Le cours de chimie dans les écoles commence en 8e année par l'étude des fondements généraux de la science: les types possibles de liaisons entre atomes, les types de réseaux cristallins et les mécanismes de réaction les plus courants sont décrits. Cela devient la base de l'étude d'une section importante, mais plus spécifique - les inorganiques.

Ce que c'est

C'est une science qui considère les principes de structure, les propriétés de base et la réactivité de tous les éléments du tableau périodique. Un rôle important dans les substances inorganiques est joué par la loi périodique, qui rationalise la classification systématique des substances en fonction des changements de masse, de nombre et de type.

Le cours couvre également les composés formés lors de l'interaction des éléments du tableau (la seule exception est le domaine des hydrocarbures, qui est considéré dans les chapitres des matières organiques). Les tâches en chimie inorganique vous permettent de mettre en pratique les connaissances théoriques reçues.

La science dans l'aspect historique

Le nom "inorganique" est apparu conformément à l'idée qu'il recouvre une partie des connaissances chimiques qui n'est pas liée aux activités des organismes biologiques.

Au fil du temps, il a été prouvé que la majeure partie du monde organique peut également produire des composés "non vivants", et des hydrocarbures de tout type sont synthétisés en laboratoire. Ainsi, à partir du cyanate d'ammonium, qui est un sel dans la chimie des éléments, le scientifique allemand Wehler a pu synthétiser l'urée.

Afin d'éviter toute confusion avec la nomenclature et la classification des types de recherche dans les deux sciences, le programme des cours scolaires et universitaires, après la chimie générale, implique l'étude de l'inorganique comme discipline fondamentale. Dans le monde scientifique, une séquence similaire est maintenue.

Classes de substances inorganiques

La chimie prévoit une telle présentation du matériel dans laquelle les chapitres d'introduction des inorganiques considèrent la loi périodique des éléments. d'un type spécial, qui est basé sur l'hypothèse que charges atomiques les noyaux affectent les propriétés des substances, et ces paramètres changent cycliquement. Initialement, la table a été construite comme un reflet de l'augmentation des masses atomiques des éléments, mais bientôt cette séquence a été rejetée en raison de son incohérence dans l'aspect sous lequel cette question devait être considérée. substances inorganiques.

La chimie, en plus du tableau périodique, suggère la présence d'une centaine de figures, d'amas et de diagrammes qui reflètent la périodicité des propriétés.

À l'heure actuelle, une version consolidée de la prise en compte d'un tel concept en tant que classes de chimie inorganique est populaire. Les colonnes du tableau indiquent les éléments en fonction des propriétés physico-chimiques, dans les lignes - périodes similaires les unes aux autres.

Substances simples dans l'inorganique

Un signe dans le tableau périodique et une substance simple à l'état libre sont le plus souvent des choses différentes. Dans le premier cas, seulement vue spécifique atomes, dans le second - le type de connexion des particules et leur influence mutuelle sous des formes stables.

La liaison chimique des substances simples détermine leur division en familles. Ainsi, deux grands types de groupes d'atomes peuvent être distingués - les métaux et les non-métaux. La première famille comprend 96 éléments sur 118 étudiés.

Les métaux

Le type métallique suppose la présence d'une liaison du même nom entre les particules. L'interaction est basée sur la socialisation des électrons du réseau, qui se caractérise par la non-directionnalité et l'insaturation. C'est pourquoi les métaux conduisent bien la chaleur et se chargent bien, ont un éclat métallique, une malléabilité et une plasticité.

Classiquement, les métaux sont à gauche dans le tableau périodique lorsqu'une ligne droite est tracée du bore à l'astatine. Les éléments proches de cette ligne sont le plus souvent de nature limite et présentent une dualité de propriétés (par exemple, le germanium).

La plupart des métaux forment des composés basiques. Les états d'oxydation de ces substances ne dépassent généralement pas deux. Dans un groupe, la métallicité augmente, alors que dans une période elle diminue. Par exemple, le francium radioactif présente des propriétés plus basiques que le sodium, et dans la famille des halogènes, l'iode a même un éclat métallique.

Sinon, la situation est dans la période - ils complètent les sous-niveaux devant lesquels se trouvent des substances avec propriétés opposées. Dans l'espace horizontal du tableau périodique, la réactivité manifestée des éléments passe de basique à amphotère à acide. Les métaux sont de bons agents réducteurs (acceptent les électrons lorsque des liaisons se forment).

non-métaux

Ce type d'atomes est inclus dans les principales classes de la chimie inorganique. Les non-métaux occupent le côté droit du tableau périodique, montrant généralement propriétés acides. Le plus souvent, ces éléments se présentent sous forme de composés les uns avec les autres (par exemple, borates, sulfates, eau). A l'état moléculaire libre, l'existence de soufre, d'oxygène et d'azote est connue. Il existe également plusieurs gaz diatomiques non métalliques - en plus des deux ci-dessus, ceux-ci comprennent l'hydrogène, le fluor, le brome, le chlore et l'iode.

Ce sont les substances les plus courantes sur terre - le silicium, l'hydrogène, l'oxygène et le carbone sont particulièrement courants. L'iode, le sélénium et l'arsenic sont très rares (cela inclut également les configurations radioactives et instables, qui se situent dans les dernières périodes du tableau).

Dans les composés, les non-métaux se comportent principalement comme des acides. Ce sont de puissants agents oxydants en raison de la possibilité d'ajouter un nombre supplémentaire d'électrons pour compléter le niveau.

en inorganique

En plus des substances qui sont représentées par un groupe d'atomes, il existe des composés qui incluent plusieurs configurations différentes. Ces substances peuvent être binaires (constituées de deux particules différentes), à trois, quatre éléments, etc.

Substances à deux éléments

La chimie attache une importance particulière à la binarité des liaisons dans les molécules. Les classes de composés inorganiques sont également considérées du point de vue de la liaison formée entre les atomes. Il peut être ionique, métallique, covalent (polaire ou non polaire) ou mixte. Habituellement, ces substances présentent clairement des qualités basiques (en présence de métal), amfortériques (duales - particulièrement caractéristiques de l'aluminium) ou acides (s'il existe un élément avec un état d'oxydation de +4 et plus).

Trois éléments associés

Les sujets de chimie inorganique incluent l'examen de ce type d'association d'atomes. Les composés constitués de plus de deux groupes d'atomes (le plus souvent, les inorganiques traitent d'espèces à trois éléments) sont généralement formés avec la participation de composants qui diffèrent considérablement les uns des autres par des paramètres physico-chimiques.

Les types de liaison possibles sont covalents, ioniques et mixtes. Habituellement, les substances à trois éléments ont un comportement similaire aux binaires en raison du fait que l'une des forces d'interaction interatomique est beaucoup plus forte que l'autre: la faible se forme en second lieu et a la capacité de se dissocier plus rapidement en solution .

Cours de chimie inorganique

L'écrasante majorité des substances étudiées dans le cours inorganique peut être considérée selon une classification simple en fonction de leur composition et de leurs propriétés. Ainsi, les oxydes et les sels sont distingués. L'examen de leur relation est préférable de commencer par une connaissance du concept de formes oxydées, dans lesquelles presque toutes les substances inorganiques peuvent apparaître. La chimie de tels associés est discutée dans les chapitres sur les oxydes.

oxydes

Un oxyde est un composé de tout élément chimique avec de l'oxygène dans un état d'oxydation de -2 (dans les peroxydes -1, respectivement). La formation d'une liaison se produit en raison du retour et de la fixation des électrons avec la réduction de l'O 2 (lorsque l'oxygène est l'élément le plus électronégatif).

Ils peuvent présenter à la fois des propriétés acides, amphotères et basiques, en fonction du deuxième groupe d'atomes. Si dans l'oxyde, il ne dépasse pas l'état d'oxydation +2, si le non-métal - de +4 et plus. Dans les échantillons à double nature des paramètres, une valeur de +3 est atteinte.

Acides dans l'inorganique

Les composés acides ont une réaction moyenne inférieure à 7 en raison de la teneur en cations hydrogène, qui peuvent passer en solution et être ensuite remplacés par un ion métallique. Par classification, ce sont des substances complexes. La plupart des acides peuvent être obtenus en diluant les oxydes correspondants avec de l'eau, par exemple lors de la formation d'acide sulfurique après hydratation de SO 3 .

Chimie inorganique de base

Les propriétés de ce type de composés sont dues à la présence du radical hydroxyle OH, qui donne la réaction du milieu au-dessus de 7. Les bases solubles sont appelées alcalis, elles sont les plus fortes dans cette classe de substances en raison de la dissociation complète (décomposition en ions dans un liquide). Le groupe OH dans la formation de sels peut être remplacé par des résidus acides.

La chimie inorganique est une science double qui peut décrire des substances sous différents angles. Dans la théorie protolytique, les bases sont considérées comme des accepteurs de cations hydrogène. Cette approche élargit le concept de cette classe de substances, appelant alcali toute substance pouvant accepter un proton.

sel

Ce type de composés se situe entre les bases et les acides, car il est le produit de leur interaction. Ainsi, un ion métallique (parfois ammonium, phosphonium ou hydroxonium) agit généralement comme un cation, et un résidu acide agit comme une substance anionique. Lorsqu'un sel se forme, l'hydrogène est remplacé par une autre substance.

En fonction du rapport du nombre de réactifs et de leur force les uns par rapport aux autres, il est rationnel d'envisager plusieurs types de produits d'interaction :

• des sels basiques sont obtenus si les groupes hydroxyle ne sont pas complètement substitués (ces substances ont un environnement alcalin);
• des sels acides se forment dans le cas contraire - en l'absence de base réactive, l'hydrogène reste partiellement dans le composé;
• les plus connus et les plus faciles à comprendre sont les échantillons moyens (ou normaux) - ils sont le produit d'une neutralisation complète des réactifs avec formation d'eau et d'une substance ne contenant qu'un cation métallique ou son analogue et un résidu acide.

La chimie inorganique est une science qui implique la division de chacune des classes en fragments, qui sont considérés dans temps différent: certains - plus tôt, d'autres - plus tard. Avec une étude plus approfondie, on distingue 4 autres types de sels :

• Les binaires contiennent un seul anion en présence de deux cations. En règle générale, ces substances sont obtenues en fusionnant deux sels avec le même résidu acide, mais des métaux différents.
• Le type mixte est l'opposé du précédent : sa base est un cation avec deux anions différents.
• Hydrates cristallins - sels, dans la formule desquels il y a de l'eau à l'état cristallisé.
• Les complexes sont des substances dans lesquelles un cation, un anion ou les deux se présentent sous la forme d'amas avec un élément formateur. Ces sels peuvent être obtenus principalement à partir d'éléments du sous-groupe B.

Comme autres substances incluses dans la pratique de la chimie inorganique, qui peuvent être classées comme des sels ou comme des chapitres de connaissances distincts, on peut nommer des hydrures, des nitrures, des carbures et des intermétallides (composés de plusieurs métaux qui ne sont pas un alliage).

Résultats

La chimie inorganique est une science qui intéresse tout spécialiste dans ce domaine, quels que soient ses intérêts. Il comprend les premiers chapitres étudiés à l'école dans cette matière. Le cours de chimie inorganique prévoit la systématisation de grandes quantités d'informations selon une classification compréhensible et simple.

Le Département de chimie est né peu de temps après la transformation de l'internat n ° 18 en Centre éducatif et scientifique spécialisé de l'Université d'État de Moscou (décret du Conseil des ministres de l'URSS n ° 1241 du 01.10.88 et ordre de l'Éducation nationale Commission du 16.11.88).

Avant cela, la chimie à l'internat était enseignée par :

Vedeneeva Marina Sergueïevna- de 1964 à 1980
- de 1980 à 1991
Tabachenko Natalya Vladimirovna- de 1986 à 1989

Le 13 novembre 1989, la première classe de chimie spécialisée a commencé à étudier au SASC. Ensuite, 18 étudiants y étaient inscrits. Tout le monde n'a pas atteint la "fin" - en 1991, dans le premier numéro chimique, il n'y avait que 8 personnes.

La composition des enseignants du Département de chimie depuis 1989. n'a pas changé de manière significative. Au Département de chimie a travaillé et travaille:

Galin Alexeï Mikhaïlovitch	(Ph.D., professeur agrégé) - de 1991 à cadeau temps
Zagorsky Viatcheslav Viktorovitch	(D.Ped.Sc., professeur) - de 1989 à cadeau temps
Mendeleeva Ekaterina Alexandrovna	(Ph.D., professeur agrégé) - de 1990 à cadeau temps
Morozova Natalya Igorevna	(Ph.D., maître de conférences) - de 1990 à cadeau temps
Kolyasnikov Oleg Vladimirovitch	(adjoint) - de 2004 à cadeau temps
Kubarev Alexeï Viatcheslavovitch	(adjoint) - de 2005 à cadeau temps
Sigeev Alexandre Sergueïevitch	(Ph.D., assistant) - de 2008 à cadeau temps
Aleshin Gleb	(assistant de laboratoire) - de 2009 à cadeau temps
Korenev Iouri Mikhaïlovitch (10.05.1936 - 09.08.2010)	(Docteur en Chimie, Professeur, Chef de Département) - de 1989 à 2010
Bataeva Elena Viktorovna	(doctorat, assistant) - de 1990 à 1993
Pirkuliyev Namig Sharafeddin-ogly	(adjoint) - de 1997 à 1999
Prisyajnyuk Valentina Viktorovna
Tatyanina Irina Vassilievna	(adjoint) - de 1989 à 1991
Tchouranov Sergueï Sergueïevitch	(PhD, Maître de conférences) - de 1989 à 1997
Bataev Vadim Albertovitch	(PhD) - de 1997 à 1998

Au cours de la période de 1991 à 2010, 20 graduations de la classe de chimie SUNC ont eu lieu - un total de 361 personnes. Parmi eux, 298 diplômés (83%) sont entrés à l'Université d'État de Moscou. La plupart - 214 diplômés - sont entrés à la Faculté de chimie et à la Faculté des sciences des matériaux. Les diplômés de la classe de chimie ont étudié et étudié à la Faculté de Physique (16), Mécanique et Mathématiques (15), Biologie (7), Géologie (6), Faculté de Mathématiques Computationnelles et Cybernétique (9), Faculté de Médecine Fondamentale (6 ), Sciences du sol (9 ). Les gars entrent également dans d'autres universités - le Combine chimique panrusse de l'Académie russe des sciences, l'Université technique chimique russe, MEPhI, l'Académie médicale, etc.

Les cours de la classe de chimie du SASC MSU ont lieu dans le bâtiment académique du SASC (conférences et séminaires) et à la Faculté de chimie de l'Université d'État de Moscou (ateliers sur la chimie analytique, organique et inorganique).

Les cours de chimie et de physique et les cours de mathématiques sont dispensés selon des programmes et des manuels originaux dont les auteurs sont des enseignants du département. À l'exception cours de base les enseignants du Département de chimie dirigent des cours au choix :

• Thermodynamique et cinématique des réactions rapides et exothermiques (Zagorsky V.V.)
• Chimie en anglais (Mendeleeva E. A.)
• L'homme et la substance (Mendeleeva E. A.)
• Méthodes de résolution de problèmes en chimie (Galin A. M.)
• Génomique (O. V. Kolyasnikov)
• Chimie des protéines (O. V. Kolyasnikov)
• Nanotechnologies - vers le nanomonde (Smirnov E. A.)
• Escrime (O. V. Kolyasnikov)
• Programme éducatif organique (Morozova N. I.)
• Préparation à l'examen d'État unifié (Galin A.M., Kubarev A.V.)
• Club du soir (Zagorsky V.V.)

Les enseignants du Département de chimie ont reçu à plusieurs reprises des subventions "Soros Teacher", ils participent à l'organisation et à la conduite d'Olympiades chimiques pour les écoliers, d'écoles d'été pour les lycéens et de séminaires pour les enseignants.

Les enseignants du Département de chimie ont publié ce qui suit guides d'étude:

• 
  Chimie organique. Partie I. Théorie de la structure des substances organiques.
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, 1997. - 48 p.
• Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Chimie organique. Partie II. Hydrocarbures.
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, Maison d'édition de Moscou. un-ta, 1999. - 64 p.
  ISBN 5-211-02588-1
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P.
  Chimie générale et inorganique. Première partie
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, 1998. - 63 p.
• Yu.M.Korenev, NIMorozova, A.I.Zhirov
  Atelier de chimie inorganique.
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, éd. Université d'État de Moscou, 1999. - 64 p.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Chimie. Première partie
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, 2000. - 72 p.
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P., Egorov E. N.
  Chimie générale et inorganique. Partie II. Principales classes de composés inorganiques.
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, Maison d'édition de l'Université de Moscou, 2000. - 36 p.
  
• Pirkuliyev N. Sh.
  Problèmes olympiques en chimie. Types de problèmes et méthodes pour leur solution.
  M.: École nommée d'après A. N. Kolmogorov, "Auto-éducation", 2000. - 160 p.
  
• Zagorsky V.V.
  Les lumières sont drôles. Feux d'artifice : histoire, théorie, pratique.
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, "Auto-éducation", 2000. - 64 p.
• Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Chimie organique. Partie III. Composés organiques contenant de l'oxygène et de l'azote.
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, Presse universitaire de Moscou, 2001. - 56 p.
  
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Chimie générale et inorganique. Partie III. Fondamentaux de la thermodynamique chimique et de la cinétique.
  M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, Maison d'édition de l'Université de Moscou, 2002. - 48 p.
  
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Conseils utiles.
  M : MAKS Press, 2003. - 31 p.
• Korenev Yu.M.
Chimie générale et inorganique. Partie IV. Propriétés physiques et chimiques des solutions.
M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, Maison d'édition de l'Université de Moscou, 2004. - 49 p.
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Comment gagner l'examen.
  M., 2006. - 34 p.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Morozova N.I.
Chimie générale et inorganique. Partie I. Concepts de base, structure atomique, liaison chimique.
M. : Scolarisez-les. A.N. Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 p.
• Morozova N.I.
  Identification des substances.
  M. : MAKS Press, 2008. - 35 p.

Expérience méthodique le travail des enseignants du Département de chimie est décrit dans ce qui suit éditions:

• Une variante de la présentation à l'école physique et mathématique du sujet "Structure de l'atome et loi périodique".
  Zagorsky V.V.
  Russian Chemical Journal (ZhRHO nommé d'après D.I. Mendeleev), 1994, volume 38, n° 4, pages 37 à 42
• Tâches atypiques en chimie
  V.V.Zagorsky, A.M.Galin, E.A.Mendeleeva, N.I.Morozova
  Russian Chemical Journal (ZhRHO nommé d'après D.I. Mendeleev), 1994, volume 38, n° 4, pages 89 - 90
• Enseignement de la chimie dans les classes de physique, de mathématiques et d'économie du Centre éducatif et scientifique spécial de l'Université d'État de Moscou
  Galin.A.M., Zagorsky V.V., Mendeleeva E.A.
  Séminaire international sur l'enseignement de la chimie à l'école "Pushchinskaya Autumn - 96" (collection de matériaux), Moscou, 1996. - 29 p.
• Zagorsky V.V.
  De professeur à professeur. Comment devenir une "star".
  M. : Maison d'édition. Département de l'UC DO MSU, 1998 - 96p.
• La chimie à l'école doctorale : retour d'expérience par test anonyme.
  A.M. Galin, V.V. Zagorsky, E.A. Mendeleeva
  Documents des lectures XLV Herzen (Conférence panrusse scientifique et pratique) (13 - 16 mai 1998), Saint-Pétersbourg,
  p. 48 - 49.
• La vérité sur l'obtention du diplôme (comment les diplômés de l'école connaissent la chimie)
  V. Zagorsky, E. Mendeleeva, A. Galin, N. Morozova
  Journal des enseignants, n° 7, 23 février 1999, p. 8
• Se préparer pour activité scientifique Lycéens surdoués : la nécessité d'une alternative à la vision scientifique du monde
  VV Zagorsky
  Sur SAT. résumés du Congrès international "Science et éducation au seuil du IIIe millénaire", Minsk, 3 - 6.10.2000, livre 1, pp. 56-57
• La tâche de l'éducation du 21e siècle est la formation d'une vision du monde écologique
  E.A. Mendeleïeva
  Sur SAT. résumés du Congrès international "Science et éducation au seuil du IIIe millénaire", Minsk, 3 - 6.10.2000, livre 2, pp. 91-92

V.V. Zagorski

Chimie générale et inorganique - En trois parties - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - 2000, 2002.

Ce manuel méthodologique a été compilé conformément au programme du cours de chimie inorganique et lu par les étudiants du département chimique et biologique de l'école A. N. Kolmogorov du Centre éducatif et scientifique spécialisé de l'Université d'État de Moscou.
Le livre présente les principales classes de composés inorganiques, leurs propriétés et leurs méthodes d'obtention.

CHAPITRE I. CONCEPTS DE BASE ET DÉFINITIONS 3
1.1. La structure de la matière 3
1.2. Rapports quantitatifs en chimie 9
1.3. Symboles chimiques et formules 13
CHAPITRE II. STRUCTURE DE L'ATOME 20
2.1. Premiers modèles de l'atome 20
2.2. Modèle mécanique quantique de la structure de l'atome 26
CHAPITRE III. Liant CHIMIQUE 41
3.1. Titre 41
3.2. Méthode de la liaison de Valence 47
3.3. Méthode orbitale moléculaire 53

CHAPITRE 1. Oxydes 3
§ une. Propriétés physiques oxydes 3
§ 2. Classification des oxydes et schémas de modification des propriétés chimiques .. 4
2.1. Classification des oxydes par propriétés chimiques 4
2.2. Modèles de changements dans les propriétés des oxydes 5
§ 3. Méthodes d'obtention des oxydes 7
§4. Propriétés chimiques des oxydes 9
4.1. Oxydes basiques 9
4.2. Oxydes acides 10
4.3. Oxydes amphotères 10
4.4. Propriétés chimiques générales des oxydes 11
CHAPITRE 2. Acides et BASES 13
§ 1. Théories des acides et des bases 13
1.1. Théorie électrolytique 13
1.2. Théorie protolithique 13
1.3. Théorie électronique 14
§2. Acides 16
2.1. Classification des acides 16
2.2. Méthodes d'obtention des acides 19
2.3. Méthodes générales d'obtention des acides 19
2.4. Propriétés chimiques des acides 21
§3. Motifs 24
3.1. Classement de base 24
3.2. Méthodes d'obtention des bases 25
3.3. Propriétés chimiques des bases 27
CHAPITRE 3. Sels 29
§ 1. Classification des sels 29
§ 2. Méthodes d'obtention des sels 30
§ 3. Propriétés chimiques des sels 33

CHAPITRE 1 Fondamentaux de la THERMODYNAMIQUE 3
§ 1.1. Définitions de base 3
§ 1.2. Loi zéro (début) de la thermodynamique 6
§1.3. Première loi (début) de la thermodynamique 6
§ 1.3.2. Chaleur standard (enthalpie) de formation du composé 9
§1.3.3. Enthalpie standard de combustion 10
§1.3.4. Énergie standard (enthalpie) d'une liaison chimique 10
§1.3.5. Enthalpie standard de sublimation, évaporation et fusion 11
§1.3.6. Affinité électronique, potentiel d'ionisation, électronégativité 11
§1.3.7. Loi de Hess 13
§1.3.8. Cycle de Born-Haber 14
§1.3.9. Loi de Kirchhoff 16
§1.4. Deuxième loi (début) de la thermodynamique 17
§ 1.4.1. Définition de l'entropie du point de vue de la thermodynamique classique 18
§1.4.3. Interprétation statistique du concept d'entropie 19
§1.4.4. Gibbs énergie libre 21
§1.4.5. Potentiel chimique 22
§1.4.6. Équilibre chimique 23
§1.4.7. Sens de réaction 31
CHAPITRE 2 Fondamentaux de la CINÉTIQUE 35
§2.1. Taux de réaction chimique 35
§ 2.2. Facteurs influant sur la vitesse d'une réaction chimique 37
§ 2.3. Méthodes expérimentales pour déterminer les constantes de vitesse d'une réaction chimique 47

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«Chimie générale et inorganique Partie I CONCEPTS DE BASE, STRUCTURE DE L'ATOME, LIAISON CHIMIQUE École nommée d'après A.N. Kolmogorov Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

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Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

chimie inorganique

CONCEPTS DE BASE, STRUCTURE DE L'ATOME,

LIAISON CHIMIQUE

École nommée d'après A.N. Kolmogorov

Presse universitaire de Moscou

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Chimie générale et inorganique. Cours magistral. Première partie

Concepts de base, structure atomique, liaison chimique. – M. :

École nommée d'après A. N. Kolmogorov, Moscow University Press, 2000. – 60 p.

ISBN 5-211-04200-X

Le livre présente les principales classes de composés inorganiques, leurs propriétés et leurs méthodes d'obtention.

ISBN 5-211-04200-X © Yu.M.Korenev, VPOvcharenko, 1998

© I.N. Korovine - conception, 2000

Chapitre I Concepts de base et définitions 1.1. La structure de la matière L'atome est l'un des concepts de base de la chimie et des autres sciences naturelles. Ce terme a une longue origine; il existe depuis environ 2500 ans. Pour la première fois, le concept d'atome trouve son origine dans la Grèce antique, vers le Ve siècle av. avant JC e. Les fondateurs de la doctrine atomiste étaient les anciens philosophes grecs Leucippe1 et son disciple Démocrite. Ce sont eux qui ont avancé l'idée d'une structure discrète de la matière et introduit le terme "ATOM".

Les enseignements de Démocrite ne se sont pas répandus et pendant longtemps période historique en chimie (et au Moyen Âge - alchimie), la théorie d'Aristote (384 - 322 av. J.-C.) dominait.

Selon les enseignements d'Aristote, les grands principes de la nature sont des "principes" abstraits: le froid, la chaleur, la sécheresse et l'humidité, lorsqu'ils sont combinés, quatre "éléments-éléments" principaux se forment:

la terre, l'air, le feu et l'eau.

Et ce n'est qu'au début du XIXe siècle que le scientifique anglais John Dalton est revenu aux atomes en tant que plus petites particules de matière et a introduit ce terme dans la science. Cela a été précédé par les travaux de scientifiques aussi remarquables que R. Boyle (dans le livre "The Skeptic Chemist", il a porté un coup écrasant aux idées des alchimistes), J. Priestley et K. V. Scheele (découverte de l'oxygène), G. Cavendish (découverte de l'hydrogène), A. L. Lavoisier (tentative de compilation du premier tableau des substances simples), M. V. Lomonosov (les principales dispositions de la théorie atomique et moléculaire, la loi de la conservation de la masse), J. L. Proust (la loi de la constance de la composition ) et plein d'autres.

Les découvertes dans le domaine de la physique faites à la fin du 19e - le premier tiers du 20e siècle ont forcé les scientifiques à regarder la théorie atomique et moléculaire d'une manière complètement différente. Il s'est avéré que l'atome a une structure complexe et n'est pas la plus petite particule de matière.

Ici, nous ne donnerons pas une définition dépassée de ce concept, mais donnerons immédiatement une formulation basée sur des idées modernes.

1 Leucippe () - grec ancien. philosophe. On ne sait presque rien de la vie de Leucippe.

Chapitre I Un atome (du grec µ - indivisible) est la plus petite particule d'un élément chimique capable d'exister de manière indépendante et porteuse de ses propriétés. Un atome est un microsystème électriquement neutre composé d'un noyau chargé positivement et d'un nombre approprié d'électrons.

Un élément chimique est un type d'atome avec la même charge nucléaire.

Un élément chimique est un concept, pas une particule matérielle. Ce n'est pas un atome, mais un ensemble d'atomes caractérisé par un certain signe avec la même charge nucléaire.

Électron [dr.gr. - ambre (il est bien électrisé par frottement)] - particule élémentaire stable de masse au repos égale à 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2, et portant une charge négative élémentaire égale à 1,6 10–19 C.

En chimie et en physique, lors de la résolution de nombreux problèmes, la charge d'un électron est prise comme -1 et les charges de toutes les autres particules sont exprimées dans ces unités. Les électrons font partie de tous les atomes.

Proton (grec - premier) - une particule élémentaire, qui fait partie intégrante des noyaux des atomes de tous les éléments chimiques, a une masse au repos mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e. m. et une charge électrique positive élémentaire égale en grandeur à la charge d'un électron, c'est-à-dire 1,6 10–19 C.

Le nombre de protons dans le noyau détermine le numéro atomique de l'élément chimique.

Le neutron (lat. neutrum - ni l'un ni l'autre) est une particule élémentaire électriquement neutre dont la masse au repos dépasse légèrement la masse au repos d'un proton mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 au. manger.

Avec le proton, le neutron fait partie de tous les noyaux atomiques (à l'exception du noyau de l'isotope de l'hydrogène 1H, qui est un proton).

Élémentaire désigné 2 a. em - unité de masse atomique, voir ci-dessous.

Le nom généralisé (groupe) des protons et des neutrons est nucléons.

Nombre de masse - le nombre total de nucléons (protons et neutrons) dans le noyau.

Le noyau d'un atome est constitué de protons, dont le nombre est égal au nombre ordinal de l'élément (Z), et de neutrons (N). A = Z + N, où A est nombre de masse.

Les nucléides (lat. noyau - noyau) - le nom général des noyaux atomiques, sont caractérisés par un certain nombre de protons et de neutrons (charge positive et nombre de masse).

Pour indiquer un élément chimique, il suffit de nommer une seule quantité - la charge du noyau, c'est-à-dire le nombre ordinal de l'élément dans le système périodique. Pour déterminer le nucléide, cela ne suffit pas - vous devez également indiquer son nombre de masse.

Parfois, pas tout à fait exactement, le concept de "nucléide" ne se réfère pas au noyau lui-même, mais à l'atome entier.

Isotopes (grec - le même + - lieu) - nucléides qui ont le même numéro protons, mais différant en nombre de masse.

Isotopes - nucléides occupant la même place dans le système périodique, c'est-à-dire atomes du même élément chimique.

Par exemple : 11 Na, 23 Na, 24 Na sont des isotopes du sodium.

Isobares (grec - égal + - poids) - nucléides ayant les mêmes nombres de masse, mais un nombre différent de protons (c'est-à-dire

liés à différents éléments chimiques), par exemple, 90Sr, 90Y, Isotones - nucléides avec le même nombre de neutrons.

Pendant longtemps, les chimistes n'ont pas fait de distinction claire entre les atomes et les molécules des substances simples. En 1811, A. Avogadro proposa une hypothèse qui permettait de définir sans ambiguïté ces concepts, mais ses contemporains ne l'apprécièrent pas, et elle ne fut reconnue qu'en 1860, après le premier congrès international des chimistes tenu à Karlsruhe (Allemagne), quand la molécule a commencé à être comprise comme la plus petite particule d'une substance impliquée dans ses transformations chimiques. Au fur et à mesure que les sciences naturelles se sont développées, la définition d'une molécule a subi quelques changements.

La molécule (diminutif du latin moles - masse) est la plus petite particule d'une substance qui détermine ses propriétés. Se compose d'atomes d'un ou de différents éléments chimiques et existe en tant que système unique de noyaux atomiques et d'électrons. Dans le cas des molécules monoatomiques (par exemple, les gaz nobles), les concepts d'atome et de molécule coïncident.

Les atomes sont maintenus ensemble dans une molécule par des liaisons chimiques.

En chimie, outre les atomes et les molécules, il faut considérer d'autres unités structurales : les ions et les radicaux.

Ions (grec - aller) - particules chargées électriquement formées d'atomes (ou de groupes atomiques) à la suite de l'ajout ou de la perte d'électrons.

Les ions chargés positivement sont appelés cations (grec - bas + ion), chargés négativement - anions (grec - haut + ion).

Par exemple, K+ est un cation potassium, Fe2+ est un cation fer, NH+ est un cation ammonium, Cl– est un anion chlore (anion chlorure), S2– est un anion soufre (sulfidanion), SO 2 est un anion sulfate.

Radicaux (latin radicalis - racine) - particules (atomes ou groupes d'atomes) avec des électrons non appariés.

Ils sont très réactifs. Par exemple, H est un radical hydrogène, Cl est un radical chlore, CH3 est un radical méthyle. Dans le même temps, les molécules paramagnétiques, par exemple O2, NO, NO2, ayant des électrons non appariés, ne sont pas des radicaux.

Une substance simple est une substance composée d'atomes d'un élément chimique.

Une substance simple est une forme d'existence d'un élément chimique.

De nombreux éléments peuvent exister sous la forme de plusieurs substances simples, par exemple le carbone (graphite, diamant, carabine, fullerènes), le phosphore (blanc, rouge, noir), l'oxygène (ozone, oxygène).

Environ 400 substances simples sont connues.

Allotrpy (grec - un autre + - tour) - la capacité d'un élément chimique à exister sous la forme de deux substances simples ou plus qui diffèrent par le nombre d'atomes dans la molécule (par exemple, O2 et O3) ou dans différentes structures cristallines (graphite et diamant).

Polymorphisme (grec µ - divers) - la capacité des solides à exister sous deux formes ou plus avec des structures cristallines différentes et des propriétés différentes.

Ces formes sont appelées modifications polymorphes.

Par exemple, FeS2 peut former deux substances avec des structures cristallines différentes (polymorphes) : l'une s'appelle la pyrite et l'autre la marcassite. Ces substances sont-elles des modifications allotropiques ? Ne sont pas.

L'allotropie ne concerne que des substances simples et considère à la fois la différence de composition de leurs molécules et la différence de structure des réseaux cristallins. Si nous parlons de la différence dans la structure des réseaux cristallins de substances simples, alors les concepts de polymorphisme et d'allotropie coïncident, par exemple, le graphite et le diamant peuvent être considérés comme des formes allotropiques ou des formes polymorphes.

La possibilité de former deux ou plusieurs types de molécules, Oxygène. Forme deux formes allotropiques : O2 et O3 - ozone. Ils diffèrent par leurs propriétés physiques et chimiques.

Oxygène O2 – gaz incolore, sans odeur. Ozone O3 - gaz couleur bleue avec une odeur caractéristique (il tire même son nom du grec.

(ozéine) - sentir).

À l'état liquide et solide, l'oxygène a une couleur bleu pâle. L'ozone à l'état liquide est intensément coloré en violet, à l'état solide il est noir-violet.

L'oxygène est paramagnétique, l'ozone est diamagnétique.

L'activité chimique de l'oxygène et de l'ozone diffère fortement. L'ozone est plus réactif que l'oxygène et présente des propriétés oxydantes plus fortes.

Malgré le fait que l'oxygène interagit avec presque tous les éléments sous sa forme libre, dans de nombreux cas, ces réactions ne se produisent qu'à des températures élevées. L'ozone, d'autre part, réagit avec de nombreuses substances dans des conditions où l'oxygène reste inerte, par exemple, l'ozone oxyde le mercure et l'argent en oxydes.

Phosphore. Deux formes allotropiques du phosphore sont connues : le blanc et le rouge.

Le phosphore blanc est composé de molécules tétraédriques P4. Le phosphore rouge peut être considéré comme des molécules de polymère P. Bien entendu, à l'état solide, ces modifications diffèrent à la fois par la structure des réseaux cristallins et par les propriétés physiques.

Toutes les formes allotropiques du phosphore présentent également une différence significative dans les propriétés chimiques, qui consistent tout d'abord en leur réactivité différente. Le phosphore blanc est la forme la plus active, tandis que le rouge est la forme la moins active.

Le phosphore blanc s'oxyde lentement dans l'air même à des températures ordinaires (ce qui provoque la lueur du phosphore blanc), tandis que le rouge est stable dans l'air et ne s'allume que lorsqu'il est chauffé.

Formation de divers réseaux cristallins Ce cas d'allotropie peut également être considéré comme un polymorphisme de substances simples.

Carbone. Plusieurs modifications allotropiques sont connues pour le carbone :

graphite, diamant, carabine, fullerènes.

Le graphite et le diamant forment des réseaux cristallins atomiques dont la structure diffère. Ces deux substances diffèrent également fortement dans leurs propriétés physiques : le diamant est incolore, transparent, le graphite est noir-gris, opaque, le diamant est la substance la plus dure, le graphite est doux, le diamant ne conduit pas l'électricité, le graphite conduit l'électricité. Dans des conditions normales, le diamant est une forme métastable (moins stable). Lorsque le diamant est chauffé (t > 1000°C), il se transforme irréversiblement en graphite. La transition du graphite au diamant se produit à une température plus élevée et nécessairement à une pression très élevée.

Étain. Deux formes allotropiques d'étain sont bien connues - grise et blanche.

L'étain gris (-étain) existe à des températures inférieures à 13,2 ° C, présente des propriétés semi-conductrices, une substance très fragile avec une densité de 5,846 g / cm3.

L'étain blanc (-étain) est un métal blanc argenté typique en termes de propriétés physiques, conduit bien la chaleur et le courant électrique, est plastique, a une densité de 7,295 g/cm3 et est stable dans la plage de température de 13,2 à 173°C. Au-dessus de cette température, -l'étain passe dans une autre modification - -l'étain, qui a une structure différente du réseau cristallin et une densité de 6,54 g/cm3.

De nombreuses modifications polymorphes (ou allotropiques) peuvent être dans un état métastable, c'est-à-dire qu'elles peuvent exister longtemps dans des conditions qui ne leur sont pas caractéristiques (« en zone étrangère »).

Par exemple, l'étain blanc peut surfondre et exister longtemps à une température inférieure à 13,2 ° C, cependant, son état est instable dans ces conditions, de sorte que des dommages mécaniques, des secousses brusques, etc. peuvent provoquer une transition brusque vers la forme. Ce phénomène bien connu s'appelait "la peste de l'étain".

Les impuretés ont également un effet significatif sur le passage d'une forme à une autre. Par exemple, un léger mélange de bismuth empêche pratiquement la transition de l'étain blanc au gris, et l'ajout d'aluminium, au contraire, accélère cette transition.

Pour chaque forme allotropique (ou polymorphe), il existe une gamme spécifique de températures et de pressions où cette modification est stable. Par exemple, à des températures allant jusqu'à 95,6 ° C, le soufre rhombique (forme -) est stable et à une température plus élevée, monoclinique (forme). Ces deux formes allotropiques diffèrent l'une de l'autre par la structure des réseaux cristallins.

Un composé ou composé est une substance constituée d'atomes d'éléments chimiques différents.

Isomorphisme (grec - égal, similaire + µ - forme) - la capacité de substances de composition similaire à former des cristaux mixtes dans lesquels des atomes, des ions ou des groupes atomiques de taille similaire se remplacent au hasard.

Par exemple, dans les cristaux d'alun de potassium KAl(SO4)2 12 H2O, les ions potassium peuvent être remplacés par des ions rubidium ou ammonium, et les ions Al3+ par des ions Cr3+ ou Fe3+. Dans ce cas, les cations potassium sont dits isomorphes aux cations rubidium ou ammonium, tandis que les cations aluminium sont isomorphes aux cations chrome ou fer.

1.2. Rapports quantitatifs en chimie Les masses des atomes et des molécules sont très petites et il n'est pas pratique d'utiliser l'unité de mesure généralement acceptée - le kilogramme - pour l'expression numérique de leurs valeurs. Par conséquent, pour exprimer les masses des atomes et des molécules, une autre unité de mesure est utilisée - l'unité de masse atomique (amu).

Unité de masse atomique (a.m.u.) - une unité de mesure des masses d'atomes, de molécules et particules élémentaires.

1/12 de la masse du nucléide carboné 12C est pris comme unité de masse atomique.

La masse de ce nucléide en unités SI est de 1,9927 10–26 kg.

La masse atomique relative (un terme obsolète est le poids atomique) est la masse d'un atome exprimée en unités de masse atomique (a.m.u.).

Désigné Ar.

La plupart des éléments chimiques naturels sont un mélange d'isotopes. Par conséquent, la valeur moyenne de la masse atomique relative du mélange naturel de ses isotopes, compte tenu de leur contenu dans les conditions terrestres, est considérée comme la masse atomique relative d'un élément. Ce sont ces valeurs qui sont données dans le système périodique.

Par exemple, l'oxygène a trois isotopes 16O, 17O et 18O, leurs masses atomiques et leur contenu dans le mélange naturel sont indiqués dans le tableau 3.

La valeur moyenne de la masse atomique, compte tenu de la contribution de chaque isotope, est calculée à l'aide de la formule suivante :

où Ar, j sont les masses atomiques des isotopes correspondants, ni est leur teneur dans le mélange naturel (en fractions molaires). En substituant dans cette formule les valeurs correspondantes du tableau 3 à la masse atomique d'oxygène, on obtient :

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Notez que la masse atomique et le nombre de masse sont absolument diverses notions: la première est la masse de l'atome, exprimée en a. em, et le second est le nombre de nucléons dans le noyau. La masse atomique est une valeur fractionnaire (a une valeur entière uniquement pour l'isotope 12C), contrairement au nombre de masse, qui est toujours un entier.

Numériquement, ces quantités sont très proches ; par exemple, pour l'hydrogène, la masse atomique est de 1,0078 et le nombre de masse est de 1, pour l'hélium, la masse atomique est de 4,0026 et le nombre de masse est de 4.

Les masses atomiques relatives ont des valeurs fractionnaires pour les raisons suivantes :

1) la plupart des éléments qui existent dans la nature sont un mélange de plusieurs isotopes, et le tableau périodique indique la valeur moyenne de la masse atomique relative d'un mélange de composition isotopique naturelle.

2) pour les éléments monoisotopes (par exemple, 23Na) cette valeur sera également fractionnaire, puisque la masse des nucléons, exprimée en a. m.u., n'est pas un nombre entier (voir tableau 3) et lors de la formation d'un noyau, une partie de la masse du nucléon est convertie en énergie, selon l'équation Ebond = m c2, où c = 3 108 m/s est la vitesse de la lumière dans le vide.

Lors de la formation de toute liaison, de l'énergie est toujours libérée, pour laquelle une partie de la masse des particules de liaison est dépensée. Dans le cas de la formation de liaisons chimiques, cette valeur est très faible, donc la variation de masse est ici négligée et on suppose que la masse de la particule formée est égale à la somme des masses des particules participant à sa formation . Lorsqu'un noyau se forme, une très grande quantité d'énergie est libérée et le "défaut de masse" est clairement visible.

Le poids moléculaire est la masse d'une molécule, exprimée en a. e. m. La masse d'une molécule est pratiquement égale à la somme des masses atomiques relatives de ses atomes constitutifs.

Si la substance n'est pas constituée de molécules, mais, par exemple, d'ions (NaCl), ou est un oligomère [(H2O)n], alors le poids moléculaire relatif est indiqué pour l'unité de formule de la substance. L'unité de formule d'une substance doit être comprise comme la composition chimique de la plus petite quantité d'une substance donnée.

Une mole est une unité de mesure de la quantité d'une substance. Désigné.

1 mol est la quantité d'une substance qui contient le même nombre d'unités structurelles (atomes, molécules, ions, radicaux) qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg de l'isotope du carbone 12C, à savoir, la masse molaire d'une substance (M) est égal au rapport de la masse de cette substance ( m) à sa quantité ():

Ancienne définition : la masse d'une mole d'une substance, numériquement égale à son poids moléculaire, mais exprimée en unités de g/mol. Peut-être, dans un premier temps, cela facilitera-t-il la résolution de problèmes de calcul.

Remarquez la différence dans les termes : masse molaire" et " poids moléculaire ", similaires dans le son, mais se référant à un nombre différent d'objets : le premier est la masse d'une mole d'une substance (c'est-à-dire la masse de 6,022 1023 molécules), et le second est la masse d'un molécule, et ils sont exprimés en différentes unités - g/mol et a. e. m., respectivement.

Le concept de "quantité de substance" et, par conséquent, l'unité de sa mesure - la mole sont utilisés dans la plupart des calculs chimiques. Cette valeur est uniquement liée à la masse, au nombre d'unités structurelles et au volume (s'il s'agit d'un gaz ou d'une vapeur) de la substance. Si la quantité de substance est donnée, ces quantités sont faciles à calculer.

La fraction massique de la substance A dans le système est le rapport de sa masse à la masse de l'ensemble du système (souvent cette valeur est exprimée en %) :

Tous les problèmes liés aux calculs par fractions massiques doivent être résolus à l'aide de cette formule. Pour éviter les erreurs techniques gênantes, nous vous recommandons de convertir immédiatement les % en actions lors des calculs.

La fraction volumique du composant est le rapport du volume du composant au volume de l'ensemble du système :

La fraction molaire d'un composant est le rapport de la quantité de substance (mol) du composant A au nombre total de moles de tous les composants du système :

La loi de conservation de l'énergie - l'énergie ne surgit pas de rien et ne disparaît pas sans laisser de trace, mais ses types individuels peuvent passer les uns dans les autres selon des rapports équivalents strictement définis.

Ainsi, si l'énergie des liaisons chimiques dans les produits de réaction est supérieure à celle des réactifs, l'énergie libérée est libérée sous forme de chaleur, de lumière ou de travail (par exemple, une explosion ou un mouvement de piston) .

La loi de conservation de la masse (M. V. Lomonosov, 1748) - la masse de toutes les substances qui sont entrées dans une réaction est égale à la masse de tous les produits de réaction.

Du point de vue de la théorie atomique et moléculaire, la loi de conservation de la masse s'explique comme suit: à la suite de réactions chimiques, les atomes ne disparaissent pas et n'apparaissent pas, mais ils se réarrangent. Puisque le nombre d'atomes avant et après la réaction reste inchangé, leur masse totale ne change pas non plus.

Sur la base de cette loi, tous les calculs sont effectués selon les équations des réactions chimiques.

Loi de constance de composition (Proust, 1806) - chaque composé chimique a une composition bien définie et constante.

En conséquence de cette loi, il s'ensuit que la composition d'un composé chimique ne dépend pas de la méthode de sa préparation.

Les substances dont la composition obéit à cette loi sont appelées daltonides. Les substances dont la composition dépend de la méthode de préparation sont appelées berthollides (par exemple, les oxydes de métaux de transition).

La loi des rapports multiples (Dalton) - si deux éléments forment plusieurs composés l'un avec l'autre, alors les quantités massiques d'un élément qui se combinent avec la même quantité massique de l'autre sont liées les unes aux autres comme de petits nombres entiers.

La loi d'Avogadro (1811) - des volumes égaux de différents gaz parfaits dans les mêmes conditions (température et pression) contiennent le même nombre de molécules.

Conséquences de la loi d'Avogadro 1°. 1 mole de n'importe quel gaz parfait dans les mêmes conditions (température et pression) occupe le même volume.

Dans des conditions normales (n.a.):

- p \u003d 101325 Pa \u003d 101,325 kPa \u003d 1 atm \u003d 760 mm Hg. De l'art.

- le volume molaire de tout gaz parfait est de 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Les densités des gaz parfaits dans les mêmes conditions (température et pression) sont directement proportionnelles à leurs masses molaires :

puisqu'il découle de la loi d'Avogadro que dans les mêmes conditions (p et t) pour tous les gaz parfaits, le rapport / V = ​​​​const.

Pour les gaz, le concept de densité relative d'un gaz par rapport à un autre est introduit. DA(X) - densité relative du gaz X pour le gaz A :

En chimie, comme dans toute science, il existe un système de signes conventionnels dont la connaissance est nécessaire pour comprendre ce sujet.

Le symbolisme chimique est une sorte d'alphabet, à l'aide duquel ils écrivent des «mots» - des formules de composés et des «phrases» - des équations de réactions chimiques, reflétant d'une manière ou d'une autre les processus réellement en cours.

Même au Moyen Âge, les éléments chimiques alors connus étaient désignés par des symboles conventionnels, les mêmes que ceux utilisés pour désigner les corps célestes. Le fait est que, selon les idées des alchimistes, chacun des éléments connus à cette époque correspondait à son propre corps céleste.

Certaines idées d'alchimistes se reflètent sous forme poétique:

Les désignations des corps célestes et leurs éléments chimiques "correspondants", adoptés au Moyen Âge, sont présentés dans le tableau 4.

Élément Corps céleste Symbole Bien sûr, de tels symboles pour désigner les éléments chimiques n'étaient pas très pratiques. De plus, vers 1800, environ 1800 éléments chimiques étaient connus (bien que certains n'aient pas encore été isolés en tant que substances simples, mais étaient principalement connus sous la forme d'oxydes), et l'utilisation d'un tel symbolisme devint impossible.

D. Dalton a proposé d'autres désignations pour les éléments chimiques, voici quelques exemples de ce symbolisme :

Symboles des éléments chimiques proposés par D. Dalton Comme on peut le voir à partir de ces exemples, dans certains cas, Dalton a utilisé les lettres initiales Titres anglaiséléments (par exemple : fer - Fer, cuivre - Cuivre, plomb - Plomb), encerclés. Le célèbre chimiste suédois du XIXe siècle, Jens Jakob Berzelius, qui a grandement contribué au développement de la théorie atomistique de Dalton, a proposé un tout nouveau symbolisme pour la désignation des éléments chimiques. Il a décidé que chaque élément chimique devrait avoir son propre signe spécial, qui serait en même temps le symbole de l'élément chimique et désignerait un atome. En tant que tel symbole, il a été proposé d'utiliser la lettre initiale du nom latin de l'élément (par exemple, hydrogène - Hidrohenium - symbole H, soufre - Soufre - S, etc.). Dans les cas où les noms de deux éléments commencent par la même lettre, une deuxième lettre a été ajoutée au nom de cet élément, par exemple, C - carbone, Cu - cuivre, Cd - cadmium. C'est ainsi que sont apparus les symboles des éléments chimiques, qui sont utilisés partout dans le monde à ce jour.

Certains éléments (par exemple, le fer, l'or, le plomb) sont connus depuis l'Antiquité et leurs noms sont d'origine historique.

Les noms des éléments découverts au cours des 300 dernières années étaient basés sur divers principes: par le minéral à partir duquel cet élément a été isolé pour la première fois, par exemple le béryllium (du nom du minéral - béryl), par le nom du pays - la patrie du découvreur, par exemple le germanium (chimiste allemand K. Winkler ) en l'honneur de l'Allemagne, par certaines propriétés, par exemple , le chlore (du grec - vert), le phosphore (du grec.

- léger, - je porte). Les éléments artificiels ont reçu leurs noms en l'honneur de scientifiques célèbres, par exemple, mendelevium, einsteinium.

Si le symbole d'un élément chimique est entré mentalement dans un carré, alors les coins de ce carré sont utilisés, si nécessaire, pour des informations supplémentaires :

En utilisant les symboles chimiques des éléments, les formules chimiques des substances sont écrites. Par exemple, la formule de l'acide sulfurique H2SO4 montre que la molécule de ce composé est constituée de deux atomes d'hydrogène, d'un atome de soufre et de quatre atomes d'oxygène. À l'aide de formules chimiques, écrivez les équations des réactions chimiques, par exemple :

Les substances qui entrent dans une réaction chimique (substances initiales) sont écrites sur le côté gauche de l'équation, et les substances formées à la suite de la réaction (produits de réaction) sont écrites sur le côté droit de l'équation, et le nombre d'atomes de chaque élément du côté gauche de l'équation doit être égal au nombre d'atomes de cet élément du côté droit (loi de conservation de la masse des substances).

Toute formule chimique est un enregistrement conditionnel qui contient certaines informations sur une substance donnée, et selon les informations qu'ils souhaitent déclarer, différentes formules sont utilisées.

1°. La formule moléculaire (ou formule brute) ne reflète que la composition qualitative et quantitative du composé, c'est-à-dire qu'elle montre quels atomes de quels éléments et en quelle quantité sont inclus dans la composition de cette substance, et ne dit rien sur sa structure , par exemple:

2°. La formule graphique (on l'appelle souvent à tort la formule structurelle) fournit des informations supplémentaires : en plus de la composition qualitative et quantitative, elle montre dans quel ordre les atomes sont connectés les uns aux autres, et indique également la multiplicité des liaisons (simples, doubles , triple):

Cependant, ces formules ne disent rien sur la structure des molécules, c'est-à-dire qu'elles ne reflètent pas la disposition relative des atomes dans l'espace.

3°. La formule électronique contient des informations supplémentaires par rapport à la formule graphique (bien qu'elle lui soit en fait très similaire) - elle montre lesquels des électrons de valence sont impliqués dans la formation de liaisons, ainsi que la présence d'électrons non appariés et non partagés paires d'électrons :

4°. La formule structurelle est représentée sur une échelle, dans la projection appropriée, qui donne une représentation tridimensionnelle de la molécule et montre la disposition relative des atomes dans l'espace. Si nécessaire, à formules structurelles des tableaux sont joints, qui indiquent les longueurs de liaison (distances entre les centres des atomes liés) et les angles de liaison (angles entre les liaisons).

5°. Il est possible d'utiliser d'autres variantes de formules pour véhiculer des informations pertinentes sur la molécule ou faciliter la perception d'informations, par exemple, elle montre la présence d'une orbitale libre 1. Combien d'atomes d'hydrogène sont contenus dans 1 litre d'hydrogène à n. à.?

Décision. Puisque 1 mole de tout gaz parfait occupe à n. y. 22,4 litres, puis 1 litre d'hydrogène (on peut le considérer comme un gaz approximativement parfait) contiendra = 0,045 mol de molécules d'hydrogène. Chaque molécule d'hydrogène est constituée de deux atomes, ce qui signifie que le nombre d'atomes est deux fois plus grand: 2 0,045 \u003d 0,09 mol. Pour trouver le nombre d'atomes dans cette quantité de matière, multipliez-la par le nombre d'Avogadro :

2. Quelle est la masse d'une molécule de NaOH ?

Décision. Calculons d'abord le poids moléculaire de NaOH en unités de a. e. m., basé sur les valeurs des masses atomiques de sodium, d'oxygène et d'hydrogène.

Convertissons maintenant en unités SI :

3. Quelle énergie est libérée lors de la formation d'un atome d'hélium à partir de particules élémentaires ?

Décision. La masse atomique de l'hélium est de 4,0026 amu. e. m. Calculons la masse totale des particules élémentaires qui composent l'hélium :

2mp + 2mn + 2me = 2(1,007 + 1,009 + 5,5 10–4) = 4,0331 ua manger.

Le défaut de masse est ou 4. Un g de CaO a été dissous dans un excès d'eau avec une masse de B g. Exprimez la fraction massique de la substance dans la solution résultante.

Décision. Pour résoudre ce problème, il faut se rappeler que lorsque l'oxyde de calcium est dissous dans l'eau, la réaction CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2 se produit, donc l'hydroxyde de calcium sera le soluté.

On trouve la masse de la substance selon l'équation de réaction :

La masse de la solution est la somme de la masse des substances qui ont formé cette solution (puisque la réaction ne précipite pas et qu'aucun gaz n'est libéré, rien n'a besoin d'être soustrait) A + B. Ainsi, \u003d (100%).

5. Mélanger 11,2 litres de chlore et 22,4 litres d'hydrogène. Trouvez la fraction volumique des gaz dans le mélange après la réaction.

Décision. La réaction se déroule H2 + Cl2 = 2 HCl. Comme les volumes de gaz sont proportionnels à leurs quantités de substances, 1 volume d'hydrogène va réagir avec 1 volume de chlore et 2 volumes de chlorure d'hydrogène se forment. Le chlore est rare, il réagira complètement ; 11,2 litres d'hydrogène réagiront et 11,2 autres litres resteront. Le chlorure d'hydrogène produira 2 11,2 \u003d 22,4 litres.

Le volume total du système est de 11,2 + 22,4 = 33,6 litres. La fraction volumique d'hydrogène 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), chlorure d'hydrogène 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%), soit 6. L'alliage contient 40% K et 60% Na. Trouvez les fractions molaires des composants.

Décision. M(K) = 39, M(Na) = 23. Si 100 g d'alliage contiennent 40 g de K, alors c'est 40/39 = 1,03 mol. 60 g de sodium c'est 60/23 = 2,61 mol.

La quantité totale de substance dans 100 g d'alliage est de 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. D'où les fractions molaires : potassium 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), sodium 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%), soit 100 - 28 = 72%.

7. La combinaison de carbone et d'hydrogène contient 75 % de carbone en masse.

Décision. Écrivons la formule sous sa forme générale : СхНу. La masse de carbone dans une molécule de cette substance est proportionnelle à 12x, hydrogène - y. Puisque la fraction massique de carbone est de 75%, on obtient : 12x : y \u003d 75 : 25, donc x : y \u003d 6,25 : 25 \u003d 1 : 4.

La formule souhaitée CH4.

8. Densité du gaz dans l'air 0,55. Quel est ce gaz ?

Décision. La masse molaire moyenne de l'air est de 29. Pour trouver la masse molaire d'un gaz, multipliez 29 par la densité du gaz : 29 0,55 = 16. Cette masse molaire correspond au méthane CH4, il n'y a pas d'autres options.

1. La charge totale de combien d'électrons est 1 C ?

Quelle est la masse de 1 mole d'électrons ?

2. Combien d'atomes d'hydrogène sont contenus dans 3 litres d'eau a) à 20°C et 1 atm;

b) à 150°C et 1 atm ?

3. Quelle énergie sera libérée lorsque 1 mol de nucléides 16O se formera à partir de particules élémentaires ?

4. X g de potassium a été dissous dans un excès d'eau avec un volume de 1 litre. Quelle est la fraction massique de la substance dans la solution résultante ?

5. 16,8 litres de chlorure d'hydrogène et 5,6 litres de bromure d'hydrogène ont été dissous dans 100 ml d'eau. Trouvez les fractions massiques des substances dans la solution.

6. À 2 000 °C, le degré de dissociation thermique (c'est-à-dire la fraction molaire des molécules décomposées par la chaleur) de l'eau est d'environ 2 %.

Calculez les fractions molaires et volumiques de tous les composants du mélange à l'équilibre à cette température.

7. Calculez la fraction massique d'alcool dans une solution aqueuse avec une fraction volumique de 40 %, si la densité de l'alcool (à 20 °C) est de 0,79 g/ml.

8. Deux solutions ont été coulées : 10 g de chlorure de baryum à 20 % et 20 g de sulfate de potassium à 10 %. Trouvez les fractions massiques de tous les solutés.

9. La combinaison d'azote et d'hydrogène contient 87,5 % d'azote en masse.

Trouvez la formule de ce composé.

10. Un certain gaz a une densité d'hydrogène de 8,5. Quel est ce gaz ?

11. Dessinez les formules graphiques de l'azote, de l'oxyde de fer (III), de l'acide phosphorique.

L'étude du passage du courant électrique à travers divers milieux (gaz, solutions, fondus), réalisée au siècle dernier, a donné les premiers faits expérimentaux qui ont suscité l'idée de la structure complexe de l'atome.

Dans les années 30 du 19e siècle, le physicien anglais Michael Faraday a établi que les processus électrochimiques sont caractérisés par certaines relations, qui indiquent que les charges électriques, comme la matière, sont de nature discrète et qu'il existe une certaine charge minimale.

Des expériences avec des tubes à décharge, menées dans la seconde moitié du siècle dernier, ont clairement montré que la composition des atomes devait inclure des particules chargées négativement, appelées plus tard électrons3. Ces expériences avec des gaz raréfiés avaient une conception assez simple. Deux électrodes ont été soudées dans un tube de verre, puis le tube a été mis sous vide à une pression d'environ 10 mm Hg. De l'art.

(0,013 Pa). Une haute tension (plusieurs kilovolts) a été appliquée aux électrodes, et par la lueur des parois du tube et des gaz résiduels, on a observé un flux de particules qui se déplaçait de l'électrode négative vers la positive. Si un obstacle, par exemple une roulette, était placé sur la trajectoire de ce faisceau, il commençait alors à tourner, indiquant que les particules avaient une masse finie. Si le tube à décharge était placé entre les plaques d'un condensateur plat, le flux de particules était alors dévié vers l'une d'entre elles, à savoir celle qui était chargée positivement, ce qui indiquait une charge négative des particules.

En 1896, Henri Becquerel, travaillant avec des composés d'uranium, découvrit le phénomène de la radioactivité - la désintégration spontanée des atomes d'un élément et leur transformation en atomes d'un autre élément chimique. Il a été constaté que de telles transformations s'accompagnent de l'émission de radiations invisibles à l'œil.

Un peu plus tard, les époux Pierre Curie et Maria Skłodowska-Curie ont découvert que non seulement les composés émettent un rayonnement invisible.3 L'électron a été la première des particules élémentaires découvertes. En 1874

J. J. Stoney a suggéré que le courant électrique est un flux de particules chargées négativement, qu'il a appelées électrons. Cependant, la priorité de la découverte de l'électron est presque universellement reconnue par J. J. Thomson, qui a expérimentalement prouvé l'existence de l'électron et déterminé le rapport de sa charge à sa masse.

l'uranium, mais aussi d'autres substances. À la suite d'un travail minutieux, ils ont découvert deux nouveaux élément chimique, nommés "radium" et "polonium".

En 1899, Rutherford découvrit que les éléments radioactifs émettaient deux types de rayonnement, qu'il appela - et - rayons. Plus tard, il a été constaté que les substances radioactives peuvent émettre trois types de rayonnement :, et. -le rayonnement est un flux de noyaux d'atomes d'hélium et, par conséquent, -les particules ont une masse de 4 a. e.m. et charge électrique +2, les rayons -sont un flux d'électrons et les rayons -sont un rayonnement électromagnétique avec une longueur d'onde très courte4.

Tous ces faits expérimentaux indiquent que l'atome a une structure complexe et doit comprendre des électrons. Et puisque l'atome dans son ensemble est une particule électriquement neutre, la charge négative des électrons doit être compensée par une charge positive.

Vers 1900, J.J. Thomson proposa le premier modèle de l'atome, selon lequel la charge positive remplit uniformément tout le volume de l'atome, et la charge négative, représentée par les électrons, s'intercale dans cette sphère chargée positivement. Ce modèle s'appelait "Thomson's pudding". Le modèle ne pouvait pas expliquer toutes les données expérimentales obtenues à ce moment-là. Il expliquait dans une certaine mesure les expériences de Faraday et les expériences avec les tubes à décharge à gaz, mais ne pouvait pas répondre à la question la plus importante : "comment un tel système de charges électriques peut-il exister ?"5 Malgré cela, les scientifiques ont utilisé ce modèle pendant un certain temps.

4 Par la suite, d'autres types de désintégration radioactive ont été découverts : désintégration + (émission de positons), capture d'électrons (capture d'un électron orbital par un noyau), émission retardée de neutrons, fission nucléaire spontanée, et en 1961, sous l'impulsion de l'académicien Flerov , désintégration du proton.

5 L'un des principaux théorèmes de l'électrostatique est un théorème formulé au XIXe siècle par le physicien et mathématicien anglais S. Earnshaw :

toute configuration d'équilibre de charges électriques ponctuelles au repos est instable si, en dehors des forces coulombiennes d'attraction et de répulsion, aucune autre force n'agit sur elles. Ce théorème découle de l'affirmation selon laquelle l'énergie potentielle d'un système statique de charges électriques ne peut pas avoir de minimum. La présence d'une énergie potentielle minimale est condition nécessaireéquilibre stable.

Riz. 1. Expérience sur le passage des particules à travers la matière.

En 1910, les étudiants de Rutherford, Hans Geiger et Ernest Marsden, ont mené des expériences sur le bombardement par particules de fines plaques de métal. Ils ont constaté que la plupart des particules passent à travers la feuille sans modifier leur trajectoire. Et ce n'était pas surprenant, si l'on accepte l'exactitude du modèle de l'atome de Thomson.

Ce qui était surprenant, c'est juste que certaines particules ont dévié de la trajectoire d'origine et, à la surprise générale, environ 1 particule sur 20 000 a dévié d'un angle proche de 180°, c'est-à-dire qu'elle a rebondi (voir Fig. 1).

A partir des résultats de cette expérience, les conclusions suivantes peuvent être tirées :

1) il y a un "obstacle" dans l'atome, qui s'appelait le noyau;

2) le noyau a une charge positive (sinon les particules - chargées positivement ne seraient pas réfléchies);

3) le noyau a des dimensions très petites par rapport aux dimensions de l'atome lui-même (seule une petite partie des -particules a changé la direction du mouvement) ;

4) le noyau a une masse importante par rapport à la masse des -particules.

Des expériences sur la diffusion des particules - ont également permis d'estimer les tailles des noyaux et des atomes :

- les noyaux ont des diamètres de l'ordre de 10–15 - 10–14 m, - les atomes ont des diamètres de l'ordre de 10–10 m.

Pour expliquer les résultats obtenus, Rutherford a avancé l'idée d'une structure planétaire de l'atome. Il considérait l'atome comme système solaire: au centre se trouve le noyau contenant la masse principale et toute la charge positive de l'atome, et autour, sur différentes orbites, des électrons tournent. Ce modèle expliquait assez bien le matériel expérimental accumulé à cette époque, mais souffrait de deux inconvénients :

1) Conformément aux équations de l'électrodynamique classique, une particule chargée se déplaçant avec une accélération (et un électron dans un atome se déplace avec une accélération centripète) doit émettre de l'énergie.

Dans ce cas, la perte d'énergie devrait entraîner une diminution du rayon de l'orbite et la chute de l'électron sur le noyau.

2) Un changement continu de la trajectoire des électrons devrait également contribuer à un changement continu de la fréquence de rayonnement et, par conséquent, à un spectre d'émission continu. Mais des expériences ont montré que le spectre d'émission de l'hydrogène, ainsi que d'autres atomes à l'état gazeux, se compose de plusieurs bandes, c'est-à-dire

est discret.

Une issue à cette situation a été trouvée en 1913 par le physicien danois Niels Bohr, qui a proposé sa théorie de la structure de l'atome. En même temps, il n'a pas complètement écarté les idées précédentes sur la structure planétaire de l'atome, mais pour expliquer la stabilité d'un tel système, il a fait l'hypothèse que les lois de la physique classique ne sont pas toujours applicables pour décrire des systèmes tels que atomes, et a formulé deux postulats.

Premier postulat de Bohr. Les électrons peuvent tourner autour du noyau sur des orbites stationnaires strictement définies, alors qu'ils n'émettent ni n'absorbent d'énergie.

Deuxième postulat de Bohr. En se déplaçant d'une orbite à une autre, un électron absorbe ou émet un quantum d'énergie.

Bohr a suggéré que le moment cinétique d'un électron dans un atome peut prendre des valeurs discrètes égales à seulement un nombre entier de quanta d'action, qui peut s'écrire mathématiquement comme suit :

où m est la masse de l'électron, v est la vitesse linéaire de sa rotation, r est le rayon de l'orbite, n est le nombre quantique principal, qui prend des valeurs entières de 1 à l'infini, et h = 6,625 10–34 J /s est la constante de Planck. L'équation (7) est une expression mathématique du premier postulat de Bohr.

L'énergie d'un électron dans l'orbite correspondante est déterminée par l'expression :

Dans cette équation, toutes les quantités sauf n sont des constantes.

Ainsi, l'énergie d'un électron dans un atome est déterminée par la valeur du nombre quantique principal. Pour un atome d'hydrogène à n = 1, E = 2,176 10–J, ou 13,6 eV (1 électron volt est l'énergie qu'un électron acquiert en traversant une différence de potentiel de 1 volt, et est égal à 1,6 10–19 J) .

En utilisant les équations ci-dessus, Bohr a calculé le spectre d'émission de l'atome d'hydrogène.

Dans l'atome d'hydrogène, l'électron a l'énergie minimale dans la première orbite. Cet état de l'électron est appelé l'état fondamental, ou non excité. Si une énergie suffisante est donnée à cet électron, alors il peut aller sur une autre orbite avec un grand rayon, par exemple, sur l'orbite n ° 2, 3, etc., en fonction de l'énergie transmise. Un tel état est dit excité, il est instable.

Un électron peut rester sur ces orbites pendant une courte période, puis se déplacer vers une autre orbite avec une énergie inférieure, pour finalement revenir à l'état fondamental. Lors de ces transitions, de l'énergie est émise sous forme de rayonnement électromagnétique.

En 1900, Planck a suggéré que le rayonnement et l'absorption d'énergie ne peuvent se produire que dans des portions strictement définies, qu'il a appelées quanta. La fréquence de rayonnement est liée à l'énergie par l'équation :

où c est la vitesse de la lumière dans le vide égale à 3 108 m/s. Par conséquent, la fréquence de ce rayonnement dépend de la différence entre les énergies des niveaux (). Selon la longueur d'onde, ce rayonnement peut appartenir à différentes régions du spectre : rayons X, ultraviolets, visibles ou infrarouges. Sur la fig. 2 montre schématiquement les transitions d'un électron dans un atome d'hydrogène excité, qui provoquent un rayonnement dans différentes régions du spectre.

Riz. 2. Transitions électroniques dans l'atome d'hydrogène Les calculs de Bohr se sont avérés en excellent accord avec les résultats obtenus expérimentalement (voir tableau 6).

Longueurs d'onde des raies spectrales dans la série Balmer (région visible) Après une étude détaillée des raies spectrales, il s'est avéré que certaines d'entre elles ne sont pas une, mais plusieurs raies rapprochées. Cela indique qu'il existe différentes orbites dans lesquelles les électrons ont des énergies similaires. Pour expliquer ce fait, Sommerfeld a suggéré que les électrons peuvent tourner non seulement sur des orbites circulaires, mais aussi sur des orbites elliptiques.

Cependant, la théorie de Bohr n'était pas universelle. De son point de vue, il était impossible de décrire le comportement de l'atome d'hydrogène dans un champ magnétique. Il n'est pas non plus possible d'expliquer la formation d'une molécule d'hydrogène, et des difficultés insurmontables de nature fondamentale se posent dans la description des atomes à plusieurs électrons. La théorie de Bohr n'est pratiquement pas utilisée en chimie.

Ces difficultés peuvent être surmontées si nous abordons la description de la structure de l'atome du point de vue d'une théorie plus large - la mécanique quantique, qui considère le comportement des particules dans le microcosme. Les lois qui décrivent les phénomènes se produisant dans le micromonde diffèrent considérablement des lois qui décrivent le comportement des macrocorps. Le nombre quantique n, introduit artificiellement dans la théorie de Bohr, s'avère être une conséquence inévitable de lois plus générales du point de vue de la théorie quantique.

La double nature du microcosme a d'abord été établie pour la lumière. D'une part, la lumière est caractérisée par des phénomènes tels que l'interférence et la diffraction, qui ne peuvent s'expliquer que du point de vue de sa nature ondulatoire. Par contre, le phénomène de l'effet photoélectrique ne peut être décrit du point de vue de cette théorie. Cela peut être fait en supposant une nature corpusculaire (du latin corpusculum - particule) pour la lumière. En 1905, Einstein suggéra que la lumière était émise sous forme de particules appelées photons ou quanta. Chaque photon a une énergie définie par l'équation (11).

De la nature corpusculaire de la lumière, il s'ensuit que les photons doivent avoir une certaine masse. La masse au repos d'un photon est égale à zéro, et en se déplaçant, le photon acquiert une masse dynamique. Pour calculer cette masse, Einstein a proposé une équation pour l'équivalence de la masse et de l'énergie :

En combinant les équations (11) et (12) on obtient :

ou où p est la quantité de mouvement du photon.

En 1924, le physicien français de Broglie, basé sur le concept de la double nature du micromonde, a suggéré que l'électron a une certaine longueur d'onde, qui s'inscrit dans l'orbite un nombre entier de fois. Cela signifie que 2r = n.

L'hypothèse de De Broglie en 1927 a reçu une confirmation expérimentale. Les physiciens américains Davison et Germer ont observé la diffraction des électrons par des cristaux de chlorure de sodium.

Le principe de quantification a été introduit arbitrairement dans la théorie de Bohr. Il utilisait principalement les lois de la mécanique classique. La découverte des propriétés ondulatoires de l'électron, l'effet photoélectrique, des expériences avec un corps complètement noir ont conduit à la création d'une nouvelle branche de la physique - la mécanique quantique.

Un rôle majeur dans sa création a été joué par E. Schrödinger et W. Heisenberg.

Le modèle mécanique quantique de l'atome n'est pas aussi clair que le modèle proposé par Bohr, et l'appareil mathématique de la mécanique quantique du modèle mécanique quantique de la structure de l'atome sera considéré purement qualitatif, sans l'utilisation d'appareil mathématique. Une grande partie de ce qui sera présenté dans la section suivante, le lecteur devra l'accepter "de bonne foi", sans preuves. Les nombres quantiques seront simplement introduits pour décrire le comportement d'un électron dans un atome, alors qu'ils sont une conséquence de la solution de l'équation de Schrödinger.

2.2. Modèle de mécanique quantique de la structure de l'atome Heisenberg a souligné les différences fondamentales dans l'observation des micro- et macro-objets. L'observation de tout objet, en principe, se résume à deux cas :

1) L'objet lui-même donne des signaux. Par exemple, le bruit d'un moteur en marche, le rayonnement thermique, etc.

2) L'objet observé est soumis à une certaine influence, par exemple une irradiation lumineuse, des ondes radio, etc., et le signal réfléchi est enregistré (comme cela est largement utilisé dans les radars, en écholocation). De plus, plus l'impact sur l'objet observé est fort, plus le signal réfléchi est fort (ceteris paribus) et plus l'enregistrement de l'objet est fiable.

Si des macro-objets qui nous sont familiers sont observés, alors l'action du rayonnement électromagnétique (lumière, ondes radio, etc.) sur eux ne modifie ni leur position ni leur vitesse. La situation est complètement différente lors de l'observation d'objets du microcosme, par exemple des électrons. Sous l'action d'un quantum de lumière sur un électron, la vitesse de ce dernier ne reste pas inchangée. Par conséquent, après avoir déterminé la position de l'électron à un moment donné sous l'action d'un photon, nous ne sommes pas en mesure de déterminer sa vitesse au même moment - elle a déjà changé.

Heisenberg a proposé une relation, appelée "relation d'incertitude":

où p est l'incertitude sur la valeur de l'impulsion de la particule et x est l'incertitude sur ses coordonnées. Il découle de cette relation que plus les coordonnées d'un électron sont déterminées avec précision, moins son impulsion sera déterminée avec précision et vice versa. En d'autres termes, cela n'a aucun sens de parler de la trajectoire d'un électron, puisque pour décrire celle-ci, il faut connaître exactement à la fois les coordonnées de l'électron et son impulsion à chaque instant (qui a été incorporé dans le modèle de Bohr de l'atome). La relation d'incertitude montre qu'une description aussi précise du mouvement d'une particule aussi petite qu'un électron est impossible, c'est-à-dire que le concept même d'orbite (trajectoire) d'un électron s'avère intenable. Une méthode complètement différente pour décrire le comportement d'un électron dans un atome est nécessaire, qui est fournie par la mécanique quantique. En mécanique quantique, pour décrire le comportement d'un électron, deux positions sont initiales :

1) le mouvement d'un électron est de nature ondulatoire ;

2) notre connaissance du comportement d'un électron est de nature probabiliste (ou statistique).

Quelques précisions sur la première disposition ont déjà été apportées (page 25). Commentons la deuxième position. Selon le principe d'incertitude de Heisenberg, l'emplacement d'une particule ne peut jamais être exactement déterminé. La meilleure chose à faire dans ce cas est d'indiquer la probabilité avec laquelle la particule sera dans une région de l'espace V = x y z.

En 1926, Schrödinger a proposé une équation dans laquelle la fonction d'onde a été introduite pour décrire le comportement d'un électron dans un atome. L'équation est d'une simplicité trompeuse :

où E est l'énergie totale de la particule, est la fonction d'onde et H est Hamilton. L'hamiltonien montre quelles opérations mathématiques vous devez effectuer avec la fonction d'onde afin de résoudre l'équation de l'énergie. La signification physique de la fonction d'onde est difficile à déterminer, mais le carré de son module | |2 détermine la probabilité de trouver un électron dans une région donnée de l'espace.

L'équation de Schrödinger est exactement résolue pour l'hydrogène et les atomes de type hydrogène (c'est-à-dire pour les systèmes constitués d'un noyau et d'un électron). De la solution de cette équation pour l'atome d'hydrogène, il s'ensuit que le comportement d'un électron dans un atome est décrit par quatre nombres quantiques.

1°. Nombre quantique principal n. Il peut prendre des valeurs allant de à l'infini, qui définissent :

a) le numéro du niveau d'énergie (dans la théorie de Bohr, le numéro de l'orbite);

b) l'intervalle d'énergie des électrons situés à ce niveau ;

c) les tailles des orbitales (dans la théorie de Bohr, les rayons des orbites) ;

d) le nombre de sous-niveaux d'un niveau d'énergie donné (le premier niveau se compose d'un sous-niveau, le deuxième - de deux, le troisième - de trois, etc.).

e) dans le système périodique de D. I. Mendeleïev, la valeur du nombre quantique principal correspond au numéro de période.

Parfois, ils utilisent les désignations de lettres du nombre quantique principal, c'est-à-dire que chaque valeur numérique de n correspond à une certaine désignation de lettre :

2°. Nombre quantique orbital ou azimutal l. Le nombre quantique orbital détermine le moment cinétique (momentum) de l'électron, la valeur exacte de son énergie et la forme des orbitales.

Le nouveau concept "orbital" sonne comme le mot "orbite", mais a une signification complètement différente. Une orbitale est une région de l'espace dans laquelle la probabilité de trouver un électron a une certaine valeur (90 - 95%). Parfois, la surface limite de cette région est appelée orbitale, et sur les figures, en règle générale, une section de cette région est représentée par un plan passant par l'origine des coordonnées et se trouvant dans le plan de la figure. Le centre du noyau atomique est placé à l'origine des coordonnées. Le concept d'orbitale, contrairement à une orbite, n'implique pas la connaissance des coordonnées exactes d'un électron. Le nombre quantique orbital dépend du nombre quantique principal et prend les valeurs suivantes :

et chaque valeur du nombre quantique principal n correspond à n valeurs du nombre quantique orbital l. Par exemple, si n \u003d 1, alors l prend une seule valeur (l \u003d 0) pour n \u003d 2, la valeur l prend deux valeurs : 0 et 1, etc. Chaque valeur numérique de l correspond à une certaine valeur géométrique forme des orbitales et se voit attribuer une désignation de lettre. Les quatre premières désignations de lettres sont d'origine historique et sont associées à la nature des raies spectrales correspondant aux transitions électroniques entre ces sous-niveaux : s, p, d, f - les premières lettres des mots anglais utilisés pour nommer les raies spectrales nettes ( pointu), principal (principal), diffus (diffus), fondamental (principal). Les désignations des autres sous-niveaux sont par ordre alphabétique : g, h, ....

Signification l l Nombre de sous-niveaux Tout sous-niveau est déterminé par deux nombres quantiques - le principal (lors de l'écriture, ils indiquent généralement une valeur numérique) et orbital (lors de l'écriture, ils utilisent généralement une désignation de lettre). Par exemple, un sous-niveau d'énergie pour lequel n = 2 et l = 1 doit s'écrire :

sous-niveau 2p. Toutes les orbitales avec les mêmes valeurs de l ont la même forme géométrique et, selon les valeurs du nombre quantique principal, diffèrent en taille, c'est-à-dire qu'elles sont des figures similaires. Par exemple, toutes les orbitales pour lesquelles l = 0 (s-orbitales) ont la forme d'une sphère, mais diffèrent par leurs rayons, en fonction de la valeur du nombre quantique principal n. Plus la valeur de n est grande, plus les tailles des orbitales sont grandes, par exemple, l'orbitale 1s a plus petites dimensions, le rayon de l'orbite 2s est plus grand, 3s est encore plus grand.

3°. Nombre quantique magnétique ml. La rotation d'un électron autour du noyau peut être comparée au mouvement du courant dans un circuit fermé. Dans ce cas, un champ magnétique apparaît, dont l'intensité est dirigée perpendiculairement au plan de rotation de l'électron. Si un atome se trouve dans un champ magnétique externe, alors, selon les concepts de la mécanique quantique, ses électrons doivent être disposés de manière à ce que les projections de leurs moments magnétiques sur la direction de ce champ soient entières (voir Fig. 3). En même temps, ils peuvent prendre des valeurs négatives et positives, y compris zéro.

La valeur numérique de la projection du moment magnétique est le nombre quantique magnétique. Si la valeur du nombre quantique orbital est l, alors le nombre quantique magnétique prendra des valeurs de - l à + l, zéro compris. Le nombre total de valeurs sera de 2l + 1.

Riz. 3. La signification physique du nombre quantique magnétique Ainsi, le nombre quantique magnétique détermine la position des orbitales dans l'espace par rapport au système de coordonnées choisi.

Le nombre total de valeurs possibles de ml montre de combien de façons les orbitales d'un sous-niveau donné peuvent être disposées dans l'espace, c'est-à-dire

le nombre total d'orbitales dans le sous-niveau.

orbitales sur le sous-niveau Le nombre quantique orbital l = 0 correspond à la valeur unique du nombre quantique magnétique ml = 0. Ces valeurs caractérisent toutes les orbitales s qui ont la forme d'une sphère. Étant donné que dans ce cas, le nombre quantique magnétique ne prend qu'une seule valeur, chaque sous-niveau s est constitué d'une seule orbitale. Considérons n'importe quel p-sous-niveau : à l = 1, les orbitales sont en forme d'haltères ("huit" volumétriques), le nombre quantique magnétique prend les valeurs suivantes ml = – 1, 0, + 1 (trois valeurs), par conséquent, le sous-niveau p se compose de trois orbitales , et ces orbitales sont situées le long de trois axes de coordonnées et, respectivement, sont notées px, py, pz. Pour le sous-niveau d l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (valeurs), et tout sous-niveau d se compose de cinq orbitales, qui sont disposées d'une certaine manière dans l'espace (voir Fig. 6) et respectivement désignés dxy, dxz, dzy, d z 2 et d x 2 y 2. Quatre des cinq dorbitales se présentent sous la forme de rosettes à quatre pétales, dont chacune est formée de deux haltères, la cinquième orbitale est une haltère avec un tore dans le plan équatorial (d z 2 -orbital) et situé le long de l'axe z. Les "pétales" de l'orbitale d x 2 y 2 sont situés le long des axes x et y. Les orbitales dxy, dxz et dyz sont situées entre les axes respectifs.

Riz. 4. Configurations spatiales des orbitales s, p et d Le quatrième niveau d'énergie se compose de quatre sous-niveaux – s, p, d et f. Les trois premiers d'entre eux sont similaires à ceux discutés ci-dessus, et le quatrième, le sous-niveau f, se compose déjà de sept orbitales, dont les configurations spatiales sont assez complexes, et nous ne les considérerons pas.

4°. Nombre quantique de spin (spin électronique), ms. En 1926

Uhlenbeck et Goldsmith ont montré qu'en plus du mouvement orbital, l'électron doit participer à une rotation autour de son propre axe passant par le centre. Par conséquent, l'électron doit avoir son propre moment cinétique, et puisqu'il s'agit d'une particule chargée, alors le moment magnétique. Cette représentation est assez primitive, mais est utilisée pour plus de clarté, nous allons donc l'utiliser.

Seuls deux sens de rotation d'un électron autour de son axe sont possibles :

dans le sens des aiguilles d'une montre et dans le sens inverse des aiguilles d'une montre. Par conséquent, le nombre quantique de spin ne prend que deux valeurs : + 1 et 1.

Riz. 5. Émergence du spin électronique (selon Uhlenbeck et Goldsmith) Ainsi, l'état d'un électron dans un atome est déterminé par un ensemble de valeurs de quatre nombres quantiques. La notion d'« orbitale » a été donnée plus haut (voir p. 29). Définissons plus clairement certains des termes qui ont été utilisés pour expliquer la signification physique des nombres quantiques et qui seront utilisés dans ce qui suit.

Un groupe d'orbitales avec la même valeur du nombre quantique orbital forme un sous-niveau d'énergie.

L'ensemble de toutes les orbitales avec la même valeur du nombre quantique principal, c'est-à-dire les orbitales avec des valeurs d'énergie proches, forme un niveau d'énergie.

S'il n'y a pas de problèmes particuliers lors de la description de la structure d'un atome d'hydrogène - un seul électron, qui dans l'état fondamental devrait occuper une orbitale avec une énergie minimale, alors lors de la description de la structure des atomes multiélectrons, il est nécessaire de prendre en compte le interaction d'un électron non seulement avec le noyau, mais aussi avec d'autres électrons. Cela pose le problème de la séquence dans laquelle les électrons remplissent les différents sous-niveaux de l'atome. Cette séquence est déterminée par trois "règles".

1. Principe de Pauli. Un atome ne peut pas avoir deux électrons avec le même ensemble de valeurs pour les quatre nombres quantiques.

Cela signifie que les électrons doivent différer par la valeur d'au moins un nombre quantique. Les trois premiers nombres quantiques caractérisent l'orbite dans laquelle se trouve l'électron. Et si deux électrons ont le même ensemble, cela signifie qu'ils sont sur la même orbite. Conformément au principe de Pauli, ils doivent différer par la valeur du spin. Il s'ensuit que seuls deux électrons avec des valeurs de spin opposées peuvent être sur une même orbite.

Pour déterminer la "capacité" du niveau d'énergie, c'est-à-dire

le nombre maximum d'électrons pouvant se trouver au niveau du nombre quantique principal n, nous allons compiler le tableau suivant :

La capacité électronique maximale des trois premiers niveaux d'énergie Le tableau montre que le nombre d'orbites à un niveau d'énergie donné, en fonction de la valeur de n, forme une progression arithmétique, où le premier terme est a1 = 1, et le dernier est an = 2l + 1. La différence de progression est de 2 et le nombre de membres - n. La somme Sn de la progression dans ce cas sera égale à :

et en tenant compte de l = n - Ainsi, le nombre total d'orbitales au niveau d'énergie avec la valeur du nombre quantique principal n est égal à n2. Et puisque seulement deux électrons peuvent être dans une orbite, nous obtenons que la capacité électronique maximale du niveau d'énergie est 2n2.

Il existe une certaine forme d'enregistrement de l'état d'un électron dans un atome.

Par exemple, pour l'état fondamental d'un atome d'hydrogène, cela ressemble à ceci :

Cela signifie que dans le premier niveau d'énergie, il y a un électron dans le sous-niveau s. Il existe une autre forme d'enregistrement de la distribution des électrons sur les sous-niveaux - en utilisant des cellules quantiques.

Dans ce cas, l'orbitale est classiquement désignée par des carrés, et les électrons par des flèches ou, selon le signe du spin. Ensuite, la structure électronique de l'atome d'hydrogène peut être représentée comme suit :

La structure électronique d'un atome à grand nombre d'électrons, comme un atome de bore, peut s'écrire de la manière suivante :

2. La règle de Hund. Cette règle détermine la séquence dans laquelle les orbitales sont remplies d'électrons dans un sous-niveau.

La règle de Hund est formulée comme suit : "Dans un sous-niveau, les électrons sont disposés en orbitales de manière à ce que leur spin total soit maximal, c'est-à-dire qu'il devrait y avoir un nombre maximum d'électrons non appariés au sous-niveau." Considérons la mise en œuvre de cette règle sur l'exemple du remplissage du p-sous-niveau.

Option 1 spin total Option 2 spin total Conformément à la règle de Hund, les orbitales sont remplies selon la première option, c'est-à-dire que les électrons occupent d'abord toutes les orbitales libres et ensuite seulement ils s'apparient.

3. Le principe de moindre énergie (règle de Klechkovsky).

Le remplissage des niveaux d'énergie dans les atomes de type hydrogène (un microsystème constitué d'un noyau et d'un électron) se produit conformément à la croissance monotone du nombre quantique principal n (n = 1, 2, 3, ... etc.). Pour chaque valeur de n, les sous-niveaux doivent être remplis dans l'ordre croissant du nombre quantique orbital l, qui prend des valeurs de 0 à (n – 1). Et le remplissage du niveau d'énergie suivant ne commence que lorsque le niveau précédent est complètement rempli. Le nombre maximum d'électrons dans le niveau d'énergie est déterminé par la formule 2n2 et, par conséquent, le nombre maximum d'électrons dans les périodes doit être le suivant :

En réalité, cependant, une image différente est observée dans le tableau périodique :

Comme on peut le voir sur ce tableau, les périodes sont disposées par paires, la seule exception est la première période, qui ne contient que deux éléments, dans laquelle le premier niveau d'énergie est rempli, composé d'un sous-niveau, et il n'y a pas d'électrons internes qui pourrait affecter la structure du niveau externe. Dans d'autres cas, l'image suivante est observée : la structure de la troisième période est similaire à la structure de la seconde (et les deux contiennent 8 éléments), la structure de la cinquième période est similaire à la structure de la quatrième (et les deux contiennent 18 éléments), le septième est similaire à la structure du sixième (32 éléments chacun).

Un bien meilleur accord avec la réalité est donné par la répartition des électrons en groupes proposée par V. M. Klechkovsky : « Dans un atome, chaque électron occupe le sous-niveau auquel son énergie sera minimale.

Il a été mentionné ci-dessus que l'énergie d'un électron est déterminée non seulement par la valeur du nombre quantique principal, mais également par la valeur du nombre orbital, par conséquent, afin de déterminer quel sous-niveau sera rempli d'électrons en premier lieu , il faut tenir compte des valeurs des deux nombres quantiques.

Pour une application pratique, la règle de Klechkovsky peut être formulée comme suit :

séquences d'augmentation de la somme des valeurs des nombres quantiques principaux et orbitaux qui leur correspondent.

b) "Dans le cas des mêmes valeurs de cette somme pour plusieurs sous-niveaux, le sous-niveau pour lequel le nombre quantique principal a la plus petite valeur est rempli en premier."

Considérons une application spécifique de cette règle :

Pour les deux premières valeurs des sommes (n + l), égales respectivement à 1 et 2, il n'y a pas options alternatives, et les sous-niveaux sont remplis dans l'ordre suivant : 1s puis 2s. A partir d'une valeur somme de 3, deux options se présentent : remplir le sous-niveau 2p ou le sous-niveau 3s. Conformément à la règle de Klechkovsky, nous choisissons le sous-niveau pour lequel n a une valeur plus petite, c'est-à-dire le sous-niveau 2p.

Ensuite, le sous-niveau 3s est rempli. De plus, la valeur n + l = 4. Il existe à nouveau deux valeurs de ce type: pour le sous-niveau 3p et pour le sous-niveau 4s (un cas similaire au précédent). Le sous-niveau 3p puis le sous-niveau 4s seront remplis en premier. Le sous-niveau 3d reste libre, puisque la somme n + l pour lui est supérieure à celle de 4s.

la séquence de remplissage des sous-niveaux d'énergie :

Mais un tel remplissage se produit jusqu'à un certain point. Si nous considérons le changement d'énergie des sous-niveaux avec une augmentation de la charge du noyau atomique (voir Fig. 8), nous pouvons voir que l'énergie de tous les sous-niveaux diminue. Mais le taux de diminution de l'énergie dans les différents sous-niveaux n'est pas le même. Par conséquent, si avant le calcium, le sous-niveau 3d avait une énergie supérieure à 4s, alors à partir du scandium et des éléments suivants, son énergie diminue fortement, comme en témoigne, par exemple, la structure électronique de l'ion Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). On peut voir à partir de la structure électronique donnée de l'ion que deux électrons de valence du fer ont quitté le sous-niveau 4s le moins énergétiquement favorable. Une inversion d'énergie similaire est observée pour les sous-niveaux 5s et 4f, ainsi que pour les sous-niveaux 6s et 5f.

Riz. 6. Schéma du changement d'énergie des sous-niveaux avec une augmentation de la charge du noyau.

Par la suite, il a été constaté que les sous-niveaux complètement et à moitié remplis avaient une stabilité accrue. Ainsi, pour le sous-niveau d, les configurations électroniques stables sont d 10 et d 5, et pour le sous-niveau f, respectivement f 14 et f 7. Cela explique les anomalies dans la structure des niveaux d'énergie externes de certains éléments, par exemple, dans le chrome, les électrons de valence auraient dû être situés 3d 44s2, mais en réalité - 3d 54s1, le cuivre devrait avoir 3d 94s2, mais en fait 3d 104s1. Des transitions similaires d'électrons du sous-niveau s au sous-niveau d sont observées dans le molybdène, l'argent, l'or et également dans les éléments f.

Il existe également d'autres anomalies dans la structure des niveaux d'énergie externes, principalement dans les actinides, qui ne seront pas considérées ici.

L'état d'un électron dans un atome est déterminé par un ensemble de valeurs de quatre nombres quantiques, dont chacun reflète un certain quantité physique. Pour les trois premiers nombres quantiques, on peut aussi introduire une interprétation géométrique :

le nombre quantique principal n détermine la taille des orbitales, le nombre quantique orbital l détermine la forme géométrique des orbitales, le nombre quantique magnétique ml détermine la position des orbitales dans l'espace par rapport au système de coordonnées choisi.

Le remplissage des sous-niveaux d'énergie des atomes avec des électrons à l'état non excité obéit à trois règles :

Le principe de Pauli, la règle de Hund et la règle de Klechkovsky.

1. Les électrons de l'ion Rb+ peuvent-ils être dans les orbitales suivantes :

1) 4p ; 2) 3f ; 3) 5s ; 4) 5p ?

Décision. L'élément Rb est dans le sous-groupe principal I du groupe V de la période du tableau périodique, ce qui signifie que son niveau électronique commence à se remplir avec le nombre quantique principal n = 5 : 5s1. L'ion Rb+ a perdu un électron extérieur. Cela signifie qu'il n'y a pas d'électrons sur les orbitales 5p ou 5s de l'ion Rb+ non excité. Cependant, les électrons peuvent se déplacer vers ces orbitales lorsque l'atome est excité.

Représentons l'avant-dernier niveau (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Il a 8 électrons, comme tout élément s (c'est-à-dire un élément du sous-groupe principal du groupe I ou II du tableau périodique, dans lequel le s- sous-niveau est rempli). Pourquoi les sous-niveaux 4d et 4f sont-ils vides ? Le fait est que l'énergie du sous-niveau 4d est supérieure à 5s, et 4f est même supérieure à 6s, et les sous-niveaux avec une énergie inférieure sont remplis en premier (règle de Klechkovsky). Ainsi, les électrons Rb+ peuvent être dans des orbitales 4p.

Il reste à voir s'ils peuvent être dans des orbitales 3f. Pour n = le nombre quantique orbital l prend les valeurs 0,1,2, qui correspondent aux sous-niveaux s, p et d. Et le sous-niveau 3f n'existe tout simplement pas.

2. Donnez des exemples de trois particules (atomes, ions) avec la configuration électronique 1s22s2p63s2p6.

Décision. Article approprié Système périodique - Ar (électrons au troisième niveau - externe - électronique). Il est clair qu'il n'y a pas d'autres atomes avec une telle configuration électronique. Mais nous savons que les éléments qui manquent, en règle générale, de 1 à 3 électrons à une couche stable à 8 électrons, ont tendance à les acquérir et à devenir des ions négatifs, et ayant 1 à 3 électrons au niveau suivant, les abandonnent et deviennent positifs des ions. . Il peut donc s'agir de Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Choisissez trois particules de votre choix.

3. Combien d'éléments y aurait-il dans la période V si le nombre quantique de spin avait une seule valeur - 1 ?

Décision. En réalité, le nombre quantique de spin, comme vous le savez, prend deux valeurs différentes : + 1 et - 1. S'il avait une seule valeur, alors la couche d'électrons pourrait accueillir la moitié du nombre d'électrons, puisqu'ils doivent tous être différents les uns des autres. autre un ensemble de nombres quantiques (principe de Pauli), et, par conséquent, les éléments dans la période seraient 2 fois moins.

4. Quels nombres quantiques et comment devraient, à votre avis, changer lors de la transition de notre monde à 1) unidimensionnel ;

2) en cinq dimensions ?

Décision. Pour répondre à cette question, il est nécessaire de comprendre lesquels des 4 nombres quantiques sont liés à la dimension de l'espace.

Le nombre quantique principal n détermine le nombre de niveaux électroniques (coquilles, couches) et caractérise principalement la taille du nuage électronique :

Il est clair que la dimension de l'espace (non nulle) n'affecte pas cette caractéristique.

Le nombre quantique orbital l caractérise la forme du nuage d'électrons. En plus du tridimensionnel, nous ne pouvons imaginer visuellement que des mondes bidimensionnels et unidimensionnels. Dans un monde bidimensionnel, les nuages ​​d'électrons, comme tout le reste, deviendront plats, mais le concept de forme restera. Essentiellement, l'image de nuages ​​d'électrons volumétriques sur papier, leur projection dans le plan de la feuille, est, dans une certaine mesure, une transition vers un monde bidimensionnel. Quant à l'unidimensionnel, ici la notion de forme s'efface, il ne reste que la taille (longueur). Probablement, le nombre quantique orbital perdra sa signification dans ce cas.

Si nous considérons un espace d'une dimension supérieure au nôtre, alors le concept de «forme» devient ici beaucoup plus large, et il ne peut être exclu que des valeurs plus différentes de l soient nécessaires pour décrire toute la variété des formes d'électron nuages ​​pour un n donné.

Le nombre quantique magnétique ml caractérise l'orientation spatiale du nuage d'électrons, ce qui signifie qu'il dépend directement de la dimension. Pour l = 0, ml peut prendre la seule valeur 0, qui reflète la seule possibilité d'orientation dans l'espace d'un nuage s à symétrie sphérique. Pour l = 1 ml prend 3 significations différentes: – 1, 0, 1 – les nuages-p en forme d'haltère peuvent être étendus le long de différents axes de coordonnées : px, py, pz. Si la dimension de l'espace, c'est-à-dire

le nombre d'axes de coordonnées change, alors le nombre de possibilités pour l'arrangement des nuages ​​d'électrons changera également, ce qui signifie que l'ensemble ml sera différent.

Étant donné que le nombre de valeurs différentes de ml pour un l donné détermine le nombre d'orbitales à un sous-niveau donné, cela entraîne des changements importants dans la chimie.

ms - nombre quantique de spin - prend deux valeurs : + et -. Cela reflète le fait qu'il peut y avoir deux électrons "torsadés de manière opposée" dans une orbitale. Habituellement, le spin est associé au moment cinétique intrinsèque de l'électron et, en tant que tel, peut changer lors de la transition vers une autre dimension de l'espace.

1. Trouvez dans le système périodique autant de cas de violation de la loi périodique telle que formulée par D. I. Mendeleïev :

"Les propriétés chimiques et physiques des éléments sont en relation périodique avec leurs poids atomiques." Comment expliquer ces violations ?

2. Les électrons d'un ion Na+ a) non excité, b) excité peuvent-ils être dans les orbitales 2s, 2d, 3f, 4s, 5d ? Justifier.

3. Écrivez la structure électronique des atomes des éléments des périodes I et II du système périodique.

4. Donnez deux exemples de substances complexes qui ne contiennent que des particules structure électronique 1s22s2p6.

5. Quels sont les nombres quantiques de l'électron le plus externe d'un atome de lithium non excité ?

6. Supposons qu'un certain univers Y possède un ensemble de nombres quantiques :

Combien y aurait-il d'éléments dans la période III du système périodique de l'univers Y ?

Selon vous, combien de dimensions peut-il y avoir dans l'univers Y ?

7. Comment le nombre d'éléments changerait-il dans la deuxième période de notre système périodique si, avec d'autres nombres quantiques constants, le spin aurait les valeurs ms = ± 1 ?

8. Combien de protons et de neutrons sont contenus dans les noyaux des atomes a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U ?

molécules substances chimiques représenter système complexe noyaux atomiques et électrons. Les atomes d'une molécule sont principalement retenus par des forces électrostatiques. Dans ce cas, on dit qu'ils sont liés par une liaison chimique. La liaison chimique est réalisée par les électrons s et p des électrons externes et les électrons d de la pré-couche externe. Cette connexion est caractérisée par les paramètres suivants :

1. Longueur de liaison - la distance internucléaire entre deux atomes chimiquement liés.

2. Angle de valence - l'angle entre les lignes imaginaires passant par les centres des atomes chimiquement liés.

3. Énergie de liaison - la quantité d'énergie dépensée pour la briser à l'état gazeux.

4. Multiplicité des liaisons - le nombre de paires d'électrons à travers lesquelles une liaison chimique entre les atomes est réalisée.

Un atome dans une molécule est un concept conditionnel, puisque son énergie et son état électronique sont fondamentalement différents d'un atome isolé, dont la structure a été discutée dans le chapitre précédent. Considérons quelles forces apparaissent entre les particules dans le système le plus simple composé de deux protons et d'un électron (voir Fig. 9). Si nous réunissons deux protons, des forces répulsives apparaîtront entre eux et il n'est pas nécessaire de parler de l'obtention d'un système stable. Plaçons un électron dans leur champ. Deux cas peuvent se présenter ici.

Riz. 9. Répartition des forces d'interaction entre les noyaux et un électron dans H +.

Le premier, lorsque l'électron se trouve entre les protons (a), et le second, lorsqu'il se situe derrière l'un d'eux (b). Dans les deux cas, des forces attractives apparaissent. Dans le premier cas, les composantes de ces forces (projections) sur l'axe passant par les centres des protons sont dirigées dans des directions opposées aux forces répulsives (voir Fig. 9a) et peuvent les compenser.

Cela crée un système énergétiquement stable. Dans le second cas, les composantes des forces attractives sont dirigées dans des directions différentes (voir Fig. 9b) et il est difficile de parler d'équilibrage des forces répulsives entre protons. Il s'ensuit que pour l'apparition d'une liaison chimique avec formation d'une molécule ou d'un ion, les électrons doivent être majoritairement dans l'espace internucléaire. Cette région est appelée région de liaison, car lorsque des électrons y sont présents, une liaison chimique se forme. La zone située derrière les noyaux est appelée relâchement, car lorsque des électrons y pénètrent, aucune liaison chimique ne se forme. Ici, le cas le plus simple de la formation d'une liaison chimique dans l'ion H + a été considéré. En appliquant un raisonnement similaire à la molécule d'hydrogène, nous pouvons conclure que l'apparition d'un second électron dans la région de liaison stabilise encore plus le système. Par conséquent, au moins une paire d'électrons est nécessaire pour former une liaison chimique stable.

Les spins des électrons dans ce cas doivent être antiparallèles, c'est-à-dire

dirigées dans des directions différentes. La formation d'une liaison chimique doit s'accompagner d'une diminution de l'énergie totale du système.

Riz. 10. Changement de l'énergie potentielle d'un système de deux atomes d'hydrogène comme Considérez le changement de l'énergie potentielle du système en utilisant l'exemple de l'approche de deux atomes d'hydrogène. Lorsque les atomes sont à très grande distance les uns des autres, ils n'interagissent pas et l'énergie d'un tel système est proche de zéro. À mesure qu'ils se rapprochent, des forces attractives apparaissent entre l'électron d'un atome et le noyau d'un autre, et vice versa.

Ces forces augmentent en raison inverse du carré de la distance entre les atomes. L'énergie du système est réduite. Au fur et à mesure que les atomes se rapprochent, la force répulsive entre leurs noyaux et leurs électrons commence à jouer un rôle.

L'augmentation des forces répulsives est inversement proportionnelle à la sixième puissance de la distance. La courbe d'énergie potentielle passe par un minimum, puis monte brusquement (Fig. 10).

La distance correspondant à la position du minimum sur la courbe est la distance internucléaire d'équilibre et détermine la longueur de la liaison chimique. Étant donné que les atomes d'une molécule participent à un mouvement oscillatoire autour de la position d'équilibre, la distance entre eux change constamment, c'est-à-dire que les atomes ne sont pas connectés de manière rigide les uns aux autres.

La distance d'équilibre correspond à une température donnée à une valeur moyenne. Lorsque la température augmente, l'amplitude des oscillations augmente. A une température suffisamment élevée, les atomes peuvent s'envoler à une distance infiniment grande les uns des autres, ce qui correspondra à la rupture d'une liaison chimique. La profondeur du minimum le long de l'axe de l'énergie détermine l'énergie de la liaison chimique, et la valeur de cette énergie, prise avec le signe opposé, sera égale à l'énergie de dissociation de la particule diatomique donnée. Si des atomes d'hydrogène se rapprochent les uns des autres, dont les électrons ont des spins parallèles, seules des forces répulsives apparaissent entre les atomes et l'énergie potentielle d'un tel système augmentera (Fig. 10).

Riz. 11. Les résultats de l'addition de deux sinusoïdes.

Comme indiqué ci-dessus, les électrons s, p et d participent à la formation d'une liaison chimique, ayant différentes configurations géométriques de nuages ​​d'électrons et signes divers fonctions d'onde dans l'espace. Pour l'apparition d'une liaison chimique, il est nécessaire de chevaucher les parties des couches d'électrons avec le même signe de la fonction d'onde. Sinon, aucune liaison chimique ne se forme.

Cette affirmation s'explique aisément par l'exemple de la superposition de deux sinusoïdes, qui, en première approximation, s'identifie à des fonctions d'onde (cf. Fig. 11) :

En cas de superposition de deux sinusoïdes de signes différents dans la même zone (Fig. 11a), leur composante totale sera égale à zéro - il n'y a pas de connexion. Dans le cas contraire, les amplitudes d'oscillation s'additionnent et une nouvelle sinusoïde se forme - une liaison chimique s'est formée (Fig. 11b).

En fonction de la symétrie des nuages ​​d'électrons, à la suite du chevauchement duquel une liaison chimique est formée, le nuage d'électrons total aura une symétrie différente, selon laquelle ils se répartissent en trois types:

Et - connexions.

La communication est effectuée lorsque les nuages ​​​​se chevauchent le long de la ligne reliant les centres des atomes, tandis que la densité électronique maximale est atteinte dans l'espace internucléaire et présente une symétrie cylindrique par rapport à la ligne reliant les centres des atomes. Comme on peut le voir sur la fig. 12, en raison de leur symétrie sphérique, les électrons s participent toujours à la formation d'une liaison. Ils forment une liaison par superposition avec les électrons suivants d'un autre atome : s–, pX–, d X 2 Y 2 électrons. Avec des électrons situés dans d'autres orbitales, par exemple pY ou pZ, la formation d'une liaison chimique est impossible, car un chevauchement se produit dans des zones où la densité électronique a des signes opposés. La possibilité de formation de liaisons par des électrons s n'est pas épuisée ; elle peut être formée en cas de chevauchement d'autres nuages ​​d'électrons, tels que deux pX ou pX et Fig. 12. Quelques exemples de formation de connexions.

Les liaisons apparaissent lorsque les nuages ​​d'électrons se chevauchent au-dessus et au-dessous de la ligne reliant les centres des atomes. Les nuages ​​d'électrons totaux sont également symétriques autour de cet axe, mais ils n'ont pas de symétrie cylindrique, comme dans le cas de la liaison -. En raison de leur disposition spatiale, la liaison est formée par des électrons sur des paires d'orbitales telles que pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

La connexion est formée uniquement par des électrons d en raison du chevauchement de leurs quatre pétales de nuages ​​d'électrons situés dans des plans parallèles. Ceci est possible lorsque des électrons dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ sont impliqués dans la formation de la liaison.

La classification des liaisons chimiques basée sur la symétrie des nuages ​​d'électrons a été considérée ci-dessus. Il existe une autre approche de la classification d'une liaison chimique, basée sur la nature de la distribution de la densité électronique entre les atomes d'une molécule, c'est-à-dire

une liaison chimique est considérée du point de vue de l'appartenance d'une paire d'électrons à tel ou tel atome. Trois cas sont possibles. Première:

Une paire d'électrons relie deux atomes identiques dans une molécule. Dans ce cas, il appartient également à l'un et à l'autre. Dans une molécule, il n'y a pas de séparation des centres de gravité des charges positives et négatives.

Ils coïncident et une telle liaison est appelée covalente non polaire. Si une paire d'électrons lie deux atomes différents, elle se déplace vers un atome plus électronégatif. Les centres de gravité des charges positives et négatives sont séparés, la liaison devient polaire et est appelée liaison polaire covalente.

Le troisième cas est lié au transfert complet de la paire d'électrons en possession de l'un des atomes. Cela se produit lors de l'interaction de deux atomes qui diffèrent fortement en électronégativité, c'est-à-dire la capacité à maintenir une paire d'électrons dans leur champ électrique. Dans ce cas, l'atome qui a donné des électrons devient un ion chargé positivement et l'atome qui les a acceptés devient négatif. Dans ce cas, la liaison est dite ionique.

La nature de la liaison détermine en grande partie les propriétés physico-chimiques des substances.

Les substances dont les molécules sont caractérisées par une liaison non polaire covalente peuvent former des réseaux cristallins moléculaires et atomiques à l'état solide. Dans les réseaux moléculaires, on observe une très faible interaction intermoléculaire. Les molécules sont maintenues aux nœuds du réseau cristallin en raison de la formation de dipôles instantanés et induits en eux. La séparation des centres de gravité des charges négatives et positives dans une molécule se produit en raison de la rotation d'une paire d'électrons et de son emplacement à un moment donné derrière l'un des noyaux. Un tel état dans la molécule est observé pendant un temps très court. Par conséquent, un tel dipôle est appelé instantané. Cependant, ce temps est suffisant pour induire un dipôle sur une autre molécule. Les forces qui lient les molécules par la formation de dipôles instantanés et induits sont souvent appelées forces de van der Waals. Dans le cas général, les forces de van der Waals incluent toutes les forces d'interaction intermoléculaire: dipôle-dipôle, orientation, dispersion, etc. Les forces de van der Waals sont très faibles, ce qui fait que le réseau cristallin est facilement détruit par un léger chauffage. Toutes les substances ayant des réseaux cristallins moléculaires ont des points de fusion et d'ébullition bas. La force de van der Waals augmente avec le nombre d'électrons dans la molécule, à mesure que la probabilité de formation de dipôles instantanés augmente. L'hydrogène a une paire d'électrons, c'est pourquoi il a le point d'ébullition le plus bas. Les molécules d'oxygène et d'azote diffèrent par la teneur en électrons par paire. Leurs points d'ébullition diffèrent de 13 C.

Les substances simples à réseau cristallin atomique, au contraire, se caractérisent par des points de fusion et d'ébullition très élevés. Dans ce cas, un nombre infini d'atomes sont reliés par des liaisons covalentes non polaires en une molécule géante. L'énergie de rupture d'une liaison covalente non polaire est élevée. Par conséquent, pour détruire un tel réseau cristallin, des coûts énergétiques importants sont nécessaires. Dans le même temps, si une substance est caractérisée par une distance interatomique dans le réseau cristallin, elle aura également une dureté très élevée. Un exemple est un diamant.

Les points de fusion et d'ébullition des substances dont les atomes de la molécule sont reliés par une liaison polaire covalente et ont un réseau moléculaire sont également bas, mais plus élevés que ceux des substances à molécules non polaires. La plupart d'entre eux sont des gaz à température ambiante.

Un exemple est le chlorure d'hydrogène, le sulfure d'hydrogène, etc. Il n'y a pas de relation directe entre l'amplitude du moment dipolaire et le point d'ébullition. Très probablement, il est déterminé par le poids moléculaire du composé, à l'exception de l'ammoniac, de l'eau et du fluorure d'hydrogène.

Ces composés, dans une série de composés similaires, ont les points de fusion et d'ébullition les plus élevés, leur forte augmentation s'explique par la formation de liaisons hydrogène entre les molécules.

atomes électronégatifs. Ils déplacent fortement la densité électronique de la molécule vers eux-mêmes. En conséquence, l'hydrogène forme une orbitale pratiquement libre et, par exemple, un atome de fluor a une paire d'électrons libres. Il devient possible de former des liaisons supplémentaires entre molécules par le mécanisme donneur-accepteur, ce qui conduit à l'existence de molécules de composition (HF)n et (H2O)n non seulement en phase liquide, mais également en phase gazeuse. La présence de telles molécules entraîne une augmentation des points d'ébullition et de fusion par rapport aux mêmes valeurs pour les analogues.

Les points de fusion et d'ébullition les plus élevés sont possédés par des substances dans les nœuds du réseau cristallin dont se trouvent les ions.

Cela est dû à la forte interaction électrostatique des ions positifs et négatifs. Les forces répulsives des ions similaires sont bien moindres, car ils sont situés à de grandes distances les uns des autres. En conséquence, toutes les substances avec des réseaux cristallins ioniques ont des valeurs élevées de son énergie de formation. La liaison ionique est réalisée dans les halogénures, les oxydes et dans les sels tels que les nitrates, les sulfates, etc. La destruction des cristaux ioniques nécessite une énergie thermique importante, qui détermine les points de fusion et d'ébullition élevés, qui, à leur tour, dépendront de la charge de les ions, leurs rayons et revêtement électronique. Plus la charge est élevée et plus le rayon de l'ion est petit, plus le point de fusion est élevé. Une autre propriété des substances ioniques est leur capacité à former des masses fondues qui conduisent bien l'électricité.

Ainsi, nous pouvons conclure que les propriétés physicochimiques des composés dépendent fortement de la nature de la liaison chimique en eux.

Une paire d'électrons formant une liaison chimique, comme on l'a déjà noté, est couramment utilisée par deux noyaux. Dans ce cas, le mouvement de chaque électron sera décrit par une nouvelle fonction d'onde, qui est la solution de l'équation de Schrödinger pour ce système. Cette fonction d'onde est différente des fonctions atomiques et s'appelle la fonction moléculaire correspondant à une orbitale moléculaire particulière. Les orbitales moléculaires sont caractérisées par certaines valeurs de l'énergie totale du système. Dans une molécule, comme dans un atome, il existe une séquence de niveaux d'énergie. Cependant, il n'est pas possible d'obtenir pour eux une solution rigoureuse de l'équation de Schrödinger, et ils recourent donc à des méthodes de calcul approchées qui diffèrent les unes des autres dans la manière dont la fonction d'onde moléculaire est spécifiée. Plus large utilisation a reçu deux méthodes : la méthode des liaisons de valence et la méthode des orbitales moléculaires.

Dans la méthode des liaisons de valence, une liaison chimique est considérée comme à deux électrons et à deux centres, c'est-à-dire qu'une paire d'électrons formant une liaison est localisée dans l'espace entre deux atomes et est dans leur usage courant. Il existe deux mécanismes possibles pour la formation d'une paire d'électrons commune. Le premier est appelé échange et consiste en l'appariement de deux électrons appartenant à des atomes différents et ayant des spins opposés. Il peut être exprimé de la manière suivante :

Le deuxième mécanisme, appelé mécanisme donneur-accepteur, conduit à la formation d'une liaison chimique en fournissant une paire d'électrons à usage commun par un atome, et une orbitale libre par l'autre.

Un atome qui fournit une paire d'électrons s'appelle un donneur, et un atome qui a une orbite libre s'appelle un accepteur. Le schéma de formation de connexion dans ce cas ressemble à ceci :

Considérez les possibilités de prédire la composition composants chimiques entre l'hydrogène et les éléments de la deuxième période du système périodique : Li, Be, B, C, N, O, F, puisqu'il n'y a qu'un seul électron dans l'atome d'hydrogène, et la formation d'une liaison se produira selon l'échange mécanisme.

L'atome de lithium au sous-niveau 2s a un électron non apparié et, par conséquent, le composé doit avoir la composition LiH. L'atome de béryllium a ce sous-niveau rempli et il n'y a pas un seul électron non apparié, par conséquent, le béryllium ne devrait pas former une seule liaison chimique. Le bore et les éléments suivants (C, N, O, F) remplissent séquentiellement le sous-niveau 2p, et les atomes de ces éléments auront un certain nombre d'électrons non appariés. Si, dans la formation des liaisons, seule la présence d'électrons non appariés est prise en compte, alors pour ces éléments, il convient de former: composés d'hydrogène: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Cela montre qu'en n'utilisant que le mécanisme d'échange pour la formation d'une liaison chimique, on peut entrer en conflit avec les données expérimentales : le béryllium forme avec l'hydrogène un composé de la composition BeH2, les composés hydrogène du bore ont également une composition différente, et le le composé le plus simple du carbone avec l'hydrogène a la composition CH4.Éliminez cette contradiction possible, en supposant que les atomes des éléments de la deuxième période dans la formation des molécules participent à un état excité, c'est-à-dire que les électrons s sont dépareillés et qu'ils passent à le sous-niveau p. Mais ici, une autre divergence avec les données expérimentales apparaît. Étant donné que les énergies des électrons s et p sont différentes, les énergies des liaisons chimiques qu'ils forment doivent également différer et, par conséquent, ces liaisons E – H doivent avoir des longueurs différentes (selon le type d'orbitales impliquées dans leur formation) . Il est possible d'harmoniser la théorie et l'expérience en introduisant l'hypothèse de la moyenne des énergies des sous-niveaux s et p et la formation de nouveaux niveaux auxquels les énergies des électrons déjà sur des orbites de type différent sont les mêmes. Et si tel est le cas, alors selon la règle de Hund, le nombre maximum d'électrons non appariés apparaît dans l'atome. Cette hypothèse a été appelée le phénomène d'hybridation, et les orbitales formées à la suite de la moyenne des énergies des sous-niveaux sont appelées hybrides. Naturellement, dans ce cas, la forme des nuages ​​d'électrons et leur emplacement dans l'espace changent. Selon les orbitales impliquées dans la formation d'orbitales hybrides, divers types d'hybridation et de configurations spatiales des orbitales hybrides résultantes sont pris en compte (voir Fig. 14.). Le nombre d'orbitales hybrides résultantes doit être égal au nombre total d'orbitales entrées en hybridation. Selon les orbitales qui interagissent entre elles, plusieurs types d'hybridation sont envisagés :

hybridation sp. Ce phénomène implique des orbitales s et une orbitale p, et par conséquent, deux orbitales de type nouveau sont formées, appelées hybrides sp. Ces orbitales ont la forme représentée sur la figure, leurs axes se trouvent sur la même ligne droite, formant un angle de 180°. Les orbitales sp-hybrides de l'atome de béryllium participent à la formation de liaisons dans la molécule BeH2, et la molécule a une structure linéaire ;

Riz. 14. Disposition spatiale des nuages ​​d'électrons pour diverses hybridations sp2. Les orbitales s et deux p entrent en interaction, à la suite de quoi trois orbitales d'un nouveau type sont formées, appelées hybrides sp2 (voir Fig. 14.). Les axes de ces orbitales se trouvent dans le même plan et les angles entre eux sont de 120°. Par exemple, l'atome de bore dans la molécule BF3 est à l'état hybride sp2, et cette molécule a la forme d'un triangle régulier avec un atome de bore au centre ;

hybridation sp3. Dans ce cas, les premières sont les orbitales s et trois p. À la suite de l'hybridation, quatre nouvelles orbitales sont formées - hybride sp3 (voir Fig. 14.). Les axes de ces orbitales sont dirigés du centre vers les sommets du tétraèdre, les angles entre les axes sont de 109°28. CH4 est une molécule de méthane où ce type d'hybridation se produit et a un arrangement tétraédrique d'atomes d'hydrogène. Dans la molécule d'ammoniac (NH3), l'atome d'azote est également à l'état hybride sp3, trois paires d'électrons sont communes avec les atomes d'hydrogène et participent à la formation de liaisons, et une paire d'électrons (paire d'électrons isolés) n'appartient qu'à la atome d'azote. Pour prédire la géométrie de la molécule d'ammoniac, l'atome d'azote doit être placé au centre du tétraèdre, les atomes d'hydrogène à trois sommets et la paire d'électrons isolée au quatrième sommet. Naturellement, la position de cette paire d'électrons ne peut pas être fixée par des méthodes expérimentales, seules les positions des atomes d'hydrogène et d'azote sont trouvées. Tout cela conduit au fait que la molécule d'ammoniac a une forme pyramidale. De même, nous pouvons considérer la structure de la molécule d'eau. Dans celui-ci, deux paires d'électrons isolés d'oxygène occupent deux sommets du tétraèdre, et les deux autres sont occupés par des atomes d'hydrogène, ce qui conduit à la forme angulaire de la molécule d'eau. Cela n'a aucun sens de décrire la géométrie de la molécule HF à partir de ces positions, car il est clair qu'elle sera linéaire, puisqu'une ligne droite peut être tracée à travers deux points.

Une paire d'électrons non partagée forme un "nuage d'électrons" plus diffus qu'une liaison (socialisée, commune), elle occupe donc un volume plus important, entraînant une diminution des angles de liaison par rapport aux tétraédriques.

Les électrons de Valence sont situés non seulement sur les orbitales s et p, mais aussi sur d. Ces derniers participent également à la formation d'orbitales hybrides. Il existe deux cas d'hybridation impliquant des orbitales d : sp3d2 et sp3d. Dans le premier cas, la molécule met en œuvre une structure octaédrique, et dans le second, une bipyramide trigonale est formée.

L'hypothèse de la formation d'orbitales hybrides était une grande réussite dans la théorie des liaisons de valence, mais ne décrivait pas toutes les configurations spatiales possibles des molécules trouvées dans la nature.

Une théorie plus générale de la structure spatiale des molécules a été proposée par Gillespie, basée sur des concepts purement électrostatiques. Il était basé sur une grande quantité de matériel expérimental résumé par Sidwick et Powell. Les principales dispositions de la théorie sont les suivantes :

1. La géométrie d'une molécule ou d'un ion est déterminée uniquement par le nombre de paires d'électrons dans la couche de valence de l'atome central.

2. Les paires d'électrons adoptent une telle disposition sur la couche de valence de l'atome, dans laquelle elles sont au maximum éloignées l'une de l'autre, c'est-à-dire que les paires d'électrons se comportent comme si elles se repoussaient. Les polyèdres géométriques réalisés dans ce cas obéissent à la formule de Descartes-Euler : "le nombre de sommets + le nombre de faces - le nombre d'arêtes est deux".

3. La zone d'espace occupée par une paire d'électrons isolés non liés est plus grande que la zone occupée par une paire d'électrons de liaison.

4. La taille de la région de l'espace occupée par une paire d'électrons de liaison diminue avec une augmentation de l'électronégativité du ligand et avec une diminution de l'électronégativité de l'atome central.

5. Deux paires d'électrons d'une double liaison occupent une plus grande région d'espace qu'une paire d'électrons d'une simple liaison.

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Chimie générale et inorganique. Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M. : Scolarisez-les. UN. Kolmogorov, Université d'État de Moscou, 2000-2002 ; 60s.+36s.+48s.

Ce manuel méthodologique a été compilé conformément au programme du cours de chimie inorganique et lu par les étudiants du département chimique et biologique de l'école A. N. Kolmogorov du Centre éducatif et scientifique spécialisé de l'Université d'État de Moscou.

Le livre présente les principales classes de composés inorganiques, leurs propriétés et leurs méthodes d'obtention.

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PARTIE JE.

CHAPITRE I. CONCEPTS DE BASE ET DÉFINITIONS 3
1.1. La structure de la matière 3
1.2. Rapports quantitatifs en chimie 9
1.3. Symboles chimiques et formules 13
CHAPITRE II. STRUCTURE DE L'ATOME 20
2.1. Premiers modèles de l'atome 20
2.2. Modèle mécanique quantique de la structure de l'atome 26
CHAPITRE III. Liant CHIMIQUE 41
3.1. Titre 41
3.2. Méthode de la liaison de Valence 47
3.3. Méthode orbitale moléculaire 53

PARTIE II.

CHAPITRE 1. Oxydes 3
§ 1. Propriétés physiques des oxydes 3
§ 2. Classification des oxydes et schémas de modification des propriétés chimiques .. 4
2.1. Classification des oxydes par propriétés chimiques 4
2.2. Modèles de changements dans les propriétés des oxydes 5
§ 3. Méthodes d'obtention des oxydes 7
§4. Propriétés chimiques des oxydes 9
4.1. Oxydes basiques 9
4.2. Oxydes acides 10
4.3. Oxydes amphotères 10
4.4. Propriétés chimiques générales des oxydes 11
CHAPITRE 2. Acides et BASES 13
§ 1. Théories des acides et des bases 13
1.1. Théorie électrolytique 13
1.2. Théorie protolithique 13
1.3. Théorie électronique 14
§2. Acides 16
2.1. Classification des acides 16
2.2. Méthodes d'obtention des acides 19
2.3. Méthodes générales d'obtention des acides 19
2.4. Propriétés chimiques des acides 21
§3. Motifs 24
3.1. Classement de base 24
3.2. Méthodes d'obtention des bases 25
3.3. Propriétés chimiques des bases 27
CHAPITRE 3. Sels 29
§ 1. Classification des sels 29
§ 2. Méthodes d'obtention des sels 30
§ 3. Propriétés chimiques des sels 33

PARTIE III.

CHAPITRE 1 Fondamentaux de la THERMODYNAMIQUE 3
§ 1.1. Définitions de base 3
§ 1.2. Loi zéro (début) de la thermodynamique 6
§1.3. Première loi (début) de la thermodynamique 6
§ 1.3.2. Chaleur standard (enthalpie) de formation du composé 9
§1.3.3. Enthalpie standard de combustion 10
§1.3.4. Énergie standard (enthalpie) d'une liaison chimique 10
§1.3.5. Enthalpie standard de sublimation, évaporation et fusion 11
§1.3.6. Affinité électronique, potentiel d'ionisation, électronégativité 11
§1.3.7. Loi de Hess 13
§1.3.8. Cycle de Born-Haber 14
§1.3.9. Loi de Kirchhoff 16
§1.4. Deuxième loi (début) de la thermodynamique 17
§ 1.4.1. Définition de l'entropie du point de vue de la thermodynamique classique 18
§1.4.3. Interprétation statistique du concept d'entropie 19
§1.4.4. Gibbs énergie libre 21
§1.4.5. Potentiel chimique 22
§1.4.6. Équilibre chimique 23
§1.4.7. Sens de réaction 31
CHAPITRE 2 Fondamentaux de la CINÉTIQUE 35
§2.1. Taux de réaction chimique 35
§ 2.2. Facteurs influant sur la vitesse d'une réaction chimique 37
§ 2.3. Méthodes expérimentales pour déterminer les constantes de vitesse d'une réaction chimique 47