Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Введение

За последние несколько столетий в научной картине мира произошли серьезные изменения. В первую очередь это связано с открытиями в области таких наук как химия и физика. Открытия, связанные со строением атома, свойствами химических элементов, межмолекулярными взаимодействиями и прочее, способствовали колоссальному развитию естественнонаучных знаний.

Данная работа посвящена рассмотрению следующих вопросов: 1. Сложность строения атомов. 2. Квантово - механическая модель атома водорода. 3. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. 4. Периодические свойства элементов. 5. Химическая связь. Характеристика химических связей. 6. Типы химических связей. Межмолекулярные взаимодействия 7. Растворы, структура растворов способы выражения.

В ходе написания данной работы использовалась учебная литература, посвященная рассмотрению научных открытий в области химии и физики.

1. Сложность строения атомов

В конце XIX в. изучение электрических разрядов в газах положило конец представлению об атоме как простейшей неделимой частице элемента. А то, что атомы, по-видимому, являются не неделимыми, как это считалось раньше, а могут иметь определенную структуру, следовало из некоторых новых явлений и фактов, обнаруженных практически одновременно в самом конце ХIХ в. К таким фактам следует отнести открытие в 1895 г. Х-лучей Вильгельмом Конрадом Рентгеном (1845-1923 гг.) (рентгеновских лучей), затем открытие менее чем через полгода (в марте 1896 г.) явления радиоактивности Антуаном Анри Беккерелем (1852-1908 гг.).

Было обнаружено, что если из стеклянной трубки, в оба конца которой впаяны металлические электроды, откачать воздух до давления менее 0,01 мм рт. ст. и подвести к электродам напряжение несколько тысяч вольт, то стекло трубки начинает светиться слабым зеленоватым светом. Свечение трубки вызывается невидимыми для глаза лучами, исходящими от отрицательно заряженного электрода - катода - и получившими вследствие этого название катодные лучи. Изучение свойств этих лучей показало, что они действуют на фотографическую пластинку, вызывают свечение стекла и других материалов, способны вращать вертушку. В магнитном и электрическом полях катодные лучи отклоняются от прямолинейного направления, причём в электрическом поле - в сторону положительно заряженного электрода (рис. 1). Твёрдое тело под действием катодных лучей приобретает отрицательный электрический заряд. Всестороннее изучение свойств этих лучей показало, что катодные лучи представляют собой поток быстродвижущихся отрицательно заряженных частиц. Масса этих частиц примерно в 1840 раз меньше массы атома водорода и составляет 0,00055 а. е. м. Определение величины заряда показало, что каждая частица имеет отрицательный заряд, равный 4,8·10^-10 абсолютной электростатической единицы или 1,60·10^-19 Кл. Эти частицы получили название электроны. Следовательно, электроны представляют собой мельчайшие частицы, несущие отрицательный заряд.

По современным представлениям состояние электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n характеризует величину энергии электрона и может принимать только положительные целочисленные значения: 1, 2, 3 и т.д. С увеличением главного квантового числа энергия электрона возрастает. Состояние электрона, отвечающее определённому значению главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Помимо энергии электрона главное квантовое число определяет размеры электронного облака: чем выше значение главного квантового числа, тем больше электронное облако. Электроны, характеризующиеся одним и тем же квантовым числом, имеют электронные облака приблизительно одинаковых размеров. Поэтому говорят о существовании в атоме электронных слоёв. Электронные слои обозначают большими буквами латинского алфавита K, L, M, N, O, причём K-слой является первым от ядра атома, ему соответствует главное квантовое число n = 1, L-слой - вторым, M-слой - третьим и т.д. Электроны, образующие данный слой, могут обладать несколько отличающейся друг от друга энергией и иметь орбитали различных форм. Из квантово-механической теории следует, что с увеличением главного квантового числа n изменяются число и характер электронных орбиталей в пределах данного электронного слоя. Количество орбиталей для каждого значения n равно квадрату главного квантового числа (n²).

Второе квантовое число l, описывающее форму электронного облака, называется орбитальным квантовым числом. При данном главном вантовом числе n орбитальное квантовое число l может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1. Соответствующие орбитали обозначаются строчными буквами латинского алфавита: s (l = 0), p (l= 1), d (l = 2), f (l = 3). Орбитальное квантовое число отображает энергию электрона на подуровне. Электроны с различными орбитальными квантовыми числами несколько отличаются друг от друга: их энергия тем выше, чем больше число l. Число возможных подуровней в каждом энергетическом уровне совпадает с порядковым номером электронного слоя, но фактически ни один энергетический уровень не содержит больше четырёх подуровней. Это справедливо для стационарного состояния атомов всех элементов. Так, первому энергетическому уровню соответствует s-подуровень; второму уровню - два подуровня: s и p; третьему уровню - три подуровня: s, p и d; четвёртому и следующим уровням - четыре подуровня: s, p, d и f.

Ориентацию орбиталей в пространстве определяет третье квантовое число, называемое магнитным квантовым числом и обозначаемое m. При данном орбитальном квантовом числе l магнитное квантовое число m может принимать любые целочисленные значения от - l до +l, в том числе нулевое значение. Оно определяет число орбиталей в одном и том же электронном слое: одна s-орбиталь (m = 0), три p-орбитали (m равно -1, 0, +1), пять d-орбиталей (m равно -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). Орбитали с различными магнитными квантовыми числами, но с одинаковым главным и орбитальным квантовыми числами характеризуются одной и той же энергией. Магнитное квантовое число есть вектор, следовательно, ему соответствует не только определённое числовое значение, но и определённое направление, что выражается в знаках «+» и» -».

Четвёртое квантовое число, называемое спином и обозначаемое m_s, раньше связывали с вращением электрона вокруг своей оси, но теперь ему не придают какого-либо наглядного образа и считают чисто квантово-механической величиной. Спин электрона может иметь два значения: +1/2 и -1/2.

2. Квантово-механическая модель атома водорода

Изучение мира атома привело к кардинальной перестройке наших представлений об основаниях мироздания, к подлинной революции представлений о пространстве и времени, о материи и движении.

Квантово-механическая теория строения вещества является фундаментальной научной концепцией современного естествознания, открывающей принципиально новые подходы к изучению мира микрочастиц (элементарных частиц, атомов, молекул и надмолекулярных структур), закономерности которого не могут быть выведены из законов макромира, описываемого классической физикой. Квантовая механика в своей основе сформировалась в 1924-27 годах, однако некоторые предпосылки, послужившие отправной точкой для этой теории, относятся к началу XX века.

Первой предпосылкой возникновения квантово-механической теории следует считать квантовую теорию электромагнитного излучения. В 1900 г. М. Планк, изучая спектр абсолютно черного тела, сформулировал основное положение этой теории следующим образом:

- лучистая энергия испускается и поглощается дискретно в виде целого числа квантов;

- энергия кванта определяется частотой излучения (n) и может быть рассчитана по уравнению:

E = hn,

где h - постоянная Планка (6,625Ч10^-34 ДжЧс).

Следующей предпосылкой рассматриваемой теории явилось объяснение закономерностей фотоэффекта - испускания электронов при облучении поверхности металла светом. Экспериментально было установлено, что кинетическая энергия фотоэлектронов зависит от частоты излучения, но не зависит от его интенсивности. От интенсивности излучения зависит только число испускаемых электронов, т.е. сила фототока. В тоже время, согласно электромагнитной теории света энергия фотоэлектронов должна меняться с изменением интенсивности падающего света и не должна зависеть от частоты излучения. А. Эйнштейн (1905 г.) показал, что это противоречие можно устранить, если принять, что свет имеет двойственную природу, являясь одновременно пакетом электромагнитных волн, энергия которых описывается уравнением Планка, и потоком фотонов - частиц с нулевой массой покоя. В этом случае кинетическая энергия фотоэлектрона будет определяться следующим соотношением:

Е_к = Е_ф - А,

где Е_ф - энергия фотона, А - работа, которую необходимо затратить на удаление электрона из металла (работа выхода). С учетом уравнения Планка:

Е_к = hn - А,

то есть энергия фотоэлектронов зависит от частоты излучения и не зависит от его интенсивности.

Третьей предпосылкой квантовой механики является ядерная (планетарная) модель атома, предложенная Э. Резерфордом (1911 г.), в соответствии с которой атом представляет собой систему из положительно заряженного ядра и связанных с ним электронов. Хотя от «планетарного» характера движения электронов вокруг ядра позже пришлось отказаться, ядерная модель атома остается общепризнанной.

В 1913 г. Н. Бор показал, что устойчивость атома водорода и происхождение линий в его спектре могут быть объяснены, если допустить, что разрешенные значения энергии электрона меняются дискретно, а энергетическим уровням отвечают стационарные орбиты определенного радиуса, пребывая на которых электрон не поглощает и не излучает энергию. Теория Бора позволила с высочайшей степенью точности рассчитать атомный спектр водорода, однако распространить ее на другие атомы не удалось. Таким образом, к началу двадцатых годов XX века стала очевидной необходимость в новом подходе к описанию объектов микромира.

В основу квантово-механической теории строения атома положена планетарная модель Э. Резерфорда, согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра и электронной оболочки. Основные положения современной квантово-механической теории строения электронной оболочки атома были заложены группой выдающихся физиков-теоретиков: Н. Бор, Луи де Бройль, Э. Шредингер, В. Гейзенберг, М. Планк и др. В основе данной теории лежат два постулата: принцип неопределенности и принцип корпускулярно-волнового дуализма.

Принцип неопределенности (В. Гейзенберг, 1927 г.): невозможно одновременно с высокой точностью определить положение электрона в пространстве (координаты) и его импульс (p = mх).

3. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

Периодический закон был открыт в 1869 году Д.И. Менделеевым. Им же была создана классификация химических элементов, выраженная в форме периодической системы. До Менделеева были предприняты попытки классификации и систематизации элементов, но неудачные. Менделеев был уверен, что между элементами существует закономерная связь. Он доказал это, расположив элементы по возрастанию, взяв за основу атомный вес, и обнаружил, что элементы, имеющие аналогичные химические свойства, встречаются через одинаковые интервалы. Эта закономерность была выражена в периодическом законе:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

При анализе периодической системы Менделеева было обнаружено:

Свойства химических элементов по мере возрастания атомного веса не изменяются бесконечно, а имеют периодический характер.

В таблице Менделеева существуют периоды и группы:

Периоды - это ряды элементов, в которых свойства элементов меняются последовательно. В таблице Менделеева 3 малых и 4 больших периода. Группы - это ряды элементов, обладающих сходными свойствами. В таблице Менделеева 8 групп.

Наибольшая валентность каждой группы по кислороду соответствует номеру группы, за некоторыми исключениями. Элементы первой группы образуют оксиды с общей формулой - R2O, второй - RO, третьей - R2O3 и т.д.

Группы делятся на подгруппы: главную и побочную.

Периодическая система элементов явилась первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они взаимосвязаны друг с другом, а также послужила дальнейшим исследованиям.

Когда Менделеев на основе открытого им периодического закона составлял свою таблицу, многие элементы были еще неизвестны. Как, например, три элемента 4-го периода. Предположительно элементы назывались экабор (его свойства должны напоминать бор), экаалюминий, экасилициум. В течение 15 лет предсказания Менделеева подтвердились. Французский химик Лекок де Буабодран открыл галлий, обладающий всеми свойствами экаалюминия, Л.Ф. Нильсон открыл скандий, и К.А. Винклер открыл элемент германий, имеющий свойства экасилиция.

Во времена Менделеева было известно 62 элемента. К 1930-м гг. были установлены все элементы от водорода (Z = 1) до урана (Z = 92). Открытие Ga, Sc, Ge - доказательство существования периодического закона. Большое значение имела периодическая система и при установлении валентности и атомных масс некоторых элементов, исправив некоторые из них. На основе периодического закона в настоящее время созданы трансурановые элементы.

4. Периодические свойства элементов

Близость физико-химических и химических свойств атомов обусловлена сходством их электронных конфигураций, причем, главную роль играет распределение электронов по внешней атомной орбитали. Это проявляется в периодическом появлении, по мере увеличения заряда ядра атома, элементов с близкими свойствами. Такие свойства называют периодическими, среди которых наиболее важными являются:

1. Количество электронов на внешней электронной оболочке (заселенность - w). В малых периодах с ростом заряда ядра wвнешней электронной оболочки монотонно увеличивается от 1 до 2 (1 период), от 1 до 8 (2-й и 3-й периоды). В больших периодах на протяжении первых 12 элементов w не превышает 2, а затем монотонно увеличивается до 8.

2. Атомный и ионный радиусы (r), определяемые как средние радиусы атома или иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в разных соединениях. По периоду атомный радиус уменьшается (постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями с почти равными характеристиками, по группе атомный радиус возрастает, поскольку увеличивается число электронных слоев (рис. 1.).

Рис. 1. Периодическое изменение атомного радиуса

Такие же закономерности наблюдаются и для ионного радиуса. Следует заметить, что ионный радиус катиона (положительно заряженный ион) больше атомного радиуса, а тот в свою очередь, больше ионного радиуса аниона (отрицательно заряженный ион).

3. Энергия ионизации (Е_и) - количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома, т.е. энергия, необходимая для превращения нейтрального атома в положительно заряженный ион (катион).

Э⁰ - Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

> Э⁺ + Е_и

Е_и измеряется в электронвольтах (эВ) на атом. В пределах группы Периодической системы значения энергии ионизации атомов уменьшаются с возрастанием зарядов ядер атомов элементов. От атомов химических элементов можно последовательно отрывать все электроны, сообщив дискретные значения Е_и. При этом Е_и1 < Е_и2 < Е_и3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4. Сродство к электрону (Е_е) - количество энергии, выделяющееся при присоединении дополнительного электрона к атому, т.е. энергия процесса

Э⁰ + Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

> Э-

Е_е также выражается в эВ и, как и Е_и зависит от радиуса атома, поэтому характер изменения Е_е по периодам и группам Периодической системы близок характеру изменения атомного радиуса. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

5. Восстановительная активность (ВА) - способность атома отдавать электрон другому атому. Количественная мера - Е_и. Если Е_иувеличивается, то ВА уменьшается и наоборот.

6. Окислительная активность (ОА) - способность атома присоединять электрон от другого атома. Количественная мера Е_е. Если Е_еувеличивается, то ОА также увеличивается и наоборот.

7. Эффект экранирования - уменьшение воздействия на данный электрон положительного заряда ядра из-за наличия между ним и ядром других электронов. Экранирование растет с увеличением числа электронных слоев в атоме и уменьшает притяжение внешних электронов к ядру. Экранированию противоположен эффект проникновения, обусловленный тем, что электрон может находиться в любой точке атомного пространства. Эффект проникновения увеличивает прочность связи электрона с ядром.

8. Степень окисления (окислительное число) - воображаемый заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества. Номер группы Периодической системы указывает высшую положительную степень окисления, которую могут иметь элементы данной группы в своих соединениях. Исключение - металлы подгруппы меди, кислород, фтор, бром, металлы семейства железа и другие элементы VIII группы. С ростом заряда ядра в периоде максимальная положительная степень окисления растет.

9. Электроотрицательность, составы высших водородных и кислородных соединений, термодинамические, электролитические свойства и т.д.

5. Химическая связь. Характеристика химических связей

Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое в процессе перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего возникает устойчивая восьми- или двухэлектронная конфигурация ближайшего благородного газа (октет или дублет) за счет образования ионов (В. Коссель) или образования общих электронных пар (Г. Льюис). Общая энергия системы при этом понижается. Химическая связь представляет собой одно из фундаментальных физических взаимодействий - электромагнитное.

К важнейшим характеристикам связи относятся: длина, полярность, дипольный момент, насыщаемость, направленность, прочность, кратность связи.

Длиной связи - называется расстояние между ядрами атомов в молекуле. Длина связи определяется размерами ядер и степенью перекрывания электронных облаков.

Длина связи в HF равна 0,92•10^-10, в HCl - 1,28•10^-10м. Химическая связь тем прочнее, чем меньше ее длина.

Углом связи (Валентным углом) называют угол между воображаемыми линиями, проходящими через ядра химически связанных атомов. LHOH=104⁰,5; LH₂S=92,2⁰; LH₂S_е=91⁰,0.

Важнейшей характеристикой химической связи является энергия, определяющая ее прочность.

Количественно прочность связи характеризуют энергией, затрачиваемой на ее разрыв, и измеряется в кДж, отнесенных к 1 моль вещества.

Поэтому количественно прочность связи характеризует энергия сублимации Е_субл. вещества и энергия диссоциации молекулы на атомы Е_дисс. Под энергией сублимации понимается энергия, затрачиваемая для перехода вещества из твердого состояния в газообразное. Для двухатомных молекул энергия связи равна энергии диссоциации молекулы на два атома.

Например, Е_дисс.(а следовательно Е_св.) в молекуле H₂ составляет 435кДж/моль. В молекуле F₂=159 кДж/моль, в молекуле N₂=940 кДж/моль.

Для не двухатомных, а многоатомных молекул типа АВ_n средняя энергия связи

Е_АВ= (1),

в силу АВ_n=А+nВ.

Например, энергия, поглощаемая в процессе

H₂O=2H+O

равна 924 кДж/моль.

Энергия связи

Е_OH= = = = 462 кДж/моль.

Заключение о структуре молекул и строении вещества делают по результатам полученных разными методами. При этом используют полученную информацию не только о длинах и энергиях связи, валентных углах, но и других свойствах вещества, таких, например, как магнитные, оптические, электрические, тепловые и другие.

Совокупность экспериментально полученных данных о строении вещества дополняют и обобщают результаты квантово-химических расчетных методов, которые используют концепцию квантово-механической теории химической связи. Считается, что химическая связь в основном осуществляется валентными электронами. У s- и p - элементов валентными являются электроны орбиталей внешнего слоя, а у d-элементов - электроны s-орбитали внешнего слоя и d-орбитали предвнешнего слоя.

6. Типы химических связей. Межмолекулярные взаимодействия

Химия изучает закономерности, присущие процессам превращения молекул при их взаимодействии, а также при воздействиях на них внешних факторов, таких как теплота, свет, электрические и магнитные поля, электрический ток. Предмет исследования химии практически безграничен - невообразимо велико число исследованных реакций, молекул.

Существует различные типы химических связей. Первый тип связи - ионная связь. В соответствии с электронной теорией валентности Льюиса и Косселя, атомы могут достичь устойчивой электронной конфигурации двумя способами: во-первых, теряя электроны, превращаясь в катионы, во-вторых, приобретая их, превращаясь в анионы. В результате электронного переноса благодаря электростатической силе притяжения между ионами с зарядами противоположного знака образуется химическая связь, названная Косселем «электровалентной» (теперь ее называют ионной).

Второй тип связи - ковалентная связь. Атомы могут образовывать устойчивые электронные конфигурации путем обобществления электронов. Такая связь образуется, когда пара электронов обобществляется по одному от каждого атома. В таком случае обобществленные электроны связи распределены между атомами поровну. Примерами ковалентной связи можно назвать гомоядерные двухатомные молекулы Н2, N2, F2. Этот же тип связи имеется у аллотропов O2 и озона O3 и у многоатомной молекулы S8, а также у гетероядерных молекул хлороводорода НСl, углекислого газа СO2, метана СH4, этанола С2Н5ОН, гексафторида серы SF6, ацетилена С2Н2. У всех этих молекул электроны одинаково общие, а их связи насыщенные и направлены одинаково.

Третий тип связи - диполь-дипольная связь. Кроме перечисленных типов связи, различают еще диполь-дипольные межмолекулярные взаимодействия, называемые также вандерваалъсовыми. Сила этих взаимодействий зависит от природы молекул. Выделяют взаимодействия трех типов: постоянный диполь - постоянный диполь (диполь-дипольное притяжение); постоянный диполь - индуцированный диполь (индукционное притяжение); мгновенный диполь - индуцированный диполь (дисперсионное притяжение, или лондоновские силы

Четвертый тип связи - металлическая связь. Наконец, имеется еще один тип межмолекулярных связей - металлический: связь положительных ионов решетки металлов со свободными электронами. В биологических объектах этот тип связи не встречается. Из краткого обзора типов связей выясняется одна деталь: важным параметром атома или иона металла - донора электронов, а также атома - акцептоpa электронов является его размер. Не вдаваясь в детали, отметим, что ковалентные радиусы атомов, ионные радиусы металлов и вандерваальсовы радиусы взаимодействующих молекул увеличиваются по мере возрастания их порядкового номера в группах периодической системы. При этом значения радиусов ионов - наименьшие, а вандерваальсовых радиусов - наибольшие. Как правило, при движении вниз по группе радиусы всех элементов увеличиваются, причем как ковалентные, так и вандерваальсовы.

Молекулы взаимодействуют с друг другом не только при образовании межмолекулярной водородной связью, но и во многих других случаях. Существует три типа межмолекулярного взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсное.

Ориентационное взаимодействие - это взаимодействие между двумя полярными молекулами (сюда относятся и ионные молекулы).

При сближении полярные молекулы ориентируются друг относительно друга, противоположными концами диполей. Чем больше полярность в молекуле, тем прочнее связь. При увеличении температуры ориентационное взаимодействие уменьшается так как тепловое движение молекул нарушает ориентацию.

Индукционное взаимодействие - осуществляется между полярной и не полярной молекулой. При этом полярная молекула деформирует электронное облако не полярным. В результате у не полярной образуется временный электрический момент диполя, а затем обе молекулы реагируют как диполи. Индукционное взаимодействие не зависит от температуры.

Дисперсное взаимодействие - осуществляется между двумя не полярными молекулами. При движении электронов внутри молекулы в одной из них происходит небольшая мгновенная деформация электронного облака. В результате чего возникает асимметрия в распределении заряда, т.е. возникает диполь, который существует очень короткое время. Этот диполь взаимодействует с соседней молекулой, такое взаимодействие и называется дисперсионным. На дисперсионном взаимодействии основан процесс сжижения благородных и элементарных двухатомных газов.

При межмолекулярном взаимодействии имеет место все три типа указанных сил, их часто называют вандервальсовыми силами. Они так названы в честь голландского физика-химика Ван-Дер-Вальса.

Количество химических связей, которые образует тот или иной атом называют валентностью.

7. Растворы, структура растворов, способы выражения

Растворы - это гомогенные системы переменного состава, включающие два и более компонентов. Частицы компонентов раствора распределены по его объему в виде атомов, молекул или ионов (размер частиц 0,1 - 0,5 нм).

Образование растворов, в отличие от механических смесей, сопровождается изменением энтальпии, энтропии и объема системы.

По агрегатному состоянию различают газовые, жидкие и твердые растворы. Но обычно термин растворы относится к жидким системам.

По структуре растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями. С механическими смесями их роднят переменность состава и непрерывная, плавная зависимость их свойств от состава а с химическими соединениями - однородность состава по всей фазе и наличие теплового эффекта при образовании. В соответствии с этим, первое время существовали две противоборствующие теории физическая и химическая, каждая из которых отстаивала свои взгляды на строение растворов.

Относительное содержание компонентов в растворе определяется его концентрацией.

Молярная концентрация - это количество вещества, содержащееся в одном литре раствора (моль/л):

Эквивалентная концентрация - это число молей эквивалентов вещества, содержащихся в одном литре раствора (моль/л):

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

Масса одного моля эквивалентов называется молярной массой эквивалента вещества (Э). В разных реакциях одно и то же вещество может иметь разные эквиваленты.

Молярная концентрация - это количество вещества, содержащееся в одном килограмме растворителя (моль/кг):

Массовая доля равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора:

Молярная доля равна отношению количества растворенного вещества в общему количеству веществ в растворе:

Как правило, вещество обладает определенной растворимостью в данном растворителе. Под растворимостью понимают концентрацию вещества в насыщенном растворе.

Заключение

менделеев химический раствор межмолекулярный

В заключение необходимо отметить, что открытия, совершенные в последние несколько веков в области химии и физики привели к серьезной трансформации научной картины мира.

Изучение мира атома привело к кардинальной перестройке наших представлений об основаниях мироздания, к подлинной революции представлений о пространстве и времени, о материи и движении.

Достижение различных экстремальных состояний вещества, развитие термодинамики (в том числе неравновесной) и ряд других открытий создали совершенно другой научный фундамент в развитии современной химии ХХ в. Это позволило сформировать целый ряд новых фундаментальных теоретических положений в химии.

В результате открытия в физике новых методов исследования многие направления в химии получили «второе дыхание». В частности, открытие и изучение структуры атомов в физике позволило глубже понять смысл химического элемента и природу периодического закона Менделеева. Создание квантовой механики в физике позволило создать квантовую химию, на основе которой удалось понять основные законы структурной химии, природу химической связи в молекулах, а также существенно углубить понимание основных химических процессов, связанных с изменением скорости химических реакций.

Список использованных источников

1. Иванов А.И., Хоперсков А.В. Концепции современного естествознания: Учебник. - Волгоград: Издательство Волгоградского государственного университета, 2007. - 260 с.

2. Концепции современного естествознания: Учебник для вузов / под ред. Михайлова Л.А. - СПб.: Питер, 2008. - 335 с.

3. Тулинов В.Ф. Концепции современного естествознания: Учебник / В.Ф. Тулинов, К.В. Тулинов. - 3-е изд., перераб. и доп. - М.: Издательско-торговая корпорация «Дашков и К°», 2010. - 484 с.

Размещено на Allbest.ru