Il corso di chimica nelle scuole inizia in terza media con lo studio dei fondamenti generali della scienza: vengono descritti i possibili tipi di legami tra atomi, i tipi di reticoli cristallini ei meccanismi di reazione più comuni. Questo diventa la base per lo studio di una sezione importante, ma più specifica: gli inorganici.

Cos'è

Questa è una scienza che considera i principi di struttura, proprietà di base e reattività di tutti gli elementi della tavola periodica. Un ruolo importante negli inorganici è svolto dalla legge periodica, che snellisce la classificazione sistematica delle sostanze in base ai cambiamenti nella loro massa, numero e tipo.

Il corso copre anche i composti formati durante l'interazione degli elementi della tabella (l'unica eccezione è l'area degli idrocarburi, che è considerata nei capitoli della organica). Le attività di chimica inorganica consentono di elaborare in pratica le conoscenze teoriche ricevute.

La scienza nell'aspetto storico

Il nome "inorganico" è apparso in accordo con l'idea che copre una parte della conoscenza chimica che non è correlata alle attività degli organismi biologici.

Nel tempo è stato dimostrato che la maggior parte del mondo organico può produrre anche composti "non viventi" e in laboratorio vengono sintetizzati idrocarburi di qualsiasi tipo. Quindi, dal cianato di ammonio, che è un sale nella chimica degli elementi, lo scienziato tedesco Wehler è stato in grado di sintetizzare l'urea.

Per evitare confusione con la nomenclatura e la classificazione dei tipi di ricerca in entrambe le scienze, il programma dei corsi scolastici e universitari, seguendo la chimica generale, prevede lo studio degli inorganici come disciplina fondamentale. Nel mondo scientifico si mantiene una sequenza simile.

Classi di sostanze inorganiche

La chimica prevede una tale presentazione di materiale in cui i capitoli introduttivi degli inorganici considerano la legge periodica degli elementi. di tipo speciale, che si basa sul presupposto che cariche atomiche i nuclei influenzano le proprietà delle sostanze e questi parametri cambiano ciclicamente. Inizialmente, la tabella fu costruita come riflesso dell'aumento delle masse atomiche degli elementi, ma presto questa sequenza fu rifiutata per la sua incoerenza nell'aspetto in cui questa questione dovrebbe essere considerata. sostanze inorganiche.

La chimica, oltre alla tavola periodica, suggerisce la presenza di un centinaio di figure, cluster e diagrammi che riflettono la periodicità delle proprietà.

Attualmente, è popolare una versione consolidata della considerazione di un concetto come classi di chimica inorganica. Le colonne della tabella indicano gli elementi a seconda delle proprietà fisico-chimiche, nelle righe - periodi simili tra loro.

Sostanze semplici nell'inorganico

Un segno nella tavola periodica e una sostanza semplice allo stato libero sono spesso cose diverse. Solo nel primo caso vista specifica atomi, nel secondo - il tipo di connessione delle particelle e la loro reciproca influenza in forme stabili.

Il legame chimico nelle sostanze semplici determina la loro divisione in famiglie. Pertanto, si possono distinguere due grandi tipi di gruppi di atomi: metalli e non metalli. La prima famiglia comprende 96 elementi su 118 studiati.

Metalli

Il tipo metallico presuppone la presenza di un legame omonimo tra le particelle. L'interazione si basa sulla socializzazione degli elettroni del reticolo, caratterizzato da non direzionalità e insaturazione. Ecco perché i metalli conducono bene il calore e le cariche, hanno una lucentezza metallica, malleabilità e plasticità.

Convenzionalmente, i metalli si trovano a sinistra nella tavola periodica quando si traccia una linea retta dal boro all'astato. Gli elementi vicini nella posizione a questa linea sono molto spesso di natura limite e mostrano una dualità di proprietà (ad esempio, germanio).

La maggior parte dei metalli forma composti basici. Gli stati di ossidazione di tali sostanze di solito non superano i due. In un gruppo la metallicità aumenta, mentre in un periodo diminuisce. Ad esempio, il francio radioattivo mostra proprietà più basilari del sodio e, nella famiglia degli alogeni, lo iodio ha persino una lucentezza metallica.

Altrimenti, la situazione è nel periodo: completano i sottolivelli davanti ai quali ci sono sostanze proprietà opposte. Nello spazio orizzontale della tavola periodica, la reattività manifestata degli elementi cambia da basica ad anfotera ad acida. I metalli sono buoni agenti riducenti (accettano elettroni quando si formano legami).

non metalli

Questo tipo di atomi è compreso nelle principali classi della chimica inorganica. I non metalli occupano il lato destro della tavola periodica, mostrando tipicamente proprietà acide. Molto spesso, questi elementi si presentano sotto forma di composti tra loro (ad esempio borati, solfati, acqua). Allo stato molecolare libero è nota l'esistenza di zolfo, ossigeno e azoto. Esistono anche diversi gas biatomici non metallici - oltre ai due precedenti, questi includono idrogeno, fluoro, bromo, cloro e iodio.

Sono le sostanze più comuni sulla terra: silicio, idrogeno, ossigeno e carbonio sono particolarmente comuni. Iodio, selenio e arsenico sono molto rari (questo include anche le configurazioni radioattive e instabili, che si trovano negli ultimi periodi della tavola).

Nei composti, i non metalli si comportano prevalentemente come acidi. Sono potenti agenti ossidanti grazie alla possibilità di aggiungere un numero aggiuntivo di elettroni per completare il livello.

in inorganico

Oltre alle sostanze rappresentate da un gruppo di atomi, esistono composti che includono diverse configurazioni. Tali sostanze possono essere binarie (costituite da due particelle diverse), tre, quattro elementi e così via.

Sostanze a due elementi

La chimica attribuisce particolare importanza alla binarità dei legami nelle molecole. Le classi di composti inorganici sono considerate anche dal punto di vista del legame formato tra gli atomi. Può essere ionico, metallico, covalente (polare o non polare) o misto. Di solito, tali sostanze mostrano chiaramente qualità basiche (in presenza di metallo), amforteriche (doppie - particolarmente caratteristiche dell'alluminio) o acide (se esiste un elemento con uno stato di ossidazione di +4 e superiore).

Tre elementi associati

Gli argomenti di chimica inorganica includono la considerazione di questo tipo di associazione di atomi. I composti costituiti da più di due gruppi di atomi (il più delle volte gli inorganici si occupano di specie a tre elementi) sono solitamente formati con la partecipazione di componenti che differiscono significativamente l'uno dall'altro nei parametri fisico-chimici.

I possibili tipi di legame sono covalenti, ionici e misti. Di solito, le sostanze a tre elementi hanno un comportamento simile a quelle binarie a causa del fatto che una delle forze di interazione interatomica è molto più forte dell'altra: quella debole si forma in secondo luogo e ha la capacità di dissociarsi più velocemente in soluzione .

Classi di chimica inorganica

La stragrande maggioranza delle sostanze studiate nel corso inorganico può essere considerata secondo una semplice classificazione a seconda della loro composizione e proprietà. Quindi, si distinguono ossidi e sali. La considerazione della loro relazione è meglio iniziare con una conoscenza del concetto di forme ossidate, in cui può apparire quasi ogni sostanza inorganica. La chimica di tali associati è discussa nei capitoli sugli ossidi.

ossidi

Un ossido è un composto di qualsiasi elemento chimico con ossigeno in uno stato di ossidazione di -2 (in perossidi -1, rispettivamente). La formazione di un legame avviene a causa del ritorno e dell'attaccamento di elettroni con la riduzione di O 2 (quando l'ossigeno è l'elemento più elettronegativo).

Possono esibire proprietà sia acide che anfotere e basiche, a seconda del secondo gruppo di atomi. Se nell'ossido non supera lo stato di ossidazione +2, se il non metallo - da +4 e oltre. Nei campioni con doppia natura dei parametri si ottiene un valore di +3.

Acidi nell'inorganico

I composti acidi hanno una reazione media inferiore a 7 a causa del contenuto di cationi idrogeno, che possono andare in soluzione e successivamente essere sostituiti da uno ione metallico. Per classificazione, sono sostanze complesse. La maggior parte degli acidi può essere ottenuta diluendo i corrispondenti ossidi con acqua, ad esempio nella formazione di acido solforico dopo idratazione di SO 3 .

Chimica inorganica di base

Le proprietà di questo tipo di composti sono dovute alla presenza del radicale idrossile OH, che dà la reazione del mezzo superiore a 7. Le basi solubili sono dette alcali, sono le più forti in questa classe di sostanze a causa della completa dissociazione (decomposizione in ioni in un liquido). Il gruppo OH nella formazione dei sali può essere sostituito da residui acidi.

La chimica inorganica è una scienza duale che può descrivere le sostanze da diverse prospettive. Nella teoria protolitica, le basi sono considerate accettori di cationi idrogeno. Questo approccio espande il concetto di questa classe di sostanze, chiamando alcali qualsiasi sostanza che possa accettare un protone.

sale

Questo tipo di composti è tra basi e acidi, in quanto è il prodotto della loro interazione. Pertanto, uno ione metallico (a volte ammonio, fosfonio o idroxonio) agisce solitamente come catione e un residuo acido funge da sostanza anionica. Quando si forma un sale, l'idrogeno viene sostituito da un'altra sostanza.

A seconda del rapporto tra il numero di reagenti e la loro forza in relazione l'uno con l'altro, è razionale considerare diversi tipi di prodotti di interazione:

• i sali basici si ottengono se i gruppi ossidrile non sono completamente sostituiti (tali sostanze hanno un ambiente alcalino);
• i sali acidi si formano nel caso opposto: in mancanza di una base reattiva, l'idrogeno rimane parzialmente nel composto;
• i più famosi e di facile comprensione sono i campioni medi (o normali): sono il prodotto della completa neutralizzazione dei reagenti con la formazione di acqua e di una sostanza con solo un catione metallico o un suo analogo e un residuo acido.

La chimica inorganica è una scienza che prevede la divisione di ciascuna delle classi in frammenti, che sono considerati in tempo diverso: alcuni - prima, altri - dopo. Con uno studio più approfondito si distinguono altre 4 tipologie di sali:

• I binari contengono un singolo anione in presenza di due cationi. Tipicamente, tali sostanze si ottengono fondendo due sali con lo stesso residuo acido, ma metalli diversi.
• Il tipo misto è l'opposto del precedente: la sua base è un catione con due differenti anioni.
• Idrati cristallini - sali, nella cui formula è presente acqua allo stato cristallizzato.
• I complessi sono sostanze in cui un catione, un anione o entrambi si presentano sotto forma di grappoli con un elemento formante. Tali sali possono essere ottenuti principalmente da elementi del sottogruppo B.

Come altre sostanze incluse nella pratica della chimica inorganica, che possono essere classificate come sali o come capitoli separati di conoscenza, si possono nominare idruri, nitruri, carburi e intermetallidi (composti di più metalli che non sono una lega).

Risultati

La chimica inorganica è una scienza che interessa a ogni specialista in questo campo, indipendentemente dai suoi interessi. Comprende i primi capitoli studiati a scuola in questa materia. Il corso di chimica inorganica prevede la sistematizzazione di grandi quantità di informazioni secondo una classificazione comprensibile e semplice.

Il Dipartimento di Chimica è sorto poco dopo la trasformazione del collegio n. 18 nel Centro scientifico e educativo specializzato dell'Università statale di Mosca (decreto del Consiglio dei ministri dell'URSS n. 1241 del 01.10.88 e ordine dell'istruzione statale Commissione del 16.11.88).

Prima di allora, la chimica al collegio era insegnata da:

Vedeneeva Marina Sergeevna- dal 1964 al 1980
- dal 1980 al 1991
Tabachenko Natalya Vladimirovna- dal 1986 al 1989

Il 13 novembre 1989, la prima classe di chimica specializzata iniziò a studiare presso il SASC. Quindi vi furono iscritti 18 studenti. Non tutti hanno raggiunto il "traguardo" - nel 1991, nel primo numero di chimica, c'erano solo 8 persone.

La composizione dei docenti del Dipartimento di Chimica dal 1989. non è cambiato in modo significativo. Presso il Dipartimento di Chimica hanno lavorato e stanno lavorando:

Galin Alexey Mikhailovich	(Ph.D., Professore Associato) - dal 1991 al presente tempo
Zagorskij Vyacheslav Viktorovich	(D.Ped.Sc., professore) - dal 1989 al presente tempo
Mendeleeva Ekaterina Aleksandrovna	(Ph.D., Professore Associato) - dal 1990 a presente tempo
Morozova Natalia Igorevna	(Ph.D., docente senior) - dal 1990 al presente tempo
Kolyasnikov Oleg Vladimirovich	(assistente) - dal 2004 al presente tempo
Kubarev Alexey Vyacheslavovich	(assistente) - dal 2005 al presente tempo
Sigeev Aleksandr Sergeevich	(Ph.D., assistente) - dal 2008 al presente tempo
Aleshin Gleb	(assistente di laboratorio) - dal 2009 al presente tempo
Korenev Yury Mikhailovich (10.05.1936 - 09.08.2010)	(Dottore in Chimica, Professore, Capo Dipartimento) - dal 1989 al 2010
Bataeva Elena Viktorovna	(dottorato, assistente) - dal 1990 al 1993
Pirkuliyev Namig Sharafeddin-ogly	(assistente) - dal 1997 al 1999
Prisyazhnyuk Valentina Viktorovna
Tatyanina Irina Vasilievna	(assistente) - dal 1989 al 1991
Churanov Sergey Sergeevich	(PhD, Professore Associato) - dal 1989 al 1997
Bataev Vadim Albertovich	(Dottorato) - dal 1997 al 1998

Nel periodo dal 1991 al 2010 si sono svolte 20 lauree della classe chimica SUNC, per un totale di 361 persone. Di questi, 298 laureati (83%) sono entrati all'Università statale di Mosca. La maggior parte - 214 laureati - è entrata nella Facoltà di Chimica e nella Facoltà di Scienze dei Materiali. Laureati della classe chimica studiati e studiati presso le Facoltà di Fisica (16), Meccanica e Matematica (15), Biologia (7), Geologia (6), Facoltà di Matematica Computazionale e Cibernetica (9), Facoltà di Medicina Fondamentale (6 ), Scienze del suolo (9 ). I ragazzi entrano anche in altre università: la combinazione chimica tutta russa dell'Accademia delle scienze russa, l'Università tecnica chimica russa, MEPhI, l'Accademia medica, ecc.

Le lezioni nella classe di chimica della SASC MSU si tengono nell'edificio accademico della SASC (lezioni e seminari) e presso la Facoltà di Chimica dell'Università statale di Mosca (seminari di chimica analitica, organica e inorganica).

Le lezioni di chimica e fisica e le lezioni di matematica sono condotte secondo programmi e libri di testo originali, i cui autori sono insegnanti del dipartimento. Tranne corso base i docenti del Dipartimento di Chimica svolgono elettivi:

• Termodinamica e cinematica delle reazioni veloci ed esotermiche (Zagorsky V.V.)
• Chimica in inglese (Mendeleeva E.A.)
• Uomo e sostanza (Mendeleeva E.A.)
• Metodi per risolvere i problemi in chimica (Galin A. M.)
• Genomica (O.V. Kolyasnikov)
• Chimica delle proteine ​​(O.V. Kolyasnikov)
• Nanotecnologie - verso il nanomondo (Smirnov E.A.)
• Scherma (O.V. Kolyasnikov)
• Programma educativo biologico (Morozova N. I.)
• Preparazione per l'esame di stato unificato (Galin A.M., Kubarev A.V.)
• Discoteca serale (Zagorsky V.V.)

Gli insegnanti del Dipartimento di Chimica hanno ricevuto ripetutamente borse di studio "Soros Teacher", partecipano all'organizzazione e alla conduzione di Olimpiadi chimiche per scolari, scuole estive per studenti delle scuole superiori e seminari per insegnanti di scuola.

I docenti del Dipartimento di Chimica hanno pubblicato quanto segue guide di studio:

• 
  Chimica organica. Parte I. Teoria della struttura delle sostanze organiche.
  M.: Educali. AN Kolmogorova, 1997. - 48 pag.
• Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Chimica organica. Seconda parte. Idrocarburi.
  M.: Educali. AN Kolmogorova, casa editrice di Mosca. un-ta, 1999. - 64 p.
  ISBN 5-211-02588-1
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Chimica generale e inorganica. Parte I
  M.: Educali. AN Kolmogorova, 1998. - 63 p.
• Yu.M.Korenev, NI Morozova, AIZhirov
  Workshop di chimica inorganica.
  M.: Educali. AN Kolmogorova, ed. Università statale di Mosca, 1999. - 64 p.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko VP, Mendeleeva EA, Morozova N.I.
  Chimica. Parte I
  M.: Educali. AN Kolmogorova, 2000. - 72 p.
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P., Egorov E. N.
  Chimica generale e inorganica. Seconda parte. Principali classi di composti inorganici.
  M.: Educali. AN Kolmogorova, Casa editrice dell'Università di Mosca, 2000. - 36 p.
  
• Pirkuliyev N. Sh.
  Problemi alle Olimpiadi in chimica. Tipi di problemi e metodi per la loro soluzione.
  M .: Scuola intitolata ad A. N. Kolmogorov, "Auto-educazione", 2000. - 160 p.
  
• Zagorsky V.V.
  Le luci sono divertenti. Fuochi d'artificio: storia, teoria, pratica.
  M.: Educali. AN Kolmogorova, "Autoeducazione", 2000. - 64 p.
• Mendeleeva EA, Morozova NI
  Chimica organica. Parte III. Composti organici contenenti ossigeno e azoto.
  M.: Educali. AN Kolmogorova, Moscow University Press, 2001. - 56 p.
  
• Korenev Yu.M., Ovcharenko VP
  Chimica generale e inorganica. Parte III. Fondamenti di termodinamica e cinetica chimica.
  M.: Educali. AN Kolmogorova, Casa editrice dell'Università di Mosca, 2002. - 48 p.
  
• Morozova NI, Zagorsky V.V.
  Consigli utili.
  M: MAKS Press, 2003. - 31 p.
• Korenev Yu.M.
Chimica generale e inorganica. Parte IV. Proprietà fisiche e chimiche delle soluzioni.
M.: Educali. AN Kolmogorova, Casa editrice dell'Università di Mosca, 2004. - 49 p.
• Morozova NI, Zagorsky V.V.
  Come vincere l'esame.
  M., 2006. - 34 pag.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko VP, Morozova N.I.
Chimica generale e inorganica. Parte I. Concetti di base, struttura atomica, legame chimico.
M.: Educali. AN Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 p.
• Morozova NI
  Identificazione delle sostanze.
  M.: MAKS Press, 2008. - 35 p.

Esperienza metodica il lavoro dei docenti del Dipartimento di Chimica è descritto di seguito pubblicazioni:

• Una variante della presentazione nella scuola fisica e matematica dell'argomento "Struttura dell'atomo e legge periodica".
  Zagorsky V.V.
  Russian Chemical Journal (ZhRHO intitolato a DI Mendeleev), 1994, v. 38, No. 4, p. 37 - 42
• Compiti non standard in chimica
  VVZagorsky, AMGalin, EA Mendeleeva, NI Morozova
  Russian Chemical Journal (ZhRHO intitolato a DI Mendeleev), 1994, vol. 38, No. 4, p. 89 - 90
• Insegnare chimica nelle classi di fisica, matematica ed economia del Centro scientifico e educativo speciale dell'Università statale di Mosca
  Galin.A.M., Zagorsky V.V., Mendeleeva E.A.
  Seminario internazionale sull'insegnamento della chimica nella scuola "Pushchinskaya Autumn - 96" (raccolta di materiali), Mosca, 1996. - 29 p.
• Zagorsky V.V.
  Da insegnante a insegnante. Come diventare una "star".
  M.: Casa editrice. Dipartimento dell'UC DO MSU, 1998 - 96p.
• Chimica nella scuola di specializzazione: feedback attraverso test anonimi.
  AM Galin, VV Zagorsky, EA Mendeleeva
  Materiali delle letture XLV Herzen (Conferenza scientifica e pratica tutta russa) (13-16 maggio 1998), San Pietroburgo,
  pp. 48 - 49.
• La verità sulla laurea (come i laureati conoscono la chimica)
  V.Zagorsky, E.Mendeleeva, A.Galin, N.Morozova
  Giornale dell'insegnante, n. 7, 23 febbraio 1999, p. 8
• Prepararsi per attività scientifica studenti delle superiori dotati: la necessità di un'alternativa alla visione scientifica del mondo
  V.V. Zagorsky
  il sab. abstract del Congresso internazionale "Scienza ed educazione sulla soglia del III millennio", Minsk, 3 - 6.10.2000, libro 1, pp. 56-57
• Il compito dell'educazione del 21° secolo è la formazione di una visione del mondo ecologica
  EA Mendeleeva
  il sab. abstract del Congresso internazionale "Scienza ed educazione sulla soglia del III millennio", Minsk, 3 - 6.10.2000, libro 2, pp. 91-92

VV Zagorskij

Chimica generale e inorganica - In tre parti - Korenev Yu.M., Ovcharenko VP - 2000, 2002.

Questo manuale metodologico è stato compilato secondo il programma del corso di chimica inorganica e letto dagli studenti del dipartimento chimico e biologico della Scuola A. N. Kolmogorov del Centro scientifico e educativo specializzato dell'Università statale di Mosca.
Il libro introduce le principali classi di composti inorganici, le loro proprietà ei metodi di ottenimento.

CAPO I. CONCETTI FONDAMENTALI E DEFINIZIONI 3
1.1. La struttura della materia 3
1.2. Rapporti quantitativi in ​​chimica 9
1.3. Simboli e formule chimiche 13
CAPITOLO II. STRUTTURA DELL'ATOMO 20
2.1. I primi modelli dell'atomo 20
2.2. Modello quantomeccanico della struttura dell'atomo 26
CAPITOLO III. legame CHIMICO 41
3.1. Titolo 41
3.2. Metodo del legame di valenza 47
3.3. Metodo dell'orbita molecolare 53

CAPITOLO 1. Ossidi 3
§ uno. Proprietà fisiche ossidi 3
§ 2. Classificazione degli ossidi e modelli di cambiamento delle proprietà chimiche .. 4
2.1. Classificazione degli ossidi per proprietà chimiche 4
2.2. Modelli di modifica delle proprietà degli ossidi 5
§ 3. Metodi per ottenere ossidi 7
§4. Proprietà chimiche degli ossidi 9
4.1. Ossidi basici 9
4.2. Ossidi acidi 10
4.3. Ossidi anfoteri 10
4.4. Proprietà chimiche generali degli ossidi 11
CAPITOLO 2. Acidi e BASI 13
§ 1. Teorie degli acidi e delle basi 13
1.1. Teoria elettrolitica 13
1.2. Teoria protolitica 13
1.3. Teoria elettronica 14
§2. acidi 16
2.1. Classificazione degli acidi 16
2.2. Metodi per ottenere acidi 19
2.3. Metodi generali per ottenere eventuali acidi 19
2.4. Proprietà chimiche degli acidi 21
§3. Motivi 24
3.1. Classificazione di base 24
3.2. Metodi per ottenere le basi 25
3.3. Proprietà chimiche delle basi 27
CAPITOLO 3. Sali 29
§ 1. Classificazione dei sali 29
§ 2. Metodi per ottenere i sali 30
§ 3. Proprietà chimiche dei sali 33

CAPITOLO 1 Fondamenti di TERMODINAMICA 3
§ 1.1. Definizioni di base 3
§ 1.2. Legge zero (inizio) della termodinamica 6
§ 1.3. Primo principio (inizio) della termodinamica 6
§ 1.3.2. Calore standard (entalpia) di formazione del composto 9
§ 1.3.3. Entalpia standard di combustione 10
§ 1.3.4. Energia standard (entalpia) di un legame chimico 10
§ 1.3.5. Entalpia standard di sublimazione, evaporazione e fusione 11
§ 1.3.6. Affinità elettronica, potenziale di ionizzazione, elettronegatività 11
§ 1.3.7. Legge di Hess 13
§ 1.3.8. Ciclo Born-Haber 14
§ 1.3.9. Legge di Kirchhoff 16
§ 1.4. Secondo principio (inizio) della termodinamica 17
§ 1.4.1. Definizione di entropia dal punto di vista della termodinamica classica 18
§ 1.4.3. Interpretazione statistica del concetto di entropia 19
§ 1.4.4. Energia libera di Gibbs 21
§ 1.4.5. Potenziale chimico 22
§ 1.4.6. Equilibrio chimico 23
§ 1.4.7. Direzione di reazione 31
CAPITOLO 2 Fondamenti di CINETICA 35
§2.1. Velocità di reazione chimica 35
§ 2.2. Fattori che influenzano la velocità di una reazione chimica 37
§ 2.3. Metodi sperimentali per determinare le costanti di velocità di una reazione chimica 47

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“Chimica generale e inorganica Parte I CONCETTI BASE, STRUTTURA DELL'ATOMO, LEGAME CHIMICO Scuola intitolata ad AN Kolmogorov Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

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Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

chimica inorganica

CONCETTI BASE, STRUTTURA DELL'ATOMO,

LEGAME CHIMICO

Scuola intitolata ad AN Kolmogorov

Stampa dell'Università di Mosca

Korenev Yu.M., Ovcharenko VP

K 66 Chimica generale e inorganica. Corso di lezione. Parte I

Concetti di base, struttura atomica, legame chimico. - M.:

Scuola intitolata ad A. N. Kolmogorov, Moscow University Press, 2000. – 60 p.

ISBN 5-211-04200-X

Il libro introduce le principali classi di composti inorganici, le loro proprietà ei metodi di ottenimento.

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

© IN Korovin - design, 2000

Capitolo I Concetti di base e definizioni 1.1. La struttura della materia Uno dei concetti base della chimica e delle altre scienze naturali è l'atomo. Questo termine ha una lunga origine; esiste da circa 2500 anni. Per la prima volta il concetto di atomo ebbe origine nell'antica Grecia, intorno al V secolo a.C. AVANTI CRISTO e. I fondatori della dottrina atomistica furono gli antichi filosofi greci Leucippo1 e il suo discepolo Democrito. Furono loro a proporre l'idea di una struttura discreta della materia e ad introdurre il termine "ATOM".

Gli insegnamenti di Democrito non si diffusero e per molto tempo periodo storico in chimica (e durante il medioevo - alchimia) prevalse la teoria di Aristotele (384 - 322 aC).

Secondo gli insegnamenti di Aristotele, i principi fondamentali della natura sono "principi" astratti: freddo, caldo, secchezza e umidità, quando combinati, si formano quattro "elementi-elementi" principali:

terra, aria, fuoco e acqua.

E solo all'inizio del 19° secolo, lo scienziato inglese John Dalton tornò agli atomi come le più piccole particelle di materia e introdusse questo termine nella scienza. Questo è stato preceduto dal lavoro di scienziati straordinari come R. Boyle (nel libro "The Skeptic Chemist" ha inferto un duro colpo alle idee degli alchimisti), J. Priestley e K. V. Scheele (scoperta dell'ossigeno), G. Cavendish (scoperta dell'idrogeno), A. L. Lavoisier (un tentativo di compilare la prima tabella delle sostanze semplici), M. V. Lomonosov (le principali disposizioni della teoria atomica e molecolare, la legge di conservazione della massa), J. L. Proust (la legge della costanza della composizione ) e molti altri.

Le scoperte nel campo della fisica fatte alla fine del XIX - il primo terzo del XX secolo hanno costretto gli scienziati a guardare alla teoria atomica e molecolare in un modo completamente diverso. Si è scoperto che l'atomo ha una struttura complessa e non è la più piccola particella di materia.

Qui non daremo una definizione superata di questo concetto, ma daremo subito una formulazione basata su idee moderne.

1 Leucippo () - greco antico. filosofo. Non si sa quasi nulla della vita di Leucippo.

Capitolo I Un atomo (greco µ - indivisibile) è la particella più piccola di un elemento chimico capace di esistenza indipendente ed è portatore delle sue proprietà. Un atomo è un microsistema elettricamente neutro costituito da un nucleo caricato positivamente e da un numero appropriato di elettroni.

Un elemento chimico è un tipo di atomo con la stessa carica nucleare.

Un elemento chimico è un concetto, non una particella materiale. Questo non è un atomo, ma un insieme di atomi caratterizzati da un certo segno con la stessa carica nucleare.

Elettrone [dr.gr. - ambra (è ben elettrizzata per attrito)] - una particella elementare stabile con massa a riposo pari a 9.109 10–31 kg = 5.486 10–4 a. e. m.2, e portante una carica negativa elementare pari a 1,6 10–19 C.

In chimica e fisica, quando si risolvono molti problemi, la carica di un elettrone viene presa come -1 e le cariche di tutte le altre particelle sono espresse in queste unità. Gli elettroni fanno parte di tutti gli atomi.

Protone (greco - primo) - una particella elementare, che è parte integrante dei nuclei degli atomi di tutti gli elementi chimici, ha una massa a riposo mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e. m. e una carica elettrica positiva elementare uguale in grandezza alla carica di un elettrone, cioè 1,6 10–19 C.

Il numero di protoni nel nucleo determina il numero atomico dell'elemento chimico.

Il neutrone (lat. neutrum - né l'uno né l'altro) è una particella elementare elettricamente neutra con una massa a riposo leggermente superiore alla massa a riposo di un protone mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. mangiare.

Insieme al protone, il neutrone fa parte di tutti i nuclei atomici (ad eccezione del nucleo dell'isotopo idrogeno 1H, che è un protone).

Elementare Designato 2 a. em - unità di massa atomica, vedi sotto.

Il nome generalizzato (gruppo) di protoni e neutroni è nucleoni.

Numero di massa - il numero totale di nucleoni (protoni e neutroni) nel nucleo.

Il nucleo di un atomo è costituito da protoni, il cui numero è uguale al numero ordinale dell'elemento (Z), e neutroni (N). A = Z + N, dove A è numero di Massa.

Nuclidi (lat. nucleo - nucleo) - il nome generale dei nuclei atomici, sono caratterizzati da un certo numero di protoni e neutroni (carica positiva e numero di massa).

Per indicare un elemento chimico è sufficiente nominare una sola quantità: la carica del nucleo, cioè il numero ordinale dell'elemento nel sistema periodico. Per determinare il nuclide, questo non è sufficiente: devi anche indicare il suo numero di massa.

A volte, non del tutto accuratamente, il concetto di "nuclide" non si riferisce al nucleo stesso, ma all'intero atomo.

Isotopi (greco - lo stesso + - luogo) - nuclidi che hanno lo stesso numero protoni, ma diversi per numero di massa.

Isotopi - nuclidi che occupano lo stesso posto nel sistema periodico, cioè atomi dello stesso elemento chimico.

Ad esempio: 11 Na, 23 Na, 24 Na sono isotopi di sodio.

Isobars (greco - uguale + - peso) - nuclidi aventi lo stesso numero di massa, ma un diverso numero di protoni (cioè

relativi a diversi elementi chimici), ad esempio 90Sr, 90Y, Isotoni - nuclidi con lo stesso numero di neutroni.

Per molto tempo i chimici non hanno fatto una chiara distinzione tra atomi e molecole di sostanze semplici. Nel 1811 A. Avogadro propose un'ipotesi che permettesse di definire inequivocabilmente questi concetti, ma i suoi contemporanei non la apprezzarono, e fu riconosciuta solo nel 1860, dopo il primo congresso internazionale di chimici tenutosi a Karlsruhe (Germania), quando la molecola iniziò ad essere intesa come la particella più piccola di una sostanza coinvolta nelle sue trasformazioni chimiche. Con lo sviluppo delle scienze naturali, la definizione di molecola ha subito alcune modifiche.

Molecola (diminutivo del latino moli - massa) è la particella più piccola di una sostanza che ne determina le proprietà. È costituito da atomi di uno o diversi elementi chimici ed esiste come un unico sistema di nuclei atomici ed elettroni. Nel caso delle molecole monoatomiche (ad esempio i gas nobili), i concetti di atomo e molecola coincidono.

Gli atomi sono tenuti insieme in una molecola da legami chimici.

In chimica, oltre agli atomi e alle molecole, bisogna considerare altre unità strutturali: ioni e radicali.

Ioni (greco - andando) - particelle caricate elettricamente formate da atomi (o gruppi atomici) a seguito dell'aggiunta o della perdita di elettroni.

Gli ioni caricati positivamente sono chiamati cationi (greco - giù + ione), caricati negativamente - anioni (greco - su + ione).

Ad esempio, K+ è un catione di potassio, Fe2+ è un catione di ferro, NH + è un catione di ammonio, Cl– è un anione cloro (anione cloruro), S2– è un anione zolfo (sulfidanione), SO 2 è un anione solfato.

Radicali (latino radicalis - radice) - particelle (atomi o gruppi di atomi) con elettroni spaiati.

Sono altamente reattivi. Ad esempio, H è un radicale idrogeno, Cl è un radicale cloro, CH3 è un radicale metilico. Allo stesso tempo, le molecole paramagnetiche, ad esempio O2, NO, NO2, avendo elettroni spaiati, non sono radicali.

Una sostanza semplice è una sostanza costituita da atomi di un elemento chimico.

Una sostanza semplice è una forma di esistenza di un elemento chimico.

Molti elementi possono esistere sotto forma di diverse sostanze semplici, ad esempio carbonio (grafite, diamante, carabina, fullereni), fosforo (bianco, rosso, nero), ossigeno (ozono, ossigeno).

Sono note circa 400 sostanze semplici.

Allotrpy (greco - un altro + - giro) - la capacità di un elemento chimico di esistere sotto forma di due o più sostanze semplici che differiscono per il numero di atomi nella molecola (ad esempio O2 e O3) o in diverse strutture cristalline (grafite e diamante).

Polimorfismo (greco µ - diverso) - la capacità dei solidi di esistere in due o più forme con diverse strutture cristalline e diverse proprietà.

Tali forme sono chiamate modificazioni polimorfiche.

Ad esempio, FeS2 può formare due sostanze con diverse strutture cristalline (polimorfi): una è chiamata pirite e l'altra è marcasite. Queste sostanze sono modificazioni allotropiche? Non sono.

L'allotropia si riferisce solo a sostanze semplici e considera sia la differenza nella composizione delle loro molecole che la differenza nella struttura dei reticoli cristallini. Se stiamo parlando della differenza nella struttura dei reticoli cristallini di sostanze semplici, i concetti di polimorfismo e allotropia coincidono, ad esempio si può dire che grafite e diamante siano forme allotropiche o forme polimorfiche.

La possibilità di formare due o più tipi di molecole, l'ossigeno. Forma due forme allotropiche: O2 e O3 - ozono. Differiscono sia nelle proprietà fisiche che chimiche.

Ossigeno O2 – gas incolore, senza odore. Ozono O3 - gas colore blu dall'odore caratteristico (ha addirittura preso il nome dal greco.

(ozein) - annusare).

Allo stato liquido e solido, l'ossigeno ha un colore blu pallido. L'ozono allo stato liquido è di colore viola intenso, allo stato solido è nero-viola.

L'ossigeno è paramagnetico, l'ozono è diamagnetico.

L'attività chimica dell'ossigeno e dell'ozono differisce notevolmente. L'ozono è più reattivo dell'ossigeno e mostra proprietà ossidanti più forti.

Nonostante il fatto che l'ossigeno interagisca con quasi tutti gli elementi nella sua forma libera, in molti casi queste reazioni si verificano solo a temperature elevate. L'ozono, d'altra parte, reagisce con molte sostanze in condizioni in cui l'ossigeno rimane inerte, ad esempio l'ozono ossida il mercurio e l'argento in ossidi.

Fosforo. Sono note due forme allotropiche di fosforo: bianco e rosso.

Il fosforo bianco è composto da molecole tetraedriche P4. Il fosforo rosso può essere considerato come molecole polimeriche P. Naturalmente, allo stato solido, queste modificazioni differiscono sia nella struttura dei reticoli cristallini che nelle proprietà fisiche.

Tutte le forme allotropiche di fosforo mostrano anche una differenza significativa nelle proprietà chimiche, che, prima di tutto, consistono nella loro diversa reattività. Il fosforo bianco è la forma più attiva, mentre il rosso è la forma meno attiva.

Il fosforo bianco si ossida lentamente nell'aria anche a temperature normali (che è la ragione del bagliore del fosforo bianco), mentre il rosso è stabile nell'aria e si accende solo quando riscaldato.

Formazione di vari reticoli cristallini Anche questo caso di allotropia può essere considerato come un polimorfismo di sostanze semplici.

Carbonio. Diverse modifiche allotropiche sono note per il carbonio:

grafite, diamante, carabina, fullereni.

Grafite e diamante formano reticoli cristallini atomici che differiscono nella struttura. Queste due sostanze differiscono anche nettamente nelle loro proprietà fisiche: il diamante è incolore, trasparente, la grafite è nero-grigia, opaca, il diamante è la sostanza più dura, la grafite è morbida, il diamante non conduce elettricità, la grafite conduce elettricità. In condizioni normali, il diamante è una forma metastabile (meno stabile). Quando il diamante viene riscaldato (t > 1.000°C), si trasforma irreversibilmente in grafite. Il passaggio della grafite al diamante avviene ad una temperatura più elevata e necessariamente ad una pressione molto elevata.

Lattina. Sono ben note due forme allotropiche di stagno: grigio e bianco.

Lo stagno grigio (-stagno) esiste a temperature inferiori a 13,2°C, esibisce proprietà di semiconduttore, una sostanza molto fragile con una densità di 5,846 g/cm3.

Lo stagno bianco (-stagno) è un tipico metallo bianco-argento in termini di proprietà fisiche, conduce bene il calore e la corrente elettrica, è di plastica, la densità è 7,295 g/cm3 ed è stabile nell'intervallo di temperatura di 13,2 - 173°C. Al di sopra di questa temperatura, -stagno passa ad un'altra modifica - -stagno, che ha una diversa struttura del reticolo cristallino e una densità di 6,54 g/cm3.

Molte modificazioni polimorfiche (o allotropiche) possono essere in uno stato metastabile, cioè esistere a lungo in condizioni che non sono caratteristiche di esse ("in un'area straniera").

Ad esempio, lo stagno bianco può essere superraffreddato ed esistere a lungo a una temperatura inferiore a 13,2 ° C, tuttavia il suo stato è instabile in queste condizioni, quindi danni meccanici, forti scuotimenti, ecc. Possono causare una brusca transizione alla forma. Questo noto fenomeno fu chiamato "peste dello stagno".

Le impurità hanno anche un effetto significativo sul passaggio da una forma all'altra. Ad esempio, una leggera miscela di bismuto impedisce praticamente il passaggio dello stagno bianco al grigio e l'aggiunta di alluminio, al contrario, accelera questa transizione.

Per ogni forma allotropica (o polimorfa), esiste un intervallo specifico di temperature e pressioni in cui questa modifica è stabile. Ad esempio, a temperature fino a 95,6 ° C, lo zolfo rombico (-forma) è stabile e, a una temperatura più elevata, monoclino (forma). Queste due forme allotropiche differiscono l'una dall'altra nella struttura dei reticoli cristallini.

Un composto o composto è una sostanza composta da atomi di diversi elementi chimici.

Isomorfismo (greco - uguale, simile + µ - forma) - la capacità di sostanze simili nella composizione di formare cristalli misti in cui atomi, ioni o gruppi atomici di dimensioni simili si sostituiscono casualmente a vicenda.

Ad esempio, nei cristalli di allume di potassio KAl(SO4)2 12 H2O, gli ioni potassio possono essere sostituiti da ioni rubidio o ammonio e gli ioni Al3+ da ioni Cr3+ o Fe3+. In questo caso, si dice che i cationi di potassio siano isomorfi ai cationi di rubidio o ammonio, mentre i cationi di alluminio sono isomorfi ai cationi di cromo o ferro.

1.2. Rapporti quantitativi in ​​chimica Le masse degli atomi e delle molecole sono molto piccole ed è scomodo utilizzare l'unità di misura generalmente accettata - il chilogrammo - per l'espressione numerica dei loro valori. Pertanto, per esprimere le masse di atomi e molecole, viene utilizzata un'altra unità di misura: l'unità di massa atomica (amu).

Unità di massa atomica (a.m.u.) - un'unità di misura delle masse di atomi, molecole e particelle elementari.

1/12 della massa del nuclide di carbonio 12C è preso come unità di massa atomica.

La massa di questo nuclide in unità SI è 1,9927 10–26 kg.

La massa atomica relativa (un termine obsoleto è peso atomico) è la massa di un atomo espressa in unità di massa atomica (a.m.u.).

Designato Ar.

La maggior parte degli elementi chimici naturali sono una miscela di isotopi. Pertanto, la massa atomica relativa di un elemento è assunta come valore medio della massa atomica relativa della miscela naturale dei suoi isotopi, tenendo conto del loro contenuto in condizioni terrestri. Sono questi valori che sono dati nel sistema periodico.

Ad esempio, l'ossigeno ha tre isotopi 16O, 17O e 18O, le loro masse atomiche e il contenuto nella miscela naturale sono mostrati nella Tabella 3.

Il valore medio della massa atomica, tenendo conto del contributo di ciascun isotopo, viene calcolato utilizzando la seguente formula:

dove Ar, j sono le masse atomiche degli isotopi corrispondenti, ni è il loro contenuto nella miscela naturale (in frazioni molari). Sostituendo in questa formula i valori corrispondenti della Tabella 3 alla massa atomica dell'ossigeno, otteniamo:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Si noti che la massa atomica e il numero di massa sono assolutamente vari concetti: la prima è la massa dell'atomo, espressa in a. em, e il secondo è il numero di nucleoni nel nucleo. La massa atomica è un valore frazionario (ha un valore intero solo per l'isotopo 12C), in contrasto con il numero di massa, che è sempre un intero.

Numericamente, queste quantità sono molto vicine; ad esempio, per l'idrogeno la massa atomica è 1,0078 e il numero di massa è 1, per l'elio la massa atomica è 4,0026 e il numero di massa è 4.

Le masse atomiche relative hanno valori frazionari per i seguenti motivi:

1) la maggior parte degli elementi che esistono in natura sono una miscela di diversi isotopi e la tavola periodica indica il valore medio della massa atomica relativa di una miscela di composizione isotopica naturale.

2) per elementi monoisotopici (ad esempio 23Na) anche questo valore sarà frazionario, poiché la massa dei nucleoni, espressa in a. m.u., non è un numero intero (vedi tabella 3) e durante la formazione di un nucleo, parte della massa del nucleone viene convertita in energia, secondo l'equazione Ebond = m c2, dove c = 3 108 m/s è la velocità di luce nel vuoto.

Durante la formazione di qualsiasi legame, viene sempre rilasciata energia, per la quale viene spesa parte della massa delle particelle di legame. Nel caso della formazione di legami chimici, questo valore è molto piccolo, quindi qui si trascura la variazione di massa e si presume che la massa della particella formata sia uguale alla somma delle masse delle particelle che partecipano alla sua formazione. Quando si forma un nucleo, viene rilasciata una quantità molto grande di energia e il "difetto di massa" è chiaramente visibile.

Il peso molecolare è la massa di una molecola, espressa in a. e.m. La massa di una molecola è praticamente uguale alla somma delle masse atomiche relative dei suoi atomi costituenti.

Se la sostanza non è costituita da molecole, ma, ad esempio, da ioni (NaCl), oppure è un oligomero [(H2O)n], allora per l'unità formula della sostanza viene indicato il peso molecolare relativo. L'unità della formula di una sostanza dovrebbe essere intesa come la composizione chimica della più piccola quantità di una data sostanza.

Una talpa è un'unità di misura per la quantità di una sostanza. designato.

1 mol è la quantità di una sostanza che contiene lo stesso numero di unità strutturali (atomi, molecole, ioni, radicali) quanti sono gli atomi in 0,012 kg dell'isotopo di carbonio 12C, ovvero la massa molare di una sostanza (M) è uguale al rapporto tra la massa di questa sostanza ( m) e la sua quantità ():

Definizione precedente: la massa di una mole di una sostanza, numericamente uguale al suo peso molecolare, ma espressa in unità di g/mol. Forse, in un primo momento, faciliterà la soluzione di problemi computazionali.

Notare la differenza in termini: massa molare” e “peso molecolare”, simili nel suono, ma riferiti a un diverso numero di oggetti: il primo è la massa di una mole di una sostanza (cioè la massa di 6.022 1023 molecole), e il secondo è la massa di una molecola, e sono espressi in diverse unità - g/mol e a. e.m., rispettivamente.

Il concetto di "quantità di sostanza" e, di conseguenza, l'unità di misura - mole sono utilizzati nella maggior parte dei calcoli chimici. Questo valore è correlato in modo univoco alla massa, al numero di unità strutturali e al volume (se si tratta di un gas o di un vapore) della sostanza. Se viene data la quantità di sostanza, queste quantità sono facili da calcolare.

La frazione di massa della sostanza A nel sistema è il rapporto tra la sua massa e la massa dell'intero sistema (spesso questo valore è espresso in%):

Tutti i problemi relativi ai calcoli per frazioni di massa dovrebbero essere risolti usando questa formula. Per evitare fastidiosi errori tecnici, consigliamo di convertire immediatamente la % in azioni durante i calcoli.

La frazione di volume del componente è il rapporto tra il volume del componente e il volume dell'intero sistema:

La frazione molare di un componente è il rapporto tra la quantità di sostanza (mol) del componente A e il numero totale di moli di tutti i componenti del sistema:

La legge di conservazione dell'energia - l'energia non nasce dal nulla e non scompare senza lasciare traccia, ma i suoi singoli tipi possono passare l'uno nell'altro secondo rapporti equivalenti rigorosamente definiti.

Quindi, se l'energia dei legami chimici nei prodotti di reazione è maggiore di quella dei reagenti, l'energia rilasciata viene rilasciata sotto forma di calore, luce o si verificherà lavoro a causa di essa (ad esempio, un'esplosione o un movimento del pistone) .

La legge di conservazione della massa (M. V. Lomonosov, 1748) - la massa di tutte le sostanze che sono entrate in una reazione è uguale alla massa di tutti i prodotti di reazione.

Dal punto di vista della teoria atomica e molecolare, la legge di conservazione della massa è spiegata come segue: a seguito di reazioni chimiche, gli atomi non scompaiono e non sorgono, ma vengono riorganizzati. Poiché il numero di atomi prima e dopo la reazione rimane invariato, anche la loro massa totale non cambia.

Sulla base di questa legge, tutti i calcoli vengono eseguiti secondo le equazioni delle reazioni chimiche.

Legge di Costanza di Composizione (Proust, 1806) - ogni composto chimico ha una composizione ben definita e costante.

In conseguenza di tale legge, ne consegue che la composizione di un composto chimico non dipende dal metodo di preparazione.

Le sostanze la cui composizione obbedisce a questa legge sono chiamate daltonidi. Le sostanze la cui composizione dipende dal metodo di preparazione sono chiamate berthollide (ad esempio ossidi di metalli di transizione).

La legge dei rapporti multipli (Dalton) - se due elementi formano più composti tra loro, le quantità di massa di un elemento che si combinano con la stessa quantità di massa dell'altro sono correlate tra loro come piccoli numeri interi.

Legge di Avogadro (1811) - volumi uguali di diversi gas ideali nelle stesse condizioni (temperatura e pressione) contengono lo stesso numero di molecole.

Conseguenze dalla legge di Avogadro 1°. 1 mole di qualsiasi gas ideale nelle stesse condizioni (temperatura e pressione) occupa lo stesso volume.

In condizioni normali (n.a.):

- p \u003d 101325 Pa \u003d 101.325 kPa \u003d 1 atm \u003d 760 mm Hg. Arte.

- il volume molare di qualsiasi gas ideale è 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Le densità dei gas ideali nelle stesse condizioni (temperatura e pressione) sono direttamente proporzionali alle loro masse molari:

poiché dalla legge di Avogadro deriva che nelle stesse condizioni (p e t) per tutti i gas ideali, il rapporto / V = ​​cost.

Per i gas viene introdotto il concetto di densità relativa di un gas rispetto a un altro. DA(X) - densità relativa del gas X per il gas A:

In chimica, come in ogni scienza, esiste un sistema di segni convenzionali, la cui conoscenza è necessaria per comprendere questo argomento.

Il simbolismo chimico è una specie di alfabeto, con l'aiuto del quale scrivono "parole" - formule di composti e "frasi" - equazioni di reazioni chimiche, che in una certa misura riflettono i processi reali in atto.

Anche nel Medioevo, gli elementi chimici allora conosciuti erano designati da simboli convenzionali, gli stessi usati per designare i corpi celesti. Il fatto è che, secondo le idee degli alchimisti, ciascuno degli elementi allora conosciuti corrispondeva al proprio corpo celeste.

Alcune idee degli alchimisti si riflettono in forma poetica:

Le designazioni dei corpi celesti e dei loro elementi chimici "corrispondenti", adottate nel Medioevo, sono presentate nella Tabella 4.

Elemento Simbolo del corpo celeste Naturalmente, tali simboli per designare elementi chimici non erano molto convenienti. Inoltre, nel 1800 si conoscevano circa 1800 elementi chimici (sebbene alcuni non fossero ancora stati isolati come sostanze semplici, ma fossero conosciuti principalmente sotto forma di ossidi), e l'uso di tale simbolismo divenne impossibile.

D. Dalton ha proposto altre designazioni per elementi chimici, di seguito sono riportati alcuni esempi di questo simbolismo:

Simboli di elementi chimici proposti da D. Dalton Come si evince da questi esempi, in alcuni casi Dalton ha utilizzato le lettere iniziali titoli in inglese elementi (ad esempio: ferro - Ferro, rame - Rame, piombo - Piombo), cerchiati. Il famoso chimico svedese del 19° secolo, Jens Jakob Berzelius, che ha dato un grande contributo allo sviluppo della teoria atomistica di Dalton, ha proposto un simbolismo completamente nuovo per la designazione degli elementi chimici. Decise che ogni elemento chimico doveva avere il suo segno speciale, che allo stesso tempo sarebbe stato il simbolo dell'elemento chimico e designava un atomo. Come tale simbolo, è stato proposto di utilizzare la lettera iniziale del nome latino dell'elemento (ad esempio, idrogeno - Hidrohenium - simbolo H, zolfo - Zolfo - S, ecc.). Nei casi in cui i nomi di due elementi iniziano con la stessa lettera, al nome di questo elemento è stata aggiunta una seconda lettera, ad esempio C - carbonio, Cu - rame, Cd - cadmio. È così che sono apparsi i simboli degli elementi chimici, che sono usati in tutto il mondo fino ad oggi.

Alcuni elementi (ad esempio ferro, oro, piombo) sono noti fin dall'antichità e i loro nomi sono di origine storica.

Si basavano sui nomi degli elementi scoperti negli ultimi 300 anni vari principi: dal minerale da cui questo elemento è stato isolato per la prima volta, ad esempio il berillio (dal nome del minerale - berillo), dal nome del paese - la patria dello scopritore, ad esempio il germanio (chimico tedesco K. Winkler ) in onore della Germania, da alcune proprietà, ad esempio , cloro (dal greco - verde), fosforo (dal greco.

- luce, - porto). Gli elementi artificiali hanno preso il nome in onore di famosi scienziati, ad esempio mendelevio, einsteinium.

Se il simbolo di un elemento chimico viene inserito mentalmente in un quadrato, gli angoli di questo quadrato vengono utilizzati, se necessario, per ulteriori informazioni:

Usando i simboli chimici degli elementi, vengono scritte le formule chimiche delle sostanze. Ad esempio, la formula dell'acido solforico H2SO4 mostra che la molecola di questo composto è costituita da due atomi di idrogeno, un atomo di zolfo e quattro atomi di ossigeno. Usando formule chimiche, annota le equazioni delle reazioni chimiche, ad esempio:

Le sostanze che entrano in una reazione chimica (sostanze iniziali) sono scritte sul lato sinistro dell'equazione e le sostanze formate come risultato della reazione (prodotti di reazione) sono scritte sul lato destro dell'equazione e il numero di atomi di ogni elemento sul lato sinistro dell'equazione dovrebbe essere uguale al numero di atomi di questo elemento sul lato destro (la legge di conservazione della massa delle sostanze).

Qualsiasi formula chimica è un record condizionale che contiene determinate informazioni su una determinata sostanza e, a seconda delle informazioni che desiderano segnalare, vengono utilizzate formule diverse.

1°. La formula molecolare (o formula lorda) riflette solo la composizione qualitativa e quantitativa del composto, cioè mostra quali atomi di quali elementi e in quale quantità sono inclusi nella composizione di questa sostanza e non dice nulla sulla sua struttura , Per esempio:

2°. La formula grafica (spesso erroneamente chiamata formula strutturale) fornisce informazioni aggiuntive: oltre alla composizione qualitativa e quantitativa, mostra in quale sequenza gli atomi sono collegati tra loro, e indica anche la molteplicità dei legami (semplici, doppi , triplo):

Tuttavia, queste formule non dicono nulla sulla struttura delle molecole, cioè non riflettono la disposizione relativa degli atomi nello spazio.

3°. La formula elettronica porta informazioni aggiuntive rispetto a quella grafica (sebbene, in effetti, sia molto simile ad essa): mostra quali elettroni di valenza sono coinvolti nella formazione di legami, così come la presenza di elettroni spaiati e non condivisi coppie di elettroni:

4°. La formula strutturale è rappresentata su una scala, nell'apposita proiezione, che dà una rappresentazione tridimensionale della molecola e mostra la disposizione relativa degli atomi nello spazio. Se necessario, a formule strutturali sono allegate le tabelle che indicano le lunghezze dei legami (distanze tra i centri degli atomi legati) e gli angoli di legame (angoli tra i legami).

5°. È possibile utilizzare altre varianti di formule per veicolare informazioni rilevanti sulla molecola o facilitare la percezione di informazioni, ad esempio mostra la presenza di un orbitale libero 1. Quanti atomi di idrogeno sono contenuti in 1 litro di idrogeno al n. A.?

Decisione. Poiché 1 mole di qualsiasi gas ideale occupa n. y. 22,4 litri, quindi 1 litro di idrogeno (possiamo considerarlo un gas quasi ideale) conterrà = 0,045 mol di molecole di idrogeno. Ogni molecola di idrogeno è composta da due atomi, il che significa che il numero di atomi è due volte più grande: 2 0,045 \u003d 0,09 mol. Per trovare quanti atomi ci sono in questa quantità di materia, moltiplicalo per il numero di Avogadro:

2. Qual è la massa di 1 molecola di NaOH?

Decisione. Calcoliamo prima il peso molecolare di NaOH in unità di a. e.m., in base ai valori delle masse atomiche di sodio, ossigeno e idrogeno.

Ora convertiamo in unità SI:

3. Quale energia viene rilasciata durante la formazione di un atomo di elio dalle particelle elementari?

Decisione. La massa atomica dell'elio è 4,0026 amu. e. m Calcoliamo la massa totale delle particelle elementari che compongono l'elio:

2mp + 2mn + 2me = 2(1.007 + 1.009 + 5.5 10–4) = 4.0331 u.a. mangiare.

Il difetto di massa è o 4. A g di CaO è stato sciolto in acqua in eccesso con una massa di B g Esprimere la frazione di massa della sostanza nella soluzione risultante.

Decisione. Per risolvere questo problema, va ricordato che quando l'ossido di calcio viene sciolto in acqua, si verifica la reazione CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, quindi l'idrossido di calcio sarà il soluto.

Troviamo la massa della sostanza secondo l'equazione di reazione:

La massa della soluzione è la somma della massa delle sostanze che hanno formato questa soluzione (poiché la reazione non precipita e non viene rilasciato gas, non è necessario sottrarre nulla) A + B. Quindi, \u003d (100%).

5. Mescolare 11,2 litri di cloro e 22,4 litri di idrogeno. Trova la frazione in volume dei gas nella miscela dopo la reazione.

Decisione. La reazione procede H2 + Cl2 = 2 HCl. Poiché i volumi dei gas sono proporzionali alle loro quantità di sostanze, allora 1 volume di idrogeno reagirà con 1 volume di cloro e si formeranno 2 volumi di acido cloridrico. Il cloro scarseggia, reagirà completamente; Reagiranno 11,2 litri di idrogeno e rimarranno altri 11,2 litri. Il cloruro di idrogeno risulterà 2 11,2 \u003d 22,4 litri.

Il volume totale del sistema è 11,2 + 22,4 = 33,6 litri. La frazione in volume di idrogeno 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), acido cloridrico 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%) o 6. La lega contiene il 40% di K e il 60% di Na. Trova le frazioni molari dei componenti.

Decisione. M(K) = 39, M(Na) = 23. Se 100 g della lega contengono 40 g di K, allora questo è 40/39 = 1,03 mol. 60 g di sodio sono 60/23 = 2,61 mol.

La quantità totale della sostanza in 100 g della lega è 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Da qui le frazioni molari: potassio 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), sodio 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%) o 100 - 28 = 72%.

7. La combinazione di carbonio e idrogeno contiene il 75% di carbonio in massa.

Decisione. Scriviamo la formula in forma generale: СхНу. La massa di carbonio in una molecola di questa sostanza è proporzionale a 12x, idrogeno - y. Poiché la frazione di massa del carbonio è del 75%, otteniamo: 12x: y \u003d 75: 25, quindi x: y \u003d 6,25: 25 \u003d 1: 4.

La formula desiderata CH4.

8. Densità del gas nell'aria 0,55. Cos'è questo gas?

Decisione. La massa molare media dell'aria è 29. Per trovare la massa molare di un gas, moltiplicare 29 per la densità del gas: 29 0,55 = 16. Questa massa molare corrisponde al metano CH4, non ci sono altre opzioni.

1. La carica totale di quanti elettroni è 1 C?

Qual è la massa di 1 mole di elettroni?

2. Quanti atomi di idrogeno sono contenuti in 3 litri di acqua a) a 20°C e 1 atm;

b) a 150°C e 1 atm?

3. Quale energia verrà rilasciata quando 1 mole di nuclidi di 16O si formerà da particelle elementari?

4. X g di potassio è stato sciolto in un eccesso di acqua con un volume di 1 litro. Qual è la frazione di massa della sostanza nella soluzione risultante?

5. 16,8 litri di acido cloridrico e 5,6 litri di acido bromidrico sono stati sciolti in 100 ml di acqua. Trova le frazioni di massa delle sostanze nella soluzione.

6. A 2000°C, il grado di dissociazione termica (cioè la frazione molare delle molecole decomposte dal calore) dell'acqua è di circa il 2%.

Calcolare le frazioni molari e volumetriche di tutti i componenti nella miscela di equilibrio a questa temperatura.

7. Calcolare la frazione di massa dell'alcol in una soluzione acquosa con una frazione in volume del 40%, se la densità dell'alcol (a 20°C) è 0,79 g/ml.

8. Sono state versate due soluzioni: 10 g di cloruro di bario al 20% e 20 g di solfato di potassio al 10%. Trova le frazioni di massa di tutti i soluti.

9. La combinazione di azoto con idrogeno contiene l'87,5% di azoto in massa.

Trova la formula per questo composto.

10. Un certo gas ha una densità di idrogeno di 8,5. Cos'è questo gas?

11. Disegna le formule grafiche di azoto, ossido di ferro (III), acido fosforico.

Lo studio del passaggio della corrente elettrica attraverso vari mezzi (gas, soluzioni, fusi), effettuato nel secolo scorso, ha dato i primi dati sperimentali che hanno fatto nascere l'idea della complessa struttura dell'atomo.

Negli anni '30 del XIX secolo, il fisico inglese Michael Faraday stabilì che i processi elettrochimici sono caratterizzati da determinate relazioni, che indicano che le cariche elettriche, come la materia, sono di natura discreta e c'è una certa carica minima.

Esperimenti condotti nella seconda metà del secolo scorso con tubi a scarica di gas hanno mostrato chiaramente che la composizione degli atomi deve comprendere particelle a carica negativa, che in seguito furono chiamate elettroni3. Questi esperimenti con gas rarefatti avevano un design abbastanza semplice. Due elettrodi sono stati saldati in un tubo di vetro, quindi il tubo è stato evacuato ad una pressione di circa 10 mm Hg. Arte.

(0,013 Pa). Agli elettrodi è stata applicata un'alta tensione (diversi kilovolt) e dal bagliore delle pareti del tubo e dei gas residui è stato osservato un flusso di particelle che si è spostato dall'elettrodo negativo a quello positivo. Se un ostacolo, ad esempio uno spinner, veniva posizionato nel percorso di questo raggio, allora iniziava a ruotare, indicando che le particelle avevano una massa finita. Se il tubo di scarico del gas veniva posizionato tra le piastre di un condensatore piatto, il flusso di particelle veniva deviato verso una di esse, ovvero quella che era carica positivamente, il che indicava una carica negativa delle particelle.

Nel 1896 Henri Becquerel, lavorando con i composti dell'uranio, scoprì il fenomeno della radioattività: il decadimento spontaneo degli atomi di un elemento e la loro trasformazione in atomi di un altro elemento chimico. Si è riscontrato che tali trasformazioni sono accompagnate dall'emissione di radiazioni invisibili all'occhio.

Qualche tempo dopo, i coniugi Pierre Curie e Maria Sklodowska-Curie scoprirono che non solo i composti emettono radiazioni invisibili.3 L'elettrone è stata la prima delle particelle elementari scoperte. Nel 1874

JJ Stoney ha suggerito che la corrente elettrica è un flusso di particelle cariche negativamente, che ha chiamato elettroni. Tuttavia, la priorità della scoperta dell'elettrone è quasi universalmente riconosciuta da J. J. Thomson, che dimostrò sperimentalmente l'esistenza dell'elettrone e determinò il rapporto tra la sua carica e la massa.

uranio, ma anche altre sostanze. Come risultato di un lavoro scrupoloso, ne hanno scoperti due di nuovi elemento chimico, che furono chiamati "radio" e "polonio".

Nel 1899, Rutherford scoprì che gli elementi radioattivi emettono due tipi di radiazioni, che chiamò - e - raggi. Successivamente si è scoperto che le sostanze radioattive possono emettere tre tipi di radiazioni: e. -la radiazione è un flusso di nuclei di atomi di elio e, di conseguenza, -le particelle hanno una massa di 4 a. em e carica elettrica +2, -i raggi sono un flusso di elettroni e -i raggi sono radiazioni elettromagnetiche con una lunghezza d'onda molto corta4.

Tutti questi fatti sperimentali hanno indicato che l'atomo ha una struttura complessa e deve includere elettroni. E poiché l'atomo nel suo insieme è una particella elettricamente neutra, la carica negativa degli elettroni deve essere compensata da una carica positiva.

Intorno al 1900, J. J. Thomson propose il primo modello dell'atomo, secondo il quale la carica positiva riempie uniformemente l'intero volume dell'atomo, e la carica negativa, rappresentata dagli elettroni, è intervallata in questa sfera carica positivamente. Questo modello si chiamava "Thomson's pudding". Il modello non poteva spiegare tutti i dati sperimentali ottenuti in quel momento. In una certa misura spiegava gli esperimenti di Faraday e gli esperimenti con i tubi a scarica di gas, ma non poteva rispondere alla domanda più importante: "come può esistere un tale sistema di cariche elettriche?"5 Nonostante ciò, gli scienziati hanno utilizzato questo modello per qualche tempo.

4 Successivamente sono stati scoperti altri tipi di decadimento radioattivo: +-decadimento (emissione di positroni), cattura di elettroni (cattura di un elettrone orbitale da parte di un nucleo), emissione ritardata di neutroni, fissione nucleare spontanea e nel 1961, sotto la guida dell'accademico Flerov , decadimento protonico.

5 Uno dei principali teoremi dell'elettrostatica è un teorema formulato nel XIX secolo dal fisico e matematico inglese S. Earnshaw:

qualsiasi configurazione di equilibrio di cariche elettriche puntiformi a riposo è instabile se, a parte le forze di attrazione e repulsione di Coulomb, nessun'altra forza agisce su di esse. Questo teorema deriva dall'affermazione che l'energia potenziale di un sistema statico di cariche elettriche non può avere un minimo. La presenza di un'energia potenziale minima è condizione necessaria equilibrio stabile.

Riso. 1. Esperimento sul passaggio delle -particelle attraverso la materia.

Nel 1910 gli studenti di Rutherford, Hans Geiger ed Ernest Marsden, effettuarono esperimenti sul bombardamento di particelle di sottili lastre di metallo. Hanno scoperto che la maggior parte delle particelle passa attraverso il foglio senza cambiare la loro traiettoria. E questo non era sorprendente, se accettiamo la correttezza del modello dell'atomo di Thomson.

Ciò che sorprendeva era solo che alcune particelle deviavano dalla traiettoria originale e, con sorpresa di tutti, circa 1 particella su 20.000 deviava di un angolo vicino a 180°, cioè rimbalzava indietro (vedi Fig. 1).

Dai risultati di questo esperimento si possono trarre le seguenti conclusioni:

1) c'è un qualche “ostacolo” nell'atomo, che è stato chiamato il nucleo;

2) il nucleo ha una carica positiva (altrimenti carica positiva - le particelle non verrebbero riflesse indietro);

3) il nucleo ha dimensioni molto ridotte rispetto alle dimensioni dell'atomo stesso (solo una piccola parte delle -particelle ha cambiato la direzione del moto);

4) il nucleo ha una massa grande rispetto alla massa delle -particelle.

Esperimenti sullo scattering di -particelle hanno anche permesso di stimare le dimensioni di nuclei e atomi:

- i nuclei hanno diametri dell'ordine di 10–15 - 10–14 m, - gli atomi hanno diametri dell'ordine di 10–10 m.

Per spiegare i risultati ottenuti, Rutherford ha avanzato l'idea di una struttura planetaria dell'atomo. Considerava l'atomo come sistema solare: al centro si trova il nucleo contenente la massa principale e l'intera carica positiva dell'atomo, e attorno, in orbite diverse, ruotano gli elettroni. Questo modello spiegava abbastanza bene il materiale sperimentale accumulato in quel momento, ma soffriva di due inconvenienti:

1) Secondo le equazioni dell'elettrodinamica classica, una particella carica che si muove con accelerazione (e un elettrone in un atomo si muove con accelerazione centripeta) deve irradiare energia.

In questo caso, la perdita di energia dovrebbe comportare una diminuzione del raggio dell'orbita e la caduta dell'elettrone sul nucleo.

2) Una variazione continua della traiettoria dell'elettrone dovrebbe anche contribuire ad una variazione continua della frequenza di radiazione e, di conseguenza, ad uno spettro di emissione continuo. Ma gli esperimenti hanno dimostrato che lo spettro di emissione dell'idrogeno, così come di altri atomi allo stato gassoso, è costituito da diverse bande, ad es.

è discreto.

Una via d'uscita a questa situazione fu trovata nel 1913 dal fisico danese Niels Bohr, che propose la sua teoria sulla struttura dell'atomo. Allo stesso tempo, non scartò completamente le idee precedenti sulla struttura planetaria dell'atomo, ma per spiegare la stabilità di un tale sistema, assunse che le leggi della fisica classica non sono sempre applicabili per descrivere sistemi come atomi e formulò due postulati.

Primo postulato di Bohr. Gli elettroni possono ruotare attorno al nucleo in orbite stazionarie rigorosamente definite, mentre non emettono né assorbono energia.

Secondo postulato di Bohr. Quando si sposta da un'orbita all'altra, un elettrone assorbe o emette un quanto di energia.

Bohr ha suggerito che il momento angolare di un elettrone in un atomo può assumere valori discreti pari solo a un numero intero di quanti d'azione, che possono essere scritti matematicamente come segue:

dove m è la massa dell'elettrone, v è la velocità lineare della sua rotazione, r è il raggio dell'orbita, n è il numero quantico principale, che assume valori interi da 1 a infinito, e h = 6,625 10–34 J /s è la costante di Planck. L'equazione (7) è un'espressione matematica del primo postulato di Bohr.

L'energia di un elettrone nell'orbita corrispondente è determinata dall'espressione:

In questa equazione, tutte le quantità tranne n sono costanti.

Pertanto, l'energia di un elettrone in un atomo è determinata dal valore del numero quantico principale. Per un atomo di idrogeno a n = 1, E = 2,176 10–J o 13,6 eV (1 elettronvolt è l'energia che un elettrone acquisisce quando passa attraverso una differenza di potenziale di 1 volt ed è uguale a 1,6 10–19 J) .

Usando le equazioni di cui sopra, Bohr ha calcolato lo spettro di emissione dell'atomo di idrogeno.

Nell'atomo di idrogeno, l'elettrone ha l'energia minima nella prima orbita. Questo stato dell'elettrone è chiamato stato fondamentale o non eccitato. Se viene data abbastanza energia a questo elettrone, allora può andare su un'altra orbita con un raggio ampio, ad esempio l'orbita n. 2, 3, ecc., A seconda dell'energia impartita. Tale stato è chiamato eccitato, è instabile.

Un elettrone può rimanere in queste orbite per un breve periodo e poi spostarsi su un'altra orbita con energia inferiore, tornando infine allo stato fondamentale. Durante queste transizioni, l'energia viene emessa sotto forma di radiazione elettromagnetica.

Nel 1900 Planck suggerì che la radiazione e l'assorbimento di energia possono verificarsi solo in porzioni rigorosamente definite, che chiamò quanti. La frequenza di radiazione è correlata all'energia dall'equazione:

dove c è la velocità della luce nel vuoto pari a 3 108 m/s. Pertanto, la frequenza di questa radiazione dipende dalla differenza tra le energie dei livelli (). A seconda della lunghezza d'onda, questa radiazione può appartenere a diverse regioni dello spettro: raggi X, ultravioletti, visibili o infrarossi. Sulla fig. 2 mostra schematicamente le transizioni di un elettrone in un atomo di idrogeno eccitato, che provocano radiazioni in diverse regioni dello spettro.

Riso. 2. Transizioni elettroniche nell'atomo di idrogeno I calcoli di Bohr si sono rivelati in ottimo accordo con i risultati ottenuti sperimentalmente (vedi tabella 6).

Lunghezze d'onda delle righe spettrali nella serie di Balmer (regione visibile) Da uno studio dettagliato delle righe spettrali, è emerso che alcune di esse non sono una, ma più righe ravvicinate. Ciò indicava che ci sono orbite diverse in cui gli elettroni hanno energie simili. Per spiegare questo fatto, Sommerfeld ha suggerito che gli elettroni possono ruotare non solo in orbite circolari, ma anche ellittiche.

Tuttavia, la teoria di Bohr non era universale. Dal suo punto di vista era impossibile descrivere il comportamento dell'atomo di idrogeno in un campo magnetico. Inoltre, non è possibile spiegare la formazione della molecola di idrogeno e nella descrizione degli atomi a molti elettroni sorgono difficoltà insormontabili di natura fondamentale. La teoria di Bohr non è praticamente usata in chimica.

Queste difficoltà possono essere superate se affrontiamo la descrizione della struttura dell'atomo dal punto di vista di una teoria più ampia, la meccanica quantistica, che considera il comportamento delle particelle nel microcosmo. Le leggi che descrivono i fenomeni che si verificano nel micromondo differiscono significativamente dalle leggi che descrivono il comportamento dei macrocorpi. Il numero quantico n, introdotto artificialmente nella teoria di Bohr, risulta essere una conseguenza inevitabile di leggi più generali dal punto di vista della teoria quantistica.

La duplice natura del microcosmo è stata inizialmente stabilita per la luce. Da un lato, la luce è caratterizzata da fenomeni come l'interferenza e la diffrazione, che possono essere spiegati solo dal punto di vista della sua natura ondulatoria. D'altra parte, il fenomeno dell'effetto fotoelettrico non può essere descritto dal punto di vista di questa teoria. Questo può essere fatto assumendo una natura corpuscolare (dal latino corpusculum - particella) per la luce. Nel 1905 Einstein suggerì che la luce viene emessa sotto forma di particelle chiamate fotoni o quanti. Ogni fotone ha un'energia definita dall'equazione (11).

Dalla natura corpuscolare della luce ne consegue che i fotoni devono avere una certa massa. La massa a riposo di un fotone è uguale a zero e, quando si muove, il fotone acquisisce una massa dinamica. Per calcolare questa massa, Einstein propose un'equazione per l'equivalenza di massa ed energia:

Combinando le equazioni (11) e (12) otteniamo:

o dove p è la quantità di moto del fotone.

Nel 1924, il fisico francese de Broglie, basandosi sul concetto della natura duale del micromondo, suggerì che l'elettrone avesse una certa lunghezza d'onda, che si inserisce nell'orbita un numero intero di volte. Ciò significa che 2r = n.

L'assunzione di De Broglie nel 1927 ricevette una conferma sperimentale. I fisici americani Davison e Germer hanno osservato la diffrazione degli elettroni da parte dei cristalli di cloruro di sodio.

Il principio della quantizzazione è stato introdotto arbitrariamente nella teoria di Bohr. Utilizzava principalmente le leggi della meccanica classica. La scoperta delle proprietà ondulatorie dell'elettrone, l'effetto fotoelettrico, gli esperimenti con un corpo completamente nero hanno portato alla creazione di una nuova branca della fisica: la meccanica quantistica.

Un ruolo importante nella sua creazione è stato svolto da E. Schrödinger e W. Heisenberg.

Il modello quantomeccanico dell'atomo non è così chiaro come il modello proposto da Bohr, e l'apparato matematico della meccanica quantistica del modello quantomeccanico della struttura dell'atomo sarà considerato puramente qualitativo, senza l'uso di apparati matematici. Molto di quanto verrà presentato nella prossima sezione, il lettore dovrà accettare "per fede", senza prove. I numeri quantici verranno semplicemente introdotti per descrivere il comportamento di un elettrone in un atomo, mentre sono una conseguenza della soluzione dell'equazione di Schrödinger.

2.2. Modello quantomeccanico della struttura dell'atomo Heisenberg ha evidenziato le differenze fondamentali nell'osservazione di micro e macro oggetti. L'osservazione di qualsiasi oggetto, in linea di principio, si riduce a due casi:

1) L'oggetto stesso dà segnali. Ad esempio, il rumore di un motore acceso, la radiazione termica, ecc.

2) L'oggetto osservato è soggetto a qualche influenza, ad esempio irradiazione con luce, onde radio, ecc., e il segnale riflesso viene registrato (come è ampiamente utilizzato nei radar, nell'ecolocalizzazione). Inoltre, più forte è l'impatto sull'oggetto osservato, più forte (ceteris paribus) è il segnale riflesso e più affidabile è la registrazione dell'oggetto.

Se si osservano macrooggetti a noi familiari, l'azione della radiazione elettromagnetica (luce, onde radio, ecc.) su di essi non cambia né la loro posizione né la loro velocità. La situazione è completamente diversa quando si osservano oggetti del microcosmo, ad esempio gli elettroni. Sotto l'azione di un quanto di luce su un elettrone, la velocità di quest'ultimo non rimane invariata. Pertanto, avendo determinato la posizione dell'elettrone in un determinato momento sotto l'azione di un fotone, non siamo in grado di determinarne la velocità nello stesso momento: è già cambiata.

Heisenberg ha proposto una relazione, che è stata chiamata la "relazione di incertezza":

dove p è l'incertezza nel valore della quantità di moto della particella e x è l'incertezza nelle sue coordinate. Ne consegue da questa relazione che quanto più precisamente sono determinate le coordinate di un elettrone, tanto meno accuratamente sarà determinata la sua quantità di moto e viceversa. In altre parole, non ha senso parlare della traiettoria di un elettrone, poiché per descrivere quest'ultimo è necessario conoscere esattamente sia le coordinate dell'elettrone che la sua quantità di moto in ogni momento (che è stato incorporato in il modello di Bohr dell'atomo). La relazione di incertezza mostra che una descrizione così accurata del movimento di una particella così piccola come un elettrone è impossibile, cioè il concetto stesso di orbita (traiettoria) di un elettrone risulta insostenibile. È necessario un metodo completamente diverso per descrivere il comportamento di un elettrone in un atomo, fornito dalla meccanica quantistica. In meccanica quantistica, per descrivere il comportamento di un elettrone, sono iniziali due posizioni:

1) il moto di un elettrone è di natura ondulatoria;

2) la nostra conoscenza del comportamento di un elettrone è di natura probabilistica (o statistica).

Sono già state fornite alcune precisazioni sulla prima disposizione (a pagina 25). Commentiamo la seconda posizione. Secondo il principio di indeterminazione di Heisenberg, la posizione di una particella non può mai essere determinata esattamente. La cosa migliore da fare in questo caso è indicare la probabilità con cui la particella si troverà in una regione di spazio V = x y z.

Nel 1926 Schrödinger propose un'equazione in cui la funzione d'onda veniva introdotta per descrivere il comportamento di un elettrone in un atomo. L'equazione è ingannevolmente semplice:

dove E è l'energia totale della particella, è la funzione d'onda e H è Hamilton. L'Hamiltoniana mostra quali operazioni matematiche è necessario eseguire con la funzione d'onda per risolvere l'equazione per l'energia. Il significato fisico della funzione d'onda è difficile da determinare, ma il quadrato del suo modulo | |2 determina la probabilità di trovare un elettrone in una data regione dello spazio.

L'equazione di Schrödinger è esattamente risolta per atomi di idrogeno e simili all'idrogeno (cioè per sistemi costituiti da un nucleo e un elettrone). Dalla soluzione di questa equazione per l'atomo di idrogeno, ne consegue che il comportamento di un elettrone in un atomo è descritto da quattro numeri quantici.

1°. Numero quantico principale n. Può assumere valori da all'infinito, che definiscono:

a) il numero del livello di energia (nella teoria di Bohr, il numero dell'orbita);

b) l'intervallo di energia degli elettroni situati a questo livello;

c) le dimensioni degli orbitali (nella teoria di Bohr, i raggi delle orbite);

d) il numero di sottolivelli di un dato livello di energia (il primo livello è costituito da un sottolivello, il secondo - di due, il terzo - di tre, ecc.).

e) nel sistema periodico di D. I. Mendeleev, il valore del numero quantico principale corrisponde al numero del periodo.

A volte usano le designazioni delle lettere del numero quantico principale, ovvero ogni valore numerico di n corrisponde a una determinata designazione delle lettere:

2°. Numero quantico orbitale o azimutale l. Il numero quantico orbitale determina il momento angolare (momentum) dell'elettrone, il valore esatto della sua energia e la forma degli orbitali.

Il nuovo concetto di "orbitale" suona come la parola "orbita", ma ha un significato completamente diverso. Un orbitale è una regione dello spazio in cui la probabilità di trovare un elettrone ha un certo valore (90 - 95%). A volte la superficie di confine di questa regione è chiamata orbitale e nelle figure, di regola, una sezione di questa regione è rappresentata da un piano che passa per l'origine delle coordinate e giace nel piano della figura. Il centro del nucleo atomico è posto all'origine delle coordinate. Il concetto di orbitale, a differenza di un'orbita, non implica la conoscenza delle coordinate esatte di un elettrone. Il numero quantico orbitale dipende dal numero quantico principale e assume i seguenti valori:

e ogni valore del numero quantico principale n corrisponde a n valori del numero quantico orbitale l. Ad esempio, se n \u003d 1, l assume solo un valore (l \u003d 0) per n \u003d 2, il valore l assume due valori: 0 e 1, ecc. Ogni valore numerico di l corrisponde a un determinato valore geometrico forma degli orbitali e gli viene assegnata una designazione con una lettera. Le prime designazioni di quattro lettere sono di origine storica e sono associate alla natura delle righe spettrali corrispondenti alle transizioni elettroniche tra questi sottolivelli: s, p, d, f - le prime lettere delle parole inglesi usate per denominare le righe spettrali acute ( acuto), principale (principale), diffuso (diffuso), fondamentale (principale). Le designazioni degli altri sottolivelli sono in ordine alfabetico: g, h, ....

Significato l l Numero di sottolivelli Ogni sottolivello è determinato da due numeri quantici: quello principale (quando scrivono, di solito indicano un valore numerico) e orbitale (quando scrivono, di solito usano una designazione di lettere). Ad esempio, un sottolivello di energia per il quale n = 2 e l = 1 dovrebbe essere scritto come:

2p sottolivello. Tutti gli orbitali con gli stessi valori di l hanno la stessa forma geometrica e, a seconda dei valori del numero quantico principale, differiscono per dimensioni, cioè sono figure simili. Ad esempio, tutti gli orbitali per i quali l = 0 (s-orbitali) hanno la forma di una sfera, ma differiscono nei raggi, a seconda del valore del numero quantico principale n. Maggiore è il valore di n, maggiori saranno le dimensioni degli orbitali, ad esempio l'orbitale 1s dimensioni più piccole, il raggio dell'orbitale 2s è maggiore, 3s è ancora maggiore.

3°. Numero quantico magnetico ml. La rotazione di un elettrone attorno al nucleo può essere paragonata al movimento della corrente in un circuito chiuso. In questo caso, sorge un campo magnetico, la cui forza è diretta perpendicolarmente al piano di rotazione dell'elettrone. Se un atomo si trova in un campo magnetico esterno, allora, secondo i concetti della meccanica quantistica, i suoi elettroni devono essere disposti in modo tale che le proiezioni dei loro momenti magnetici sulla direzione di questo campo siano intere (vedi Fig. 3). Allo stesso tempo, possono assumere valori sia negativi che positivi, compreso lo zero.

Il valore numerico della proiezione del momento magnetico è il numero quantico magnetico. Se il valore del numero quantico orbitale è l, il numero quantico magnetico assumerà valori da - l a + l, incluso zero. Il numero totale di valori sarà 2l + 1.

Riso. 3. Il significato fisico del numero quantico magnetico Pertanto, il numero quantico magnetico determina la posizione degli orbitali nello spazio rispetto al sistema di coordinate scelto.

Il numero totale di valori possibili di ml mostra in quanti modi possono essere disposti nello spazio gli orbitali di un dato sottolivello, ad es.

il numero totale di orbitali nel sottolivello.

orbitali del sottolivello Il numero quantico orbitale l = 0 corrisponde al valore univoco del numero quantico magnetico ml = 0. Questi valori caratterizzano tutti gli orbitali s che hanno la forma di una sfera. Poiché in questo caso il numero quantico magnetico assume un solo valore, ogni sottolivello s è costituito da un solo orbitale. Consideriamo un qualsiasi p-sottolivello: a l = 1, gli orbitali sono a forma di manubrio (otto volumetrici), il numero quantico magnetico assume i seguenti valori ml = – 1, 0, + 1 (tre valori), pertanto, il p-sottolivello è costituito da tre orbitali, e questi orbitali si trovano lungo tre assi coordinati e, rispettivamente, sono indicati con px, py, pz. Per il d-sottolivello l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (valori), e qualsiasi d-sottolivello è costituito da cinque orbitali, che sono disposti in un certo modo nello spazio (vedi Fig . 6) e rispettivamente sono designati dxy, dxz, dzy, d z 2 e d x 2 y 2. Quattro dei cinque dorbitali hanno la forma di rosette a quattro petali, ciascuna delle quali è formata da due manubri, il quinto orbitale è un manubrio con un toro sul piano equatoriale (d z 2 -orbitale) e posizionato lungo l'asse z. I "petali" dell'orbitale d x 2 y 2 si trovano lungo gli assi xey. Gli orbitali dxy, dxz e dyz si trovano tra i rispettivi assi.

Riso. 4. Configurazioni spaziali degli orbitali s, p e d Il quarto livello di energia consiste di quattro sottolivelli – s, p, d e f. I primi tre sono simili a quelli discussi sopra, e il quarto, il sottolivello f, consiste già di sette orbitali, le cui configurazioni spaziali sono piuttosto complesse, e non li considereremo.

4°. Numero quantico di spin (spin dell'elettrone), ms. Nel 1926

Uhlenbeck e Goldsmith hanno mostrato che oltre al moto orbitale, l'elettrone deve partecipare alla rotazione attorno al proprio asse passante per il centro. Pertanto, l'elettrone deve avere il proprio momento angolare e, poiché è una particella carica, il momento magnetico. Questa rappresentazione è piuttosto primitiva, ma è usata per chiarezza, quindi la useremo.

Sono possibili solo due sensi di rotazione di un elettrone attorno al suo asse:

in senso orario e antiorario. Pertanto, il numero quantico di spin assume solo due valori: + 1 e 1.

Riso. 5. Emersione dello spin dell'elettrone (secondo Uhlenbeck e Goldsmith) Pertanto, lo stato di un elettrone in un atomo è determinato da un insieme di valori di quattro numeri quantici. Il concetto di "orbitale" è stato dato sopra (vedi p. 29). Definiamo più chiaramente alcuni dei termini che sono stati usati per spiegare il significato fisico dei numeri quantici e saranno usati in seguito.

Un gruppo di orbitali con lo stesso valore del numero quantico orbitale forma un sottolivello di energia.

L'insieme di tutti gli orbitali con lo stesso valore del numero quantico principale, cioè gli orbitali con valori energetici vicini, forma un livello di energia.

Se non ci sono problemi speciali nella descrizione della struttura di un atomo di idrogeno - solo un elettrone, che nello stato fondamentale dovrebbe occupare un orbitale con un'energia minima, allora quando si descrive la struttura degli atomi multielettronici, è necessario tenere conto del interazione di un elettrone non solo con il nucleo, ma anche con altri elettroni. Ciò pone il problema della sequenza in cui gli elettroni riempiono i vari sottolivelli dell'atomo. Questa sequenza è determinata da tre "regole".

1. Principio di Pauli. Un atomo non può avere due elettroni con lo stesso insieme di valori per tutti e quattro i numeri quantici.

Ciò significa che gli elettroni devono differire nel valore di almeno un numero quantico. I primi tre numeri quantici caratterizzano l'orbitale in cui si trova l'elettrone. E se due elettroni hanno lo stesso insieme, significa che si trovano nello stesso orbitale. Secondo il principio di Pauli, devono differire per il valore della rotazione. Ne consegue che solo due elettroni con valori di spin opposti possono trovarsi in un orbitale.

Per determinare la "capacità" del livello di energia, ad es.

il numero massimo di elettroni che può essere al livello del numero quantico principale n, compileremo la seguente tabella:

La capacità elettronica massima dei primi tre livelli di energia La tabella mostra che il numero di orbitali a un dato livello di energia, in funzione del valore di n, forma una progressione aritmetica, dove il primo termine è a1 = 1, e l'ultimo è an = 2l + 1. La differenza di progressione è 2 e il numero di membri - n. La somma Sn della progressione in questo caso sarà pari a:

e tenendo conto di l = n - Pertanto, il numero totale di orbitali a livello di energia con il valore del numero quantico principale n è uguale a n2. E poiché solo due elettroni possono essere in un orbitale, otteniamo che la massima capacità elettronica del livello di energia è 2n2.

Esiste una certa forma di registrazione dello stato di un elettrone in un atomo.

Ad esempio, per lo stato fondamentale di un atomo di idrogeno, appare così:

Ciò significa che nel primo livello di energia c'è un elettrone nel sottolivello s. Esiste un'altra forma di registrazione della distribuzione degli elettroni su sottolivelli: l'utilizzo di celle quantistiche.

In questo caso, l'orbitale è convenzionalmente indicato da quadrati e gli elettroni da frecce o, a seconda del segno dello spin. Quindi la struttura elettronica dell'atomo di idrogeno può essere rappresentata come segue:

La struttura elettronica di un atomo con un gran numero di elettroni, come un atomo di boro, può essere scritta nei seguenti modi:

2. La regola di Hund. Questa regola determina la sequenza in cui gli orbitali sono riempiti di elettroni all'interno di un sottolivello.

La regola di Hund è formulata come segue: "All'interno di un sottolivello, gli elettroni sono disposti in orbitali in modo tale che il loro spin totale sia massimo, cioè il sottolivello dovrebbe avere il numero massimo di elettroni spaiati". Considera l'implementazione di questa regola sull'esempio di riempimento del sottolivello p.

Opzione 1 rotazione totale Opzione 2 rotazione totale Secondo la regola di Hund, gli orbitali vengono riempiti secondo la prima opzione, cioè prima gli elettroni occupano tutti gli orbitali liberi e solo allora si accoppiano.

3. Il principio della minima energia (regola di Klechkovsky).

Il riempimento dei livelli di energia negli atomi simili all'idrogeno (un microsistema costituito da un nucleo e un elettrone) avviene secondo la crescita monotona del numero quantico principale n (n = 1, 2, 3, ... ecc.). Per ogni valore di n, i sottolivelli devono essere compilati nell'ordine del numero quantico orbitale crescente l, che assume valori da 0 a (n – 1). E il riempimento del livello di energia successivo inizia solo quando il livello precedente è completamente riempito. Il numero massimo di elettroni nel livello di energia è determinato dalla formula 2n2 e, pertanto, il numero massimo di elettroni nei periodi dovrebbe essere il seguente:

In realtà, però, nella Tavola Periodica si osserva un quadro diverso:

Come si può vedere da questa tabella, i periodi sono disposti a coppie, l'unica eccezione è il primo periodo, che contiene solo due elementi, in cui è riempito il primo livello di energia, costituito da un sottolivello, e non ci sono elettroni interni che potrebbe influenzare la struttura del livello esterno. In altri casi si osserva la seguente immagine: la struttura del terzo periodo è simile alla struttura del secondo (ed entrambi contengono 8 elementi), la struttura del quinto periodo è simile alla struttura del quarto (ed entrambi contengono 18 elementi), il settimo è simile alla struttura del sesto (32 elementi ciascuno).

Un accordo molto migliore con la realtà è dato dalla distribuzione degli elettroni in gruppi proposta da V. M. Klechkovsky: "In un atomo, ogni elettrone occupa il sottolivello in cui la sua energia sarà minima".

Si è detto sopra che l'energia di un elettrone è determinata non solo dal valore del numero quantico principale, ma anche dal valore di quello orbitale, quindi per determinare quale sottolivello sarà riempito di elettroni in primo luogo , è necessario tenere conto dei valori di entrambi i numeri quantici.

Per l'applicazione pratica, la regola di Klechkovsky può essere formulata come segue:

sequenze di aumento della somma dei valori dei numeri quantici principali e orbitali ad essi corrispondenti.

b) "Nel caso degli stessi valori di questa somma per più sottolivelli, viene riempito per primo il sottolivello per il quale il numero quantico principale ha il valore più piccolo."

Consideriamo un'applicazione specifica di questa regola:

Per i primi due valori delle somme (n+l), rispettivamente pari a 1 e 2, non c'è opzioni alternative, e i sottolivelli vengono compilati nella seguente sequenza: 1s e poi 2s. A partire da un valore di somma di 3, sorgono due opzioni: per riempire il sottolivello 2p o il sottolivello 3s. In accordo con la regola di Klechkovsky, scegliamo il sottolivello per il quale n ha un valore minore, cioè il 2p-sottolivello.

Quindi il sottolivello 3s viene riempito. Inoltre, il valore n + l = 4. Esistono ancora due di questi valori: per il sottolivello 3p e per il sottolivello 4s (un caso simile al precedente). Il 3p- e poi il 4s-sottolivello verranno riempiti per primi. Il sottolivello 3d rimane libero, poiché la somma n + l per esso è maggiore che per 4s.

la sequenza di riempimento dei sottolivelli di energia:

Ma tale riempimento si verifica fino a un certo punto. Se consideriamo la variazione dell'energia dei sottolivelli con un aumento della carica del nucleo atomico (vedi Fig. 8), allora possiamo vedere che l'energia di tutti i sottolivelli diminuisce. Ma il tasso di diminuzione dell'energia nei diversi sottolivelli non è lo stesso. Pertanto, se prima del calcio il sottolivello 3d era di energia superiore a 4s, allora partendo dallo scandio e dagli elementi successivi, la sua energia diminuisce drasticamente, come evidenziato, ad esempio, dalla struttura elettronica dello ione Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). Dalla struttura elettronica data dello ione si può vedere che due elettroni di valenza del ferro hanno lasciato il sottolivello 4s meno favorevole dal punto di vista energetico. Una simile inversione di energia si osserva per i sottolivelli 5s e 4f, così come per i sottolivelli 6s e 5f.

Riso. 6. Schema della variazione dell'energia dei sottolivelli con aumento della carica del nucleo.

Successivamente, è stato riscontrato che i sottolivelli completamente e parzialmente riempiti hanno una maggiore stabilità. Quindi, per il sottolivello d, le configurazioni elettroniche stabili sono d 10 e d 5, e per il sottolivello f, rispettivamente f 14 e f 7. Questo spiega le anomalie nella struttura dei livelli di energia esterna di alcuni elementi, ad esempio, nel cromo, gli elettroni di valenza avrebbero dovuto trovarsi 3d 44s2, ma in realtà - 3d 54s1, il rame dovrebbe avere 3d 94s2, ma in realtà 3d 104s1. Transizioni simili di elettroni dal sottolivello s al sottolivello d si osservano in molibdeno, argento, oro e anche negli elementi f.

Ci sono anche altre anomalie nella struttura dei livelli di energia esterna, principalmente negli attinidi, che non verranno qui considerate.

Lo stato di un elettrone in un atomo è determinato da un insieme di valori di quattro numeri quantici, ognuno dei quali riflette un certo quantità fisica. Per i primi tre numeri quantici si può anche introdurre un'interpretazione geometrica:

il numero quantico principale n determina la dimensione degli orbitali, il numero quantico orbitale l determina la forma geometrica degli orbitali, il numero quantico magnetico ml determina la posizione degli orbitali nello spazio rispetto al sistema di coordinate scelto.

Il riempimento dei sottolivelli energetici degli atomi con elettroni nello stato non eccitato obbedisce a tre regole:

Il principio di Pauli, il governo di Hund e il governo di Klechkovsky.

1. Gli elettroni dello ione Rb+ possono trovarsi nei seguenti orbitali:

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

Decisione. L'elemento Rb è nel sottogruppo principale I del gruppo V del periodo della tavola periodica, il che significa che il suo livello elettronico inizia a riempirsi con il numero quantico principale n = 5: 5s1. Lo ione Rb+ ha perso un elettrone esterno. Ciò significa che non ci sono elettroni né sugli orbitali 5p né su quelli 5s dello ione Rb+ non eccitato. Tuttavia, gli elettroni possono spostarsi su questi orbitali quando l'atomo è eccitato.

Rappresentiamo il penultimo livello (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Ha 8 elettroni, come qualsiasi elemento s (cioè un elemento del sottogruppo principale del gruppo I o II della tavola periodica, in cui s- il sottolivello è pieno). Perché i sottolivelli 4d e 4f sono vuoti? Il fatto è che l'energia del sottolivello 4d è superiore a 5s e 4f è persino superiore a 6s e i sottolivelli con energia inferiore vengono riempiti per primi (regola di Klechkovsky). Quindi, gli elettroni Rb+ possono trovarsi in orbitali 4p.

Resta da vedere se possono trovarsi in orbitali 3f. Per n = il numero quantico orbitale l assume i valori 0,1,2, che corrispondono ai sottolivelli s, p e d. E il sottolivello 3f semplicemente non esiste.

2. Fornire esempi di tre particelle (atomi, ioni) con la configurazione elettronica 1s22s2p63s2p6.

Decisione. Articolo adatto Sistema periodico - Ar (elettroni sul terzo - esterno - livello elettronico). È chiaro che non esistono altri atomi con una tale configurazione elettronica. Ma sappiamo che gli elementi che mancano, di regola, di 1-3 elettroni in un guscio stabile di 8 elettroni, tendono ad acquisirli e diventano ioni negativi, e avendo 1-3 elettroni al livello successivo, li abbandonano e diventano positivi ioni. . Quindi può essere Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Scegli qualsiasi tre particelle che ti piacciono.

3. Quanti elementi ci sarebbero nel periodo V se il numero quantico di spin avesse un singolo valore - 1?

Decisione. In realtà, il numero quantico di spin, come sai, assume due valori diversi: + 1 e - 1. Se avesse un valore unico, allora il guscio elettronico potrebbe ospitare la metà del numero di elettroni, poiché devono essere tutti diversi tra loro altro un insieme di numeri quantici (principio di Pauli), e, di conseguenza, gli elementi nel periodo sarebbero 2 volte inferiori.

4. Quali numeri quantici e come dovrebbero, secondo te, cambiare durante il passaggio dal nostro mondo a 1) unidimensionale;

2) a cinque dimensioni?

Decisione. Per rispondere a questa domanda è necessario capire quali dei 4 numeri quantici sono legati alla dimensione dello spazio.

Il numero quantico principale n determina il numero di livelli elettronici (shell, strati) e caratterizza principalmente la dimensione della nuvola di elettroni:

È chiaro che la dimensione dello spazio (diversa da zero) non intacca questa caratteristica.

Il numero quantico orbitale l caratterizza la forma della nuvola di elettroni. Oltre al tridimensionale, possiamo immaginare visivamente solo mondi bidimensionali e unidimensionali. In un mondo bidimensionale, le nuvole di elettroni, come tutto il resto, diventeranno piatte, ma il concetto di forma rimarrà. In sostanza, l'immagine delle nubi volumetriche di elettroni su carta, la loro proiezione nel piano del foglio, è, in una certa misura, una transizione verso un mondo bidimensionale. Per quanto riguarda l'unidimensionale, qui viene cancellato il concetto di forma, rimane solo la dimensione (lunghezza). Probabilmente, il numero quantico orbitale perderà il suo significato in questo caso.

Se consideriamo uno spazio di una dimensione superiore alla nostra, allora il concetto di "forma" qui diventa molto più ampio e non si può escludere che saranno necessari valori di l più diversi per descrivere l'intera varietà di forme di elettroni nuvole per un dato n.

Il numero quantico magnetico ml caratterizza l'orientamento spaziale della nuvola di elettroni, il che significa che dipende direttamente dalla dimensione. Per l = 0, ml può assumere l'unico valore 0, che riflette l'unica possibilità di orientamento nello spazio di una s-nuvola sferica simmetrica. Per l = 1 ml ne occorrono 3 significati diversi: – 1, 0, 1 – le p-cloud a forma di manubrio possono essere estese lungo diversi assi di coordinate: px, py, pz. Se la dimensione dello spazio, cioè

il numero di assi di coordinate cambia, quindi cambierà anche il numero di possibilità per la disposizione delle nuvole di elettroni, il che significa che il set ml sarà diverso.

Poiché il numero di diversi valori di ml per un dato l determina il numero di orbitali a un dato sottolivello, ciò porta a cambiamenti significativi nella chimica.

ms - numero quantico di spin - assume due valori: + e -. Ciò riflette il fatto che possono esserci due elettroni "contorti opposti" in un orbitale. Di solito lo spin è associato al momento angolare intrinseco dell'elettrone e, come tale, può cambiare al momento del passaggio a una diversa dimensione dello spazio.

1. Trova nel sistema periodico tanti casi di violazione della legge periodica formulata da D. I. Mendeleev:

"le proprietà chimiche e fisiche degli elementi sono in relazione periodica con i loro pesi atomici". Come si spiegano queste violazioni?

2. Gli elettroni di a) ioni Na+ non eccitati, b) eccitati possono trovarsi negli orbitali 2s, 2d, 3f, 4s, 5d? Giustificare.

3. Scrivi la struttura elettronica degli atomi degli elementi del I e ​​II periodo del Sistema Periodico.

4. Fornisci due esempi di sostanze complesse che contengono solo particelle con struttura elettronica 1s22s2p6.

5. Quali sono i numeri quantici per l'elettrone più esterno di un atomo di litio non eccitato?

6. Supponiamo che un certo universo Y abbia un insieme di numeri quantici:

Quanti elementi ci sarebbero nel III periodo del sistema periodico dell'universo Y?

Quante dimensioni pensi che possano esserci nell'universo Y?

7. Come cambierebbe il numero di elementi nel secondo periodo del nostro sistema periodico se, con altri numeri quantici costanti, lo spin avesse i valori ms = ± 1?

8. Quanti protoni e quanti neutroni sono contenuti nei nuclei degli atomi a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

molecole sostanze chimiche rappresentare sistema complesso nuclei atomici ed elettroni. Gli atomi in una molecola sono trattenuti principalmente da forze elettrostatiche. In questo caso, si dice che sono legati da un legame chimico. Il legame chimico è effettuato dagli elettroni s e p degli elettroni esterno e d dello strato pre-esterno. Questa connessione è caratterizzata dai seguenti parametri:

1. Lunghezza del legame: la distanza internucleare tra due atomi legati chimicamente.

2. Angolo di valenza - l'angolo tra le linee immaginarie che passano attraverso i centri di atomi chimicamente legati.

3. Energia di legame: la quantità di energia spesa per romperla allo stato gassoso.

4. Molteplicità di legami: il numero di coppie di elettroni attraverso le quali viene effettuato un legame chimico tra gli atomi.

Un atomo in una molecola è un concetto condizionale, poiché la sua energia e il suo stato elettronico sono fondamentalmente diversi da un atomo isolato, la cui struttura è stata discussa nel capitolo precedente. Consideriamo quali forze sorgono tra le particelle nel sistema più semplice costituito da due protoni e un elettrone (vedi Fig. 9). Se mettiamo insieme due protoni, tra loro sorgeranno forze repulsive e non è necessario parlare di ottenere un sistema stabile. Mettiamo un elettrone nel loro campo. Qui possono sorgere due casi.

Riso. 9. Distribuzione delle forze di interazione tra nuclei e un elettrone in H+.

Il primo, quando l'elettrone si trova tra i protoni (a), e il secondo, quando si trova dietro uno di essi (b). In entrambi i casi sorgono forze attrattive. Nel primo caso, le componenti di queste forze (proiezioni) sull'asse passante per i centri protonici sono dirette in direzioni opposte con forze repulsive (vedi Fig. 9a) e possono compensarle.

Questo crea un sistema energeticamente stabile. Nel secondo caso, le componenti delle forze attrattive sono dirette in direzioni diverse (vedi Fig. 9b) ed è difficile parlare di bilanciamento delle forze repulsive tra i protoni. Ne consegue che per il verificarsi di un legame chimico con la formazione di una molecola o di uno ione, gli elettroni devono trovarsi prevalentemente nello spazio internucleare. Questa regione è chiamata regione di legame, perché quando vi sono presenti elettroni, si forma un legame chimico. L'area dietro i nuclei è chiamata allentamento, perché quando gli elettroni vi entrano, non si forma un legame chimico. Qui è stato considerato il caso più semplice della formazione di un legame chimico nello ione H+. Applicando considerazioni simili alla molecola di idrogeno, possiamo concludere che la comparsa di un secondo elettrone nella regione di legame stabilizza ancora di più il sistema. Pertanto, è necessaria almeno una coppia di elettroni per formare un legame chimico stabile.

Gli spin dell'elettrone in questo caso devono essere antiparalleli, cioè

diretto in direzioni diverse. La formazione di un legame chimico deve essere accompagnata da una diminuzione dell'energia totale del sistema.

Riso. 10. Cambiamento nell'energia potenziale di un sistema di due atomi di idrogeno come Si consideri il cambiamento nell'energia potenziale del sistema usando l'esempio dell'approccio di due atomi di idrogeno. Quando gli atomi sono a una distanza molto grande l'uno dall'altro, non interagiscono e l'energia di un tale sistema è vicina allo zero. Man mano che si avvicinano, sorgono forze di attrazione tra l'elettrone di un atomo e il nucleo di un altro e viceversa.

Queste forze aumentano inversamente al quadrato della distanza tra gli atomi. L'energia del sistema è ridotta. Quando gli atomi si avvicinano, la forza repulsiva tra i loro nuclei e gli elettroni inizia a svolgere il ruolo.

L'aumento delle forze repulsive è inversamente proporzionale alla sesta potenza della distanza. La curva dell'energia potenziale passa per un minimo e poi sale bruscamente (Fig. 10).

La distanza corrispondente alla posizione del minimo sulla curva è la distanza internucleare di equilibrio e determina la lunghezza del legame chimico. Poiché gli atomi in una molecola partecipano al movimento oscillatorio attorno alla posizione di equilibrio, la distanza tra loro cambia costantemente, cioè gli atomi non sono rigidamente collegati tra loro.

La distanza di equilibrio corrisponde a una data temperatura a un valore medio. All'aumentare della temperatura, l'ampiezza dell'oscillazione aumenta. A una temperatura sufficientemente alta, gli atomi possono separarsi a una distanza infinitamente grande l'uno dall'altro, il che corrisponderà alla rottura di un legame chimico. La profondità del minimo lungo l'asse dell'energia determina l'energia del legame chimico e il valore di questa energia, presa con il segno opposto, sarà uguale all'energia di dissociazione della data particella biatomica. Se gli atomi di idrogeno si avvicinano l'uno all'altro, i cui elettroni hanno spin paralleli, tra gli atomi sorgono solo forze repulsive e l'energia potenziale di un tale sistema aumenterà (Fig. 10).

Riso. 11. I risultati dell'aggiunta di due sinusoidi.

Come notato sopra, gli elettroni s, p e d partecipano alla formazione di un legame chimico, avendo diverse configurazioni geometriche di nuvole di elettroni e vari segni funzioni d'onda nello spazio. Per il verificarsi di un legame chimico, è necessario sovrapporre le parti dei gusci di elettroni con lo stesso segno della funzione d'onda. In caso contrario, non si forma alcun legame chimico.

Questa affermazione può essere facilmente spiegata dall'esempio della sovrapposizione di due sinusoidi, che, in prima approssimazione, possono essere identificate con funzioni d'onda (vedi Fig. 11):

Nel caso di sovrapposizione di due sinusoidi con segno diverso nella stessa area (Fig. 11a), la loro componente totale sarà uguale a zero - non c'è connessione. Nel caso opposto, si aggiungono le ampiezze di oscillazione e si forma una nuova sinusoide: si è formato un legame chimico (Fig. 11b).

A seconda della simmetria delle nuvole di elettroni, a seguito della sovrapposizione di cui si forma un legame chimico, la nuvola di elettroni totale avrà una simmetria diversa, in base alla quale si dividono in tre tipi:

E - connessioni.

La comunicazione viene effettuata quando le nuvole si sovrappongono lungo la linea che collega i centri degli atomi, mentre la massima densità elettronica si ottiene nello spazio internucleare e ha una simmetria cilindrica rispetto alla linea che collega i centri degli atomi. Come si può vedere dalla figura. 12, a causa della loro simmetria sferica, gli elettroni s prendono sempre parte alla formazione di un legame. Formano un legame come risultato della sovrapposizione con i seguenti elettroni di un altro atomo: elettroni s–, pX–, d X 2 Y 2. Con gli elettroni in altri orbitali, ad esempio pY o pZ, la formazione di un legame chimico è impossibile, poiché c'è una sovrapposizione nelle aree in cui la densità elettronica ha segni opposti. La possibilità di formazione di legami da parte di elettroni s non è esaurita; può formarsi nel caso di sovrapposizione di altre nubi di elettroni, come due pX o pX e Fig. 12. Alcuni esempi di formazione di -connessioni.

I legami sorgono quando le nuvole di elettroni si sovrappongono sopra e sotto la linea che collega i centri degli atomi. Anche le nubi di elettroni totali sono simmetriche rispetto a questo asse, ma non hanno simmetria cilindrica, come nel caso dei legami -. A causa della loro disposizione spaziale, il legame è formato da elettroni su coppie di orbitali come pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

La connessione è formata solo da elettroni d a causa della sovrapposizione di tutti e quattro i loro petali di nubi di elettroni situate su piani paralleli. Ciò è possibile quando gli elettroni dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ sono coinvolti nella formazione del legame.

La classificazione dei legami chimici basata sulla simmetria delle nubi di elettroni è stata considerata sopra. Esiste un altro approccio alla classificazione di un legame chimico, basato sulla natura della distribuzione della densità elettronica tra gli atomi in una molecola, ad es.

un legame chimico è considerato dal punto di vista dell'appartenenza di una coppia di elettroni all'uno o all'altro atomo. Sono possibili tre casi. Primo:

Una coppia di elettroni collega due atomi identici in una molecola. In questo caso, appartiene ugualmente a entrambi. In una molecola non c'è separazione dei centri di gravità delle cariche positive e negative.

Coincidono e un tale legame è chiamato covalente non polare. Se una coppia di elettroni lega due atomi diversi, si sposta verso un atomo più elettronegativo. I centri di gravità delle cariche positive e negative sono separati, il legame diventa polare ed è chiamato legame polare covalente.

Il terzo caso è connesso con il trasferimento completo della coppia di elettroni in possesso di uno degli atomi. Ciò si verifica durante l'interazione di due atomi che differiscono nettamente per elettronegatività, cioè la capacità di trattenere una coppia di elettroni nel loro campo elettrico. In questo caso, l'atomo che ha donato elettroni diventa uno ione caricato positivamente e l'atomo che li ha accettati diventa negativo. In questo caso, il legame è chiamato ionico.

La natura del legame determina in gran parte le proprietà fisico-chimiche delle sostanze.

Le sostanze le cui molecole sono caratterizzate da un legame covalente non polare possono formare reticoli cristallini molecolari e atomici allo stato solido. Nei reticoli molecolari si osserva un'interazione intermolecolare molto debole. Le molecole sono trattenute ai nodi del reticolo cristallino a causa della formazione di dipoli istantanei e indotti in esse. La separazione dei centri di gravità delle cariche negative e positive in una molecola avviene a causa della rotazione di una coppia di elettroni e della sua posizione in un determinato momento dietro uno dei nuclei. Un tale stato nella molecola si osserva per un tempo molto breve. Pertanto, un tale dipolo è chiamato istantaneo. Tuttavia, questo tempo è sufficiente per indurre un dipolo su un'altra molecola. Le forze che legano le molecole attraverso la formazione di dipoli istantanei e indotti sono spesso chiamate forze di van der Waals. Nel caso generale, le forze di van der Waals includono qualsiasi forza di interazione intermolecolare: dipolo-dipolo, orientativa, dispersione, ecc. Le forze di Van der Waals sono molto deboli, per cui il reticolo cristallino viene facilmente distrutto da un leggero riscaldamento. Tutte le sostanze aventi reticoli cristallini molecolari hanno bassi punti di fusione e di ebollizione. La forza di van der Waals aumenta con il numero di elettroni nella molecola, all'aumentare della probabilità della formazione di dipoli istantanei. L'idrogeno ha una coppia di elettroni, motivo per cui ha il punto di ebollizione più basso. Le molecole di ossigeno e azoto differiscono nel contenuto di elettroni per coppia. I loro punti di ebollizione differiscono di 13 C.

Le sostanze semplici con reticolo cristallino atomico, invece, sono caratterizzate da punti di fusione e di ebollizione molto elevati. In questo caso, un numero infinito di atomi sono collegati da legami covalenti non polari in una molecola gigante. L'energia di rottura di un legame covalente non polare è alta. Pertanto, per distruggere un tale reticolo cristallino, sono necessari ingenti costi energetici. Allo stesso tempo, se una sostanza è caratterizzata da una distanza interatomica nel reticolo cristallino, avrà anche una durezza molto elevata. Un esempio è un diamante.

Anche i punti di fusione e di ebollizione delle sostanze i cui atomi nella molecola sono collegati da un legame polare covalente e hanno un reticolo molecolare sono bassi, ma superiori a quelli delle sostanze con molecole non polari. La maggior parte di essi sono gas a temperatura ambiente.

Un esempio è acido cloridrico, acido solfidrico, ecc. Non esiste una relazione diretta tra l'entità del momento di dipolo e il punto di ebollizione. Molto probabilmente, è determinato dal peso molecolare del composto, ad eccezione di ammoniaca, acqua e acido fluoridrico.

Questi composti, in una serie di simili, hanno i punti di fusione e di ebollizione più alti, il loro forte aumento è spiegato dalla formazione di legami idrogeno tra le molecole.

atomi elettronegativi. Spostano fortemente la densità elettronica nella molecola verso se stessi. Di conseguenza, l'idrogeno forma un orbitale praticamente libero e, ad esempio, un atomo di fluoro ha una coppia di elettroni liberi. Diventa possibile formare legami aggiuntivi tra le molecole mediante il meccanismo donatore-accettore, che porta all'esistenza di molecole della composizione (HF)n e (H2O)n non solo nella fase liquida, ma anche nella fase gassosa. La presenza di tali molecole porta ad un aumento dei punti di ebollizione e di fusione rispetto agli stessi valori degli analoghi.

I punti di fusione e di ebollizione più alti sono posseduti da sostanze nei nodi del reticolo cristallino di cui si trovano gli ioni.

Ciò è dovuto alla forte interazione elettrostatica di ioni positivi e negativi. Le forze repulsive di ioni simili sono molto minori, poiché si trovano a grandi distanze l'una dall'altra. Di conseguenza, tutte le sostanze con reticoli cristallini ionici hanno valori elevati della sua energia di formazione. Il legame ionico avviene negli alogenuri, negli ossidi e nei sali come nitrati, solfati, ecc. La distruzione dei cristalli ionici richiede una notevole energia termica, che determina gli alti punti di fusione e di ebollizione, che, a loro volta, dipenderanno dalla carica di gli ioni, i loro raggi e il rivestimento elettronico. Maggiore è la carica e minore è il raggio dello ione, maggiore è il punto di fusione. Un'altra proprietà delle sostanze ioniche è la capacità di formare fusi che conducono bene l'elettricità.

Pertanto, possiamo concludere che le proprietà fisico-chimiche dei composti dipendono fortemente dalla natura del legame chimico in essi contenuto.

Una coppia di elettroni che forma un legame chimico, come già notato, è di uso comune di due nuclei. In questo caso, il moto di ciascun elettrone sarà descritto da una nuova funzione d'onda, che è la soluzione dell'equazione di Schrödinger per questo sistema. Questa funzione d'onda è diversa dalle funzioni atomiche ed è chiamata funzione molecolare corrispondente a uno specifico orbitale molecolare. Gli orbitali molecolari sono caratterizzati da determinati valori dell'energia totale del sistema. In una molecola, come in un atomo, c'è una sequenza di livelli di energia. Tuttavia, non è possibile ottenere per loro una soluzione rigorosa dell'equazione di Schrödinger, e quindi ricorrono a metodi di calcolo approssimativi che differiscono tra loro nel modo in cui viene specificata la funzione d'onda molecolare. Maggior parte ampio utilizzo ha ricevuto due metodi: il metodo dei legami di valenza e il metodo degli orbitali molecolari.

Nel metodo dei legami di valenza, un legame chimico è considerato a due elettroni e a due centri, cioè una coppia di elettroni che formano un legame è localizzata nello spazio tra due atomi ed è nel loro uso comune. Ci sono due possibili meccanismi per la formazione di una coppia di elettroni comune. Il primo si chiama scambio e consiste nell'accoppiamento di due elettroni appartenenti ad atomi diversi ed aventi spin opposti. Può essere espresso nel modo seguente:

Il secondo meccanismo, chiamato meccanismo donatore-accettore, porta alla formazione di un legame chimico fornendo una coppia di elettroni di uso comune da parte di un atomo e un orbitale libero dall'altro.

Un atomo che fornisce una coppia di elettroni è chiamato donatore e un atomo che ha un orbitale libero è chiamato accettore. Lo schema di formazione della connessione in questo caso si presenta così:

Considera le possibilità di prevedere la composizione composti chimici tra idrogeno ed elementi del secondo periodo del sistema periodico: Li, Be, B, C, N, O, F, poiché c'è un solo elettrone nell'atomo di idrogeno, e la formazione di un legame avverrà in base allo scambio meccanismo.

L'atomo di litio al sottolivello 2s ha un elettrone spaiato e, quindi, il composto deve avere la composizione LiH. L'atomo di berillio ha questo sottolivello riempito e non c'è un singolo elettrone spaiato, quindi il berillio non dovrebbe formare un singolo legame chimico. Per il boro e i seguenti elementi (C, N, O, F), il sottolivello 2p viene riempito successivamente e gli atomi di questi elementi avranno un certo numero di elettroni spaiati. Se, nella formazione di legami, viene presa in considerazione solo la presenza di elettroni spaiati, per questi elementi dovrebbe essere formato quanto segue: composti di idrogeno: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Ciò dimostra che, utilizzando solo il meccanismo di scambio per la formazione di un legame chimico, si può entrare in conflitto con i dati sperimentali: il berillio forma un composto con idrogeno della composizione BeH2, anche i composti idrogeno del boro hanno una composizione diversa e il il composto più semplice di carbonio con idrogeno ha la composizione CH4 Eliminare questa contraddizione è possibile, supponendo che gli atomi degli elementi del secondo periodo partecipino alla formazione di molecole in uno stato eccitato, cioè gli s-elettroni sono depaired e loro passare al sottolivello p. Ma qui sorge un'altra discrepanza con i dati sperimentali. Poiché le energie degli elettroni s e p sono diverse, anche le energie dei legami chimici che formano devono differire e, pertanto, tali legami E–H devono avere lunghezze diverse (a seconda del tipo di orbitali coinvolti nella loro formazione) . È possibile armonizzare teoria ed esperimento introducendo l'ipotesi di mediare le energie dei sottolivelli s e p e la formazione di nuovi livelli in cui le energie degli elettroni già in orbite di tipo diverso sono le stesse. E se è così, allora secondo la regola di Hund, il numero massimo di elettroni spaiati appare nell'atomo. Questa ipotesi è stata chiamata il fenomeno dell'ibridazione e gli orbitali formati come risultato della media delle energie dei sottolivelli sono chiamati ibridi. Naturalmente, in questo caso, sia la forma delle nubi di elettroni che la loro posizione nello spazio cambiano. A seconda di quali orbitali sono coinvolti nella formazione di orbitali ibridi, vengono considerati vari tipi di ibridazione e configurazioni spaziali degli orbitali ibridi risultanti (vedi Fig. 14.). Il numero di orbitali ibridi risultanti dovrebbe essere uguale al numero totale di orbitali che sono entrati nell'ibridazione. A seconda di quali orbitali interagiscono tra loro, vengono considerati diversi tipi di ibridazione:

sp ibridazione. Questo fenomeno coinvolge gli orbitali s e uno p e, di conseguenza, si formano due orbitali di nuovo tipo, chiamati sp-ibrido. Questi orbitali hanno la forma mostrata in figura, i loro assi giacciono sulla stessa linea retta, formando un angolo di 180°. Gli orbitali sp-ibridi dell'atomo di berillio prendono parte alla formazione di legami nella molecola BeH2 e la molecola ha una struttura lineare;

Riso. 14. Disposizione spaziale di nubi di elettroni per varie ibridazioni sp2. Gli orbitali s e due p entrano in interazione, a seguito della quale si formano tre orbitali di un nuovo tipo, chiamati sp2-hybrid (vedi Fig. 14.). Gli assi di questi orbitali giacciono sullo stesso piano e gli angoli tra loro sono di 120°. Ad esempio, l'atomo di boro nella molecola BF3 è nello stato ibrido sp2 e questa molecola ha la forma di un triangolo regolare con un atomo di boro al centro;

ibridazione sp3. In questo caso, quelli iniziali sono s- e tre p-orbitali. Come risultato dell'ibridazione, si formano quattro nuovi orbitali: sp3-hybrid (vedi Fig. 14.). Gli assi di questi orbitali sono diretti dal centro ai vertici del tetraedro, gli angoli tra gli assi sono 109°28. CH4 è una molecola di metano in cui si verifica questo tipo di ibridazione e ha una disposizione tetraedrica di atomi di idrogeno. Nella molecola di ammoniaca (NH3), anche l'atomo di azoto è nello stato sp3-ibrido, tre coppie di elettroni sono comuni con gli atomi di idrogeno e partecipano alla formazione di legami e una coppia di elettroni (coppia di elettroni solitari) appartiene solo al atomo di azoto. Per prevedere la geometria della molecola di ammoniaca, l'atomo di azoto dovrebbe essere posizionato al centro del tetraedro, gli atomi di idrogeno a tre vertici e la coppia di elettroni solitari al quarto vertice. Naturalmente, la posizione di questa coppia di elettroni non può essere fissata con metodi sperimentali; si trovano solo le posizioni degli atomi di idrogeno e di azoto. Tutto ciò porta al fatto che la molecola di ammoniaca ha una forma piramidale. Allo stesso modo, possiamo considerare la struttura della molecola d'acqua. In esso, due coppie di elettroni solitari di ossigeno occupano due vertici del tetraedro e gli altri due sono occupati da atomi di idrogeno, che porta alla forma angolare della molecola d'acqua. Non ha senso descrivere la geometria della molecola HF da queste posizioni, poiché è chiaro che sarà lineare, poiché una linea retta può essere tracciata attraverso due punti.

Una coppia di elettroni non condivisa forma una "nuvola di elettroni" più diffusa di un legame (socializzato, comune), quindi occupa un volume maggiore, portando ad una diminuzione degli angoli di legame rispetto a quelli tetraedrici.

Gli elettroni di valenza si trovano non solo sugli orbitali s e p, ma anche su d. Questi ultimi prendono anche parte alla formazione di orbitali ibridi. Esistono due casi di ibridazione che coinvolgono d-orbitali: sp3d2 e sp3d. Nel primo caso la molecola implementa una struttura ottaedrica e nel secondo si forma una bipiramide trigonale.

L'ipotesi sulla formazione di orbitali ibridi fu un grande risultato della teoria dei legami di valenza, ma non descriveva tutte le possibili configurazioni spaziali delle molecole che si trovano in natura.

Una teoria più generale della struttura spaziale delle molecole è stata proposta da Gillespie, basata su concetti puramente elettrostatici. Si basava su una grande quantità di materiale sperimentale riassunto da Sidwick e Powell. Le disposizioni principali della teoria sono le seguenti:

1. La geometria di una molecola o di uno ione è determinata esclusivamente dal numero di coppie di elettroni sul guscio di valenza dell'atomo centrale.

2. Le coppie di elettroni prendono una tale disposizione sul guscio di valenza dell'atomo, in cui vengono allontanate al massimo l'una dall'altra, ad es. le coppie di elettroni si comportano come se si respingessero a vicenda. I poliedri geometrici che si realizzano in questo caso obbediscono alla formula di Cartesio-Eulero: "il numero dei vertici + il numero delle facce - il numero degli spigoli è due".

3. L'area dello spazio occupata da una coppia di elettroni solitari non leganti è maggiore dell'area occupata da una coppia di elettroni di legame.

4. La dimensione della regione di spazio occupata da una coppia di elettroni di legame diminuisce con un aumento dell'elettronegatività del ligando e con una diminuzione dell'elettronegatività dell'atomo centrale.

5. Due coppie di elettroni di un doppio legame occupano una regione di spazio più ampia di una coppia di elettroni di un singolo legame.

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«INDICE 1. Definizione delle parti 5 2. Preambolo 5 3. Disposizioni generali 6 4. Obiettivi del contratto collettivo 6 5. Rapporti di lavoro 7 5.1. Occupazione 7 5.1.1. Disposizioni generali 7 5.1.2. La procedura di assunzione tra il personale docente 8 5.1.3. La procedura per l'assunzione di scienziati 8 5.1.4. La procedura per l'assunzione dei responsabili delle strutture di Ateneo 5.1.5. Descrizione del lavoro 5.2. Remunerazione del lavoro 5.2.1. Requisiti generali 5.2.2. Organizzazione dell'emissione I soldi 5.2.3. Termini...»

“Supporto educativo e metodologico Nome del programma in corso di attuazione Argomento Classe Libri di testo e sussidi didattici Quantità Sviluppo della voce cantata nei bambini nella fase iniziale dell'istruzione. Pop-jazz art Canto pop 1-3 2 Sviluppo metodico. 1990 (esecuzione vocale) O. Stepanov. Nuvole bianche. 2 Curriculum esemplare V. Tsvetkov. Mi hanno comprato un pappagallo. Canto pop per la scuola di musica e Y. Verizhnikov. Melodie autunnali. dipartimenti musicali delle scuole Yu. Verizhnikov. grappolo di sorbo...».

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Chimica generale e inorganica. Korenev Yu.M., Ovcharenko VP

M.: Educali. UN. Kolmogorov, Università statale di Mosca, 2000-2002; 60s.+36s.+48s.

Questo manuale metodologico è stato compilato secondo il programma del corso di chimica inorganica e letto dagli studenti del dipartimento chimico e biologico della Scuola A. N. Kolmogorov del Centro scientifico e educativo specializzato dell'Università statale di Mosca.

Il libro introduce le principali classi di composti inorganici, le loro proprietà ei metodi di ottenimento.

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PARTE IO.

CAPO I. CONCETTI FONDAMENTALI E DEFINIZIONI 3
1.1. La struttura della materia 3
1.2. Rapporti quantitativi in ​​chimica 9
1.3. Simboli e formule chimiche 13
CAPITOLO II. STRUTTURA DELL'ATOMO 20
2.1. I primi modelli dell'atomo 20
2.2. Modello quantomeccanico della struttura dell'atomo 26
CAPITOLO III. legame CHIMICO 41
3.1. Titolo 41
3.2. Metodo del legame di valenza 47
3.3. Metodo dell'orbita molecolare 53

PARTE II.

CAPITOLO 1. Ossidi 3
§ 1. Proprietà fisiche degli ossidi 3
§ 2. Classificazione degli ossidi e modelli di cambiamento delle proprietà chimiche .. 4
2.1. Classificazione degli ossidi per proprietà chimiche 4
2.2. Modelli di modifica delle proprietà degli ossidi 5
§ 3. Metodi per ottenere ossidi 7
§4. Proprietà chimiche degli ossidi 9
4.1. Ossidi basici 9
4.2. Ossidi acidi 10
4.3. Ossidi anfoteri 10
4.4. Proprietà chimiche generali degli ossidi 11
CAPITOLO 2. Acidi e BASI 13
§ 1. Teorie degli acidi e delle basi 13
1.1. Teoria elettrolitica 13
1.2. Teoria protolitica 13
1.3. Teoria elettronica 14
§2. acidi 16
2.1. Classificazione degli acidi 16
2.2. Metodi per ottenere acidi 19
2.3. Metodi generali per ottenere eventuali acidi 19
2.4. Proprietà chimiche degli acidi 21
§3. Motivi 24
3.1. Classificazione di base 24
3.2. Metodi per ottenere le basi 25
3.3. Proprietà chimiche delle basi 27
CAPITOLO 3. Sali 29
§ 1. Classificazione dei sali 29
§ 2. Metodi per ottenere i sali 30
§ 3. Proprietà chimiche dei sali 33

PARTE III.

CAPITOLO 1 Fondamenti di TERMODINAMICA 3
§ 1.1. Definizioni di base 3
§ 1.2. Legge zero (inizio) della termodinamica 6
§ 1.3. Primo principio (inizio) della termodinamica 6
§ 1.3.2. Calore standard (entalpia) di formazione del composto 9
§ 1.3.3. Entalpia standard di combustione 10
§ 1.3.4. Energia standard (entalpia) di un legame chimico 10
§ 1.3.5. Entalpia standard di sublimazione, evaporazione e fusione 11
§ 1.3.6. Affinità elettronica, potenziale di ionizzazione, elettronegatività 11
§ 1.3.7. Legge di Hess 13
§ 1.3.8. Ciclo Born-Haber 14
§ 1.3.9. Legge di Kirchhoff 16
§ 1.4. Secondo principio (inizio) della termodinamica 17
§ 1.4.1. Definizione di entropia dal punto di vista della termodinamica classica 18
§ 1.4.3. Interpretazione statistica del concetto di entropia 19
§ 1.4.4. Energia libera di Gibbs 21
§ 1.4.5. Potenziale chimico 22
§ 1.4.6. Equilibrio chimico 23
§ 1.4.7. Direzione di reazione 31
CAPITOLO 2 Fondamenti di CINETICA 35
§2.1. Velocità di reazione chimica 35
§ 2.2. Fattori che influenzano la velocità di una reazione chimica 37
§ 2.3. Metodi sperimentali per determinare le costanti di velocità di una reazione chimica 47