Az iskolai kémia tanfolyam a 8. osztályban a tudomány általános alapjainak megismerésével kezdődik: ismertetjük az atomok közötti kötések lehetséges típusait, a kristályrácsok típusait és a leggyakoribb reakciómechanizmusokat. Ez lesz az alapja egy fontos, de specifikusabb szakasz - a szervetlen anyagok - tanulmányozásának.

Ami

Ez egy olyan tudomány, amely figyelembe veszi a periódusos rendszer összes elemének szerkezeti elveit, alapvető tulajdonságait és reakcióképességét. A szervetlen anyagokban fontos szerepet játszik a Periodikus Törvény, amely egyszerűsíti az anyagok szisztematikus osztályozását tömegük, számuk és típusuk változása szerint.

A kurzus kiterjed a táblázat elemeinek kölcsönhatása során keletkező vegyületekre is (az egyetlen kivétel a szénhidrogének területe, amelyet a szerves anyagok fejezetei tárgyalnak). A szervetlen kémia feladatai lehetővé teszik a kapott elméleti ismeretek gyakorlati kidolgozását.

Tudomány történelmi vonatkozásban

A "szervetlen" elnevezés annak a gondolatnak a jegyében jelent meg, hogy a kémiai ismeretek egy részét takarja, amely nem kapcsolódik a biológiai szervezetek tevékenységéhez.

Idővel bebizonyosodott, hogy a szerves világ nagy része is képes "élettelen" vegyületeket előállítani, és laboratóriumban szintetizálnak bármilyen típusú szénhidrogént. Tehát az ammónium-cianátból, amely az elemek kémiájában egy só, Wehler német tudós képes volt karbamidot szintetizálni.

A nómenklatúrával és a kutatástípusok osztályozásával való összetévesztés elkerülése érdekében mindkét tudományban az általános kémia után az iskolai és egyetemi kurzusok programja a szervetlen anyagok tanulmányozását tartalmazza, mint alapvető tudományágat. A tudományos világban hasonló sorrendet tartanak fenn.

A szervetlen anyagok osztályai

A kémia lehetővé teszi az anyag olyan bemutatását, amelyben a szervetlen anyagok bevezető fejezetei az elemek periódusos törvényét veszik figyelembe. speciális típusú, amely azon a feltételezésen alapul, hogy atomi töltések A magok befolyásolják az anyagok tulajdonságait, és ezek a paraméterek ciklikusan változnak. Kezdetben a táblázat az elemek atomtömegének növekedését tükrözi, de hamarosan ezt a sorozatot elvetették, mert nem következetes volt abban a tekintetben, amelyben ezt a kérdést figyelembe kell venni. szervetlen anyagok.

A kémia a periódusos rendszeren kívül mintegy száz, a tulajdonságok periodicitását tükröző ábra, klaszter és diagram jelenlétére utal.

Jelenleg népszerű az ilyen fogalom, mint a szervetlen kémia osztályainak konszolidált változata. A táblázat oszlopai a fizikai-kémiai tulajdonságoktól függően jelölik az elemeket, a sorokban - egymáshoz hasonló időszakokat.

Egyszerű anyagok a szervetlenben

Egy jel a periódusos rendszerben és egy egyszerű anyag szabad állapotban legtöbbször különböző dolgok. Az első esetben csak konkrét nézet atomok, a másodikban - a részecskék kapcsolatának típusa és kölcsönös befolyásuk stabil formában.

Az egyszerű anyagok kémiai kötése határozza meg családokra való felosztásukat. Így az atomcsoportok két nagy típusát lehet megkülönböztetni - a fémeket és a nemfémeket. Az első család 96 elemet tartalmaz a 118 vizsgált elemből.

Fémek

A fémes típus azonos nevű kötés jelenlétét feltételezi a részecskék között. A kölcsönhatás alapja a rács elektronjainak szocializációja, amelyre jellemző az irányítatlanság és a telítetlenség. Ezért a fémek jól vezetik a hőt és töltenek, fémes fényűek, alakíthatóságuk és plaszticitásuk van.

Hagyományosan a fémek a periódusos rendszer bal oldalán helyezkednek el, amikor egyenes vonalat húzunk a bórtól az asztatinig. Az ehhez a vonalhoz közeli elemek leggyakrabban határ jellegűek, és kettős tulajdonságot mutatnak (például germánium).

A legtöbb fém bázikus vegyületet képez. Az ilyen anyagok oxidációs foka általában nem haladja meg a kettőt. Egy csoportban a fémesség növekszik, míg egy periódusban csökken. Például a radioaktív francium több bázikus tulajdonságot mutat, mint a nátrium, és a halogéncsaládban a jódnak még fémes fénye is van.

Ellenkező esetben a helyzet a periódusban van - kiegészítik az alszinteket, amelyek előtt anyagok vannak ellentétes tulajdonságokkal. A periódusos rendszer vízszintes terében az elemek megnyilvánuló reaktivitása bázikustól amfoteren át savassá változik. A fémek jó redukálószerek (a kötések kialakulásakor elektronokat fogadnak el).

nem fémek

Az ilyen típusú atomok a szervetlen kémia fő osztályaiba tartoznak. A nem fémek a periódusos rendszer jobb oldalát foglalják el, jellemzően mutatva savas tulajdonságok. Leggyakrabban ezek az elemek egymással vegyületek formájában fordulnak elő (például borátok, szulfátok, víz). Szabad molekuláris állapotban a kén, oxigén és nitrogén létezése ismert. Számos kétatomos nemfémes gáz is létezik – a fenti kettőn kívül ezek közé tartozik a hidrogén, a fluor, a bróm, a klór és a jód.

Ezek a leggyakoribb anyagok a földön – különösen gyakori a szilícium, a hidrogén, az oxigén és a szén. A jód, a szelén és az arzén nagyon ritka (ide tartoznak a radioaktív és instabil konfigurációk is, amelyek a táblázat utolsó szakaszaiban találhatók).

A vegyületekben a nemfémek túlnyomórészt savakként viselkednek. Erőteljes oxidálószerek, mivel lehetőség van további elektronok hozzáadására a szint teljesítéséhez.

szervetlenben

Azon anyagokon kívül, amelyeket egy atomcsoport képvisel, vannak olyan vegyületek, amelyek többféle konfigurációt tartalmaznak. Az ilyen anyagok lehetnek binárisak (két különböző részecskéből állnak), három-, négyelemesek stb.

Két elemi anyag

A kémia különös jelentőséget tulajdonít a molekulákban lévő kötések binárisságának. A szervetlen vegyületek osztályait az atomok között kialakuló kötés szempontjából is figyelembe vesszük. Lehet ionos, fémes, kovalens (poláris vagy nem poláris) vagy vegyes. Általában az ilyen anyagok egyértelműen bázikus (fém jelenlétében), amforter (kettős - különösen az alumíniumra jellemző) vagy savas (ha van +4 vagy magasabb oxidációs állapotú elem) tulajdonságokat.

Három elem társ

A szervetlen kémia témakörei közé tartozik az atomok ilyen típusú társulásának vizsgálata. A kettőnél több atomcsoportból álló vegyületek (leggyakrabban a szervetlenek háromelemes fajokkal foglalkoznak) általában olyan komponensek részvételével jönnek létre, amelyek fizikai-kémiai paramétereiben jelentősen különböznek egymástól.

A lehetséges kötéstípusok a kovalens, ionos és vegyes kötések. Általában a háromelemes anyagok viselkedésükben hasonlítanak a binárisakéhoz, mivel az atomközi kölcsönhatás egyik ereje sokkal erősebb, mint a másik: a gyenge a második helyen képződik, és az oldatban gyorsabban disszociál. .

A szervetlen kémia osztályai

A szervetlen tanfolyamon vizsgált anyagok túlnyomó többsége összetételüktől és tulajdonságaiktól függően egyszerű osztályozás szerint tekinthető. Tehát megkülönböztetik az oxidokat és a sókat. Kapcsolatuk mérlegelését jobb az oxidált formák fogalmának megismerésével kezdeni, amelyben szinte bármilyen szervetlen anyag megjelenhet. Az ilyen társulások kémiáját az oxidokról szóló fejezetekben tárgyaljuk.

oxidok

Az oxid bármely kémiai elem vegyülete oxigénnel, amelynek oxidációs állapota -2 (peroxidokban -1). A kötés kialakulása az O 2 redukciójával (amikor az oxigén a legelektronegatívabb elem) az elektronok visszatérése és kapcsolódása miatt következik be.

A második atomcsoporttól függően savas, amfoter és bázikus tulajdonságokat is mutathatnak. Ha az oxidban nem haladja meg a +2 oxidációs állapotot, ha a nemfém - +4-től és afelettitől. A kettős paraméterű mintákban +3 érték érhető el.

Savak a szervetlenben

A savas vegyületek közepes reakciója 7-nél kisebb a hidrogénkationok tartalma miatt, amelyek feloldódhatnak, majd fémionokkal helyettesíthetők. Osztályozásuk szerint összetett anyagok. A legtöbb savat úgy állíthatjuk elő, hogy a megfelelő oxidokat vízzel hígítjuk, például SO 3 hidratálása után kénsav képződésével.

Alapvető szervetlen kémia

Az ilyen típusú vegyületek tulajdonságait az OH hidroxil gyök jelenléte adja, amely a közeg reakcióját 7 felett adja. Az oldható bázisokat lúgoknak nevezzük, ezek a legerősebbek ebben az anyagcsoportban a teljes disszociáció (bomlás) következtében. ionok folyadékban). A sók képződésében az OH csoport savas maradékokkal helyettesíthető.

A szervetlen kémia kettős tudomány, amely az anyagokat különböző nézőpontokból írja le. A protolitikus elméletben a bázisokat hidrogénkation-akceptornak tekintik. Ez a megközelítés kibővíti az anyagok ezen osztályának fogalmát, lúgnak nevezve minden olyan anyagot, amely képes protont fogadni.

só

Az ilyen típusú vegyületek a bázisok és a savak között vannak, mivel ezek kölcsönhatásuk termékei. Így egy fémion (néha ammónium, foszfónium vagy hidroxónium) általában kationként, egy savmaradék pedig anionos anyagként működik. Amikor só képződik, a hidrogént egy másik anyag váltja fel.

A reagensek számának és egymáshoz viszonyított erősségének arányától függően ésszerű többféle kölcsönhatási terméket figyelembe venni:

• bázikus sókat kapunk, ha a hidroxilcsoportok nincsenek teljesen helyettesítve (az ilyen anyagok lúgos környezettel rendelkeznek);
• a savas sók ellenkező esetben képződnek - a reagáló bázis hiányában a hidrogén részben a vegyületben marad;
• a leghíresebb és legkönnyebben érthető az átlagos (vagy normál) minták - ezek a reagensek teljes semlegesítésének termékei víz és olyan anyag képződésével, amely csak fémkationt vagy annak analógját és savmaradékot tartalmaz.

A szervetlen kémia olyan tudomány, amely magában foglalja az egyes osztályok töredékekre való felosztását, amelyeket a más idő: egyesek - korábban, mások - később. Egy alaposabb vizsgálattal további 4 sótípust különböztetnek meg:

• A binárisok egyetlen aniont tartalmaznak két kation jelenlétében. Az ilyen anyagokat jellemzően úgy állítják elő, hogy két sót összeolvasztanak ugyanazzal a savmaradékkal, de különböző fémekkel.
• A vegyes típus az előző ellentéte: alapja egy kation két különböző anionnal.
• Kristályos hidrátok - sók, amelyek képletében kristályos állapotban van víz.
• A komplexek olyan anyagok, amelyekben egy kation, anion vagy mindkettő klaszterek formájában van jelen egy alkotó elemmel. Ilyen sókat főként a B alcsoport elemeiből nyerhetünk.

A szervetlen kémia gyakorlatában szereplő egyéb, sókként vagy külön ismeretfejezetekbe sorolható anyagokként megnevezhetők a hidridek, nitridek, karbidok és intermetallidok (több fém vegyületei, amelyek nem ötvözetek).

Eredmények

A szervetlen kémia olyan tudomány, amely minden szakembert érdekel ezen a területen, érdeklődési körétől függetlenül. Tartalmazza az iskolában tanult első fejezeteket ebben a témában. A szervetlen kémia tantárgy lehetővé teszi nagy mennyiségű információ közérthető és egyszerű osztályozással történő rendszerezését.

A Kémiai Tanszék röviddel azután alakult meg, hogy a 18. számú bentlakásos iskolát a Moszkvai Állami Egyetem Speciális Oktatási és Tudományos Központjává alakították (a Szovjetunió Minisztertanácsának 1241. sz. rendelete, 88.10.01. és az Állami Oktatási Rendelet 88. 11. 16-i bizottság).

Ezt megelőzően a bentlakásos iskolában kémiát tanítottak:

Vedeneeva Marina Szergejevna- 1964-től 1980-ig
- 1980-tól 1991-ig
Tabachenko Natalya Vladimirovna- 1986-tól 1989-ig

1989. november 13-án megkezdődött az első szakosodott kémia osztály az SASC-ben. Ekkor 18 diákot írattak be. Nem mindenki érte el a „célt” – 1991-ben, az első vegyszerszámban már csak 8 fő volt.

A Kémia Tanszék oktatóinak összetétele 1989-től. nem változott lényegesen. A Kémia Tanszéken dolgozott és dolgozik:

Galin Alekszej Mihajlovics	(Ph.D., egyetemi docens) - 1991-től jelenlegi idő
Zagorszkij Vjacseszlav Viktorovics	(D.Ped.Sc., professzor) - 1989-től jelenlegi idő
Mengyelejeva Jekatyerina Alekszandrovna	(Ph.D., egyetemi docens) - 1990-től jelenlegi idő
Morozova Natalja Igorevna	(Ph.D., egyetemi docens) - 1990-től jelenlegi idő
Koljasznyikov Oleg Vladimirovics	(asszisztens) - 2004-től jelenlegi idő
Kubarev Alekszej Vjacseslavovics	(asszisztens) - 2005-től jelenlegi idő
Sigeev Alekszandr Szergejevics	(Ph.D., asszisztens) - 2008-tól jelenlegi idő
Aleshin Gleb	(laboráns) - 2009-től jelenlegi idő
Korenyev Jurij Mihajlovics (10.05.1936 - 09.08.2010)	(kémia doktora, egyetemi tanár, tanszékvezető) - 1989-től 2010-ig
Bataeva Elena Viktorovna	(PhD, asszisztens) - 1990-től 1993-ig
Pirkulijev Namig Sharafeddin-ogly	(asszisztens) - 1997-től 1999-ig
Prisyazhnyuk Valentina Viktorovna
Tatyanina Irina Vasziljevna	(asszisztens) - 1989-től 1991-ig
Csuranov Szergej Szergejevics	(PhD, egyetemi docens) - 1989-től 1997-ig
Bataev Vadim Albertovics	(PhD) - 1997-től 1998-ig

Az 1991-től 2010-ig tartó időszakban a SUNC kémiai osztályának 20 érettségire került sor - összesen 361 fő. Ebből 298 végzett (83%) a Moszkvai Állami Egyetemre került. A legtöbben - 214 végzős - a Kémia és az Anyagtudományi Karra kerültek. A kémiai osztályt végzettek a Fizika (16), Mechanika-Matematika (15), Biológia (7), Geológia (6), Számítástechnikai Matematika és Kibernetika Kar (9), Alapvető Orvostudományi Karon (6) tanultak és tanulnak. ), Talajtan (9). A srácok más egyetemekre is belépnek - az Orosz Tudományos Akadémia Össz-Oroszországi Vegyipari Kombinátjába, az Orosz Vegyészeti Műszaki Egyetemre, a MEPhI-re, az Orvosi Akadémiára stb.

A SASC MSU kémia osztályának osztályait az SASC akadémiai épületében tartják (előadások és szemináriumok), valamint a Moszkvai Állami Egyetem Kémiai Karán (analitikai, szerves és szervetlen kémia műhelymunkái).

A kémia és fizika, matematika órákon eredeti programok és tankönyvek alapján zajlanak a foglalkozások, melyek szerzői a tanszék tanárai. Kivéve alaptanfolyam a Kémia Tanszék tanárai szabadon választható tárgyakat vezetnek:

• A gyors és exoterm reakciók termodinamikája és kinematikája (Zagorsky V.V.)
• Kémia angolul (Mendeleeva E. A.)
• Ember és anyag (Mendeleeva E.A.)
• Módszerek a kémia feladatmegoldására (Galin A. M.)
• Genomika (O. V. Koljasznyikov)
• Fehérjekémia (O. V. Koljasznyikov)
• Nanotechnológiák – a nanovilág felé (Smirnov E. A.)
• Vívás (O. V. Koljasznyikov)
• Biooktatási program (Morozova N.I.)
• Felkészülés az egységes államvizsgára (Galin A.M., Kubarev A.V.)
• Esti klub (Zagorsky V. V.)

A Kémia Tanszék tanárai többször is „Soros-tanár” ösztöndíjban részesültek, részt vesznek az iskolások kémiai olimpiáinak, a középiskolások nyári iskoláinak és az iskolai tanároknak szóló szemináriumok szervezésében és lebonyolításában.

A Kémia Tanszék tanárai a következőket közölték tanulmányi útmutatók:

• 
  Szerves kémia. I. rész. A szerves anyagok szerkezetének elmélete.
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, 1997. - 48 p.
• Mendeleeva E. A., Morozova N. I.
  Szerves kémia. rész II. Szénhidrogének.
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, Moszkvai Kiadó. un-ta, 1999. - 64 p.
  ISBN 5-211-02588-1
• Korenyev Yu. M., Ovcharenko V. P.
  Általános és szervetlen kémia. I. rész
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, 1998. - 63 p.
• Yu.M.Korenyev, N.I.Morozova, A.I.Zsirov
  Műhely a szervetlen kémiáról.
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, szerk. Moszkvai Állami Egyetem, 1999. - 64 p.
• Korenyev Yu.M., Ovcharenko V.P., Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Kémia. I. rész
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, 2000. - 72 p.
• Korenyev Yu. M., Ovcharenko V. P., Egorov E. N.
  Általános és szervetlen kémia. rész II. A szervetlen vegyületek fő osztályai.
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, Moszkvai Egyetemi Kiadó, 2000. - 36 p.
  
• Pirkuliyev N. Sh.
  Olimpiai feladatok a kémiából. Problématípusok és megoldási módszerek.
  M .: A. N. Kolmogorovról elnevezett iskola, "Önképzés", 2000. - 160 p.
  
• Zagorsky V.V.
  Viccesek a fények. Tűzijáték: történelem, elmélet, gyakorlat.
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, "Önképzés", 2000. - 64 p.
• Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Szerves kémia. rész III. Oxigén- és nitrogéntartalmú szerves vegyületek.
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, Moscow University Press, 2001. - 56 p.
  
• Korenyev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Általános és szervetlen kémia. rész III. A kémiai termodinamika és kinetika alapjai.
  M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, Moszkvai Egyetemi Kiadó, 2002. - 48 p.
  
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Hasznos tippek.
  M: MAKS Press, 2003. - 31 p.
• Korenev Yu.M.
Általános és szervetlen kémia. IV. rész. Az oldatok fizikai és kémiai tulajdonságai.
M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, Moszkvai Egyetemi Kiadó, 2004. - 49 p.
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Hogyan lehet megnyerni a vizsgát.
  M., 2006. - 34 p.
• Korenyev Yu.M., Ovcharenko V.P., Morozova N.I.
Általános és szervetlen kémia. I. rész. Alapfogalmak, atomszerkezet, kémiai kötés.
M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 p.
• Morozova N.I.
  Anyagok azonosítása.
  M.: MAKS Press, 2008. - 35 p.

Módszeres tapasztalat a Kémia Tanszék oktatóinak munkáját a következőkben ismertetjük kiadványok:

• Az "Az atom szerkezete és a periódusos törvény" téma fizikai és matematikai iskolájában az előadás egy változata.
  Zagorsky V.V.
  Russian Chemical Journal (D.I. Mengyelejevről elnevezett ZhRHO), 1994, 38. v., 4. szám, 37–42.
• Nem szabványos feladatok a kémiából
  V. V. Zagorszkij, A. M. Galin, E. A. Mengyelejeva, N. I. Morozova
  Russian Chemical Journal (D.I. Mengyelejevről elnevezett ZhRHO), 1994, 38. kötet, 4. szám, 89-90.
• Kémia oktatása a Moszkvai Állami Egyetem Gyógypedagógiai és Tudományos Központjának fizika, matematika és közgazdaságtan osztályaiban
  Galin.A.M., Zagorsky V.V., Mendeleeva E.A.
  Nemzetközi szeminárium a kémia tanításáról az iskolában "Puschinskaya Autumn - 96" (anyaggyűjtemény), Moszkva, 1996. - 29 p.
• Zagorsky V.V.
  Tanártól tanárig. Hogyan lehetsz "sztár".
  M.: Kiadó. Az UC DO MSU Tanszéke, 1998 - 96p.
• Kémia a Doktori Iskolában: Visszajelzés névtelen teszteléssel.
  A. M. Galin, V. V. Zagorszkij, E. A. Mengyelejeva
  Az XLV Herzen Readings (Összoroszországi Tudományos és Gyakorlati Konferencia) anyagai (1998. május 13-16.), Szentpétervár,
  48-49.
• Az igazság az érettségiről (Hogyan ismerik az érettségizők a kémiát)
  V. Zagorszkij, E. Mengyelejeva, A. Galin, N. Morozova
  Tanárújság, 7. szám, 1999. február 23., 8. o
• Felkészülés tudományos tevékenység tehetséges középiskolások: a tudományos világkép alternatívájának igénye
  V. V. Zagorszkij
  szombaton a „Tudomány és oktatás a III. évezred küszöbén” című nemzetközi kongresszus absztraktjai, Minszk, 2000.10.3. - 6.10., 1. könyv, 56-57.
• A 21. század oktatásának feladata az ökológiai világkép kialakítása
  E. A. Mengyelejeva
  szombaton a „Tudomány és oktatás a III. évezred küszöbén” című nemzetközi kongresszus absztraktjai, Minszk, 2000.10.3. - 6.10., 2. könyv, 91-92.

V.V. Zagorszkij

Általános és szervetlen kémia - Három részben - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - 2000, 2002.

Ezt a módszertani kézikönyvet a szervetlen kémia kurzusának programjával összhangban állították össze, és a Moszkvai Állami Egyetem Speciális Oktatási és Tudományos Központjának A. N. Kolmogorov Iskolájának kémiai és biológiai tanszékének hallgatói olvasták.
A könyv bemutatja a szervetlen vegyületek főbb osztályait, tulajdonságaikat és előállítási módjait.

FEJEZET I. ALAPVETŐ FOGALMAK ÉS FOGALOMMEGHATÁROZÁSOK 3
1.1. Az anyag szerkezete 3
1.2. Mennyiségi arányok a kémiában 9
1.3. Kémiai szimbólumok és képletek 13
FEJEZET II. AZ ATOM SZERKEZETE 20
2.1. Az atom korai modelljei 20
2.2. Az atom szerkezetének kvantummechanikai modellje 26
FEJEZET III. KÉMIAI kötés 41
3.1. 41. cím
3.2. Vegyértékkötés módszer 47
3.3. Molekulapálya módszer 53

FEJEZET 1. Oxidok 3
§ egy. Fizikai tulajdonságok oxidok 3
2. § Az oxidok osztályozása és a kémiai tulajdonságok változási mintái .. 4
2.1. Az oxidok osztályozása kémiai tulajdonságok szerint 4
2.2. Az oxidok tulajdonságainak változási mintái 5
3. § Az oxidok kinyerésének módjai 7
§4. Az oxidok kémiai tulajdonságai 9
4.1. Bázikus oxidok 9
4.2. Savas oxidok 10
4.3. Amfoter oxidok 10
4.4. Az oxidok általános kémiai tulajdonságai 11
2. FEJEZET Savak és BÁZISOK 13
1. § Savak és bázisok elméletei 13
1.1. Elektrolitikus elmélet 13
1.2. Protolit elmélet 13
1.3. Elektronika elmélet 14
§2. Savak 16
2.1. A savak osztályozása 16
2.2. A savak előállításának módszerei 19
2.3. Általános módszerek a savak előállítására 19
2.4. A savak kémiai tulajdonságai 21
3. §. 24. indok
3.1. Alapbesorolás 24
3.2. A bázisok megszerzésének módszerei 25
3.3. A bázisok kémiai tulajdonságai 27
3. FEJEZET Sók 29
1. § A sók osztályozása 29
2. § A sók beszerzésének módjai 30
3. § A sók kémiai tulajdonságai 33

1. FEJEZET A TERMODINAMIKA alapjai 3
§ 1.1. Alapvető definíciók 3
§ 1.2. A termodinamika nulladik törvénye (eleje) 6
§ 1.3. A termodinamika első főtétele (eleje) 6
§ 1.3.2. A 9 vegyület képződésének standard hője (entalpia).
§ 1.3.3. Szabványos égési entalpia 10
§ 1.3.4. A kémiai kötés standard energiája (entalpiája) 10
§ 1.3.5. Szublimációs, párolgási és olvadási standard entalpia 11
§ 1.3.6. Elektronaffinitás, ionizációs potenciál, elektronegativitás 11
§ 1.3.7. Hess törvénye 13
§ 1.3.8. Born-Haber ciklus 14
§ 1.3.9. Kirchhoff törvénye 16
§ 1.4. A termodinamika második főtétele (eleje) 17
§ 1.4.1. Az entrópia meghatározása a klasszikus termodinamika szemszögéből 18
§ 1.4.3. Az entrópia fogalmának statisztikai értelmezése 19
§ 1.4.4. Gibbs szabad energia 21
§ 1.4.5. Kémiai potenciál 22
§ 1.4.6. Kémiai egyensúly 23
§ 1.4.7. Reakció iránya 31
2. FEJEZET A KINETIKA alapjai 35
2.1. A kémiai reakció sebessége 35
§ 2.2. A kémiai reakció sebességét befolyásoló tényezők 37
§ 2.3. Kísérleti módszerek kémiai reakció sebességi állandóinak meghatározására 47

Ingyenes letöltés e-könyv kényelmes formátumban, nézze meg és olvassa el:
Töltse le az Általános és szervetlen kémia könyvet - Három részben - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, gyors és ingyenes letöltés.

zip letöltése
Ezt a könyvet alább vásárolhatja meg legjobb ár kedvezményes szállítással Oroszország egész területén.

„Általános és szervetlen kémia I. rész ALAPVETŐ FOGALMAK, AZ ATOM SZERKEZETE, KÉMIAI KÖTÉS Az A.N. Kolmogorovról elnevezett iskola Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66..."

-- [ 1 oldal ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

szervetlen kémia

ALAPFOGALMAK, AZ ATOM SZERKEZETE,

KÉMIAI KÖTÉS

A. N. Kolmogorovról elnevezett iskola

Moszkvai Egyetemi Kiadó

Korenyev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Általános és szervetlen kémia. Előadás tanfolyam. I. rész

Alapfogalmak, atomszerkezet, kémiai kötés. – M.:

A. N. Kolmogorovról elnevezett iskola, Moscow University Press, 2000. – 60 p.

ISBN 5-211-04200- X

A könyv bemutatja a szervetlen vegyületek főbb osztályait, tulajdonságaikat és előállítási módjait.

ISBN 5-211-04200-X © Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko, 1998

© I.N. Korovin - tervezés, 2000

I. fejezet Alapfogalmak és definíciók 1.1. Az anyag szerkezete A kémia és más természettudományok egyik alapfogalma az atom. Ez a kifejezés hosszú eredetű; körülbelül 2500 éve létezik. Az atom fogalma először az ókori Görögországból, a Kr. e. 5. század környékén keletkezett. időszámításunk előtt e. Az atomisztikus doktrína megalapítói az ókori görög filozófusok, Leukipposz1 és tanítványa, Démokritosz voltak. Ők terjesztették elő az anyag diszkrét szerkezetének ötletét, és bevezették az "ATOM" kifejezést.

Démokritosz tanításai nem terjedtek el széles körben, és sokáig történelmi időszak a kémiában (és a középkorban az alkímiában) Arisztotelész (Kr. e. 384-322) elmélete dominált.

Arisztotelész tanításai szerint a természet fő alapelvei elvont "elvek": hideg, meleg, szárazság és páratartalom, kombinálva négy fő "elem-elem" keletkezik:

föld, levegő, tűz és víz.

És csak a 19. század elején John Dalton angol tudós visszatért az atomokhoz, mint az anyag legkisebb részecskéihez, és bevezette ezt a kifejezést a tudományba. Ezt olyan figyelemre méltó tudósok munkái előzték meg, mint R. Boyle (a „A szkeptikus kémikus” című könyvben megsemmisítő csapást mért az alkimisták gondolataira), J. Priestley és K. V. Scheele (az oxigén felfedezése), G. Cavendish (a hidrogén felfedezése), A. L. Lavoisier (kísérlet az egyszerű anyagok első táblázatának összeállítására), M. V. Lomonoszov (az atom- és molekulaelmélet főbb rendelkezései, a tömegmegmaradás törvénye), J. L. Proust (az összetétel állandóságának törvénye) ) és sokan mások.

A 19. század végén - a 20. század első harmadában a fizika területén tett felfedezések arra kényszerítették a tudósokat, hogy teljesen más szemmel nézzék az atom- és molekulaelméletet. Kiderült, hogy az atom összetett szerkezetű, és nem az anyag legkisebb részecskéje.

Itt nem egy elavult definíciót adunk ennek a fogalomnak, hanem azonnal adunk egy modern elképzeléseken alapuló megfogalmazást.

1 Leukippusz () - ógörög. filozófus. Leukipposz életéről szinte semmit sem tudunk.

I. fejezet Az atom (görögül µ - oszthatatlan) a kémiai elem legkisebb részecskéje, amely képes önállóan létezni és tulajdonságainak hordozója. Az atom egy elektromosan semleges mikrorendszer, amely pozitív töltésű magból és megfelelő számú elektronból áll.

A kémiai elem az azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomtípus.

A kémiai elem egy fogalom, nem pedig anyagi részecske. Ez nem egy atom, hanem olyan atomok gyűjteménye, amelyekre jellemző egy bizonyos jel ugyanazzal a nukleáris töltettel.

Elektron [dr.gr. - borostyán (a súrlódás révén jól villamosít)] - stabil elemi részecske, amelynek nyugalmi tömege 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2, és elemi negatív töltése 1,6 10-19 C.

A kémiában és a fizikában sok probléma megoldása során egy elektron töltését -1-nek vesszük, és az összes többi részecske töltését ezekkel az egységekkel fejezzük ki. Az elektronok minden atom részei.

Proton (görögül - először) - egy elemi részecske, amely az összes kémiai elem atommagjának szerves részét képezi, nyugalmi tömege mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e. m. és elemi pozitív elektromos töltés, amely egyenlő nagyságú egy elektron töltésével, azaz 1,6 10–19 C.

Az atommagban lévő protonok száma határozza meg a kémiai elem rendszámát.

A neutron (lat. neutrum - sem az egyik, sem a másik) elektromosan semleges elemi részecske, amelynek nyugalmi tömege valamivel meghaladja a proton nyugalmi tömegét mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. eszik.

A neutron a protonnal együtt minden atommag része (kivéve az 1H hidrogénizotóp magját, amely egy proton).

Alapfokú Kijelölt 2 a. e.m. - atomtömeg egység, lásd alább.

A protonok és neutronok általánosított (csoport) neve nukleon.

Tömegszám - a nukleonok (protonok és neutronok) teljes száma az atommagban.

Az atommag protonokból áll, amelyek száma megegyezik az elem sorszámával (Z), és neutronokból (N). A = Z + N, ahol A jelentése tömegszám.

Nuklidok (lat. nucleus - mag) - az atommagok általános neve, bizonyos számú proton és neutron (pozitív töltés és tömegszám) jellemzi.

Egy kémiai elem jelzéséhez elegendő csak egy mennyiséget megnevezni - az atommag töltését, vagyis az elem sorszámát a periódusos rendszerben. A nuklid meghatározásához ez nem elég - meg kell adni a tömegszámát is.

Néha, nem teljesen pontosan, a „nuklid” fogalma nem magára a magra, hanem az egész atomra vonatkozik.

Izotópok (görögül - ugyanaz a + - hely) - olyan nuklidok, amelyek rendelkeznek ugyanaz a szám protonok, de tömegszámuk különbözik.

Izotópok - a periódusos rendszerben ugyanazt a helyet elfoglaló nuklidok, azaz ugyanazon kémiai elem atomjai.

Például: 11 Na, 23 Na, 24 Na nátrium-izotópok.

Izobárok (görögül - egyenlő + - tömeg) - azonos tömegszámú, de eltérő számú protonnal rendelkező nuklidok (pl.

különböző kémiai elemekkel kapcsolatos), például 90Sr, 90Y, Izotonok - azonos számú neutronnal rendelkező nuklidok.

A vegyészek sokáig nem tettek egyértelmű különbséget az egyszerű anyagok atomjai és molekulái között. 1811-ben A. Avogadro felvetett egy hipotézist, amely lehetővé tette e fogalmak egyértelmű meghatározását, de kortársai ezt nem értékelték, és csak 1860-ban ismerték fel, a Karlsruhe-ban (Németország) megtartott első nemzetközi vegyészkongresszus után. a molekulát egy anyag legkisebb részecskéjeként kezdték érteni, amely részt vesz annak kémiai átalakulásában. A természettudományok fejlődésével a molekula meghatározása némi változáson ment keresztül.

A molekula (a latin mólok kicsinyítője - tömeg) az anyag legkisebb részecskéje, amely meghatározza annak tulajdonságait. Egy vagy különböző kémiai elemek atomjaiból áll, és egyetlen atommag- és elektronrendszerként létezik. Monatomikus molekulák (például nemesgázok) esetében az atom és a molekula fogalma egybeesik.

Az atomokat kémiai kötések tartják össze egy molekulában.

A kémiában az atomokon és molekulákon kívül más szerkezeti egységekkel is számolni kell: ionokkal és gyökökkel.

Ionok (görögül - megy) - elektromosan töltött részecskék, amelyek atomokból (vagy atomcsoportokból) képződnek elektronok hozzáadása vagy elvesztése következtében.

A pozitív töltésű ionokat kationoknak (görögül - le + ion), a negatív töltésű - anionoknak (görögül - fel + ionnak) nevezik.

Például a K+ egy káliumkation, a Fe2+ egy vaskation, az NH + egy ammóniumkation, a Cl– egy klór-anion (klorid-anion), az S2- egy kén-anion (szulfidanion), az SO 2 egy szulfát-anion.

Gyökök (latin radicalis - gyökér) - párosítatlan elektronokkal rendelkező részecskék (atomok vagy atomcsoportok).

Nagyon reaktívak. Például H jelentése hidrogéncsoport, Cl jelentése klórcsoport, CH3 jelentése metilcsoport. Ugyanakkor a paramágneses molekulák, például az O2, NO, NO2, amelyek párosítatlan elektronjaik vannak, nem gyökök.

Az egyszerű anyag egy kémiai elem atomjaiból álló anyag.

Az egyszerű anyag egy kémiai elem létezési formája.

Számos elem létezhet több egyszerű anyag formájában, például szén (grafit, gyémánt, karabin, fullerének), foszfor (fehér, vörös, fekete), oxigén (ózon, oxigén).

Körülbelül 400 egyszerű anyag ismeretes.

Allotrpia (görögül - egy másik + - fordulat) - egy kémiai elem azon képessége, hogy két vagy több egyszerű anyag formájában létezzen, amelyek különböznek a molekulában lévő atomok számában (például O2 és O3) vagy különböző kristályszerkezetekben (grafit és gyémánt).

Polimorfizmus (görögül µ - változatos) - a szilárd anyagok azon képessége, hogy két vagy több formában létezzenek, eltérő kristályszerkezettel és különböző tulajdonságokkal.

Az ilyen formákat polimorf módosulásoknak nevezzük.

Például a FeS2 két különböző kristályszerkezetű (polimorf) anyagot képezhet: az egyiket piritnek, a másikat markazitnak nevezik. Ezek az anyagok allotróp módosulatok? Ők nem.

Az allotrópia csak az egyszerű anyagokra vonatkozik, és figyelembe veszi mind a molekuláik összetételének, mind a kristályrácsok szerkezetének különbségét. Ha az egyszerű anyagok kristályrácsainak szerkezeti különbségéről beszélünk, akkor a polimorfizmus és az allotrópia fogalma egybeesik, például a grafit és a gyémánt allotróp formáknak, vagy polimorf formáknak mondható.

Két vagy több típusú molekula kialakításának lehetősége, Oxigén. Két allotróp formát képez: O2 és O3 - ózon. Fizikai és kémiai tulajdonságaikban is különböznek egymástól.

Oxigén O2 – színtelen gáz, szag nélkül. Ózon O3 - gáz kék szín jellegzetes illatú (a nevét is a görögről kapta.

(ozein) - szagolni).

Folyékony és szilárd állapotban az oxigén halványkék színű. Az ózon folyékony halmazállapotban intenzív ibolya színű, szilárd állapotban feketés-lila színű.

Az oxigén paramágneses, az ózon diamágneses.

Az oxigén és az ózon kémiai aktivitása élesen különbözik. Az ózon reaktívabb, mint az oxigén, és erősebb oxidáló tulajdonságokat mutat.

Annak ellenére, hogy az oxigén szinte minden elemmel kölcsönhatásba lép szabad formájában, ezek a reakciók sok esetben csak megemelt hőmérsékleten mennek végbe. Az ózon viszont sok anyaggal reakcióba lép olyan körülmények között, amikor az oxigén inert marad, például az ózon a higanyt és az ezüstöt oxidokká oxidálja.

Foszfor. A foszfornak két allotróp formája ismert: a fehér és a vörös.

A fehér foszfor P4 tetraéderes molekulákból áll. A vörösfoszfor P polimer molekulának tekinthető. Természetesen szilárd állapotban ezek a módosulások mind a kristályrácsok szerkezetében, mind fizikai tulajdonságaikban különböznek.

A foszfor összes allotróp formája jelentős különbséget mutat a kémiai tulajdonságokban is, ami elsősorban az eltérő reakciókészségben rejlik. A fehér foszfor az aktívabb, míg a vörös a kevésbé aktív forma.

A fehér foszfor már normál hőmérsékleten is lassan oxidálódik a levegőben (ez az oka a fehér foszfor izzásának), míg a vörös stabil a levegőben, és csak melegítéskor világít.

Különféle kristályrácsok kialakulása Az allotrópia ezen esete egyszerű anyagok polimorfizmusának is tekinthető.

Szén. A szénnek számos allotróp módosulata ismert:

grafit, gyémánt, karabély, fullerének.

A grafit és a gyémánt atomi kristályrácsokat alkot, amelyek szerkezetükben különböznek egymástól. Ez a két anyag fizikai tulajdonságaiban is élesen különbözik egymástól: a gyémánt színtelen, átlátszó, a grafit fekete-szürke, átlátszatlan, a gyémánt a legkeményebb anyag, a grafit lágy, a gyémánt nem vezet áramot, a grafit vezeti az elektromosságot. Normál körülmények között a gyémánt metastabil (kevésbé stabil) forma. A gyémánt hevítésekor (t > 1000°C) visszafordíthatatlanul grafittá alakul. A grafit gyémánttá alakulása magasabb hőmérsékleten és szükségszerűen nagyon magas nyomáson megy végbe.

Ón. Az ón két allotróp formája jól ismert - a szürke és a fehér.

A szürke ón (-ón) 13,2 ° C alatti hőmérsékleten létezik, félvezető tulajdonságokkal rendelkezik, nagyon törékeny anyag, amelynek sűrűsége 5,846 g / cm3.

A fehér ón (-ón) fizikai tulajdonságait tekintve egy tipikus ezüstfehér fém, jól vezeti a hőt és az elektromos áramot, képlékeny, sűrűsége 7,295 g/cm3, 13,2 - 173°C hőmérséklet-tartományban stabil. Ezen hőmérséklet felett az -ón egy másik módosulatba megy át - -ón, amelynek a kristályrács szerkezete eltérő, sűrűsége pedig 6,54 g/cm3.

Sok polimorf (vagy allotróp) módosulás lehet metastabil állapotban, azaz hosszú ideig létezhet olyan körülmények között, amelyek nem jellemzőek rájuk („idegen területen”).

Például a fehér ón túlhűthető és 13,2 °C alatti hőmérsékleten sokáig fennállhat, azonban állapota ilyen körülmények között instabil, így a mechanikai sérülések, éles rázás stb. éles átmenetet okozhat a formába. Ezt a jól ismert jelenséget "ónpestisnek" nevezték.

A szennyeződések jelentős hatással vannak az egyik formából a másikba való átmenetre is. Például a bizmut enyhe keverése gyakorlatilag megakadályozza a fehér ón szürkévé való átalakulását, az alumínium hozzáadása pedig éppen ellenkezőleg, felgyorsítja ezt az átmenetet.

Minden allotróp (vagy polimorf) formánál van egy meghatározott hőmérséklet- és nyomástartomány, ahol ez a módosítás stabil. Például 95,6 ° C-ig terjedő hőmérsékleten a rombos kén (-forma) stabil, magasabb hőmérsékleten pedig monoklin (forma). Ez a két allotróp forma a kristályrácsok szerkezetében különbözik egymástól.

A vegyület vagy vegyület olyan anyag, amely különböző kémiai elemek atomjaiból áll.

Izomorfizmus (görögül - egyenlő, hasonló + µ - forma) - a hasonló összetételű anyagok azon képessége, hogy vegyes kristályokat képezzenek, amelyekben hasonló méretű atomok, ionok vagy atomcsoportok véletlenszerűen helyettesítik egymást.

Például a káliumtimsó KAl(SO4)2 12 H2O kristályaiban a káliumionok rubídium- vagy ammóniumionokkal, az Al3+ ionok pedig Cr3+ vagy Fe3+ ionokkal helyettesíthetők. Ebben az esetben a kálium-kationokról azt mondják, hogy izomorfak a rubídium- vagy ammónium-kationokkal, míg az alumíniumkationok izomorfak a krómmal vagy vaskationokkal.

1.2. Kvantitatív arányok a kémiában Az atomok és molekulák tömege nagyon kicsi, értékük számszerű kifejezésére kényelmetlen az általánosan elfogadott mértékegység - kilogramm - használata. Ezért az atomok és molekulák tömegének kifejezésére egy másik mértékegységet használnak - az atomtömeg-egységet (amu).

Atomtömeg-egység (a.m.u.) - az atomok, molekulák és molekulák tömegének mértékegysége elemi részecskék.

A 12C szén-nuklid tömegének 1/12-ét vesszük atomtömeg-egységnek.

Ennek a nuklidnak a tömege SI-egységben 1,9927 10–26 kg.

A relatív atomtömeg (egy elavult kifejezés az atomsúly) az atom tömege atomtömeg egységekben (a.m.u.) kifejezve.

Kijelölt Ar.

A legtöbb természetes kémiai elem izotópok keveréke. Ezért az izotópok természetes keverékének relatív atomtömegének átlagos értékét, figyelembe véve azok tartalmát földi körülmények között, egy elem relatív atomtömegének vesszük. Ezek az értékek a Periodikus rendszerben vannak megadva.

Például az oxigénnek három izotópja van: 16O, 17O és 18O, ezek atomtömegét és tartalmukat a természetes keverékben a 3. táblázat mutatja.

Az atomtömeg átlagos értékét, figyelembe véve az egyes izotópok hozzájárulását, a következő képlettel számítjuk ki:

ahol Ar, j a megfelelő izotópok atomtömege, ni a természetes keverékben lévő tartalom (móltörtekben). Ha ebben a képletben behelyettesítjük a 3. táblázat megfelelő értékeit az oxigén atomtömegére, a következőt kapjuk:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Vegye figyelembe, hogy az atomtömeg és a tömegszám abszolút értéke különféle fogalmak: az első az atom tömege a-ban kifejezve. e.m., a második pedig a nukleonok száma a magban. Az atomtömeg egy tört érték (csak a 12C izotóp esetében van egész értéke), ellentétben a tömegszámmal, amely mindig egész szám.

Számszerűen ezek a mennyiségek nagyon közel állnak egymáshoz; Például a hidrogén atomtömege 1,0078 és a tömegszám 1, a hélium atomtömege 4,0026 és a tömegszám 4.

A relatív atomtömegnek törtértéke van a következő okok miatt:

1) a természetben létező elemek többsége több izotóp keveréke, és a periódusos rendszer a természetes izotópösszetételű keverék relatív atomtömegének átlagos értékét jelzi.

2) a monoizotóp elemek (például 23Na) esetében ez az érték is töredékes lesz, mivel a nukleonok tömege a-ban kifejezve. m.u., nem egész szám (lásd 3. táblázat), és az atommag kialakulása során a nukleontömeg egy része energiává alakul, az Ebond = m c2 egyenletnek megfelelően, ahol c = 3 108 m/s a sebesség fény vákuumban.

Bármilyen kötés kialakulása során mindig energia szabadul fel, amelyre a kötő részecskék tömegének egy részét fordítják. A kémiai kötések kialakulása esetén ez az érték nagyon kicsi, ezért itt figyelmen kívül hagyjuk a tömegváltozást, és feltételezzük, hogy a képződött részecske tömege megegyezik a benne résztvevő részecskék tömegeinek összegével. képződés. A mag kialakulásakor nagyon nagy mennyiségű energia szabadul fel, és jól látható a "tömeghiba".

A molekulatömeg egy molekula tömege, a-ban kifejezve. e. m. Egy molekula tömege gyakorlatilag megegyezik az azt alkotó atomok relatív atomtömegeinek összegével.

Ha az anyag nem molekulákból áll, hanem például ionokból (NaCl), vagy oligomer [(H2O)n], akkor az anyag képletegységére a relatív molekulatömeget kell megadni. Egy anyag képletegysége alatt egy adott anyag legkisebb mennyiségének kémiai összetételét kell érteni.

A mól az anyag mennyiségének mértékegysége. Kijelölve.

1 mol annak az anyagnak a mennyisége, amely ugyanannyi szerkezeti egységet (atomot, molekulát, iont, gyököt) tartalmaz, mint ahány 0,012 kg 12C szénizotópban van atom, vagyis az anyag moláris tömege (M) egyenlő az anyag tömegének ( m) és mennyiségének arányával ():

Korábbi meghatározás: az anyag egy móljának tömege, amely számszerűen megegyezik a molekulatömegével, de g/mol egységekben van kifejezve. Talán eleinte megkönnyíti a számítási problémák megoldását.

Figyelje meg a különbséget a kifejezések között: moláris tömeg” és a „molekulatömeg”, hangzásában hasonló, de eltérő számú objektumra utal: az első az anyag egy móljának tömege (azaz 6 022 1023 molekula tömege), a második pedig egy molekula tömege. molekula, és különböző mértékegységekben vannak kifejezve - g/mol és a. e. m., ill.

A legtöbb kémiai számításban az "anyagmennyiség" fogalmát és ennek megfelelően a mértékegységét - mól - használják. Ez az érték egyedileg összefügg az anyag tömegével, szerkezeti egységeinek számával és térfogatával (ha gáz vagy gőz). Ha az anyag mennyisége adott, akkor ezek a mennyiségek könnyen kiszámíthatók.

Az A anyag tömeghányada a rendszerben a tömegének a teljes rendszer tömegéhez viszonyított aránya (gyakran ezt az értéket százalékban fejezik ki):

A tömegtörtszámítással kapcsolatos összes problémát ezzel a képlettel kell megoldani. A bosszantó technikai hibák elkerülése érdekében azt javasoljuk, hogy a számítások során azonnal konvertálja át a százalékot részvényekre.

Az alkatrész térfogathányada a komponens térfogatának a teljes rendszer térfogatához viszonyított aránya:

Egy komponens móltörtje az A komponens anyagmennyiségének (mol) és a rendszer összes komponensének mólszámának aránya:

Az energiamegmaradás törvénye - az energia nem keletkezik a semmiből és nem tűnik el nyomtalanul, de egyes típusai szigorúan meghatározott egyenértékű arányok szerint átmehetnek egymásba.

Tehát, ha a reakciótermékekben a kémiai kötések energiája nagyobb, mint a reagensekben, akkor a felszabaduló energia hő, fény formájában szabadul fel, vagy ennek köszönhetően munka történik (például robbanás vagy dugattyúmozgás) .

A tömegmegmaradás törvénye (M. V. Lomonoszov, 1748) - a reakcióba lépett összes anyag tömege megegyezik az összes reakciótermék tömegével.

Az atom- és molekulaelmélet szempontjából a tömegmegmaradás törvénye a következőképpen magyarázható: a kémiai reakciók eredményeként az atomok nem tűnnek el és nem keletkeznek, hanem átrendeződnek. Mivel az atomok száma a reakció előtt és után változatlan marad, össztömegük sem változik.

E törvény alapján minden számítást a kémiai reakciók egyenletei szerint végeznek.

Az összetétel állandóságának törvénye (Proust, 1806) – minden kémiai vegyületnek jól meghatározott és állandó összetétele van.

Ebből a törvényből következik, hogy egy kémiai vegyület összetétele nem függ az előállítás módjától.

Azokat az anyagokat, amelyek összetétele megfelel ennek a törvénynek, daltonidoknak nevezzük. Azokat az anyagokat, amelyek összetétele az előállítás módjától függ, berthollidoknak (például átmenetifém-oxidoknak) nevezzük.

A többszörös arány törvénye (Dalton) - ha két elem egymással több vegyületet alkot, akkor az egyik elem tömegmennyiségei, amelyek a másik azonos tömegével egyesülnek, kis egész számokként viszonyulnak egymáshoz.

Avogadro törvénye (1811) - azonos térfogatú különböző ideális gázok azonos körülmények között (hőmérséklet és nyomás) azonos számú molekulát tartalmaznak.

Avogadro törvényének következményei 1°. 1 mol ideális gáz azonos körülmények között (hőmérséklet és nyomás) azonos térfogatot foglal el.

Normál körülmények között (n.a.):

- p = 101325 Pa \u003d 101,325 kPa = 1 atm = 760 Hgmm. Művészet.

- bármely ideális gáz moláris térfogata 22,4 l/mol (22,4 10-2 m3).

2°. Az ideális gázok sűrűsége azonos körülmények között (hőmérséklet és nyomás) egyenesen arányos moláris tömegükkel:

mivel Avogadro törvényéből következik, hogy azonos feltételek mellett (p és t) bármely ideális gáz esetén a / V arány = állandó.

A gázok esetében bevezetik az egyik gáz relatív sűrűségének fogalmát a másikhoz képest. DA(X) – az X gáz relatív sűrűsége az A gázra:

A kémiában, mint minden tudományban, létezik egy konvencionális jelrendszer, amelynek ismerete szükséges a tárgy megértéséhez.

A kémiai szimbolika egyfajta ábécé, amelynek segítségével „szavakat” - vegyületképleteket és „kifejezéseket” - kémiai reakcióegyenleteket írnak le, bizonyos mértékig tükrözve a tényleges folyamatokat.

Az akkor ismert kémiai elemeket már a középkorban is konvencionális szimbólumokkal jelölték, ugyanazokkal, mint az égitesteket. A helyzet az, hogy az alkimisták elképzelései szerint az akkoriban ismert elemek mindegyike a saját égitestének felelt meg.

Az alkimisták néhány ötlete költői formában tükröződik:

Az égitestek és a hozzájuk tartozó "megfelelő" kémiai elemek középkorban átvett jelöléseit a 4. táblázat tartalmazza.

Elem Égitest Szimbólum Természetesen az ilyen szimbólumok a kémiai elemek megjelölésére nem voltak túl kényelmesek. Ráadásul 1800-ra mintegy 1800 kémiai elemet ismertek (bár néhányat még nem izoláltak egyszerű anyagként, hanem főként oxidok formájában ismerték), és az ilyen szimbolika használata lehetetlenné vált.

D. Dalton más elnevezéseket javasolt a kémiai elemekre, az alábbiakban néhány példa erre a szimbolikára:

A D. Dalton által javasolt kémiai elemek szimbólumai Amint az ezekből a példákból látható, Dalton egyes esetekben a kezdőbetűket használta Angol címek elemek (például: vas - Vas, réz - Réz, ólom - Ólom), karikázva. A 19. század híres svéd vegyésze, Jens Jakob Berzelius, aki nagyban hozzájárult Dalton atomisztikus elméletének kidolgozásához, teljesen új szimbolikát javasolt a kémiai elemek megjelölésére. Úgy döntött, hogy minden kémiai elemnek legyen saját speciális jele, amely egyben a kémiai elem szimbóluma és egy atomot jelöl. Ilyen szimbólumként javasolták az elem latin nevének kezdőbetűjének használatát (például hidrogén - Hidrohenium - H szimbólum, kén - Kén - S stb.). Azokban az esetekben, amikor két elem neve ugyanazzal a betűvel kezdődik, egy második betűt adtak az elem nevéhez, például C - szén, Cu - réz, Cd - kadmium. Így jelentek meg a kémiai elemek szimbólumai, amelyeket a mai napig használnak szerte a világon.

Egyes elemek (például vas, arany, ólom) ősidők óta ismertek, nevük történelmi eredetű.

Az elmúlt 300 év során felfedezett elemek elnevezése ezen alapult különféle elvek: az ásvány, amelyből ezt az elemet először izolálták, például berillium (az ásvány neve - berill), az ország neve - a felfedező szülőföldje, például a germánium (német vegyész K. Winkler ) Németország tiszteletére bizonyos tulajdonságokkal, például klór (görögből - zöld), foszfor (görögből.

- könnyű, - viszem). A mesterséges elemek neveket híres tudósok tiszteletére kapták, például mendelevium, einsteinium.

Ha egy kémiai elem szimbólumát gondolatban beírják egy négyzetbe, akkor ennek a négyzetnek a sarkait szükség esetén további információként használják:

Az elemek vegyjeleit felhasználva felírjuk az anyagok kémiai képleteit. Például a kénsav H2SO4 képlete azt mutatja, hogy ennek a vegyületnek a molekulája két hidrogénatomból, egy kénatomból és négy oxigénatomból áll. Vegyi képletek segítségével írja fel a kémiai reakciók egyenleteit, például:

Az egyenlet bal oldalára írjuk azokat az anyagokat, amelyek kémiai reakcióba lépnek (kiindulási anyagok), az egyenlet jobb oldalára pedig a reakció eredményeként keletkező anyagokat (reakciótermékeket), és az egyenlet atomjainak számát. az egyenlet bal oldalán lévő minden elemnek egyenlőnek kell lennie ennek az elemnek a jobb oldalán lévő atomjainak számával (az anyagok tömegének megmaradásának törvénye).

Bármely kémiai képlet egy feltételes rekord, amely bizonyos információkat tartalmaz egy adott anyagról, és attól függően, hogy milyen információkat akarnak jelenteni, különböző képleteket használnak.

1°. A molekulaképlet (vagy bruttó képlet) csak a vegyület minőségi és mennyiségi összetételét tükrözi, azaz megmutatja, hogy mely elemek mely atomjai és milyen mennyiségben szerepelnek az anyag összetételében, és nem mond semmit a szerkezetéről. , például:

2°. A grafikus képlet (ezt gyakran tévesen szerkezeti képletnek nevezik) további információkkal szolgál: a minőségi és mennyiségi összetételen kívül megmutatja, hogy az atomok milyen sorrendben kapcsolódnak egymáshoz, valamint jelzi a kötések sokaságát (egyszerű, kettős). , hármas):

Ezek a képletek azonban nem mondanak semmit a molekulák szerkezetéről, vagyis nem tükrözik az atomok relatív térbeli elrendezését.

3°. Az elektronikus képlet a grafikushoz képest további információkat hordoz (bár valójában nagyon hasonlít rá) - megmutatja, hogy a vegyértékelektronok közül melyik vesz részt a kötések kialakításában, valamint a párosítatlan és megosztott elektronok jelenlétét. elektronpárok:

4°. A szerkezeti képletet skálán ábrázoljuk, a megfelelő vetületben, amely háromdimenziós ábrázolást ad a molekuláról, és megmutatja az atomok egymáshoz viszonyított elrendezését a térben. Ha szükséges, akkor szerkezeti képletek táblázatok találhatók, amelyek a kötéshosszokat (a kötött atomok középpontjai közötti távolságokat) és a kötésszögeket (a kötések közötti szögeket) jelzik.

5°. Lehetőség van más képletváltozatok felhasználására is a molekulával kapcsolatos lényeges információk közvetítésére vagy az információ észlelésének megkönnyítésére, például szabadpálya jelenlétét mutatja 1. Hány hidrogénatomot tartalmaz 1 liter hidrogén n-en. nál nél.?

Megoldás. Mivel bármely ideális gázból 1 mól foglal el n. y. 22,4 liter, akkor 1 liter hidrogén (kb. ideális gáznak tekinthetjük) = 0,045 mol hidrogénmolekulát tartalmaz. Minden hidrogénmolekula két atomból áll, ami azt jelenti, hogy az atomok száma kétszer akkora: 2 0,045 \u003d 0,09 mol. Ha meg szeretné tudni, hány atom van ebben az anyagmennyiségben, szorozza meg Avogadro számával:

2. Mennyi 1 NaOH molekula tömege?

Megoldás. Először számítsuk ki a NaOH molekulatömegét a egységekben. e.m., a nátrium, oxigén és hidrogén atomtömegének értékei alapján.

Most váltsuk át SI mértékegységekre:

3. Milyen energia szabadul fel az elemi részecskékből héliumatom keletkezésekor?

Megoldás. A hélium atomtömege 4,0026 amu. e. m. Számítsuk ki a héliumot alkotó elemi részecskék teljes tömegét:

2mp + 2pn + 2me = 2 (1,007 + 1,009 + 5,5 10–4) = 4,0331 a.u. eszik.

A tömeghiba vagy 4. Egy g CaO-t oldottunk fel vízfeleslegben, amelynek tömege B g. Adjuk meg az anyag tömeghányadát a kapott oldatban.

Megoldás. A probléma megoldásához emlékezni kell arra, hogy amikor a kalcium-oxidot feloldják vízben, a CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2 reakció megy végbe, ezért a kalcium-hidroxid lesz az oldott anyag.

Az anyag tömegét a reakcióegyenlet alapján határozzuk meg:

Az oldat tömege az oldatot alkotó anyagok tömegének összege (mivel a reakció nem csapódik ki és nem szabadul fel gáz, semmit nem kell kivonni) A + B. Így \u003d (100%).

5. Összekevert 11,2 liter klórt és 22,4 liter hidrogént. Határozza meg a reakció után a keverékben lévő gázok térfogathányadát!

Megoldás. A reakció H2 + Cl2 = 2 HCl. Mivel a gázok térfogata arányos az anyagmennyiségükkel, 1 térfogatrész hidrogén reakcióba lép 1 térfogatrész klórral, és 2 térfogatrész hidrogén-klorid képződik. A klór hiányos, teljesen reagál; 11,2 liter hidrogén reagál, és további 11,2 liter marad. A hidrogén-kloridból 2 11,2 \u003d 22,4 liter lesz.

A rendszer teljes térfogata 11,2 + 22,4 = 33,6 liter. A hidrogén térfogatrésze 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), a hidrogén-kloridé 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%), vagy 6. Az ötvözet 40% K-t és 60% Na-t tartalmaz. Határozza meg a komponensek móltörtjeit!

Megoldás. M(K) = 39, M(Na) = 23. Ha 100 g ötvözet 40 g K-t tartalmaz, akkor ez 40/39 = 1,03 mol. 60 g nátrium 60/23 = 2,61 mol.

Az anyag teljes mennyisége 100 g ötvözetben 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Ezért a mólfrakciók: kálium 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), nátrium 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%) vagy 100-28 = 72%.

7. A szén és hidrogén kombinációja 75 tömegszázalék szenet tartalmaz.

Megoldás. Írjuk fel a képletet általános formában: СхНу. Ennek az anyagnak a molekulájában a szén tömege arányos 12x, hidrogénnel - y. Mivel a szén tömeghányada 75%, a következőt kapjuk: 12x: y \u003d 75: 25, így x: y \u003d 6,25: 25 \u003d 1: 4.

A kívánt CH4 képlet.

8. A gáz sűrűsége levegőben 0,55. Mi ez a gáz?

Megoldás. A levegő átlagos moláris tömege 29. Egy gáz moláris tömegének meghatározásához szorozzuk meg 29-et a gáz sűrűségével: 29 0,55 = 16. Ez a moláris tömeg a metán CH4-nek felel meg, nincs más lehetőség.

1. Hány elektron teljes töltése 1 C?

Mekkora tömege van 1 mól elektronnak?

2. Hány hidrogénatomot tartalmaz 3 liter víz a) 20°C-on és 1 atm nyomáson;

b) 150°C-on és 1 atm?

3. Milyen energia szabadul fel, ha elemi részecskékből 1 mol 16O-nuklid keletkezik?

4. X g káliumot feleslegben 1 liter vízben oldunk. Mekkora az anyag tömeghányada a kapott oldatban?

5. 16,8 liter hidrogén-kloridot és 5,6 liter hidrogén-bromidot 100 ml vízben oldunk. Határozza meg az oldatban lévő anyagok tömegrészeit!

6. 2000°C-on a víz termikus disszociációs foka (vagyis a hő hatására lebomló molekulák mólhányada) körülbelül 2%.

Számítsa ki az egyensúlyi keverékben ezen a hőmérsékleten az összes komponens mól- és térfogatarányát!

7. Számítsa ki az alkohol tömeghányadát 40%-os térfogatú vizes oldatban, ha az alkohol sűrűsége (20°C-on) 0,79 g/ml!

8. Két oldatot öntünk: 10 g 20%-os bárium-kloridot és 20 g 10%-os kálium-szulfátot. Határozza meg az összes oldott anyag tömegrészét!

9. A nitrogén és a hidrogén keveréke 87,5 tömegszázalék nitrogént tartalmaz.

Keresse meg ennek a vegyületnek a képletét.

10. Egy bizonyos gáz hidrogénsűrűsége 8,5. Mi ez a gáz?

11. Rajzolja fel a nitrogén, vas-oxid (III), foszforsav grafikus képleteit!

Az elektromos áram különböző közegeken (gázokon, oldatokon, olvadékokon) való áthaladásának a múlt században végzett tanulmányozása adta az első kísérleti tényeket, amelyek az atom összetett szerkezetének ötletét ösztönözték.

A 19. század 30-as éveiben Michael Faraday angol fizikus megállapította, hogy az elektrokémiai folyamatokat bizonyos összefüggések jellemzik, amelyek azt jelzik, hogy az elektromos töltések, mint az anyag, diszkrét jellegűek, és van egy bizonyos minimális töltés.

A múlt század második felében a gázkisüléses csövekkel végzett kísérletek egyértelműen kimutatták, hogy az atomok összetételének tartalmaznia kell negatív töltésű részecskéket, amelyeket később elektronoknak neveztek3. Ezek a ritkított gázokkal végzett kísérletek meglehetősen egyszerű felépítésűek voltak. Két elektródát egy üvegcsőbe forrasztottunk, majd a csövet körülbelül 10 Hgmm nyomásra evakuáltuk. Művészet.

(0,013 Pa). Az elektródákra nagy feszültséget (több kilovolt) kapcsoltak, és a csőfalak izzása és a maradék gázok hatására a negatív elektródától a pozitív felé haladó részecskék áramlása figyelhető meg. Ha bármilyen akadályt helyeztek a sugár útjába, például egy fonót, akkor forogni kezdett, jelezve, hogy a részecskék véges tömegűek. Ha a gázkisülési csövet egy lapos kondenzátor lemezei közé helyezték, akkor a részecskeáramot az egyik felé, nevezetesen a pozitív töltésű felé terelték el, ami a részecskék negatív töltését jelezte.

1896-ban Henri Becquerel, aki uránvegyületekkel dolgozott, felfedezte a radioaktivitás jelenségét – az egyik elem atomjainak spontán bomlását és egy másik kémiai elem atomjaivá való átalakulását. Azt találták, hogy az ilyen átalakulások a szem számára láthatatlan sugárzás kibocsátásával járnak.

Valamivel később a házastársak, Pierre Curie és Maria Sklodowska-Curie felfedezték, hogy nemcsak a vegyületek bocsátanak ki láthatatlan sugárzást.3 Az elektron volt az első a felfedezett elemi részecskék közül. 1874-ben

J. J. Stoney azt javasolta, hogy az elektromos áram negatív töltésű részecskék áramlása, amelyeket elektronoknak nevezett. Az elektron felfedezésének prioritását azonban szinte általánosan elismeri J. J. Thomson, aki kísérletileg bizonyította az elektron létezését, és meghatározta töltésének tömegarányát.

urán, hanem más anyagok is. Fáradságos munka eredményeként két újat fedeztek fel kémiai elem, amelyek a "rádium" és a "polónium" nevet kapták.

1899-ben Rutherford felfedezte, hogy a radioaktív elemek kétféle sugárzást bocsátanak ki, amelyeket ő - és - sugaraknak nevezett. Később kiderült, hogy a radioaktív anyagok háromféle sugárzást bocsáthatnak ki:, és. -a sugárzás hélium atommagok árama, és ennek megfelelően a -részecskék tömege 4 a. e.m. és elektromos töltés +2, a -sugarak elektronfolyam, a -sugarak pedig nagyon rövid hullámhosszú elektromágneses sugárzás4.

Mindezek a kísérleti tények azt mutatták, hogy az atom összetett szerkezetű, és elektronokat kell tartalmaznia. És mivel az atom összességében elektromosan semleges részecske, az elektronok negatív töltését pozitív töltéssel kell kompenzálni.

1900 körül J. J. Thomson javasolta az atom első modelljét, amely szerint a pozitív töltés egyenletesen kitölti az atom teljes térfogatát, és az elektronok által képviselt negatív töltés ebbe a pozitív töltésű gömbbe kerül. Ezt a modellt "Thomson pudingjának" hívták. A modell nem tudta megmagyarázni az addig megszerzett kísérleti adatokat. Bizonyos mértékig megmagyarázta Faraday kísérleteit és kísérleteit gázkisüléses csövekkel, de nem tudott válaszolni a legfontosabb kérdésre: „hogyan létezhet ilyen elektromos töltésrendszer?”5 Ennek ellenére a tudósok egy ideig ezt a modellt használták.

4 Ezt követően a radioaktív bomlás más típusait fedezték fel: +-bomlást (pozitronemisszió), elektronbefogást (az orbitális elektron mag általi befogását), késleltetett neutronkibocsátást, spontán maghasadást, majd 1961-ben Flerov akadémikus vezetésével. , protonbomlás.

5 Az elektrosztatika egyik fő tétele S. Earnshaw angol fizikus és matematikus által a 19. században megfogalmazott tétel:

A pontszerű elektromos töltések bármely egyensúlyi konfigurációja nyugalomban instabil, ha a Coulomb-vonzó- és taszítóerőkön kívül semmilyen más erő nem hat rájuk. Ez a tétel abból az állításból következik, hogy egy statikus elektromos töltésrendszer potenciális energiájának nem lehet minimuma. A minimális potenciális energia jelenléte az szükséges feltétel stabil egyensúly.

Rizs. 1. Kísérlet a -részecskék anyagon való áthaladásáról.

1910-ben Rutherford tanítványai, Hans Geiger és Ernest Marsden kísérleteket végeztek vékony fémlemezek részecskebombázásával. Azt találták, hogy a -részecskék többsége anélkül halad át a fólián, hogy megváltoztatná a pályáját. És ez nem volt meglepő, ha elfogadjuk a Thomson-féle atommodell helyességét.

A meglepő csak az volt, hogy egyes részecskék eltértek az eredeti pályától, és mindenki meglepetésére 20 000 részecske közül körülbelül egy 180°-hoz közeli szögben eltért, azaz visszapattant (lásd 1. ábra).

A kísérlet eredményeiből a következő következtetéseket lehetett levonni:

1) van valami „akadály” az atomban, amelyet atommagnak neveztek;

2) az atommag pozitív töltésű (különben a pozitív töltésű részecskék nem verődnének vissza);

3) az atommag méretei nagyon kicsik magának az atomnak a méreteihez képest (csak a részecskék kis része változtatta meg a mozgás irányát);

4) az atommag tömege nagy a -részecskék tömegéhez képest.

A -részecskék szórásával kapcsolatos kísérletek lehetővé tették az atommagok és az atomok méretének becslését is:

- az atommagok átmérője 10-15 - 10-14 m, - az atomok átmérője 10-10 m nagyságrendű.

A kapott eredmények magyarázatára Rutherford előterjesztette az atom bolygószerkezetének ötletét. Úgy tekintett az atomra, mint Naprendszer: középen a fő tömeget és az atom teljes pozitív töltését tartalmazó mag található, körülötte pedig különböző pályákon az elektronok forognak. Ez a modell elég jól magyarázta az addigra felhalmozott kísérleti anyagot, de két hátránya volt:

1) A klasszikus elektrodinamika egyenletei szerint a gyorsulással mozgó töltött részecske (és az atomban lévő elektron centripetális gyorsulással) energiát kell sugároznia.

Ebben az esetben az energiaveszteségnek a pálya sugarának csökkenéséhez és az elektronnak az atommagra való eséséhez kell vezetnie.

2) Az elektronpálya folyamatos változásának hozzá kell járulnia a sugárzási frekvencia és ennek következtében a folyamatos emissziós spektrum folyamatos változásához is. De a kísérletek azt mutatták, hogy a hidrogén, valamint más gáz halmazállapotú atomok emissziós spektruma több sávból áll, pl.

diszkrét.

Ebből a helyzetből a kiutat Niels Bohr dán fizikus találta meg 1913-ban, aki az atom szerkezetére vonatkozó elméletét javasolta. Ugyanakkor nem vetette el teljesen az atom bolygószerkezetére vonatkozó korábbi elképzeléseket, de egy ilyen rendszer stabilitásának magyarázatára azt a feltételezést fogalmazta meg, hogy a klasszikus fizika törvényei nem mindig alkalmazhatók olyan rendszerek leírására, mint pl. atomokat, és két posztulátumot fogalmazott meg.

Bohr első posztulátuma. Az elektronok szigorúan meghatározott stacionárius pályákon keringhetnek az atommag körül, miközben nem bocsátanak ki és nem nyelnek el energiát.

Bohr második posztulátuma. Amikor az egyik pályáról a másikra mozog, az elektron elnyeli vagy kibocsát egy kvantum energiát.

Bohr azt javasolta, hogy az atomban lévő elektron szögimpulzusa diszkrét értékeket vehet fel, amelyek csak egész számú akciókvantumnak felelnek meg, amelyeket matematikailag a következőképpen írhatunk le:

ahol m az elektron tömege, v a forgási sebessége, r a pálya sugara, n a fő kvantumszám, amely 1-től a végtelenig egész számokat vesz fel, és h = 6,625 10-34 J /s Planck állandója. A (7) egyenlet Bohr első posztulátumának matematikai kifejezése.

A megfelelő pályán lévő elektron energiáját a következő kifejezés határozza meg:

Ebben az egyenletben n kivételével minden mennyiség állandó.

Így az atomban lévő elektron energiáját a főkvantumszám értéke határozza meg. Egy n = 1 hidrogénatom esetén E = 2,176 10–J vagy 13,6 eV (1 elektronvolt az az energia, amelyet az elektron 1 voltos potenciálkülönbségen való áthaladáskor nyer, és egyenlő 1,6 ± 10–19 J) .

A fenti egyenletek felhasználásával Bohr kiszámította a hidrogénatom emissziós spektrumát.

A hidrogénatomban az elektronnak van a legkisebb energiája az első pályán. Az elektronnak ezt az állapotát alapállapotnak, vagy nem gerjesztett állapotnak nevezzük. Ha elegendő energiát adunk ennek az elektronnak, akkor az átadott energiától függően egy másik, nagy sugarú pályára tud menni, például a 2., 3. stb. pályára. Az ilyen állapotot izgatottnak nevezik, instabil.

Egy elektron rövid ideig maradhat ezeken a pályákon, majd egy másik, alacsonyabb energiájú pályára léphet, végül visszatérhet alapállapotába. Ezen átmenetek során elektromágneses sugárzás formájában energiát bocsátanak ki.

1900-ban Planck azt javasolta, hogy a sugárzás és az energiaelnyelés csak szigorúan meghatározott részekben történhet, amelyeket ő kvantumoknak nevezett. A sugárzási frekvenciát a következő egyenlettel viszonyítjuk az energiához:

ahol c a fény sebessége vákuumban 3 108 m/s. Ezért ennek a sugárzásnak a frekvenciája a szintek energiái közötti különbségtől függ (). A hullámhossztól függően ez a sugárzás a spektrum különböző területeihez tartozhat: röntgen, ultraibolya, látható vagy infravörös. ábrán A 2. ábra sematikusan mutatja az elektron átmeneteit gerjesztett hidrogénatomban, amelyek a spektrum különböző tartományaiban sugárzást okoznak.

Rizs. 2. Elektronikus átmenetek a hidrogénatomban Bohr számításai kiváló egyezést mutattak a kísérleti eredményekkel (lásd 6. táblázat).

A spektrumvonalak hullámhosszai a Balmer sorozatban (látható tartomány) A spektrumvonalak részletes vizsgálata során kiderült, hogy némelyik nem egy, hanem több, egymáshoz közel elhelyezkedő vonal. Ez azt jelzi, hogy vannak különböző pályák, amelyeken az elektronok hasonló energiájúak. Ennek a ténynek a magyarázatára Sommerfeld azt javasolta, hogy az elektronok nem csak körpályán, hanem elliptikus pályán is foroghatnak.

Bohr elmélete azonban nem volt univerzális. Ebből a szempontból lehetetlen volt leírni a hidrogénatom viselkedését mágneses térben. A hidrogénmolekula kialakulását sem lehet megmagyarázni, és a sokelektronos atomok leírásánál alapvető természetű leküzdhetetlen nehézségek merülnek fel. A Bohr-elméletet gyakorlatilag nem használják a kémiában.

Ezek a nehézségek leküzdhetők, ha az atom szerkezetének leírását egy tágabb elmélet - a kvantummechanika - felől közelítjük meg, amely a részecskék viselkedését a mikrokozmoszban veszi figyelembe. A mikrovilágban előforduló jelenségeket leíró törvényszerűségek jelentősen eltérnek a makrotestek viselkedését leíró törvényektől. A Bohr-féle elméletben mesterségesen bevezetett n kvantumszámról kiderül, hogy a kvantumelmélet szempontjából általánosabb törvényszerűségek elkerülhetetlen következménye.

A mikrokozmosz kettős természetét először a fényre állapították meg. Egyrészt a fényt olyan jelenségek jellemzik, mint az interferencia és a diffrakció, amelyek csak hullámtermészete szempontjából magyarázhatók. Másrészt a fotoelektromos hatás jelensége ennek az elméletnek a szemszögéből nem írható le. Ezt úgy lehet megtenni, hogy a fény esetében korpuszkuláris (a latin corpusculum - részecske) természetet feltételezzük. 1905-ben Einstein azt javasolta, hogy a fényt fotonoknak vagy kvantumoknak nevezett részecskék formájában bocsátják ki. Minden fotonnak van egy energiája, amelyet a (11) egyenlet határoz meg.

A fény korpuszkuláris természetéből az következik, hogy a fotonoknak bizonyos tömeggel kell rendelkezniük. A foton nyugalmi tömege egyenlő nullával, és mozgás közben a foton dinamikus tömeget kap. Ennek a tömegnek a kiszámításához Einstein egy egyenletet javasolt a tömeg és az energia egyenértékűségére:

A (11) és (12) egyenletet kombinálva a következőt kapjuk:

vagy ahol p a foton lendülete.

1924-ben de Broglie francia fizikus a mikrokozmosz kettős természetének koncepciója alapján azt javasolta, hogy az elektronnak van egy bizonyos hullámhossza, amely egész számú alkalommal illeszkedik a pályára. Ez azt jelenti, hogy 2r = n.

De Broglie 1927-es feltételezése kísérleti megerősítést kapott. Davison és Germer amerikai fizikusok az elektronok nátrium-klorid kristályok diffrakcióját figyelték meg.

A kvantálás elvét önkényesen vezették be Bohr elméletébe. Főleg a klasszikus mechanika törvényeit alkalmazta. Az elektron hullámtulajdonságainak felfedezése, a fotoelektromos hatás, a teljesen fekete testtel végzett kísérletek a fizika új ágának - a kvantummechanikának - létrejöttéhez vezettek.

Létrehozásában nagy szerepet játszott E. Schrödinger és W. Heisenberg.

Az atom kvantummechanikai modellje nem olyan egyértelmű, mint a Bohr által javasolt modell, és az atom szerkezetének kvantummechanikai modelljének kvantummechanikai matematikai apparátusát pusztán minőségileg, matematikai apparátus használata nélkül fogjuk megvizsgálni. A következő részben bemutatottak nagy részét az olvasónak „hittel”, bizonyítékok nélkül kell elfogadnia. A kvantumszámokat egyszerűen bevezetik, hogy leírják egy elektron viselkedését egy atomban, miközben a Schrödinger-egyenlet megoldásának következményei.

2.2. Az atom szerkezetének kvantummechanikai modellje Heisenberg rámutatott a mikro- és makroobjektumok megfigyelésének alapvető különbségeire. Bármely objektum megfigyelése elvileg két esetre esik le:

1) Maga az objektum bármilyen jelet ad. Például járó motor zaja, hősugárzás stb.

2) A megfigyelt objektumot valamilyen hatásnak, például fénnyel történő besugárzásnak, rádióhullámoknak stb. vetik alá, és a visszavert jelet rögzítik (ahogyan széles körben használják a radarban, az echolokációban). Sőt, minél erősebb a behatás a megfigyelt objektumra, annál erősebb (ceteris paribus) a visszavert jel, és annál megbízhatóbb az objektum regisztrálása.

Ha számunkra ismerős makroobjektumokat figyelünk meg, akkor az elektromágneses sugárzás (fény, rádióhullámok stb.) rájuk gyakorolt ​​hatása sem helyzetüket, sem sebességüket nem változtatja meg. Teljesen más a helyzet, ha a mikrokozmosz tárgyait, például elektronokat figyelünk meg. Egy elektronra ható fénykvantum hatására az utóbbi sebessége nem marad változatlan. Ezért, miután meghatároztuk az elektron helyzetét egy adott időpontban egy foton hatására, nem tudjuk ugyanabban a pillanatban meghatározni a sebességét - az már megváltozott.

Heisenberg egy relációt javasolt, amelyet "bizonytalansági relációnak" neveztek:

ahol p a részecske impulzusának bizonytalansága, x pedig a koordinátáinak bizonytalansága. Ebből az összefüggésből az következik, hogy minél pontosabban határozzuk meg egy elektron koordinátáit, annál kevésbé lesz meghatározva a lendülete, és fordítva. Vagyis nincs értelme az elektron röppályájáról beszélni, hiszen az utóbbi leírásához pontosan ismerni kell az elektron koordinátáit és lendületét is minden egyes időpillanatban (ami beépült az atom Bohr-modellje). A bizonytalansági összefüggés azt mutatja, hogy egy ilyen kis részecske, például egy elektron mozgásának ilyen pontos leírása lehetetlen, vagyis maga az elektron pályájának (pályájának) fogalma tarthatatlannak bizonyul. Egy teljesen más módszerre van szükség az elektron viselkedésének leírására egy atomban, amit a kvantummechanika biztosít. A kvantummechanikában az elektron viselkedésének leírásához két kezdeti pozíciót kell megadni:

1) az elektron mozgása hullám jellegű;

2) az elektron viselkedésére vonatkozó ismereteink valószínűségi (vagy statisztikai) természetűek.

Az első rendelkezéssel kapcsolatban már adtak néhány pontosítást (a 25. oldalon). Hadd jegyezzük meg a második pozíciót. A Heisenberg-féle bizonytalansági elv szerint egy részecske helyét soha nem lehet pontosan meghatározni. Ebben az esetben a legjobb, ha megadjuk annak valószínűségét, hogy a részecske a V = x y z tér tartományába kerül.

1926-ban Schrödinger egy egyenletet javasolt, amelyben a hullámfüggvényt bevezették egy elektron viselkedésének leírására az atomban. Az egyenlet megtévesztően egyszerű:

ahol E a részecske összenergiája, a hullámfüggvény, H pedig Hamilton. A Hamilton-féle megmutatja, hogy milyen matematikai műveleteket kell végrehajtani a hullámfüggvénnyel az energiaegyenlet megoldásához. A hullámfüggvény fizikai jelentését nehéz meghatározni, de a modulusának négyzete | |2 meghatározza, hogy mekkora valószínűséggel találunk elektront a tér adott tartományában.

A Schrödinger-egyenlet pontosan megoldott hidrogénre és hidrogénszerű atomokra (vagyis az atommagból és egy elektronból álló rendszerekre). Ennek a hidrogénatomra vonatkozó egyenletnek a megoldásából az következett, hogy az elektron viselkedését egy atomban négy kvantumszám írja le.

1°. n főkvantumszám. Értékeket vehet fel a végtelenig, amelyek meghatározzák:

a) az energiaszint száma (Bohr elméletében a pálya száma);

b) az ezen a szinten elhelyezkedő elektronok energiaintervallumát;

c) a pályák méretei (Bohr elméletében a pályák sugarai);

d) egy adott energiaszint alszintjeinek száma (az első szint egy alszintből áll, a második - kettőből, a harmadik - háromból stb.).

e) D. I. Mengyelejev Periodikus rendszerében a főkvantumszám értéke a periódusszámnak felel meg.

Néha a fő kvantumszám betűjeleit használják, azaz az n minden egyes számértéke egy bizonyos betűmegjelölésnek felel meg:

2°. l orbitális vagy azimutális kvantumszám. A pályakvantumszám határozza meg az elektron szögimpulzusát (impulzusát), energiájának pontos értékét és a pályák alakját.

A „pálya” új fogalma úgy hangzik, mint a „pálya” szó, de teljesen más jelentése van. Az orbitál a térnek egy olyan tartománya, amelyben az elektron megtalálásának valószínűsége egy bizonyos értékű (90-95%). Néha ennek a tartománynak a határfelületét orbitálisnak nevezik, és az ábrákon általában ennek a régiónak egy szakaszát a koordináták origóján áthaladó és az ábra síkjában fekvő sík ábrázolja. Az atommag középpontja a koordináták origójában van. A pálya fogalma a pályával ellentétben nem jelenti az elektron pontos koordinátáinak ismeretét. A pályakvantumszám a főkvantumszámtól függ, és a következő értékeket veszi fel:

és az n főkvantumszám minden értéke az l orbitális kvantumszám n értékének felel meg. Például, ha n \u003d 1, akkor l csak egy értéket (l \u003d 0) vesz fel n \u003d 2 esetén, az l érték két értéket vesz fel: 0 és 1 stb. Az l minden számértéke egy bizonyos geometriai elemnek felel meg. a pályák alakja, és betűjellel rendelkezik. Az első négy betű megjelölése történelmi eredetű, és az ezen alszintek közötti elektronikus átmeneteknek megfelelő spektrumvonalak természetéhez kapcsolódik: s, p, d, f - a spektrumvonalak éles elnevezésére használt angol szavak első betűi ( éles), fő (fő), diffúz (diffúz), alapvető (fő). A többi alszint megnevezése ábécé sorrendben: g, h, ....

Jelentése l l Alszintek száma Bármely alszintet két kvantumszám határoz meg - a fő (íráskor általában számértéket jeleznek) és az orbitális (íráskor általában betűjelet használnak). Például egy energia-alszintet, amelyre n = 2 és l = 1, a következőképpen kell felírni:

2p alszint. Minden azonos l értékkel rendelkező pálya azonos geometriai alakkal rendelkezik, és a főkvantumszám értékétől függően eltérő méretű, azaz hasonló alakzatok. Például minden olyan pálya, amelyre l = 0 (s-pályák), gömb alakú, de sugarakban különböznek az n főkvantumszám értékétől függően. Minél nagyobb n értéke, annál nagyobb a pályák mérete, például az 1s orbitál legkisebb méretek, a 2s pálya sugara nagyobb, a 3s még nagyobb.

3°. Mágneses kvantumszám ml. Az elektron atommag körüli forgása összehasonlítható az áram mozgásával egy zárt körben. Ilyenkor mágneses tér keletkezik, melynek erőssége az elektron forgási síkjára merőlegesen irányul. Ha egy atom külső mágneses térben van, akkor a kvantummechanikai koncepciók szerint elektronjait úgy kell elhelyezni, hogy mágneses momentumaik vetületei ennek a mezőnek az irányára egészek legyenek (lásd 3. ábra). Ugyanakkor negatív és pozitív értékeket is felvehetnek, beleértve a nullát is.

A mágneses momentum vetületének számértéke a mágneses kvantumszám. Ha az orbitális kvantumszám értéke l, akkor a mágneses kvantumszám -l és + l közötti értékeket vesz fel, beleértve a nullát. Az értékek teljes száma 2l + 1 lesz.

Rizs. 3. A mágneses kvantumszám fizikai jelentése A mágneses kvantumszám tehát meghatározza a pályák térbeli elhelyezkedését a választott koordinátarendszerhez képest.

A lehetséges ml értékek teljes száma megmutatja, hogy egy adott részszint pályái hányféleképpen helyezhetők el a térben, pl.

az alszinten lévő pályák teljes száma.

pályák az alszinten Az l = 0 pályakvantumszám az ml = 0 mágneses kvantumszám egyedi értékének felel meg. Ezek az értékek jellemzik az összes gömb alakú s-pályát. Mivel ebben az esetben a mágneses kvantumszám csak egy értéket vesz fel, minden s-alszint csak egy pályából áll. Tekintsünk egy tetszőleges p-alszintet: l = 1-nél a pályák súlyzó alakúak (térfogati „nyolcak”), a mágneses kvantumszám a következő értékeket veszi fel: ml = – 1, 0, + 1 (három érték), ezért a p-alszint három pályából áll, és ezek a pályák három koordinátatengely mentén helyezkednek el, és sorrendben px, py, pz jelöléssel vannak ellátva. A d-alszinthez l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (értékek), és bármely d-alszint öt pályából áll, amelyek meghatározott módon vannak elrendezve a térben (lásd az 1. ábrát). . 6) és rendre dxy, dxz, dzy, d z 2 és d x 2 y 2. Az öt dorbitál közül négy négyszirmú rozetta formájában van, amelyek mindegyikét két súlyzó alkotja, az ötödik orbitális egy súlyzó egy tórusszal az egyenlítői síkban (d z 2 -pálya), és a z tengely mentén helyezkedik el. A d x 2 y 2 pálya "szirmai" az x és y tengely mentén helyezkednek el. A dxy, dxz és dyz pályák a megfelelő tengelyek között helyezkednek el.

Rizs. 4. Az s-, p- és d-pályák térbeli konfigurációi A negyedik energiaszint négy alszintből áll – s, p, d és f. Közülük az első három hasonló a fentebb tárgyaltakhoz, a negyedik, az f-alszint pedig már hét pályából áll, amelyek térbeli konfigurációi meglehetősen összetettek, és ezeket nem fogjuk figyelembe venni.

4°. Spin kvantumszám (elektron spin), ms. 1926-ban

Uhlenbeck és Goldsmith kimutatta, hogy az elektronnak az orbitális mozgáson kívül részt kell vennie a középponton áthaladó saját tengelye körüli forgásban. Ezért az elektronnak saját szögimpulzussal kell rendelkeznie, és mivel töltött részecske, akkor a mágneses momentum. Ez az ábrázolás meglehetősen primitív, de az egyértelműség kedvéért használják, ezért használjuk.

Egy elektronnak csak két forgási iránya lehetséges a tengelye körül:

az óramutató járásával megegyezően és ellentétes irányban. Ezért a spinkvantumszám csak két értéket vesz fel: + 1 és 1.

Rizs. 5. Elektronspin kialakulása (Uhlenbeck és Goldsmith szerint) Így az elektron állapotát egy atomban négy kvantumszámból álló értékkészlet határozza meg. A „pálya” fogalmát fentebb megadtuk (lásd 29. oldal). Határozzuk meg világosabban néhány kifejezést, amelyeket a kvantumszámok fizikai jelentésének magyarázata során használtunk, és amelyeket a következőkben használunk.

Az azonos pályakvantumszám értékű pályák csoportja egy energia-alszintet alkot.

A főkvantumszám azonos értékű pályáinak halmaza, azaz a közeli energiaértékű pályák halmaza egy energiaszintet alkot.

Ha a hidrogénatom szerkezetének leírásánál nincs különösebb probléma - csak egy elektron, amelynek alapállapotban minimális energiájú pályát kell elfoglalnia, akkor a többelektronos atomok szerkezetének leírásánál figyelembe kell venni a Egy elektron kölcsönhatása nemcsak az atommaggal, hanem más elektronokkal is. Ebből adódik az a szekvencia problémája, amelyben elektronok töltik ki az atom különböző részszintjeit. Ezt a sorrendet három „szabály” határozza meg.

1. Pauli-elv. Egy atomnak nem lehet két elektronja azonos értékkészlettel mind a négy kvantumszámra.

Ez azt jelenti, hogy az elektronoknak legalább egy kvantumszám értékében különbözniük kell. Az első három kvantumszám azt a pályát jellemzi, amelyen az elektron található. És ha két elektronnak ugyanaz a halmaza, akkor ez azt jelenti, hogy ugyanazon a pályán vannak. A Pauli-elvnek megfelelően a pörgés értékében különbözniük kell. Ebből következik, hogy egy pályán csak két ellentétes spinértékű elektron lehet.

Az energiaszint "kapacitásának" meghatározására, pl.

Az elektronok maximális száma, amely az n főkvantumszám szintjén lehet, a következő táblázatot állítjuk össze:

Az első három energiaszint maximális elektronkapacitása A táblázatból látható, hogy az adott energiaszinten lévő pályák száma n értékétől függően egy aritmetikai sorozatot alkot, ahol az első tag a1 = 1, az utolsó pedig a an = 2l + 1. A progressziókülönbség 2, a tagok száma pedig - n. A progresszió Sn összege ebben az esetben egyenlő lesz:

és figyelembe véve l = n - Így az n főkvantumszám értékével az energiaszinten lévő pályák teljes száma egyenlő n2-vel. És mivel egy pályán csak két elektron lehet, azt kapjuk, hogy az energiaszint maximális elektronkapacitása 2n2.

Létezik egy bizonyos forma az atomban lévő elektronok állapotának rögzítésére.

Például egy hidrogénatom alapállapota így néz ki:

Ez azt jelenti, hogy az első energiaszinten egy elektron van az s-alszinten. Létezik egy másik forma is az elektronok alszintek közötti eloszlásának rögzítésére - kvantumcellák segítségével.

Ebben az esetben a pályát hagyományosan négyzetekkel, az elektronokat pedig nyilakkal vagy a spin előjelétől függően jelöljük. Ekkor a hidrogénatom elektronszerkezete a következőképpen ábrázolható:

Egy nagyszámú elektront tartalmazó atom, például egy bór atom elektronszerkezete a következő módokon írható fel:

2. Hund szabálya. Ez a szabály határozza meg azt a sorrendet, amelyben a pályák elektronokkal töltődnek meg egy alszinten belül.

Hund szabálya a következőképpen fogalmazódik meg: "Egy részszinten belül az elektronok úgy helyezkednek el a pályákon, hogy teljes spinjük maximális legyen, vagyis az alszinten a párosítatlan elektronok maximális száma legyen." Tekintsük ennek a szabálynak a megvalósítását a p-alszint kitöltésének példáján.

1. lehetőség teljes spin 2. lehetőség teljes spin Hund szabályának megfelelően a pályákat az első opció szerint töltik fel, azaz először az elektronok elfoglalják az összes szabad pályát, és csak ezután párosulnak.

3. A legkisebb energia elve (Klecskovszkij szabálya).

A hidrogénszerű atomokban (egy magból és egy elektronból álló mikrorendszerben) az energiaszintek kitöltése az n főkvantumszám monoton növekedésének megfelelően történik (n = 1, 2, 3, ... stb.). Az n minden egyes értékéhez az alszinteket az l orbitális kvantumszám növekedésének sorrendjében kell kitölteni, ami 0-tól (n-1) értékig veszi az értékeket. A következő energiaszint feltöltése pedig csak akkor kezdődik, amikor az előző szint teljesen megtelt. Az energiaszintben lévő elektronok maximális számát a 2n2 képlet határozza meg, ezért az elektronok maximális számának periódusokban a következőnek kell lennie:

A valóságban azonban más kép látható a periódusos rendszerben:

Amint az ebből a táblázatból látható, a periódusok párokba vannak rendezve, az egyetlen kivétel az első periódus, amely csak két elemet tartalmaz, amelyben az első energiaszintet töltik ki, amely egy alszintből áll, és nincsenek belső elektronok, amelyek hatással lehet a külső szint szerkezetére. Más esetekben a következő kép figyelhető meg: a harmadik periódus szerkezete hasonló a másodikéhoz (és mindkettő 8 elemet tartalmaz), az ötödik periódus szerkezete hasonló a negyedikhez (és mindkettő tartalmaz 18 elem), a hetedik hasonló a hatodik szerkezetéhez (egyenként 32 elem).

Sokkal jobb egyezést ad a valósággal az elektronok csoportokba való elosztása, amelyet V. M. Klechkovsky javasolt: „Egy atomban minden elektron azt az alszintet foglalja el, amelyen az energiája minimális lesz.”

Fentebb már említettük, hogy az elektron energiáját nem csak a fő kvantumszám értéke határozza meg, hanem a pálya értéke is, ezért annak meghatározásához, hogy melyik alszint lesz először tele elektronokkal. , figyelembe kell venni mindkét kvantumszám értékét.

A gyakorlati alkalmazás érdekében a Klechkovsky-szabály a következőképpen fogalmazható meg:

a nekik megfelelő fő- és orbitális kvantumszámok összegének növelésének sorozatai.

b) „Ennek az összegnek több alszintre vonatkozó azonos értékei esetén először azt az alszintet kell kitölteni, amelyre a fő kvantumszám a legkisebb értéket adja.”

Fontolja meg ennek a szabálynak a konkrét alkalmazását:

Az összegek első két értékéhez (n + l), amelyek 1-vel, illetve 2-vel egyenlők, nincs alternatívák, és az alszinteket a következő sorrendben töltjük ki: 1s, majd 2s. A 3 összegű értéktől kezdve két lehetőség adódik: a 2p alszint vagy a 3s alszint kitöltése. A Klecskovszkij-szabálynak megfelelően kiválasztjuk azt az alszintet, amelynél n kisebb, azaz a 2p-alszintet.

Ezután a 3-as alszint kitöltődik. Továbbá az n + l = 4 érték. Ismét két ilyen érték van: a 3p-alszintre és a 4s-alszintre (az előzőhöz hasonló eset). Először a 3p-, majd a 4s-alszint kerül kitöltésre. A 3d alszint szabad marad, mivel az n + l összege nagyobb, mint 4s-é.

az energia alszintek kitöltésének sorrendje:

De az ilyen töltés egy bizonyos pontig megtörténik. Ha figyelembe vesszük az alszintek energiájának változását az atommag töltésének növekedésével (lásd 8. ábra), akkor láthatjuk, hogy az összes részszint energiája csökken. De az energiacsökkenés mértéke a különböző alszinteken nem azonos. Ezért, ha a kalcium előtt a 3d alszint magasabb volt az energiában, mint 4 s, akkor a szkandiumtól és az azt követő elemektől kezdve az energiája meredeken csökken, amit például a Fe2+ ion elektronszerkezete bizonyít (1s22s22p63s23p63d6). Az ion adott elektronszerkezetéből látható, hogy a vas két vegyértékelektronja elhagyta az energetikailag kevésbé kedvező 4s alszintet. Hasonló energiainverzió figyelhető meg az 5s és 4f alszinteken, valamint a 6s és 5f alszinteken.

Rizs. 6. A részszintek energiájának változásának vázlata az atommag töltésének növekedésével.

Ezt követően azt találták, hogy a teljesen és félig kitöltött alszintek stabilitása megnövekedett. Tehát a d alszintre a stabil elektronikus konfigurációk d 10 és d 5, az f alszintre pedig az f 14 és f 7. Ez magyarázza egyes elemek külső energiaszintjének szerkezeti anomáliáit, pl. a krómban a vegyértékelektronoknak 3d 44s2-ben kellett volna elhelyezkedniük, de a valóságban - 3d 54s1, a réznél 3d 94s2, de valójában 3d 104s1. Az elektronok hasonló átmenetei az s-alszintről a d-alszintre figyelhetők meg molibdénben, ezüstben, aranyban és az f-elemekben is.

A külső energiaszintek szerkezetében van néhány egyéb anomália is, főleg az aktinidákban, amelyeket itt nem veszünk figyelembe.

Az elektron állapotát egy atomban négy kvantumszám értékkészlete határozza meg, amelyek mindegyike egy bizonyos értéket tükröz. fizikai mennyiség. Az első három kvantumszám esetében bevezethetünk egy geometriai értelmezést is:

az n főkvantumszám határozza meg a pályák méretét, az l pályakvantumszám a pályák geometriai alakját, a ml mágneses kvantumszám határozza meg a pályák térbeli elhelyezkedését a választott koordináta-rendszerhez képest.

Az atomok energia-alszintjeinek elektronokkal való feltöltése gerjesztetlen állapotban három szabálynak engedelmeskedik:

Pauli elve, Hund uralma és Klecskovszkij uralma.

1. Lehetnek-e az Rb+ ion elektronjai a következő pályákon:

1) 4p; 2) 3f; 3) 5s; 4) 5p?

Megoldás. Az Rb elem a periódusos rendszer V. csoportjának I. fő alcsoportjában található, ami azt jelenti, hogy az elektronikus szintje az n = 5 főkvantumszámmal kezd megtelni: 5s1. Az Rb+ ion elveszített egy külső elektront. Ez azt jelenti, hogy a gerjesztetlen Rb+ ion sem az 5p, sem az 5s pályáján nincsenek elektronok. Az elektronok azonban ezekre a pályákra mozoghatnak, amikor az atomot gerjesztik.

Ábrázoljuk az utolsó előtti szintet (n = 4): 4s2p6d 0f 0. 8 elektronja van, mint minden s-elemnek (vagyis a periódusos rendszer I. vagy II. csoportjának fő alcsoportjának egyik eleme, amelyben az s- alszint kitöltve). Miért üresek a 4d és 4f alszintek? A helyzet az, hogy a 4d alszint energiája nagyobb, mint 5s, a 4f pedig még 6s-nál is, és az alacsonyabb energiájú alszintek töltődnek fel először (Klecskovszkij szabálya). Tehát az Rb+ elektronok 4p pályán lehetnek.

Azt még látni kell, hogy 3f pályán lehetnek-e. Ha n = az l orbitális kvantumszám 0,1,2 értékeket vesz fel, amelyek megfelelnek az s, p és d részszinteknek. A 3f alszint pedig egyszerűen nem létezik.

2. Mondjon példát három 1s22s2p63s2p6 elektronkonfigurációjú részecskére (atomok, ionok).

Megoldás. Megfelelő elem Periodikus rendszer - Ar (elektronok a harmadik - külső - elektronikus szinten). Nyilvánvaló, hogy nincs más ilyen elektronikus konfigurációjú atom. De tudjuk, hogy azok az elemek, amelyekből általában hiányzik 1-3 elektron a stabil 8 elektronos héjhoz, hajlamosak felvenni és negatív ionokká válni, és ha a következő szinten 1-3 elektron van, akkor feladják és pozitívvá válnak. ionok. Tehát lehet Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Válasszon ki tetszőleges három részecskét.

3. Hány eleme lenne a V periódusban, ha a spinkvantumszámnak egyetlen értéke lenne - 1?

Megoldás. A valóságban a spinkvantumszámnak, mint tudod, két különböző értéke van: + 1 és - 1. Ha egyetlen értéke lenne, akkor az elektronhéj feleannyi elektront tudna befogadni, mivel mindegyiknek különböznie kell egymástól. a másik kvantumszámok halmaza (Pauli-elv), és ennek következtében a periódusban szereplő elemek 2-szer kevesebbek lennének.

4. Véleménye szerint milyen kvantumszámoknak és hogyan kell megváltozniuk a világunkból az egydimenzióssá való átmenet során;

2) ötdimenziós?

Megoldás. A kérdés megválaszolásához meg kell értenünk, hogy a 4 kvantumszám közül melyik kapcsolódik a tér dimenziójához.

Az n fő kvantumszám határozza meg az elektronikus szintek (héjak, rétegek) számát, és főként az elektronfelhő méretét jellemzi:

Nyilvánvaló, hogy a tér mérete (nem nulla) nem befolyásolja ezt a jellemzőt.

Az l orbitális kvantumszám az elektronfelhő alakját jellemzi. A háromdimenziós mellett vizuálisan csak két- és egydimenziós világokat tudunk elképzelni. A kétdimenziós világban az elektronfelhők, mint minden más, lapossá válnak, de az alak fogalma megmarad. Lényegében a térfogati elektronfelhők képe a papíron, a lap síkjába való vetítésük bizonyos mértékig átmenet egy kétdimenziós világba. Ami az egydimenziót illeti, itt a forma fogalma törlődik, csak a méret (hossz) marad. Valószínűleg ebben az esetben az orbitális kvantumszám értelmét veszti.

Ha a miénknél nagyobb dimenziójú teret veszünk figyelembe, akkor a „forma” fogalma itt sokkal szélesebbé válik, és nem zárható ki, hogy az elektronok teljes formájának leírásához több különböző l értékre lesz szükség. felhők adott n-re.

A ml mágneses kvantumszám az elektronfelhő térbeli orientációját jellemzi, ami azt jelenti, hogy közvetlenül függ a mérettől. l = 0 esetén ml veheti fel az egyetlen 0 értéket, ami egy gömbszimmetrikus s-felhő egyetlen térbeli tájékozódási lehetőségét tükrözi. l = 1 ml-hez 3 szükséges különböző jelentések: – 1, 0, 1 – a súlyzó alakú p-felhők különböző koordinátatengelyek mentén bővíthetők: px, py, pz. Ha a tér dimenziója, i.e.

változik a koordinátatengelyek száma, akkor az elektronfelhők elrendezési lehetőségeinek száma is változik, ami azt jelenti, hogy más lesz a ml halmaz.

Mivel egy adott l-hez tartozó ml különböző értékek száma meghatározza az adott alszinten lévő pályák számát, ez jelentős változásokhoz vezet a kémiában.

ms - spin kvantumszám - két értéket vesz fel: + és -. Ez azt a tényt tükrözi, hogy egy pályán két "ellentétesen csavart" elektron lehet. A spin általában az elektron belső impulzusimpulzusához kapcsolódik, és mint ilyen, megváltozhat a tér egy másik dimenziójába való áttéréskor.

1. Keresse meg a periódusos rendszerben a D. I. Mengyelejev által megfogalmazott periodikus törvény megsértésének annyi esetét:

"az elemek kémiai és fizikai tulajdonságai periodikus kapcsolatban állnak atomtömegükkel." Mivel magyarázhatók ezek a jogsértések?

2. Lehetnek-e a) gerjesztetlen, b) gerjesztett Na+ ion elektronjai 2s, 2d, 3f, 4s, 5d pályán? Indokolja meg.

3. Írja fel a periódusos rendszer I. és II. periódusú elemei atomjainak elektronszerkezetét!

4. Mondjon két példát olyan összetett anyagokra, amelyek csak részecskéket tartalmaznak elektronikus szerkezet 1s22s2p6.

5. Mekkora a kvantumszáma egy gerjesztetlen lítiumatom legkülső elektronjának?

6. Tegyük fel, hogy valamelyik Y univerzumnak van kvantumszámok halmaza:

Hány elem lenne az Y univerzum periódusos rendszerének III. periódusában?

Szerinted hány dimenzió lehet az Y univerzumban?

7. Hogyan változna az elemek száma periodikus rendszerünk második periódusában, ha más állandó kvantumszámokkal a spin értéke ms = ± 1 lenne?

8. Hány protont és neutront tartalmaz az atommagok a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

molekulák vegyi anyagok képviselni összetett rendszer atommagok és elektronok. A molekulában lévő atomokat főleg elektrosztatikus erők tartják vissza. Ebben az esetben azt mondják, hogy kémiai kötés köti össze őket. A kémiai kötést a külső réteg s- és p-elektronjai, valamint az előkülső réteg d-elektronjai végzik. Ezt a kapcsolatot a következő paraméterek jellemzik:

1. Kötéshossz - két kémiailag kötött atom közötti magközi távolság.

2. Vegyértékszög - a kémiailag kötött atomok középpontjain áthaladó képzeletbeli vonalak közötti szög.

3. Kötési energia - a gáz halmazállapotú megszakítására fordított energia mennyisége.

4. A kötések többszöröse - azon elektronpárok száma, amelyeken keresztül az atomok közötti kémiai kötés létrejön.

Az atom a molekulában feltételes fogalom, hiszen energia- és elektronállapota alapvetően különbözik egy izolált atométól, amelynek szerkezetét az előző fejezetben tárgyaltuk. Nézzük meg, milyen erők keletkeznek a részecskék között a legegyszerűbb, két protonból és egy elektronból álló rendszerben (lásd 9. ábra). Ha két protont összehozunk, akkor taszító erők lépnek fel közöttük, és nem kell stabil rendszer megszerzéséről beszélni. Helyezzünk egy elektront a mezőjükbe. Itt két eset merülhet fel.

Rizs. 9. A kölcsönhatási erők megoszlása ​​az atommagok és egy elektron között H +-ban.

Az első, amikor az elektron a protonok között van (a), a második pedig, amikor az egyik mögött található (b). Mindkét esetben vonzó erők lépnek fel. Az első esetben a protoncentrumokon áthaladó tengelyen ezen erők (vetületek) összetevői taszító erőkkel ellentétes irányba irányulnak (lásd 9a. ábra), és képesek ezeket kompenzálni.

Ez energetikailag stabil rendszert hoz létre. A második esetben a vonzóerők összetevői különböző irányokba irányulnak (lásd 9b. ábra), és nehéz a protonok közötti taszítóerők kiegyensúlyozásáról beszélni. Ebből következik, hogy a molekula vagy ion képződésével járó kémiai kötés létrejöttéhez az elektronoknak túlnyomórészt az atommagok közötti térben kell lenniük. Ezt a régiót kötőrégiónak nevezzük, mert ha ott elektronok vannak jelen, kémiai kötés jön létre. Az atommagok mögötti területet lazulásnak nevezzük, mert az elektronok belépésekor nem jön létre kémiai kötés. Itt a H + ionban a kémiai kötés kialakulásának legegyszerűbb esetét vettük figyelembe. Hasonló érvelést alkalmazva a hidrogénmolekulára is, megállapíthatjuk, hogy egy második elektron megjelenése a kötési tartományban még jobban stabilizálja a rendszert. Ezért legalább egy elektronpárra van szükség egy stabil kémiai kötés kialakításához.

Az elektron spineknek ebben az esetben antiparallelnek kell lenniük, azaz.

különböző irányokba irányítva. A kémiai kötés kialakulásával együtt kell járnia a rendszer összenergiájának csökkenésével.

Rizs. 10. Két hidrogénatomból álló rendszer potenciális energiájának változása mint Tekintsük a rendszer potenciális energiájának változását két hidrogénatom megközelítésének példáján. Ha az atomok nagyon nagy távolságra vannak egymástól, nem lépnek kölcsönhatásba, és egy ilyen rendszer energiája közel nulla. Ahogy közelednek, vonzó erők jönnek létre az egyik atom elektronja és egy másik atom atommagja között, és fordítva.

Ezek az erők fordítottan nőnek az atomok közötti távolság négyzetével. A rendszer energiája csökken. Ahogy az atomok közelednek egymáshoz, az atommagjuk és az elektronjaik közötti taszító erő elkezdi játszani a szerepet.

A taszítóerők növekedése fordítottan arányos a távolság hatodik hatványával. A potenciális energiagörbe egy minimumon halad át, majd élesen felfelé megy (10. ábra).

A minimum helyzetének megfelelő távolság a görbén az egyensúlyi magközi távolság, és meghatározza a kémiai kötés hosszát. Mivel egy molekulában az atomok az egyensúlyi helyzet körüli rezgőmozgásban vesznek részt, a köztük lévő távolság folyamatosan változik, vagyis az atomok nincsenek mereven kapcsolatban egymással.

Az egyensúlyi távolság adott hőmérsékleten valamilyen átlagértéknek felel meg. A hőmérséklet emelkedésével az oszcilláció amplitúdója nő. Bizonyos kellően magas hőmérsékleten az atomok végtelenül nagy távolságra repülhetnek el egymástól, ami egy kémiai kötés megszakadásának felel meg. A minimum mélysége az energiatengely mentén meghatározza a kémiai kötés energiáját, és ennek az energiának az ellenkező előjellel vett értéke egyenlő lesz az adott kétatomos részecske disszociációs energiájával. Ha hidrogénatomok közelednek egymáshoz, amelyek elektronjainak párhuzamos spinje van, csak taszító erők lépnek fel az atomok között, és egy ilyen rendszer potenciális energiája megnő (10. ábra).

Rizs. 11. Két szinusz összeadásának eredménye.

Amint fentebb megjegyeztük, az s-, p- és d-elektronok részt vesznek a kémiai kötések kialakításában, az elektronfelhők eltérő geometriai konfigurációjával és különféle jelek hullámfüggvények a térben. A kémiai kötés létrejöttéhez szükséges, hogy az elektronhéjak azonos jelű hullámfüggvényű részeit átfedjük. Ellenkező esetben nem jön létre kémiai kötés.

Ez az állítás könnyen megmagyarázható két szinuszos szuperpozíció példájával, amely első közelítésben hullámfüggvényekkel azonosítható (lásd 11. ábra):

Két különböző előjelű szinuszos szuperpozíció esetén ugyanazon a területen (11a. ábra) összkomponensük nulla lesz - nincs kapcsolat. Ellenkező esetben az oszcillációs amplitúdók összeadódnak, és új szinusz jön létre - kémiai kötés keletkezett (11b. ábra).

Az elektronfelhők szimmetriájától függően, amelyek átfedésének eredményeként kémiai kötés jön létre, a teljes elektronfelhő eltérő szimmetriájú lesz, amely szerint három típusba sorolhatók:

És - kapcsolatok.

A kommunikáció akkor valósul meg, amikor a felhők átfedik az atomok középpontját összekötő vonalat, miközben a maximális elektronsűrűség az atommagok közötti térben érhető el, és hengeres szimmetriával rendelkezik az atomok középpontjait összekötő vonalhoz képest. ábrából látható. A 12. ábrán látható, hogy az s-elektronok gömbszimmetriájuk miatt mindig részt vesznek a kötés kialakításában. Egy másik atom következő elektronjaival való átfedés eredményeként jönnek létre kötések: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektronok. Más pályákon, például pY vagy pZ elektronokkal lehetetlen kémiai kötés kialakulása, mivel átfedés van azokon a területeken, ahol az elektronsűrűség ellentétes előjelű. Az s-elektronok általi kötésképződés lehetősége nem merült ki, más elektronfelhők, például két pX vagy pX átfedése esetén is létrejöhet, és az 1. ábra. 12. Néhány példa a -kapcsolatok kialakítására.

A kötések akkor jönnek létre, amikor az elektronfelhők átfedik egymást az atomok középpontját összekötő vonal felett és alatt. A teljes elektronfelhők szintén szimmetrikusak erre a tengelyre, de nincs hengerszimmetriájuk, mint a -kötéseknél. Térbeli elrendezésükből adódóan a kötést elektronok alkotják olyan pályapárokon, mint a pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

A kapcsolatot csak a d-elektronok alkotják, mind a négy párhuzamos síkban elhelyezkedő elektronfelhő-szirmuk átfedése miatt. Ez akkor lehetséges, ha dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ elektronok vesznek részt a kötés kialakításában.

A fentiekben a kémiai kötések elektronfelhők szimmetriája alapján történő osztályozását vettük figyelembe. Létezik egy másik megközelítés a kémiai kötések osztályozására, amely a molekulában lévő atomok közötti elektronsűrűség-eloszlás természetén alapul, pl.

egy kémiai kötést egy elektronpár egyik vagy másik atomhoz való tartozása szempontjából tekintünk. Három eset lehetséges. Az első:

Egy elektronpár két azonos atomot köt össze egy molekulában. Ebben az esetben mindkettőjükre egyformán tartozik. Egy molekulában nincs külön a pozitív és negatív töltések súlypontja.

Egybeesnek, és az ilyen kötést kovalens nem polárisnak nevezik. Ha egy elektronpár két különböző atomot köt meg, akkor egy elektronegatívabb atom felé tolódik el. A pozitív és negatív töltések súlypontja elválik, a kötés polárissá válik, és kovalens poláris kötésnek nevezzük.

A harmadik eset az elektronpárnak az egyik atom birtokába kerülésével kapcsolatos. Ez két olyan atom kölcsönhatása során következik be, amelyek elektronegativitásában élesen különböznek egymástól, azaz képesek egy elektronpárt elektromos mezőjükben tartani. Ebben az esetben az elektronokat adományozó atom pozitív töltésű ionná, az azokat befogadó atom pedig negatívvá válik. Ebben az esetben a kötést ionosnak nevezzük.

A kötés jellege nagymértékben meghatározza az anyagok fizikai-kémiai tulajdonságait.

Azok az anyagok, amelyek molekuláit kovalens nem poláris kötés jellemzi, szilárd állapotban molekuláris és atomi kristályrácsokat képezhetnek. A molekularácsokban nagyon gyenge intermolekuláris kölcsönhatás figyelhető meg. A molekulák a kristályrács csomópontjainál tartanak, mivel bennük pillanatnyi és indukált dipólusok képződnek. A negatív és pozitív töltések súlypontjainak szétválása egy molekulában egy elektronpár forgása és egy bizonyos időpontban az egyik atommag mögötti elhelyezkedése miatt következik be. Egy ilyen állapot a molekulában nagyon rövid ideig figyelhető meg. Ezért az ilyen dipólust pillanatnyinak nevezzük. Ez az idő azonban elegendő egy másik molekulán lévő dipól indukálásához. Azokat az erőket, amelyek pillanatnyi és indukált dipólusok képződése révén megkötik a molekulákat, gyakran nevezik van der Waals erőknek. Általános esetben a van der Waals-erők magukba foglalnak bármilyen intermolekuláris kölcsönhatás erőt: dipól-dipól, orientációs, diszperziós stb. A Van der Waals erők nagyon gyengék, aminek következtében a kristályrács enyhe melegítés hatására könnyen tönkremegy. Minden molekuláris kristályrácsos anyag alacsony olvadáspontú és forráspontú. A van der Waals-erő a molekulában lévő elektronok számával nő, mivel nő a pillanatnyi dipólusok kialakulásának valószínűsége. A hidrogénnek egy pár elektronja van, ezért ennek a legalacsonyabb forráspontja. Az oxigén és a nitrogén molekulái a páronkénti elektrontartalomban különböznek. Forráspontjuk 13 C-kal különbözik.

Az atomi kristályrácsos egyszerű anyagokat éppen ellenkezőleg, nagyon magas olvadáspont és forráspont jellemzi. Ebben az esetben végtelen számú atom kapcsolódik nempoláris kovalens kötésekkel egy óriási molekulává. A kovalens nem poláris kötés felszakításának energiája nagy. Ezért egy ilyen kristályrács megsemmisítéséhez nagy energiaköltségekre van szükség. Ugyanakkor, ha egy anyagot egy atomközi távolság jellemez a kristályrácsban, akkor annak keménysége is nagyon magas lesz. Ilyen például a gyémánt.

Azoknak az anyagoknak az olvadás- és forráspontja is alacsony, amelyek atomjai a molekulában kovalens poláris kötéssel kapcsolódnak össze, és molekularácsuk van, de magasabb, mint a nem poláris molekulákkal rendelkező anyagoké. Legtöbbjük szobahőmérsékleten gáz.

Ilyen például a hidrogén-klorid, hidrogén-szulfid stb. A dipólusmomentum nagysága és a forráspont között nincs közvetlen kapcsolat. Valószínűleg a vegyület molekulatömege határozza meg, az ammónia, a víz és a hidrogén-fluorid kivételével.

Ezeknek a vegyületeknek a hasonlóak sorozatában a legmagasabb az olvadáspontja és a forráspontja, meredek növekedésük a molekulák közötti hidrogénkötések kialakulásával magyarázható.

elektronegatív atomok. Erősen eltolják maguk felé az elektronsűrűséget a molekulában. Ennek eredményeként a hidrogén gyakorlatilag szabad pályát képez, és például egy fluoratomnak van szabad elektronpárja. Lehetővé válik a donor-akceptor mechanizmus révén további kötések kialakítása a molekulák között, ami a (HF)n és (H2O)n összetételű molekulák nemcsak folyadékban, hanem gázfázisban is meglétéhez vezet. Az ilyen molekulák jelenléte a forráspont és az olvadáspont növekedéséhez vezet az analógok azonos értékéhez képest.

A legmagasabb olvadás- és forrásponttal a kristályrács csomópontjaiban lévő anyagok rendelkeznek, amelyekben ionok találhatók.

Ennek oka a pozitív és negatív ionok erős elektrosztatikus kölcsönhatása. A hasonló ionok taszító ereje sokkal kisebb, mivel nagy távolságra helyezkednek el egymástól. Ennek eredményeként minden ionos kristályrácsos anyag képződési energiája magas. Az ionos kötés halogenidekben, oxidokban és sókban, például nitrátok, szulfátok stb. valósul meg. Az ionos kristályok elpusztítása jelentős hőenergiát igényel, ami meghatározza a magas olvadáspontot és forráspontot, ami viszont a töltéstől függ. az ionokat, azok sugarait és az elektronikus bélést. Minél nagyobb a töltés és minél kisebb az ion sugara, annál magasabb az olvadáspont. Az ionos anyagok másik tulajdonsága, hogy képesek olyan olvadékokat képezni, amelyek jól vezetik az elektromosságot.

Ebből arra következtethetünk, hogy a vegyületek fizikai-kémiai tulajdonságai erősen függnek a bennük lévő kémiai kötés természetétől.

A kémiai kötést alkotó elektronpár, mint már említettük, két atommagból áll. Ebben az esetben az egyes elektronok mozgását egy új hullámfüggvény írja le, amely a Schrödinger-egyenlet megoldása erre a rendszerre. Ez a hullámfüggvény különbözik az atomi függvényektől, és egy adott molekulapályának megfelelő molekuláris függvénynek nevezik. A molekuláris pályákat a rendszer teljes energiájának bizonyos értékei jellemzik. Egy molekulában, akárcsak egy atomban, energiaszintek sorozata van. A Schrödinger-egyenlet szigorú megoldását azonban nem lehet rájuk kapni, ezért közelítő számítási módszerekhez folyamodnak, amelyek a molekulahullámfüggvény specifikálásában különböznek egymástól. A legtöbb széleskörű felhasználás két módszert kapott: a vegyértékkötés módszerét és a molekuláris pályák módszerét.

A vegyértékkötések módszerében a kémiai kötést kételektronosnak és kétközpontúnak tekintik, azaz egy kötést alkotó elektronpár két atom közötti térben helyezkedik el, és általános használatban van. Két lehetséges mechanizmus létezik egy közös elektronpár kialakulására. Az elsőt cserének nevezik, és két, különböző atomokhoz tartozó, ellentétes spinű elektron párosításából áll. A következő módon fejezhető ki:

A második mechanizmus, az úgynevezett donor-akceptor mechanizmus, egy kémiai kötés kialakulásához vezet azáltal, hogy egy elektronpárt biztosít az egyik atom közös használatához, és egy szabad pályát egy másik atom számára.

Az elektronpárt adó atomot donornak, a szabad pályával rendelkező atomot pedig akceptornak nevezzük. A kapcsolat kialakítási séma ebben az esetben így néz ki:

Vegye figyelembe a kompozíció előrejelzésének lehetőségeit kémiai vegyületek a hidrogén és a periódusos rendszer második periódusának elemei között: Li, Be, B, C, N, O, F, mivel a hidrogénatomban csak egy elektron van, és a kötés kialakulása a kicserélődésnek megfelelően történik. gépezet.

A 2s alszinten lévő lítium atomnak egy párosítatlan elektronja van, ezért a vegyületnek LiH összetételűnek kell lennie. A berillium atomnak ez az alszintje van, és nincs egyetlen párosítatlan elektron sem, ezért a berilliumnak nem szabad egyetlen kémiai kötést sem képeznie. A bór és az azt követő elemek (C, N, O, F) esetében a 2p alszint egymás után kitöltődik, és ezen elemek atomjai bizonyos számú párosítatlan elektront tartalmaznak. Ha a kötések kialakításakor csak a párosítatlan elektronok jelenlétét vesszük figyelembe, akkor ezeknél az elemeknél a következőket kell kialakítani: hidrogénvegyületek: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Ez azt mutatja, hogy pusztán a kémiai kötés kialakításának cseremechanizmusát használva ütközhet a kísérleti adatokkal: a berillium hidrogénnel BeH2 összetételű vegyületet képez, a bór hidrogénvegyületei is eltérő összetételűek, és a A szén legegyszerűbb vegyülete hidrogénnel CH4 összetételű, ezt az ellentmondást kiküszöböljük, feltételezve, hogy a molekulák képződésében a második periódus elemeinek atomjai gerjesztett állapotban vesznek részt, azaz az s-elektronok elpárolognak és átmennek a p-alszint. De itt egy másik eltérés is felmerül a kísérleti adatokkal. Mivel az s- és p-elektronok energiái eltérőek, az általuk létrehozott kémiai kötések energiáinak is különbözniük kell, ezért az ilyen E-H kötéseknek különböző hosszúságúaknak kell lenniük (attól függően, hogy milyen típusú pályák vesznek részt a kialakulásukban). . Az elmélet és a kísérlet összehangolása lehetséges az s- és p-alszint energiáinak átlagolásának feltételezésével, valamint olyan új szintek kialakításával, amelyeken a már más típusú pályán lévő elektronok energiái megegyeznek. És ha ez így van, akkor Hund szabálya szerint az atomban a párosítatlan elektronok maximális száma jelenik meg. Ezt a hipotézist a hibridizáció jelenségének, az alszintek energiáinak átlagolásával kialakuló pályákat pedig hibridnek nevezzük. Természetesen ebben az esetben mind az elektronfelhők alakja, mind térbeli elhelyezkedése megváltozik. Attól függően, hogy mely pályák vesznek részt a hibridpályák kialakításában, különféle hibridizációs típusokat és a létrejövő hibridpályák térbeli konfigurációit vesszük figyelembe (lásd 14. ábra). A létrejövő hibridpályák számának meg kell egyeznie a hibridizációba bekapcsolt pályák teljes számával. Attól függően, hogy mely pályák lépnek kölcsönhatásba egymással, a hibridizáció többféle típusát is figyelembe veszik:

sp hibridizáció. Ez a jelenség s- és egy p-pályát érint, és ennek eredményeként két új típusú pálya jön létre, amelyeket sp-hibridnek nevezünk. Ezek a pályák az ábrán látható alakúak, tengelyeik ugyanazon az egyenesen fekszenek, és 180°-os szöget zárnak be. A BeH2 molekulában a kötések kialakításában a berillium atom sp-hibrid pályái vesznek részt, a molekula lineáris szerkezetű;

Rizs. 14. Elektronfelhők térbeli elrendezése különböző sp2 hibridizációkhoz. Az s- és a két p-pálya kölcsönhatásba lép, melynek eredményeként három új típusú orbitál jön létre, amelyeket sp2-hibridnek nevezünk (lásd 14. ábra). Ezen pályák tengelyei ugyanabban a síkban helyezkednek el, és a köztük lévő szögek 120°-osak. Például a BF3 molekulában a bóratom sp2 hibrid állapotban van, és ennek a molekulának szabályos háromszög alakja van, közepén egy bóratommal;

sp3 hibridizáció. Ebben az esetben a kezdeti s- és három p-pálya. A hibridizáció eredményeként négy új orbitál - sp3-hibrid - jön létre (lásd 14. ábra). Ezeknek a pályáknak a tengelyei a középponttól a tetraéder csúcsai felé irányulnak, a tengelyek közötti szögek 109°28. A CH4 egy metánmolekula, ahol az ilyen típusú hibridizáció megtörténik, és a hidrogénatomok tetraéderes elrendezésűek. Az ammónia molekulában (NH3) a nitrogénatom is sp3-hibrid állapotban van, három elektronpár közös a hidrogénatomokkal és részt vesz a kötések kialakításában, egy elektronpár (magányos elektronpár) pedig csak az nitrogén atom. Az ammónia molekula geometriájának megjóslásához a nitrogénatomot a tetraéder középpontjába, a hidrogénatomokat három csúcsba, a magányos elektronpárt pedig a negyedik csúcsba kell helyezni. Természetesen ennek az elektronpárnak a helyzete nem rögzíthető kísérleti módszerekkel, csak a hidrogén- és nitrogénatomok helyzetét találjuk meg. Mindez ahhoz a tényhez vezet, hogy az ammónia molekula piramis alakú. Hasonlóképpen tekinthetjük a vízmolekula szerkezetét is. Ebben két magányos oxigén elektronpár foglalja el a tetraéder két csúcsát, a másik kettőt pedig hidrogénatomok foglalják el, ami a vízmolekula szögletes alakjához vezet. A HF molekula geometriáját nincs értelme ezekből a pozíciókból leírni, mert egyértelmű, hogy lineáris lesz, hiszen két ponton keresztül egy egyenes húzható.

Egy meg nem osztott elektronpár diffúzabb "elektronfelhőt" képez, mint egy kötés (szocializált, közös), ezért nagyobb térfogatot foglal el, ami a kötési szögek csökkenéséhez vezet a tetraéderekhez képest.

A vegyértékelektronok nemcsak az s- és p-pályákon helyezkednek el, hanem a d-n is. Utóbbiak a hibrid pályák kialakításában is részt vesznek. A d-pályákat érintő hibridizációnak két esete van: sp3d2 és sp3d. Az első esetben a molekula oktaéderes szerkezetet valósít meg, a másodikban pedig egy trigonális bipiramis jön létre.

A hibrid pályák kialakulására vonatkozó feltételezés a vegyértékkötések elméletének nagy vívmánya volt, de nem írta le a természetben előforduló molekulák összes lehetséges térbeli konfigurációját.

A molekulák térszerkezetének egy általánosabb elméletét javasolta Gillespie, amely tisztán elektrosztatikus koncepciókon alapul. Sidwick és Powell által összefoglalt nagy mennyiségű kísérleti anyagon alapult. Az elmélet főbb rendelkezései a következők:

1. Egy molekula vagy ion geometriáját kizárólag a központi atom vegyértékhéjában lévő elektronpárok száma határozza meg.

2. Az elektronpárok olyan elrendezést vesznek fel az atom vegyértékhéján, amelyben maximálisan eltávolodnak egymástól, azaz az elektronpárok úgy viselkednek, mintha taszítanák egymást. Az ebben az esetben megvalósuló geometriai poliéderek engedelmeskednek a Descartes-Euler képletnek: "a csúcsok száma + a lapok száma - az élek száma kettő."

3. A nem kötődő magányos elektronpár által elfoglalt terület nagyobb, mint a kötő elektronpár által elfoglalt terület.

4. A kötő elektronpár által elfoglalt térrégió mérete a ligandum elektronegativitásának növekedésével és a központi atom elektronegativitásának csökkenésével csökken.

5. Egy kettős kötés két elektronpárja nagyobb tértartományt foglal el, mint az egyes kötések egy elektronpárja.

"SZÖVETSÉGI ÁLLAMI KÖLTSÉGVETÉSI OKTATÁSI INTÉZMÉNY SZAKMAI FELSŐOKTATÁSI INTÉZMÉNY MURMANSZKI ÁLLAMI MŰSZAKI EGYETEM Filozófia Tanszék FILOZÓFIA MÓDSZERTANI UTASÍTÁSOK és az ellenőrzési feladatok témái hallgatók (bachelorok) levelező képzési formája számára. . filozófia Tudományok, professzor Natalia Nikolaevna Nikulina, Ph.D. filozófia Tudományok, egyetemi docens Natalia Vladimirovna...»

« Seleznev A.D. Pronyakin Végrehajtási eljárás Képzési és módszertani komplexum Moszkva 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. VEZETŐI GYÁRTÁS: UchebnoS 29 módszertani komplexum. – M.: Szerk. Központ EAOI, 2009. - 216 p. ISBN 978-5-374-00010-8 A képzési kézikönyv a ... "

„Állami Költségvetési Kulturális Intézmény, Irkutszk Regionális Állami Egyetemes Tudományos Könyvtár, I.I. I.I. Molchanov-Sibirskogo S E R I I KÖNYVTÁR ÉS T R E M I. XXI. század. 144. szám UDC 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 A sorozat ügyvezető szerkesztője BORODIN Borodina, V.A. Információs szolgáltatás: leírás, táblázatok, diagramok: B83 szaktanfolyam módszertanos számára. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 p. ISBN 978-5-8167-0054-2 A kézikönyv minden szempontot lefed...»

IRODALOM IRODALOM OKTATÁSMÓDSZERTANI KÉSZLETEK VONALA V. F. CHERTOV KIADÁSA ALATT. Programok 5–11 Tankönyvek Módszertani segédletek OSZTÁLYOK Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. és mások. Programok: az általános művelődési alapú intézmények formációi. Irodalom: 4 a tanítás megközelítése és a nyomon követési és kommunikációs kompetenciák feladata. 5-11. évfolyam (alap- és profil áfaképzés a tanulók körében az oktatásmódszertani com szintek alapján) / Szerk. V F...."

"DE. A. Ivin LOGIC Az Orosz Föderáció Oktatási és Tudományos Minisztériumának Filozófiai Tudományos és Módszertani Tanácsa által ajánlott tankönyv a Logika tudományágról humanitárius és társadalmi-gazdasági szakterületek hallgatóinak és felsőoktatási intézmények képzési területeinek Moszkva ONICS Világ és oktatás 2008 UDC 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 Lektorok: Nikiforov A.L. - Dr. Philosophy. Tudományok, Prof., vezető tudós. az Orosz Tudományos Akadémia Filozófiai Intézetének tagja; Pereverzev V. N. - Dr. ... "

"A Fehérorosz Köztársaság Oktatási Minisztériuma POLOTSKY ÁLLAMI EGYETEM Büntetőjogi és Kriminalisztikai Tanszék MÓDSZERTANI UTASÍTÁSOK a végrehajtáshoz szakdolgozatok fegyelem szerint Bűnügyi törvény. Általános rész a szakterülethez 24-01-02 Jogtudomány Novopolotsk, 2012 UDC Megfontolt és jóváhagyásra javasolt a Büntetőjogi és Kriminalisztikai Tanszék ülésén. osztály I.V. Veger A módszertani bizottság jóváhagyta és publikálásra javasolta...»

„MENEDZSMENT A VÁROSGAZDASÁGBAN Szerkesztette a közgazdasági tudományok kandidátusa, egyetemi docens R.Zh. Sirazhdinova A Menedzsment Területi Oktatási Oktatási és Módszertani Egyesület Tanácsa tankönyvként hagyta jóvá az Állami és önkormányzati gazdálkodás szakirány szakirányában UDC 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Lektorok: A.N. Kirillova, a Moszkvai Kormány Moszkvai Városi Menedzsment Egyeteme, a közgazdaságtudomány doktora. Tudományok, prof., T.G. Morozov, összoroszországi levelezés ... "

„Jóváhagyom a Szakértői Tanács V.D. Shadrikov 2014. február 28. BESZÁMOLÓ A FELSŐOKTATÁSI ALAPOKTATÁSI PROGRAM FÜGGETLEN ÉRTÉKELÉSÉNEK EREDMÉNYÉRŐL 060201 Fogászat Tyumen Állami Orvostudományi Akadémia Kidolgozta: Projektvezető: A.L. Drondin / AKKORK szakértők: I.A. Solop / N.V. Ushakova / Moszkva - Tartalom I. ÁLTALÁNOS INFORMÁCIÓK AZ EGYETEMRŐL II. BESZÁMOLÓ AZ ALAPOKTATÁSI PROGRAM ÖNÁLLÓ ÉRTÉKELÉSÉNEK EREDMÉNYEIRŐL 1 JELENLEGI ÁLLAPOT ÉS FEJLŐDÉSI TENDENCIÁK A TÉRSÉGI... polgári jogés a folyamat MEGÁLLAPODTATT JÓVÁHAGYOTT Ügyvédi Iroda dékánja SD rektorhelyettes V.G. Krashenina _ O.A. Goncharova __ 2008 _ 2008 OKTATÁSI ÉS MÓDSZERTANI KOMPLEX A FEGYELMEKBEN Munkajog, szakterület 030501 Jogtudomány Összeállította ... "

„NÉMET NYELV (4. évfolyam) NÉMET NYELV NEVELÉSI MÓDSZERTANI KÉSZLETEK NÉMET NYELV I.L. BIM ÉS DR. Sorozat Akadémiai iskolai tankönyv Programok 2–11 Tankönyvek Munkafüzetek 2. évfolyam Ellenőrző feladatok Gyakorlatgyűjtemény Könyvek olvasáshoz OSZTÁLYOK Könyvek tanároknak Audio alkalmazások Bim I.L., Ryzhova L.I. (kazetták, CD MP3) Német: 2. évfolyam: Tankönyv a oktatási intézmények: 2 órakor: 1. rész A szerző Kolsiya oktatása által készített sor a -...-ig terjedő időszakra.

„Tájékoztató oktatási szervezet által az oktatási folyamat biztosítására a képzés irányába kidolgozott oktatási, módszertani, módszertani és egyéb dokumentációról 110800.62 Agrármérnöki szám Szakág megnevezése szerint Oktatási, módszertani, módszertani és egyéb anyagok megnevezése (szerző, hely kiadás, évf tanterv kiadványok, példányszám) 1) Oktatási és módszertani komplexum a Történelem tudományágban, 2013. 2) Oroszország szimbólumai: történelem és modernitás. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... "

«TARTALOM 1. A felek meghatározása 5 2. Preambulum 5 3. Általános rendelkezések 6 4. A kollektív szerződés céljai 6 5. Munkaügyi kapcsolatok 7 5.1. Foglalkoztatás 7 5.1.1. Általános rendelkezések 7 5.1.2. Az oktatói állományból történő munkaerő-felvétel rendje 8 5.1.3. A tudósok felvételi eljárása 8 5.1.4. Az Egyetem szerkezeti osztályvezetőinek felvételi rendje 5.1.5. Munkaköri leírások 5.2. Munkadíj 5.2.1. Általános követelmények 5.2.2. A kibocsátás megszervezése Pénz 5.2.3. Feltételek...»

„Oktatási és módszertani támogatás A megvalósuló program megnevezése Tantárgy Osztály Tankönyvek és taneszközök Mennyiség Gyermekek énekhangjának fejlesztése a nevelés kezdeti szakaszában. Pop-jazz művészet Pop ének 1-3 2 Módszerfejlesztés. 1990 (ének előadása) O. Stepanov. Fehér felhők. 2 Példaértékű tanterv V. Cvetkov. Vettek nekem egy papagájt. Pop ének a zeneiskola és Y. Verizhnikov. Őszi dallamok. zenei osztályok iskolák Yu. Verizhnikov. Rowan csokor..."

"TÓL TŐL. Byishev atynday Atbe University kitaphanasy Aparatty Bulletin №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliográfiák sipattama № Blim Authors. Atauy. Zhyly. Оу Előfizetők Közgazdaságtan 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspekt_ler_. –Almaty: LEM, 2012.-336 p. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspektusіlerі ou rally...»

„GOLDEN PSYCHE Verseny Pályázat Az Év Pszichológiai Gyakorlati Projektje A tanulók oktatási eredményeinek nyomon követése: diagnosztikai készlet Iskolakezdés, Tanulás tanulni és cselekedni Szerzők: M.R. Bityanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaya (Moszkva) Az 1. osztályos diagnosztikai készlet elkészítése (Iskolakezdés, Tanulás és cselekvés tanulása és módszertani segédletek számukra) egy hosszú távú, 2011-től 2014-ig tartó projekt első állomása... »

« ajánlások Értékvizsgálat és kiválasztás a Levéltári Alapba Orosz Föderáció a személyzetre vonatkozó dokumentumok Moszkva 2014 2 Útmutató Az Orosz Föderáció Levéltári Alapjának személyzetére vonatkozó dokumentumok értékének vizsgálata és kiválasztása / Rosarkhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - p. A módszertani ajánlások a következőket tükrözik: ... "

„TARTALOM 1. TANTERV 2-8 TANTERVEN KÍVÜLI TEVÉKENYSÉGEK TERVE MBU ISKOLA 32. sz. 2 9-18 (1-3. OSZTÁLY) A 2013-2014-ES TÁVÉRE Z TANÉVRE FELTÉTELRENDSZER AZ 19-5. KÖVETELMÉNYEKKEL 3 SZABVÁNY. Az alapfokú általános nevelési-oktatási program végrehajtásának személyi feltételeinek ismertetése 22-33 3.2. Pszichológiai és pedagógiai feltételei megvalósításának fő 33-34 oktatási program alapfokú általános oktatás 3.3. Pénzügyi támogatás végrehajtás..."

"A Fehérorosz Köztársaság Felsőoktatási Intézményeinek Oktatási és Módszertani Szövetsége a Kémiai és Technológiai Oktatásért Oktatási intézmény Fehérorosz Állam Műszaki Egyetem Jóváhagyta a BSTU rektora, _I. M. Zharsky professzor __2010 r. Tréning program szakterülethez 1 - 36 07 01 00 Gépek és készülékek vegyiparés vállalkozások építőanyagok Vegyipari és Mérnöki Kar Gépek Tanszék és...»

Általános és szervetlen kémia. Korenyev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M.: Tanuld meg őket. A.N. Kolmogorov, Moszkvai Állami Egyetem, 2000-2002; 60.+36.+48.

Ezt a módszertani kézikönyvet a szervetlen kémia kurzusának programjával összhangban állították össze, és a Moszkvai Állami Egyetem Speciális Oktatási és Tudományos Központjának A. N. Kolmogorov Iskolájának kémiai és biológiai tanszékének hallgatói olvasták.

A könyv bemutatja a szervetlen vegyületek főbb osztályait, tulajdonságaikat és előállítási módjait.

Formátum: djvu/zip

A méret: 5 68 Kb

/ Fájl letöltése

RÉSZ ÉN.

FEJEZET I. ALAPVETŐ FOGALMAK ÉS FOGALOMMEGHATÁROZÁSOK 3
1.1. Az anyag szerkezete 3
1.2. Mennyiségi arányok a kémiában 9
1.3. Kémiai szimbólumok és képletek 13
FEJEZET II. AZ ATOM SZERKEZETE 20
2.1. Az atom korai modelljei 20
2.2. Az atom szerkezetének kvantummechanikai modellje 26
FEJEZET III. KÉMIAI kötés 41
3.1. 41. cím
3.2. Vegyértékkötés módszer 47
3.3. Molekulapálya módszer 53

RÉSZ II.

FEJEZET 1. Oxidok 3
§ 1. Az oxidok fizikai tulajdonságai 3
2. § Az oxidok osztályozása és a kémiai tulajdonságok változási mintái .. 4
2.1. Az oxidok osztályozása kémiai tulajdonságok szerint 4
2.2. Az oxidok tulajdonságainak változási mintái 5
3. § Az oxidok kinyerésének módjai 7
§4. Az oxidok kémiai tulajdonságai 9
4.1. Bázikus oxidok 9
4.2. Savas oxidok 10
4.3. Amfoter oxidok 10
4.4. Az oxidok általános kémiai tulajdonságai 11
2. FEJEZET Savak és BÁZISOK 13
1. § Savak és bázisok elméletei 13
1.1. Elektrolitikus elmélet 13
1.2. Protolit elmélet 13
1.3. Elektronika elmélet 14
§2. Savak 16
2.1. A savak osztályozása 16
2.2. A savak előállításának módszerei 19
2.3. Általános módszerek a savak előállítására 19
2.4. A savak kémiai tulajdonságai 21
3. §. 24. indok
3.1. Alapbesorolás 24
3.2. A bázisok megszerzésének módszerei 25
3.3. A bázisok kémiai tulajdonságai 27
3. FEJEZET Sók 29
1. § A sók osztályozása 29
2. § A sók beszerzésének módjai 30
3. § A sók kémiai tulajdonságai 33

RÉSZ III.

1. FEJEZET A TERMODINAMIKA alapjai 3
§ 1.1. Alapvető definíciók 3
§ 1.2. A termodinamika nulladik törvénye (eleje) 6
§ 1.3. A termodinamika első főtétele (eleje) 6
§ 1.3.2. A 9 vegyület képződésének standard hője (entalpia).
§ 1.3.3. Szabványos égési entalpia 10
§ 1.3.4. A kémiai kötés standard energiája (entalpiája) 10
§ 1.3.5. Szublimációs, párolgási és olvadási standard entalpia 11
§ 1.3.6. Elektronaffinitás, ionizációs potenciál, elektronegativitás 11
§ 1.3.7. Hess törvénye 13
§ 1.3.8. Born-Haber ciklus 14
§ 1.3.9. Kirchhoff törvénye 16
§ 1.4. A termodinamika második főtétele (eleje) 17
§ 1.4.1. Az entrópia meghatározása a klasszikus termodinamika szemszögéből 18
§ 1.4.3. Az entrópia fogalmának statisztikai értelmezése 19
§ 1.4.4. Gibbs szabad energia 21
§ 1.4.5. Kémiai potenciál 22
§ 1.4.6. Kémiai egyensúly 23
§ 1.4.7. Reakció iránya 31
2. FEJEZET A KINETIKA alapjai 35
2.1. A kémiai reakció sebessége 35
§ 2.2. A kémiai reakció sebességét befolyásoló tényezők 37
§ 2.3. Kísérleti módszerek kémiai reakció sebességi állandóinak meghatározására 47