(Al) = 27 г/моль; M(H 2 SO 4) = 98 г/моль.

Молярный (мольный) объем V m – объем 1 моль вещества, выраженный в единицах объема:

V m (CO 2) = 22,4 л/моль (н. у.) 1 ; V m (H 2 O) = 18 мл/моль.

Пример 1.1 . Во время войны во Вьетнаме (1962–1971 гг.) американские войска широко использовали дефолианты в борьбе с партизанами. Дефолиант «agent orange» (оранжевый реактив) вызывает ускоренное опадание листьев деревьев. Всего над джунглями было распылено 57 тыс. т этого препарата, в котором в виде примеси содержалось до 170 кг диоксина. Сейчас этот дефолиант известен под названием 2,4-D (2,4-дихлорфеноуксусная кислота).Рассчитайте массу одной молекулы дефолианта (молекулярная формула С 8 Н 6 O 3 Cl 2): а) в граммах; б) в атомных единицах массы.

Решение:

а). Для расчета массы молекулы 2,4-дихлорфеноуксусной кислоты необходимо знать ее молярную массу:

М(С 8 Н 6 O 3 Cl 2) = 8 · 12 + 6 · 1 + 3 · 16 + 2 · 35,5 = 221 (г/моль).

Рассчитываем количество вещества по следующим формулам:

ν = m / M; ν = N / N A ,

где m – масса, M – молярная масса, N – число атомов или молекул, N A = 6,02·10 23 моль –1 – постоянная Авогадро.

Объединив эти формулы можно выразить массу через число молекул:

m = ν · M = .

Подставляя в полученную формулу N = 1, M = 221 г/моль, N A , находим:

m(С 8 Н 6 O 3 Cl 2) =
= 36,7·10 –23 (г).

б). Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на 1 а. е. м.

m(С 8 Н 6 O 3 Cl 2) = 1 а. е. м. · M r (С 8 Н 6 O 3 Cl 2)

Относительная молекулярная масса численно равна молярной массе:

M r (С 8 Н 6 O 3 Cl 2) = 221;

m(С 8 Н 6 O 3 Cl 2) = 1 а. е. м. · 221 = 221 а. е. м.

Пример 1.2. Сколько молекул содержится в 1 л воды?

Решение. 1. Массу 1 л воды можно вычислить, используя величину плотности (плотность воды при 4С равна 1 г/см 3):

m(H 2 O) = V(H 2 O) · ρ(H 2 O);

V(H 2 O) = 1 л = 1 дм 3 = 1000 см 3 ;

m(H 2 O) = 1000 см 3 · 1 г/см 3 = 1000 г.

2. Дальнейшие рассуждения можно вести двумя способами.

1 способ: по количеству вещества.

Пользуясь формулами ν = m / M и ν = N / N A , находим:

ν(Н 2 О) = m(Н 2 О) / M(Н 2 О); ν(Н 2 О) = 1000 г / 18 г/моль = 55,6 моль.

N(H 2 O) = ν(Н 2 О) · N A ; N(H 2 O) = 55,6 моль · 6,02·10 23 моль –1 = 334,7·10 23 = 3,35·10 25 .

2 способ: с помощью пропорции.

18 г (1 моль) H 2 O содержат 6,02·10 23 молекул;

1000 г Н 2 О содержат N молекул.

N(H 2 O) = 1000 · 6,02·10 23 / 18 = 3,35·10 25 .

Пример 1.3. Вычислите молярный объем алюминия, если его плотность составляет 2,7 г/см 3 .

Решение. Для вычисления молярного объема через плотность вещества необходимо знать его молярную массу:

ρ(Al) =
;V m (Al) =
.

V m (Al) =
= 10 см 3 /моль = 0,01 л/моль.

Молекула – наименьшая частица вещества, определяющая его свойства, способная к самостоятельному существованию. Состоит из одинаковых или разных атомов.

Соединения, образованные одинаковыми атомами, называют простыми (He, O 2, O 3, H 2, S 8), а образованные разными атомами – сложными (H 2O, H 2O 2, NH 3, CCl 4, C 2H 5OH).

Ионы – заряженные одно- или многоатомные частицы, образующиеся в результате отрыва (присоединения) электрона (электронов) от атома или молекулы с образованием энергетически устойчивых электронных оболочек:

Образование поваренной соли NaCl из простых веществ сопровождается полным переходом электрона от натрия к хлору с образованием ионов Na + и Cl –. В кристаллическом NaCl нет молекул. Кристалл поваренной соли состоит из катионов Na + и анионов Cl –, которые образуют трехмерную решетку. Каждый из ионов занимает центр октаэдра, вершины которого заняты ионами противоположного знака.

Степень окисления – условный заряд атома элемента, полученный в предположении, что соединение состоит из ионов. Она может быть положительной, отрицательной, нулевой, дробной и обозначается арабской цифрой со знаком «+» или «–» в виде верхнего правого индекса символа элемента: Cl –, Cl 7+, O 2–, H +, Mg 2+, N 3–, N 5+, Cr 6+.

Для определения степени окисления (с. о.) элемента в соединении (ионе) пользуются следующими правилами:

Радикалы – частицы, образующиеся при разрыве химической связи, и (или) содержащие нескомпенсированную валентность:

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома оттягивать на себя электрон в химическом соединении.

В основу электроотрицательности положены следущие физические обоснования (шкалы):

Шкала Полинга базируется на энергии связи при образовании сложного вещества из простых.

Шкала Малликена – ЭО пропорциональна полуразности первого потенциала ионизации и сродства к электрону ЭО ~ 0,5 ∙ (I 1 + E ср).

Шкала Олреда–Рохова основана на электростатической силе, действующей на внешний электрон

где Z эф – эффективный заряд ядра атома, e – заряд электрона; r – ковалентный радиус.

Эмпирическая формула составляется из атомных символов элементов, записываемых в определенном порядке друг за другом.

Молекулярная формула соответствует истинному молекулярному составу соединения: S 2Cl 2, C 6H 6, а не SCl, CH. При изменении состава молекулы в зависимости от температуры берут самую простую формулу: S, P, NO 2 вместо S 8, P 4, N 2O 4.

Катион в формулах солей всегда ставится на первое место: MgCl 2, KMnO 4, (NH 4) 2CO 3.

Если соль содержит более одного катиона или более одного аниона, то в формуле они записываются в алфавитном порядке их символов: KCr(SO 4) 2, PtBr 2Cl 2.

Кислоты рассматриваются как соли протона H +: HCl, H 2SO 4, H 3PO 4.

Основания – соединения, у которых анионом служит гидроксил-ион OH –: KOH, Al(OH) 3.

На рис. 1.4. приведены важнейшие классы неорганических соединений.

Моль – количество вещества, содержащее столько же частиц или структурных единиц (атомов, ионов, молекул, радикалов, электронов, эквивалентов и др.), что и в 12 а. е. м. изотопа углерода-12.