Ķīmijas kurss skolās sākas 8. klasē ar vispārīgo dabaszinātņu pamatu apgūšanu: aprakstīti iespējamie saišu veidi starp atomiem, kristālrežģu veidi un izplatītākie reakcijas mehānismi. Tas kļūst par pamatu svarīgas, bet specifiskākas sadaļas - neorganisko vielu - izpētei.

Kas tas ir

Šī ir zinātne, kas ņem vērā visu periodiskās tabulas elementu struktūras principus, pamatīpašības un reaktivitāti. Svarīga loma neorganiskajās vielās ir Periodiskajam likumam, kas racionalizē vielu sistemātisku klasifikāciju atbilstoši to masas, skaita un veida izmaiņām.

Kursā tiek apskatīti arī savienojumi, kas veidojas tabulas elementu mijiedarbības laikā (vienīgais izņēmums ir ogļūdeņražu apgabals, kas aplūkots organisko vielu nodaļās). Uzdevumi neorganiskajā ķīmijā ļauj iegūtās teorētiskās zināšanas izstrādāt praksē.

Zinātne vēsturiskā aspektā

Nosaukums "neorganisks" radās saskaņā ar domu, ka tas aptver ķīmisko zināšanu daļu, kas nav saistīta ar bioloģisko organismu darbību.

Laika gaitā ir pierādīts, ka lielākā daļa organiskās pasaules var ražot arī "nedzīvus" savienojumus, un laboratorijā tiek sintezēti jebkura veida ogļūdeņraži. Tātad no amonija cianāta, kas ir sāls elementu ķīmijā, vācu zinātnieks Vēlers spēja sintezēt urīnvielu.

Lai izvairītos no neskaidrībām ar nomenklatūru un pētījumu veidu klasifikāciju abās zinātnēs, skolu un augstskolu kursu programmā, sekojot vispārējai ķīmijai, ir iekļauta neorganisko vielu kā pamatdisciplīna. Zinātniskajā pasaulē tiek saglabāta līdzīga secība.

Neorganisko vielu klases

Ķīmija paredz tādu materiāla izklāstu, kurā neorganisko vielu ievada nodaļās aplūkots elementu periodiskais likums. īpaša veida, kas balstās uz pieņēmumu, ka atomu lādiņi kodoli ietekmē vielu īpašības, un šie parametri mainās cikliski. Sākotnēji tabula tika veidota kā elementu atommasu pieauguma atspoguļojums, taču drīz vien šī secība tika noraidīta, jo tā nebija konsekventa tajā aspektā, kādā šis jautājums būtu jāskata. neorganiskās vielas.

Ķīmija papildus periodiskajai tabulai liecina par aptuveni simts figūru, kopu un diagrammu klātbūtni, kas atspoguļo īpašību periodiskumu.

Pašlaik ir populāra konsolidētā versija, kurā tiek aplūkots šāds jēdziens kā neorganiskās ķīmijas klases. Tabulas kolonnās norādīti elementi atkarībā no fizikāli ķīmiskajām īpašībām, rindās - periodi, kas līdzīgi viens otram.

Vienkāršas vielas neorganiskajā

Zīme periodiskajā tabulā un vienkārša viela brīvā stāvoklī visbiežāk ir dažādas lietas. Pirmajā gadījumā tikai konkrēts skats atomi, otrajā - daļiņu savienojuma veids un to savstarpējā ietekme stabilās formās.

Ķīmiskā saite vienkāršās vielās nosaka to sadalījumu ģimenēs. Tādējādi var izdalīt divus plašus atomu grupu veidus - metālus un nemetālus. Pirmajā saimē ir 96 elementi no 118 pētītajiem.

Metāli

Metāla tips paredz tāda paša nosaukuma saites klātbūtni starp daļiņām. Mijiedarbība balstās uz režģa elektronu socializāciju, kam raksturīga nevirziena un nepiesātinātība. Tāpēc metāli labi vada siltumu un uzlādējas, tiem piemīt metālisks spīdums, kaļamība un plastiskums.

Parasti metāli ir periodiskās tabulas kreisajā pusē, kad tiek novilkta taisna līnija no bora līdz astatīnam. Elementiem, kas atrodas tuvu šai līnijai, visbiežāk ir robežu raksturs, un tiem piemīt īpašību dualitāte (piemēram, germānija).

Lielākā daļa metālu veido bāzes savienojumus. Šādu vielu oksidācijas pakāpes parasti nepārsniedz divus. Grupā metāliskums palielinās, bet periodā samazinās. Piemēram, radioaktīvajam francijam ir vairāk pamata īpašību nekā nātrijam, un halogēnu grupā jodam ir pat metālisks spīdums.

Citādi situācija ir periodā – viņi pabeidz apakšlīmeņus, kuru priekšā ir vielas ar pretējas īpašības. Periodiskās tabulas horizontālajā telpā elementu izpaustā reaktivitāte mainās no bāzes līdz amfoteriskam uz skābu. Metāli ir labi reducētāji (veidojot saites, pieņem elektronus).

nemetāli

Šāda veida atomi ir iekļauti neorganiskās ķīmijas galvenajās klasēs. Nemetāli aizņem periodiskās tabulas labo pusi, rādot parasti skābes īpašības. Visbiežāk šie elementi rodas savienojumu veidā viens ar otru (piemēram, borāti, sulfāti, ūdens). Brīvā molekulārā stāvoklī sēra, skābekļa un slāpekļa esamība ir zināma. Ir arī vairākas diatomiskas nemetāla gāzes — papildus divām iepriekš minētajām, tās ietver ūdeņradi, fluoru, bromu, hloru un jodu.

Tās ir visizplatītākās vielas uz zemes – īpaši izplatīts ir silīcijs, ūdeņradis, skābeklis un ogleklis. Ļoti reti sastopams jods, selēns un arsēns (tas ietver arī radioaktīvas un nestabilas konfigurācijas, kas atrodas tabulas pēdējos periodos).

Savienojumos nemetāli pārsvarā darbojas kā skābes. Tie ir spēcīgi oksidētāji, jo ir iespēja pievienot papildu elektronu skaitu, lai pabeigtu līmeni.

neorganiskajā

Papildus vielām, kuras attēlo viena atomu grupa, ir savienojumi, kas ietver vairākas dažādas konfigurācijas. Šādas vielas var būt bināras (sastāv no divām dažādām daļiņām), trīs, četru elementu utt.

Divu elementu vielas

Ķīmija īpašu nozīmi piešķir saišu binaritātei molekulās. Neorganisko savienojumu klases aplūkotas arī no starp atomiem izveidotās saites viedokļa. Tas var būt jonu, metālisks, kovalents (polārs vai nepolārs) vai jaukts. Parasti šādām vielām ir skaidri redzamas bāzes (metāla klātbūtnē), amfortēriskas (divkāršas - īpaši raksturīgas alumīnijam) vai skābās (ja ir elements ar oksidācijas pakāpi +4 un augstāku) īpašības.

Trīs elementu partneri

Neorganiskās ķīmijas tēmas ietver šāda veida atomu asociācijas apsvēršanu. Savienojumi, kas sastāv no vairāk nekā divām atomu grupām (visbiežāk neorganiskie nodarbojas ar trīs elementu sugām), parasti veidojas, piedaloties komponentiem, kas būtiski atšķiras viens no otra pēc fizikāli ķīmiskajiem parametriem.

Iespējamie saišu veidi ir kovalentās, jonu un jauktās saites. Parasti trīs elementu vielas pēc uzvedības ir līdzīgas binārajām, jo ​​viens no starpatomu mijiedarbības spēkiem ir daudz spēcīgāks par otru: vājais veidojas otrajā vietā un spēj ātrāk disociēt šķīdumā. .

Neorganiskās ķīmijas nodarbības

Lielāko daļu vielu, kas pētītas neorganiskajā kursā, var aplūkot pēc vienkāršas klasifikācijas atkarībā no to sastāva un īpašībām. Tātad izšķir oksīdus un sāļus. Viņu attiecību apsvēršanu labāk sākt ar iepazīšanos ar oksidēto formu jēdzienu, kurā var parādīties gandrīz jebkura neorganiska viela. Šādu asociēto vielu ķīmija ir aplūkota nodaļās par oksīdiem.

oksīdi

Oksīds ir jebkura ķīmiska elementa savienojums ar skābekli oksidācijas stāvoklī -2 (peroksīdos attiecīgi -1). Saites veidošanās notiek elektronu atgriešanās un piesaistes rezultātā ar O 2 reducēšanu (kad skābeklis ir elektronegatīvākais elements).

Atkarībā no otrās atomu grupas tiem var būt gan skābes, gan amfotēriskas, gan bāzes īpašības. Ja oksīdā tas nepārsniedz oksidācijas pakāpi +2, ja nemetāla - no +4 un augstāk. Paraugos ar dubultu parametru raksturu tiek sasniegta vērtība +3.

Skābes neorganiskajā

Skābajiem savienojumiem ir vidēja reakcija, kas ir mazāka par 7 ūdeņraža katjonu satura dēļ, kas var nonākt šķīdumā un pēc tam aizstāt ar metāla jonu. Pēc klasifikācijas tās ir sarežģītas vielas. Lielāko daļu skābju var iegūt, atšķaidot atbilstošos oksīdus ar ūdeni, piemēram, veidojot sērskābi pēc SO 3 hidratācijas.

Pamata neorganiskā ķīmija

Šāda veida savienojumu īpašības ir saistītas ar OH hidroksilgrupas klātbūtni, kas nodrošina vides reakciju virs 7. Šķīstošās bāzes sauc par sārmiem, tās ir spēcīgākās šajā vielu klasē pilnīgas disociācijas dēļ (sadalīšanās joni šķidrumā). OH grupu sāļu veidošanā var aizstāt ar skābiem atlikumiem.

Neorganiskā ķīmija ir divējāda zinātne, kas var aprakstīt vielas no dažādām perspektīvām. Protolītiskajā teorijā bāzes tiek uzskatītas par ūdeņraža katjonu akceptoriem. Šī pieeja paplašina šīs vielu klases jēdzienu, par sārmu saucot jebkuru vielu, kas spēj pieņemt protonu.

sāls

Šāda veida savienojumi atrodas starp bāzēm un skābēm, jo ​​tas ir to mijiedarbības produkts. Tādējādi metāla jons (dažreiz amonija, fosfonija vai hidroksonija) parasti darbojas kā katjons, un skābes atlikums darbojas kā anjonu viela. Kad veidojas sāls, ūdeņradis tiek aizstāts ar citu vielu.

Atkarībā no reaģentu skaita attiecības un to stipruma attiecībā pret otru, ir racionāli apsvērt vairākus mijiedarbības produktu veidus:

• bāziskos sāļus iegūst, ja hidroksilgrupas nav pilnībā aizvietotas (šādām vielām ir sārmaina vide);
• skābie sāļi veidojas pretējā gadījumā - ja trūkst reaģējošas bāzes, ūdeņradis daļēji paliek savienojumā;
• slavenākie un visvieglāk saprotamie ir vidējie (vai normālie) paraugi - tie ir reaģentu pilnīgas neitralizācijas produkts, veidojoties ūdenim un vielai, kurā ir tikai metāla katjons vai tā analogs un skābes atlikums.

Neorganiskā ķīmija ir zinātne, kas ietver katras klases sadalīšanu fragmentos, kas tiek aplūkoti atšķirīgs laiks: daži - agrāk, citi - vēlāk. Veicot padziļinātu pētījumu, tiek izdalīti vēl 4 sāļu veidi:

• Bināri satur vienu anjonu divu katjonu klātbūtnē. Parasti šādas vielas iegūst, sapludinot divus sāļus ar vienu un to pašu skābes atlikumu, bet dažādiem metāliem.
• Jauktais tips ir pretējs iepriekšējam: tā pamatā ir viens katjons ar diviem dažādiem anjoniem.
• Kristāliskie hidrāti - sāļi, kuru formulā ir ūdens kristalizētā stāvoklī.
• Kompleksi ir vielas, kurās katjons, anjons vai abi ir izveidoti kopu veidā ar veidojošo elementu. Šādus sāļus var iegūt galvenokārt no B apakšgrupas elementiem.

Kā citas neorganiskās ķīmijas praksē iekļautās vielas, kuras var klasificēt kā sāļus vai kā atsevišķas zināšanu nodaļas, var nosaukt hidrīdus, nitrīdus, karbīdus un intermetālīdus (vairāku metālu savienojumus, kas nav sakausējums).

Rezultāti

Neorganiskā ķīmija ir zinātne, kas interesē ikvienu šīs jomas speciālistu neatkarīgi no viņa interesēm. Tajā ir iekļautas pirmās šajā mācību priekšmetā skolā apgūtās nodaļas. Neorganiskās ķīmijas kurss paredz liela apjoma informācijas sistematizāciju atbilstoši saprotamai un vienkāršai klasifikācijai.

Ķīmijas katedra radās neilgi pēc 18. internātskolas pārveidošanas par Maskavas Valsts universitātes Specializēto izglītības un zinātnes centru (PSRS Ministru Padomes 01.10.88. dekrēts Nr. 1241 un Valsts izglītības rīkojums). Komiteja 11.16.88.).

Pirms tam ķīmiju internātskolā mācīja:

Vedeņejeva Marina Sergejevna- no 1964. līdz 1980. gadam
- no 1980. līdz 1991. gadam
Tabačenko Natālija Vladimirovna- no 1986. līdz 1989. gadam

1989. gada 13. novembrī SASC sāka mācīties pirmā specializētā ķīmijas klase. Tad tajā tika uzņemti 18 skolēni. Ne visi sasniedza "finišu" - 1991. gadā pirmajā ķīmiskajā numurā bija tikai 8 cilvēki.

Ķīmijas katedras pasniedzēju sastāvs kopš 1989. gada. būtiski nemainījās. Ķīmijas katedrā strādāja un strādā:

Gaļins Aleksejs Mihailovičs	(Ph.D., asociētais profesors) - no 1991. gada līdz klāt laiks
Zagorskis Vjačeslavs Viktorovičs	(D.Ped.Sc., profesors) - no 1989. līdz klāt laiks
Mendeļejeva Jekaterina Aleksandrovna	(Ph.D., asociētais profesors) - no 1990. gada līdz klāt laiks
Morozova Natālija Igorevna	(Ph.D., vecākais pasniedzējs) - no 1990. gada līdz klāt laiks
Koļasņikovs Oļegs Vladimirovičs	(asistents) - no 2004. gada līdz klāt laiks
Kubarevs Aleksejs Vjačeslavovičs	(asistents) - no 2005. gada līdz klāt laiks
Sigejevs Aleksandrs Sergejevičs	(Ph.D., asistents) - no 2008. gada līdz klāt laiks
Alešins Gļebs	(laborants) - no 2009. gada līdz klāt laiks
Koreņevs Jurijs Mihailovičs (10.05.1936 - 09.08.2010)	(ķīmijas doktors, profesors, katedras vadītājs) - no 1989. līdz 2010.g.
Bataeva Jeļena Viktorovna	(PhD, asistents) - no 1990. līdz 1993. gadam
Pirkuļijevs Namigs Šarafedins-oglijs	(asistents) - no 1997. līdz 1999. gadam
Prisjažņuka Valentīna Viktorovna
Tatjaņina Irina Vasiļjevna	(asistents) - no 1989. līdz 1991. gadam
Čuranovs Sergejs Sergejevičs	(PhD, asociētais profesors) - no 1989. līdz 1997. gadam
Batajevs Vadims Albertovičs	(PhD) - no 1997. līdz 1998. gadam

Laika posmā no 1991. līdz 2010. gadam notika 20 SUNC ķīmiskās klases izlaidumi - kopā 361 cilvēks. No tiem 298 absolventi (83%) iestājās Maskavas Valsts universitātē. Visvairāk - 214 absolventi - iestājās Ķīmijas fakultātē un Materiālzinātņu fakultātē. Ķīmijas klases absolventi mācījās un mācās Fizikas (16), Mehānikas un matemātikas (15), Bioloģijas (7), Ģeoloģijas (6), Skaitļošanas matemātikas un kibernētikas fakultātē (9), Fundamentālās medicīnas fakultātē (6). ), Augsnes zinātne (9). Puiši iestājas arī citās augstskolās - Krievijas Zinātņu akadēmijas Viskrievijas ķīmiskajā kombinātā, Krievijas Ķīmijas tehniskajā universitātē, MEPhI, Medicīnas akadēmijā utt.

Nodarbības SASC MSU ķīmijas klasē notiek SASC akadēmiskajā ēkā (lekcijas un semināri) un Maskavas Valsts universitātes Ķīmijas fakultātē (analītiskās, organiskās un neorganiskās ķīmijas semināri).

Ķīmijas un fizikas un matemātikas nodarbības notiek pēc oriģinālprogrammām un mācību grāmatām, kuru autori ir katedras skolotāji. Izņemot pamatkurssĶīmijas katedras skolotāji vada izvēles priekšmetus:

• Ātru un eksotermisku reakciju termodinamika un kinemātika (Zagorskis V.V.)
• Ķīmija angļu valodā (Mendeļejeva E.A.)
• Cilvēks un viela (Mendeļejeva E.A.)
• Metodes problēmu risināšanai ķīmijā (Galin A. M.)
• Genomika (O. V. Koļasņikovs)
• Olbaltumvielu ķīmija (O. V. Koļasņikovs)
• Nanotehnoloģijas — virzienā uz nanopasauli (Smirnovs E. A.)
• Paukošana (O. V. Koļasņikovs)
• Bioloģiskā izglītības programma (Morozova N. I.)
• Sagatavošanās vienotajam valsts eksāmenam (Gaļins A.M., Kubarevs A.V.)
• Vakara klubs (Zagorsky V. V.)

Ķīmijas katedras skolotāji vairākkārt saņēmuši grantus "Sorosa skolotājs", viņi piedalās ķīmijas olimpiāžu skolēniem, vasaras skolas vidusskolēniem un semināru organizēšanā un vadīšanā skolu skolotājiem.

Ķīmijas katedras pasniedzēji publicēja sekojošo mācību ceļveži:

• 
  Organiskā ķīmija. I daļa. Organisko vielu uzbūves teorija.
  M.: Skolā viņus. A.N.Kolmogorova, 1997. - 48 lpp.
• Mendeļejeva E.A., Morozova N.I.
  Organiskā ķīmija. II daļa. Ogļūdeņraži.
  M.: Skolā viņus. A.N. Kolmogorova, Maskavas izdevniecība. un-ta, 1999. - 64 lpp.
  ISBN 5-211-02588-1
• Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P.
  Vispārējā un neorganiskā ķīmija. I daļa
  M.: Skolā viņus. A.N.Kolmogorova, 1998. - 63 lpp.
• Ju.M.Koreņevs, N.I.Morozova, A.I.Žirovs
  Seminārs par neorganisko ķīmiju.
  M.: Skolā viņus. A.N. Kolmogorova, Ed. Maskavas Valsts universitāte, 1999. - 64 lpp.
• Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P., Mendeļejeva E.A., Morozova N.I.
  Ķīmija. I daļa
  M.: Skolā viņus. A.N. Kolmogorova, 2000. - 72 lpp.
• Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P., Egorovs E.N.
  Vispārējā un neorganiskā ķīmija. II daļa. Galvenās neorganisko savienojumu klases.
  M.: Skolā viņus. A.N.Kolmogorova, Maskavas universitātes izdevniecība, 2000. - 36 lpp.
  
• Pirkuļijevs N. Š.
  Olimpiādes uzdevumi ķīmijā. Problēmu veidi un to risināšanas metodes.
  M .: A. N. Kolmogorova vārdā nosauktā skola, "Pašizglītošanās", 2000. - 160 lpp.
  
• Zagorskis V.V.
  Gaismas ir smieklīgas. Uguņošana: vēsture, teorija, prakse.
  M.: Skolā viņus. A.N. Kolmogorova, "Pašizglītošanās", 2000. - 64 lpp.
• Mendeļejeva E.A., Morozova N.I.
  Organiskā ķīmija. III daļa. Skābekli un slāpekli saturoši organiskie savienojumi.
  M.: Skolā viņus. A.N.Kolmogorova, Moscow University Press, 2001. - 56 lpp.
  
• Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P.
  Vispārējā un neorganiskā ķīmija. III daļa. Ķīmiskās termodinamikas un kinētikas pamati.
  M.: Skolā viņus. A.N.Kolmogorova, Maskavas universitātes izdevniecība, 2002. - 48 lpp.
  
• Morozova N.I., Zagorskis V.V.
  Noderīgi padomi.
  M: MAKS Press, 2003. - 31 lpp.
• Koreņevs Ju.M.
Vispārējā un neorganiskā ķīmija. IV daļa. Šķīdumu fizikālās un ķīmiskās īpašības.
M.: Skolā viņus. A.N.Kolmogorova, Maskavas universitātes izdevniecība, 2004. - 49 lpp.
• Morozova N.I., Zagorskis V.V.
  Kā uzvarēt eksāmenā.
  M., 2006. - 34 lpp.
• Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P., Morozova N.I.
Vispārējā un neorganiskā ķīmija. I daļa. Pamatjēdzieni, atomu uzbūve, ķīmiskā saite.
M.: Skolā viņus. A.N.Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 lpp.
• Morozova N.I.
  Vielu identifikācija.
  M.: MAKS Press, 2008. - 35 lpp.

Metodiskā pieredzeĶīmijas katedras pasniedzēju darbs aprakstīts turpmāk publikācijas:

• Prezentācijas variants fizikālajā un matemātiskajā skolā par tēmu "Atoma uzbūve un periodiskais likums".
  Zagorskis V.V.
  Russian Chemical Journal (D.I. Mendeļejeva vārdā nosaukts ZhRHO), 1994, 38. v., 4. nr., 37.–42.
• Nestandarta uzdevumi ķīmijā
  V.V.Zagorskis, A.M.Gaļins, E.A.Mendeļejeva, N.I.Morozova
  Russian Chemical Journal (D.I. Mendeļejeva vārdā nosaukts ZhRHO), 1994, 38.sēj., 4.nr., 89.-90.lpp.
• Ķīmijas mācīšana Maskavas Valsts universitātes Speciālās izglītības un zinātnes centra fizikas, matemātikas un ekonomikas klasēs
  Gaļins.A.M., Zagorskis V.V., Mendeļejeva E.A.
  Starptautiskais seminārs par ķīmijas mācīšanu skolā "Puščinskaja rudens - 96" (materiālu krājums), Maskava, 1996. - 29 lpp.
• Zagorskis V.V.
  No skolotāja uz skolotāju. Kā kļūt par "zvaigzni".
  M.: Izdevniecība. UC DO MSU katedra, 1998 - 96 lpp.
• Ķīmija augstskolā: atsauksmes, izmantojot anonīmu testēšanu.
  A.M. Gaļins, V.V. Zagorskis, E.A. Mendeļejeva
  XLV Hercena lasījumu (Viskrievijas zinātniskā un praktiskā konference) materiāli (1998. gada 13. - 16. maijs), Sanktpēterburga,
  48. - 49. lpp.
• Patiesība par absolvēšanu (kā skolas absolventi zina ķīmiju)
  V.Zagorskis, E.Mendeļejeva, A.Gaļins, N.Morozova
  Skolotāju avīze, Nr.7, 1999. gada 23. februāris, 8. lpp
• Gatavojoties zinātniskā darbība apdāvināti vidusskolēni: nepieciešamība pēc alternatīvas zinātniskajam pasaules uzskatam
  V.V. Zagorskis
  Sestdien starptautiskā kongresa "Zinātne un izglītība uz III tūkstošgades sliekšņa" tēzes, Minska, 3. - 6.10.2000., 1. grāmata, 56.-57.lpp.
• 21. gadsimta izglītības uzdevums ir ekoloģiskā pasaules uzskata veidošana
  E.A. Mendeļejeva
  Sestdien starptautiskā kongresa "Zinātne un izglītība uz III tūkstošgades sliekšņa" tēzes, Minska, 3. - 6.10.2000., 2. grāmata, 91.-92.lpp.

V.V. Zagorskis

Vispārējā un neorganiskā ķīmija - Trīs daļās - Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P. - 2000, 2002.

Šī metodiskā rokasgrāmata ir sastādīta saskaņā ar neorganiskās ķīmijas kursa programmu, un to lasa Maskavas Valsts universitātes Specializētās izglītības un zinātnes centra A. N. Kolmogorova skolas Ķīmijas un bioloģiskās nodaļas studenti.
Grāmata iepazīstina ar galvenajām neorganisko savienojumu klasēm, to īpašībām un iegūšanas metodēm.

I NODAĻA. PAMATJĒDZIENI UN DEFINĪCIJAS 3
1.1. Vielas struktūra 3
1.2. Kvantitatīvās attiecības ķīmijā 9
1.3. Ķīmiskie simboli un formulas 13
II NODAĻA. ATOMA UZBŪVE 20
2.1. Agrīnie atoma modeļi 20
2.2. Atoma struktūras kvantu mehāniskais modelis 26
III NODAĻA. ĶĪMISKĀ saite 41
3.1. 41. nosaukums
3.2. Valences saites metode 47
3.3. Molekulārā orbitālā metode 53

1. NODAĻA. Oksīdi 3
§ viens. Fizikālās īpašības oksīdi 3
§ 2. Oksīdu klasifikācija un ķīmisko īpašību izmaiņu modeļi .. 4
2.1. Oksīdu klasifikācija pēc ķīmiskajām īpašībām 4
2.2. Oksīdu īpašību izmaiņu modeļi 5
3.§. Oksīdu iegūšanas metodes 7
§4. Oksīdu ķīmiskās īpašības 9
4.1. Pamata oksīdi 9
4.2. Skābie oksīdi 10
4.3. Amfoteriskie oksīdi 10
4.4. Oksīdu vispārīgās ķīmiskās īpašības 11
2. NODAĻA. Skābes un BĀZES 13
§ 1. Skābju un bāzu teorijas 13
1.1. Elektrolīzes teorija 13
1.2. Protolīta teorija 13
1.3. Elektronikas teorija 14
§2. Skābes 16
2.1. Skābju klasifikācija 16
2.2. Skābju iegūšanas metodes 19
2.3. Vispārīgas metodes jebkuru skābju iegūšanai 19
2.4. Skābju ķīmiskās īpašības 21
§3. 24. pamatojums
3.1. Bāzes klasifikācija 24
3.2. Bāžu iegūšanas metodes 25
3.3. Bāžu ķīmiskās īpašības 27
3. NODAĻA. Sāļi 29
1.§. Sāļu klasifikācija 29
2.§. Sāļu iegūšanas metodes 30
§ 3. Sāļu ķīmiskās īpašības 33

1. NODAĻA TERMODINAMIKAS pamati 3
§ 1.1. Pamatdefinīcijas 3
§ 1.2. Termodinamikas nulles likums (sākums) 6
§ 1.3. Termodinamikas pirmais likums (sākums) 6
1.3.2. §. Savienojuma 9 veidošanās standarta siltums (entalpija).
1.3.3. §. Standarta sadegšanas entalpija 10
1.3.4. §. Ķīmiskās saites standarta enerģija (entalpija) 10
1.3.5. §. Sublimācijas, iztvaikošanas un kušanas standarta entalpija 11
1.3.6. punkts. Elektronu afinitāte, jonizācijas potenciāls, elektronegativitāte 11
1.3.7. punkts. Hesa likums 13
1.3.8. punkts. Born-Haber cikls 14
1.3.9. punkts. Kirhofa likums 16
§ 1.4. Otrais termodinamikas likums (sākums) 17
1.4.1. §. Entropijas definīcija no klasiskās termodinamikas viedokļa 18
1.4.3. §. Entropijas jēdziena statistiskā interpretācija 19
1.4.4. punkts. Gibsa brīvā enerģija 21
1.4.5. §. Ķīmiskais potenciāls 22
1.4.6. punkts. Ķīmiskais līdzsvars 23
1.4.7. punkts. 31. reakcijas virziens
2. NODAĻA KINETIKAS pamati 35
§2.1. Ķīmiskās reakcijas ātrums 35
2.2. §. Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu 37
§ 2.3. Eksperimentālās metodes ķīmiskās reakcijas ātruma konstantu noteikšanai 47

Bezmaksas lejupielāde e-grāmataērtā formātā skaties un lasi:
Lejupielādēt grāmatu Vispārējā un neorganiskā ķīmija - trīs daļās - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, ātra un bezmaksas lejupielāde.

Lejupielādēt zip
Šo grāmatu varat iegādāties zemāk labākā cena ar atlaidi ar piegādi visā Krievijā.

“Vispārīgā un neorganiskā ķīmija I daļa PAMATJĒDZIENI, ATOMA UZBŪVE, ĶĪMISKĀ SAITE A.N.Kolmogorova vārdā nosauktā skola Maskavas universitātes apgāds 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

-- [ 1 . lapa ] --

Ju.M.Koreņevs, V.P.Ovčarenko

neorganiskā ķīmija

PAMATJĒDZIENI, ATOMA UZBŪVE,

ĶĪMISKĀ SAITE

A.N. Kolmogorova vārdā nosauktā skola

Maskavas universitātes prese

Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P.

K 66 Vispārīgā un neorganiskā ķīmija. Lekciju kurss. I daļa

Pamatjēdzieni, atomu uzbūve, ķīmiskā saite. – M.:

A. N. Kolmogorova vārdā nosauktā skola, Moscow University Press, 2000. – 60 lpp.

ISBN 5–211–04200–X

Grāmata iepazīstina ar galvenajām neorganisko savienojumu klasēm, to īpašībām un iegūšanas metodēm.

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

© I.N. Korovins - dizains, 2000

I nodaļa Pamatjēdzieni un definīcijas 1.1. Vielas uzbūve Viens no ķīmijas un citu dabaszinātņu pamatjēdzieniem ir atoms. Šim terminam ir sena izcelsme; tas pastāv apmēram 2500 gadus. Pirmo reizi atoma jēdziens radās Senajā Grieķijā, aptuveni 5. gadsimtā pirms mūsu ēras. BC e. Atomistiskās doktrīnas pamatlicēji bija sengrieķu filozofi Leikips1 un viņa māceklis Demokrits. Tieši viņi izvirzīja ideju par diskrētu matērijas struktūru un ieviesa terminu "ATOM".

Demokrita mācība nekļuva plaši izplatīta un ilgu laiku vēsturiskais periodsķīmijā (un viduslaikos - alķīmijā) dominēja Aristoteļa (384. - 322.g.pmē.) teorija.

Saskaņā ar Aristoteļa mācībām galvenie dabas principi ir abstrakti "principi": aukstums, karstums, sausums un mitrums, apvienojot, veidojas četri galvenie "elementi-elementi":

zeme, gaiss, uguns un ūdens.

Un tikai 19. gadsimta sākumā angļu zinātnieks Džons Daltons atgriezās pie atomiem kā pie mazākajām matērijas daļiņām un ieviesa šo terminu zinātnē. Pirms tam bija tādu ievērojamu zinātnieku darbs kā R. Boils (grāmatā "The Skeptic Chemist" viņš deva graujošu triecienu alķīmiķu idejām), Dž. Prīstlijs un K. V. Šēle (skābekļa atklāšana), G. Kavendišs. (ūdeņraža atklāšana), A. L. Lavuazjē (mēģinājums sastādīt pirmo vienkāršo vielu tabulu), M. V. Lomonosovs (atomu un molekulu teorijas galvenie noteikumi, masas nezūdamības likums), J. L. Prusts (kompozīcijas noturības likums). ) un daudzi citi.

19.gadsimta beigās - 20.gadsimta pirmajā trešdaļā veiktie atklājumi fizikas jomā lika zinātniekiem paskatīties uz atomu un molekulāro teoriju pavisam citādi. Izrādījās, ka atomam ir sarežģīta struktūra un tā nav mazākā matērijas daļiņa.

Šeit mēs nesniegsim novecojušu šī jēdziena definīciju, bet nekavējoties sniegsim formulējumu, kas balstīts uz mūsdienu idejām.

1 Leikips () - sengrieķu valoda. filozofs. Gandrīz nekas nav zināms par Leikipa dzīvi.

I nodaļa Atoms (grieķu µ — nedalāms) ir ķīmiskā elementa mazākā daļiņa, kas spēj patstāvīgi pastāvēt un ir tā īpašību nesēja. Atoms ir elektriski neitrāla mikrosistēma, kas sastāv no pozitīvi lādēta kodola un atbilstoša skaita elektronu.

Ķīmiskais elements ir atoma veids ar vienādu kodollādiņu.

Ķīmiskais elements ir jēdziens, nevis materiāla daļiņa. Tas nav atoms, bet gan atomu kolekcija, ko raksturo noteikta zīme ar tādu pašu kodollādiņu.

Elektrons [dr.gr. - dzintars (tas ir labi elektrificēts ar berzi)] - stabila elementārdaļiņa ar miera masu, kas vienāda ar 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2, un kam ir elementārs negatīvs lādiņš, kas vienāds ar 1,6 ± 10–19 C.

Ķīmijā un fizikā, risinot daudzas problēmas, elektrona lādiņš tiek pieņemts kā -1 un visu pārējo daļiņu lādiņi tiek izteikti šajās vienībās. Elektroni ir daļa no visiem atomiem.

Protons (grieķu - pirmais) - elementārdaļiņa, kas ir visu ķīmisko elementu atomu kodolu neatņemama sastāvdaļa, miera masa mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e.m un elementāri pozitīvu elektrisko lādiņu, kas pēc lieluma ir vienāds ar elektrona lādiņu, t.i., 1,6 10–19 C.

Protonu skaits kodolā nosaka ķīmiskā elementa atomu skaitu.

Neitrons (lat. Neutrum - ne viens, ne otrs) ir elektriski neitrāla elementārdaļiņa, kuras miera masa nedaudz pārsniedz protona miera masu mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. ēst.

Kopā ar protonu neitrons ir daļa no visiem atomu kodoliem (izņemot ūdeņraža izotopa 1H kodolu, kas ir viens protons).

Elementary Izraudzīts 2 a. e.m - atomu masas vienība, skatīt zemāk.

Protonu un neitronu vispārinātais (grupas) nosaukums ir nukleoni.

Masas skaitlis - kopējais nukleonu (protonu un neitronu) skaits kodolā.

Atoma kodols sastāv no protoniem, kuru skaits ir vienāds ar elementa kārtas numuru (Z), un neitroniem (N). A = Z + N, kur A ir masas skaitlis.

Nuklīdi (lat. nucleus - kodols) - atomu kodolu vispārējais nosaukums, raksturo noteikts skaits protonu un neitronu (pozitīvs lādiņš un masas skaitlis).

Lai norādītu ķīmisko elementu, pietiek nosaukt tikai vienu lielumu - kodola lādiņu, t.i., elementa kārtas numuru Periodiskajā sistēmā. Lai noteiktu nuklīdu, ar to nepietiek - jānorāda arī tā masas numurs.

Dažreiz, ne gluži precīzi, jēdziens "nuklīds" attiecas nevis uz pašu kodolu, bet uz visu atomu.

Izotopi (grieķu val. - tā pati + - vieta) - nuklīdi, kuriem ir tas pats numurs protoni, bet atšķiras pēc masas skaitļiem.

Izotopi - nuklīdi, kas Periodiskajā sistēmā ieņem vienu un to pašu vietu, t.i., viena ķīmiskā elementa atomi.

Piemēram: 11 Na, 23 Na, 24 Na ir nātrija izotopi.

Izobāri (grieķu valodā - vienāds + - svars) - nuklīdi ar vienādiem masas skaitļiem, bet atšķirīgu protonu skaitu (t.i.

kas saistīti ar dažādiem ķīmiskiem elementiem), piemēram, 90Sr, 90Y, Izotoni - nuklīdi ar vienādu neitronu skaitu.

Ķīmiķi ilgu laiku skaidri nenošķīra vienkāršu vielu atomus un molekulas. 1811. gadā A. Avogadro izvirzīja hipotēzi, kas ļāva viennozīmīgi definēt šos jēdzienus, taču viņa laikabiedri to nenovērtēja, un tā tika atzīta tikai 1860. gadā pēc pirmā starptautiskā ķīmiķu kongresa, kas notika Karlsrūē (Vācija), kad ar molekulu sāka saprast mazāko vielas daļiņu, kas iesaistīta tās ķīmiskajās pārvērtībās. Dabaszinātnēm attīstoties, molekulas definīcija ir piedzīvojusi dažas izmaiņas.

Molekula (latīņu molu deminutīvs - masa) ir mazākā vielas daļiņa, kas nosaka tās īpašības. Sastāv no viena vai dažādu ķīmisko elementu atomiem un pastāv kā vienota atomu kodolu un elektronu sistēma. Monatomisku molekulu (piemēram, cēlgāzu) gadījumā atoma un molekulas jēdzieni sakrīt.

Atomus molekulā satur ķīmiskās saites.

Ķīmijā bez atomiem un molekulām jāņem vērā arī citas struktūrvienības: joni un radikāļi.

Joni (grieķu valodā - iet) - elektriski lādētas daļiņas, kas veidojas no atomiem (vai atomu grupām) elektronu pievienošanas vai zuduma rezultātā.

Pozitīvi lādētos jonus sauc par katjoniem (grieķu val. - uz leju + jons), par negatīvi lādētus - par anjoniem (grieķu val. - uz augšu + jonu).

Piemēram, K+ ir kālija katjons, Fe2+ ir dzelzs katjons, NH + ir amonija katjons, Cl– ir hlora anjons (hlorīda anjons), S2– ir sēra anjons (sulfidanjons), SO 2 ir sulfāta anjons.

Radikāļi (latīņu radicalis - sakne) - daļiņas (atomi vai atomu grupas) ar nepāra elektroniem.

Tie ir ļoti reaģējoši. Piemēram, H ir ūdeņraža radikālis, Cl ir hlora radikālis, CH3 ir metilgrupa. Tajā pašā laikā paramagnētiskās molekulas, piemēram, O2, NO, NO2, kurām ir nepāra elektroni, nav radikāļi.

Vienkārša viela ir viela, kas sastāv no viena ķīmiskā elementa atomiem.

Vienkārša viela ir ķīmiskā elementa eksistences forma.

Daudzi elementi var pastāvēt vairāku vienkāršu vielu veidā, piemēram, ogleklis (grafīts, dimants, karabīns, fullerēni), fosfors (balts, sarkans, melns), skābeklis (ozons, skābeklis).

Ir zināmas apmēram 400 vienkāršas vielas.

Allotropija (grieķu valodā - cits + - pagrieziens) - ķīmiskā elementa spēja pastāvēt divu vai vairāku vienkāršu vielu veidā, kas atšķiras pēc atomu skaita molekulā (piemēram, O2 un O3) vai dažādās kristāla struktūrās. (grafīts un dimants).

Polimorfisms (grieķu µ — daudzveidīgs) - cietvielu spēja pastāvēt divās vai vairākās formās ar atšķirīgu kristāla struktūru un atšķirīgām īpašībām.

Šādas formas sauc par polimorfām modifikācijām.

Piemēram, FeS2 var veidot divas vielas ar atšķirīgu kristālisko struktūru (polimorfiem): vienu sauc par pirītu, bet otru par markazītu. Vai šīs vielas ir alotropas modifikācijas? Nav.

Allotropija attiecas tikai uz vienkāršām vielām un ņem vērā gan to molekulu sastāva atšķirības, gan kristāla režģu struktūras atšķirības. Ja runājam par vienkāršu vielu kristālisko režģu struktūras atšķirību, tad polimorfisma un allotropijas jēdzieni sakrīt, piemēram, grafīts un dimants var tikt uzskatīti par alotropām formām jeb polimorfām formām.

Iespēja veidot divu vai vairāku veidu molekulas, Skābekli. Veido divas allotropās formas: O2 un O3 – ozonu. Tie atšķiras gan pēc fizikālajām, gan ķīmiskajām īpašībām.

Skābeklis O2 - bezkrāsaina gāze, bez smaržas. Ozons O3 - gāze zila krāsa ar raksturīgu smaržu (tā pat savu nosaukumu ieguvusi no grieķu valodas.

(ozein) - smaržot).

Šķidrā un cietā stāvoklī skābeklim ir gaiši zila krāsa. Ozons šķidrā stāvoklī ir intensīvi violets, cietā stāvoklī tas ir melni violets.

Skābeklis ir paramagnētisks, ozons ir diamagnētisks.

Skābekļa un ozona ķīmiskā aktivitāte krasi atšķiras. Ozons ir reaktīvāks nekā skābeklis, un tam piemīt spēcīgākas oksidējošās īpašības.

Neskatoties uz to, ka skābeklis brīvā veidā mijiedarbojas ar gandrīz visiem elementiem, daudzos gadījumos šīs reakcijas notiek tikai paaugstinātā temperatūrā. Savukārt ozons reaģē ar daudzām vielām apstākļos, kad skābeklis paliek inerts, piemēram, ozons oksidē dzīvsudrabu un sudrabu oksīdos.

Fosfors. Ir zināmas divas fosfora allotropās formas: baltā un sarkanā.

Baltais fosfors sastāv no P4 tetraedriskām molekulām. Sarkano fosforu var uzskatīt par polimēra molekulām P. Protams, cietā stāvoklī šīs modifikācijas atšķiras gan pēc kristālrežģu struktūras, gan pēc fizikālajām īpašībām.

Visām fosfora allotropajām formām ir arī būtiskas atšķirības ķīmiskajās īpašībās, kas, pirmkārt, sastāv no to atšķirīgās reaģētspējas. Baltais fosfors ir aktīvākā forma, savukārt sarkanais ir mazāk aktīvā forma.

Baltais fosfors lēnām oksidējas gaisā pat parastā temperatūrā (kas ir iemesls baltā fosfora mirdzumam), savukārt sarkanais ir stabils gaisā un iedegas tikai sildot.

Dažādu kristālisko režģu veidošanās Šo alotropijas gadījumu var uzskatīt arī par vienkāršu vielu polimorfismu.

Ogleklis. Ir zināmas vairākas oglekļa alotropās modifikācijas:

grafīts, dimants, karabīns, fullerēni.

Grafīts un dimants veido atomu kristāla režģi, kas atšķiras pēc struktūras. Šīs divas vielas krasi atšķiras arī pēc savām fizikālajām īpašībām: dimants ir bezkrāsains, caurspīdīgs, grafīts ir melni pelēks, necaurspīdīgs, dimants ir cietākā viela, grafīts ir mīksts, dimants nevada elektrību, grafīts vada elektrību. Normālos apstākļos dimants ir metastabila (mazāk stabila) forma. Karsējot dimantu (t > 1000°C), tas neatgriezeniski pārvēršas grafītā. Grafīta pāreja uz dimantu notiek augstākā temperatūrā un obligāti ļoti augstā spiedienā.

Alva. Ir labi zināmas divas alvas alotropās formas – pelēkā un baltā.

Pelēkā alva (-alva) pastāv temperatūrā, kas zemāka par 13,2 ° C, tai piemīt pusvadītāju īpašības, ļoti trausla viela ar blīvumu 5,846 g / cm3.

Baltā alva (-skārda) pēc fizikālajām īpašībām ir tipisks sudrabbalts metāls, labi vada siltumu un elektrisko strāvu, ir plastisks, blīvums ir 7,295 g/cm3 un stabils temperatūras diapazonā no 13,2 - 173°C. Virs šīs temperatūras -alva pāriet citā modifikācijā - -alvā, kurai ir atšķirīga kristāliskā režģa struktūra un blīvums 6,54 g / cm3.

Daudzas polimorfās (vai alotropās) modifikācijas var būt metastabilā stāvoklī, t.i., ilgstoši pastāvēt tām neraksturīgos apstākļos (“svešā teritorijā”).

Piemēram, baltā alva var būt pārdzesēta un pastāvēt ilgu laiku temperatūrā, kas zemāka par 13,2 ° C, tomēr tās stāvoklis šajos apstākļos ir nestabils, tāpēc mehāniski bojājumi, asa kratīšana utt. var izraisīt asu pāreju uz formu. Šo plaši pazīstamo parādību sauca par "alvas mēri".

Piemaisījumi arī būtiski ietekmē pāreju no vienas formas uz otru. Piemēram, neliels bismuta piejaukums praktiski novērš baltās alvas pāreju uz pelēko, savukārt alumīnija pievienošana, gluži pretēji, paātrina šo pāreju.

Katrai alotropai (vai polimorfai) formai ir noteikts temperatūras un spiediena diapazons, kurā šī modifikācija ir stabila. Piemēram, temperatūrā līdz 95,6 ° C rombiskais sērs (-forma) ir stabils, bet augstākā temperatūrā - monoklīnisks (forma). Šīs divas allotropās formas atšķiras viena no otras kristāla režģu struktūrā.

Savienojums vai savienojums ir viela, kas sastāv no dažādu ķīmisko elementu atomiem.

Izomorfisms (grieķu valodā - vienāds, līdzīgs + µ - forma) - līdzīga sastāva vielu spēja veidot jauktus kristālus, kuros atomi, joni vai līdzīga izmēra atomu grupas nejauši aizstāj viens otru.

Piemēram, kālija alauna KAl(SO4)2 12 H2O kristālos kālija jonus var aizstāt ar rubīdija vai amonija joniem, bet Al3+ jonus ar Cr3+ vai Fe3+ joniem. Šajā gadījumā tiek uzskatīts, ka kālija katjoni ir izomorfi rubidija vai amonija katjoniem, savukārt alumīnija katjoni ir izomorfi hroma vai dzelzs katjoniem.

1.2. Kvantitatīvās attiecības ķīmijā Atomu un molekulu masas ir ļoti mazas, un to vērtību skaitliskai izteiksmei ir neērti izmantot vispārpieņemto mērvienību - kilogramu. Tāpēc, lai izteiktu atomu un molekulu masas, tiek izmantota cita mērvienība - atomu masas vienība (amu).

Atomu masas vienība (a.m.u.) - atomu, molekulu un elementārdaļiņas.

1/12 no oglekļa nuklīda 12C masas tiek ņemta par atommasas vienību.

Šī nuklīda masa SI vienībās ir 1,9927 10–26 kg.

Relatīvā atommasa (novecojis termins ir atomu svars) ir atoma masa, kas izteikta atomu masas vienībās (a.m.u.).

Apzīmēts Ar.

Lielākā daļa dabisko ķīmisko elementu ir izotopu maisījums. Tāpēc tā izotopu dabiskā maisījuma relatīvās atommasas vidējā vērtība, ņemot vērā to saturu sauszemes apstākļos, tiek ņemta par elementa relatīvo atommasu. Šīs vērtības ir norādītas Periodiskajā sistēmā.

Piemēram, skābeklim ir trīs izotopi 16O, 17O un 18O, to atomu masas un saturs dabiskajā maisījumā ir parādīti 3. tabulā.

Atomu masas vidējo vērtību, ņemot vērā katra izotopa ieguldījumu, aprēķina, izmantojot šādu formulu:

kur Ar, j ir atbilstošo izotopu atomu masas, ni ir to saturs dabiskajā maisījumā (moldaļās). Šajā formulā aizstājot skābekļa atomu masas atbilstošās vērtības no 3. tabulas, mēs iegūstam:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Ņemiet vērā, ka atommasa un masas skaitlis ir absolūti dažādi jēdzieni: pirmā ir atoma masa, kas izteikta a. e.m., bet otrais ir nukleonu skaits kodolā. Atomu masa ir daļēja vērtība (tai ir vesela skaitļa vērtība tikai 12C izotopam), atšķirībā no masas skaitļa, kas vienmēr ir vesels skaitlis.

Skaitliski šie daudzumi ir ļoti tuvi; piemēram, ūdeņradim atomu masa ir 1,0078 un masas skaitlis ir 1, hēlijam atommasa ir 4,0026 un masas skaitlis ir 4.

Relatīvām atomu masām ir daļskaitļu vērtības šādu iemeslu dēļ:

1) lielākā daļa dabā esošo elementu ir vairāku izotopu maisījums, un Periodiskā tabula norāda dabiskā izotopu sastāva maisījuma relatīvās atommasas vidējo vērtību.

2) monoizotopiskajiem elementiem (piemēram, 23Na) šī vērtība arī būs daļēja, jo nukleonu masa, kas izteikta a. m.u., nav vesels skaitlis (skat. 3. tabulu) un kodola veidošanās laikā daļa no nukleona masas tiek pārvērsta enerģijā, saskaņā ar vienādojumu Ebond = m c2, kur c = 3 108 m/s ir ātrums gaisma vakuumā.

Jebkuras saites veidošanās laikā vienmēr izdalās enerģija, kurai tiek iztērēta daļa saistošo daļiņu masas. Ķīmisko saišu veidošanās gadījumā šī vērtība ir ļoti maza, tāpēc masas izmaiņas šeit netiek ņemtas vērā un tiek pieņemts, ka izveidotās daļiņas masa ir vienāda ar to daļiņu masu summu, kas piedalās tajā. veidošanās. Kad veidojas kodols, izdalās ļoti liels enerģijas daudzums, un "masas defekts" ir skaidri redzams.

Molekulmasa ir molekulas masa, kas izteikta a. e.m. Molekulas masa ir praktiski vienāda ar to veidojošo atomu relatīvo atomu masu summu.

Ja viela nesastāv no molekulām, bet, piemēram, no joniem (NaCl), vai ir oligomērs [(H2O)n], tad vielas formulas vienībai norāda relatīvo molekulmasu. Vielas formulas vienība ir jāsaprot kā konkrētās vielas mazākā daudzuma ķīmiskais sastāvs.

Mols ir vielas daudzuma mērvienība. Norādīts.

1 mols ir vielas daudzums, kas satur tikpat daudz strukturālo vienību (atomu, molekulu, jonu, radikāļu), cik atomu ir 0,012 kg 12C oglekļa izotopa, proti, vielas molārā masa (M) ir vienāds ar šīs vielas masas (m) attiecību pret tās daudzumu ():

Iepriekšējā definīcija: vielas viena mola masa, kas skaitliski vienāda ar tās molekulmasu, bet izteikta vienībās g/mol. Iespējams, sākumā tas atvieglos skaitļošanas problēmu risināšanu.

Ievērojiet atšķirību terminos: molārā masa” un “molekulmasa”, kas pēc skaņas ir līdzīgas, bet attiecas uz atšķirīgu objektu skaitu: pirmais ir vielas viena mola masa (t.i., 6,022 1023 molekulu masa), bet otrais ir viena mola masa. molekula, un tās ir izteiktas dažādās mērvienībās - g/mol un a. e.m., attiecīgi.

Jēdziens "vielas daudzums" un attiecīgi tā mērvienība - mols tiek izmantots lielākajā daļā ķīmisko aprēķinu. Šī vērtība ir unikāli saistīta ar vielas masu, struktūrvienību skaitu un tilpumu (ja tā ir gāze vai tvaiki). Ja ir norādīts vielas daudzums, tad šos daudzumus ir viegli aprēķināt.

Vielas A masas daļa sistēmā ir tās masas attiecība pret visas sistēmas masu (bieži šī vērtība tiek izteikta procentos):

Visas problēmas, kas saistītas ar aprēķiniem pēc masas daļām, ir jāatrisina, izmantojot šo formulu. Lai izvairītos no kaitinošām tehniskām kļūdām, veicot aprēķinus, iesakām nekavējoties konvertēt% akcijās.

Komponenta tilpuma daļa ir komponenta tilpuma attiecība pret visas sistēmas tilpumu:

Komponenta molu daļa ir komponenta A vielas daudzuma (mol) attiecība pret visu sistēmas komponentu kopējo molu skaitu:

Enerģijas nezūdamības likums - enerģija nerodas no nekā un nepazūd bez pēdām, bet tās atsevišķie veidi var pāriet viens otrā pēc stingri noteiktām ekvivalentām attiecībām.

Tātad, ja ķīmisko saišu enerģija reakcijas produktos ir lielāka nekā reaģentos, tad atbrīvotā enerģija tiek atbrīvota siltuma, gaismas veidā vai tā dēļ notiks darbs (piemēram, sprādziens vai virzuļa kustība) .

Masas nezūdamības likums (M. V. Lomonosovs, 1748) - visu reakcijā nonākušo vielu masa ir vienāda ar visu reakcijas produktu masu.

No atomu un molekulārās teorijas viedokļa masas nezūdamības likums tiek skaidrots šādi: ķīmisko reakciju rezultātā atomi nepazūd un nerodas, bet gan pārkārtojas. Tā kā atomu skaits pirms un pēc reakcijas paliek nemainīgs, arī to kopējā masa nemainās.

Pamatojoties uz šo likumu, visi aprēķini tiek veikti saskaņā ar ķīmisko reakciju vienādojumiem.

Sastāva noturības likums (Proust, 1806) – katram ķīmiskajam savienojumam ir skaidri noteikts un nemainīgs sastāvs.

No šī likuma izriet, ka ķīmiskā savienojuma sastāvs nav atkarīgs no tā sagatavošanas metodes.

Vielas, kuru sastāvs atbilst šim likumam, sauc par daltonīdiem. Vielas, kuru sastāvs ir atkarīgs no sagatavošanas metodes, sauc par bertolīdiem (piemēram, pārejas metālu oksīdiem).

Vairāku attiecību likums (Daltons) - ja divi elementi veido viens ar otru vairākus savienojumus, tad viena elementa masas lielumi, kas savienojas ar otra vienādu masas daudzumu, ir saistīti viens ar otru kā mazi veseli skaitļi.

Avogadro likums (1811) - vienādos daudzumos dažādu ideālo gāzu vienādos apstākļos (temperatūra un spiediens) ir vienāds skaits molekulu.

Sekas no Avogadro likuma 1°. 1 mols jebkuras ideālas gāzes tādos pašos apstākļos (temperatūra un spiediens) aizņem tādu pašu tilpumu.

Normālos apstākļos (n.a.):

- p \u003d 101325 Pa \u003d 101,325 kPa \u003d 1 atm = 760 mm Hg. Art.

- jebkuras ideālās gāzes molārais tilpums ir 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Ideālo gāzu blīvums tādos pašos apstākļos (temperatūra un spiediens) ir tieši proporcionāls to molārajai masai:

jo no Avogadro likuma izriet, ka vienādos apstākļos (p un t) jebkurai ideālajai gāzei attiecība / V = ​​konst.

Attiecībā uz gāzēm tiek ieviests vienas gāzes relatīvā blīvuma jēdziens attiecībā pret otru. DA(X) — gāzes X relatīvais blīvums gāzei A:

Ķīmijā, tāpat kā katrā zinātnē, pastāv nosacītu zīmju sistēma, kuras zināšanas ir nepieciešamas, lai izprastu šo priekšmetu.

Ķīmiskā simbolika ir sava veida alfabēts, ar kura palīdzību viņi pieraksta “vārdus” - savienojumu formulas un “frāzes” - ķīmisko reakciju vienādojumus, kas zināmā mērā atspoguļo reālos notiekošos procesus.

Pat viduslaikos toreiz zināmie ķīmiskie elementi tika apzīmēti ar parastajiem simboliem, tādiem pašiem kā ar tiem, ko izmantoja debess ķermeņu apzīmēšanai. Fakts ir tāds, ka saskaņā ar alķīmiķu idejām katrs no tajā laikā zināmajiem elementiem atbilda savam debess ķermenim.

Dažas alķīmiķu idejas tiek atspoguļotas poētiskā formā:

Viduslaikos pieņemtie debess ķermeņu un tiem "atbilstošo" ķīmisko elementu apzīmējumi ir parādīti 4. tabulā.

Elements Debess ķermeņa simbols Protams, šādi simboli ķīmisko elementu apzīmēšanai nebija īpaši ērti. Turklāt līdz 1800. gadam bija zināmi aptuveni 1800 ķīmiskie elementi (lai gan daži vēl nebija izdalīti kā vienkāršas vielas, bet bija zināmi galvenokārt oksīdu veidā), un šādas simbolikas izmantošana kļuva neiespējama.

D. Daltons ierosināja citus ķīmisko elementu apzīmējumus. Tālāk ir sniegti daži šīs simbolikas piemēri:

D. Daltona piedāvātie ķīmisko elementu simboli Kā redzams no šiem piemēriem, dažos gadījumos Daltons izmantoja sākuma burtus Nosaukumi angļu valodā elementi (piemēram: dzelzs - Dzelzs, varš - Varš, svins - Svins), apvilkti. Slavenais 19. gadsimta zviedru ķīmiķis Jenss Jakobs Berzēliuss, kurš sniedza lielu ieguldījumu Daltona atomisma teorijas attīstībā, piedāvāja pilnīgi jaunu simboliku ķīmisko elementu apzīmēšanai. Viņš nolēma, ka katram ķīmiskajam elementam ir jābūt savai īpašai zīmei, kas vienlaikus būtu ķīmiskā elementa simbols un apzīmētu vienu atomu. Kā šādu simbolu tika ierosināts izmantot elementa latīņu nosaukuma sākuma burtu (piemēram, ūdeņradis - Hidrohenium - simbols H, sērs - Sērs - S utt.). Gadījumos, kad divu elementu nosaukumi sākas ar vienu un to pašu burtu, šī elementa nosaukumam tika pievienots otrs burts, piemēram, C - ogleklis, Cu - varš, Cd - kadmijs. Tā radās ķīmisko elementu simboli, kas tiek izmantoti visā pasaulē līdz pat mūsdienām.

Daži elementi (piemēram, dzelzs, zelts, svins) ir zināmi kopš seniem laikiem, un to nosaukumiem ir vēsturiska izcelsme.

Pēdējo 300 gadu laikā atklāto elementu nosaukumi tika balstīti uz dažādi principi: pēc minerāla, no kura šis elements pirmo reizi tika izolēts, piemēram, berilijs (pēc minerāla nosaukuma - berils), pēc valsts nosaukuma - atklājēja dzimtene, piemēram, germānija (vācu ķīmiķis K. Vinklers ) par godu Vācijai pēc dažām īpašībām, piemēram, hlors (no grieķu - zaļš), fosfors (no grieķu.

- viegls, - es nēsāju). Mākslīgie elementi ieguva savus nosaukumus par godu slaveniem zinātniekiem, piemēram, mendelevium, einsteinium.

Ja kādā kvadrātā ir prātīgi ievadīts ķīmiskā elementa simbols, tad šī kvadrāta stūri, ja nepieciešams, tiek izmantoti papildu informācijai:

Izmantojot elementu ķīmiskos simbolus, tiek uzrakstītas vielu ķīmiskās formulas. Piemēram, sērskābes H2SO4 formula parāda, ka šī savienojuma molekula sastāv no diviem ūdeņraža atomiem, viena sēra atoma un četriem skābekļa atomiem. Izmantojot ķīmiskās formulas, pierakstiet ķīmisko reakciju vienādojumus, piemēram:

Vielas, kas nonāk ķīmiskajā reakcijā (sākotnējās vielas), raksta vienādojuma kreisajā pusē, un reakcijas rezultātā radušās vielas (reakcijas produkti) raksta vienādojuma labajā pusē, un vienādojuma atomu skaits. katram elementam vienādojuma kreisajā pusē jābūt vienādam ar šī elementa atomu skaitu labajā pusē (vielu masas nezūdamības likums).

Jebkura ķīmiskā formula ir nosacīts ieraksts, kurā ir noteikta informācija par konkrēto vielu, un atkarībā no tā, kādu informāciju viņi vēlas ziņot, tiek izmantotas dažādas formulas.

1°. Molekulārā formula (vai bruto formula) atspoguļo tikai savienojuma kvalitatīvo un kvantitatīvo sastāvu, tas ir, parāda, kuri elementu atomi un kādā daudzumā ir iekļauti šīs vielas sastāvā, un neko nesaka par tās struktūru. , piemēram:

2°. Grafiskā formula (to bieži vien kļūdaini dēvē par strukturālo formulu) sniedz papildu informāciju: papildus kvalitatīvajam un kvantitatīvajam sastāvam parāda, kādā secībā atomi ir saistīti viens ar otru, kā arī norāda saišu daudzveidību (vienkāršā, dubultā). , trīskāršs):

Taču šīs formulas neko nepasaka par molekulu uzbūvi, proti, neatspoguļo atomu relatīvo izvietojumu telpā.

3°. Elektroniskā formula satur papildu informāciju, salīdzinot ar grafisko (lai gan patiesībā tā ir ļoti līdzīga tai) - tā parāda, kuri no valences elektroniem ir iesaistīti saišu veidošanā, kā arī nepāra elektronu un nedalīto elektronu klātbūtni. elektronu pāri:

4°. Strukturālā formula ir attēlota mērogā, atbilstošā projekcijā, kas sniedz molekulas trīsdimensiju attēlojumu un parāda atomu relatīvo izvietojumu telpā. Ja nepieciešams, uz strukturālās formulas pievienotas tabulas, kurās norādīti saišu garumi (attālumi starp saistīto atomu centriem) un saites leņķi (leņķi starp saitēm).

5°. Ir iespējams izmantot citus formulu variantus, lai nodotu būtisku informāciju par molekulu vai atvieglotu informācijas uztveri, piemēram, tas parāda brīvas orbitāles klātbūtni 1. Cik ūdeņraža atomu satur 1 litrā ūdeņraža pie n. pie.?

Lēmums. Tā kā 1 mols jebkuras ideālas gāzes aizņem pie n. y. 22,4 litri, tad 1 litrs ūdeņraža (to varam uzskatīt par aptuveni ideālu gāzi) saturēs = 0,045 mol ūdeņraža molekulu. Katra ūdeņraža molekula sastāv no diviem atomiem, kas nozīmē, ka atomu skaits ir divreiz lielāks: 2 0,045 \u003d 0,09 mol. Lai uzzinātu, cik atomu ir šajā vielas daudzumā, reiziniet to ar Avogadro skaitli:

2. Kāda ir 1 NaOH molekulas masa?

Lēmums. Vispirms aprēķināsim NaOH molekulmasu a vienībās. e.m., pamatojoties uz nātrija, skābekļa un ūdeņraža atomu masu vērtībām.

Tagad konvertēsim uz SI vienībām:

3. Kāda enerģija izdalās hēlija atoma veidošanās laikā no elementārdaļiņām?

Lēmums. Hēlija atomu masa ir 4,0026 amu. e.m. Aprēķināsim hēliju veidojošo elementārdaļiņu kopējo masu:

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

Masas defekts ir vai 4. g CaO tika izšķīdināts ūdens pārpalikumā ar masu B g. Izsaka vielas masas daļu iegūtajā šķīdumā.

Lēmums. Lai atrisinātu šo problēmu, jāatceras, ka, izšķīdinot kalcija oksīdu ūdenī, notiek reakcija CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, tāpēc kalcija hidroksīds būs šķīdinātājs.

Mēs atrodam vielas masu saskaņā ar reakcijas vienādojumu:

Šķīduma masa ir to vielu masu summa, kas veidoja šo šķīdumu (tā kā reakcija neizgulsnējas un neizdalās gāze, nekas nav jāatņem) A + B. Tādējādi \u003d (100%).

5. Sajauc 11,2 litrus hlora un 22,4 litrus ūdeņraža. Atrodiet gāzu tilpuma daļu maisījumā pēc reakcijas.

Lēmums. Reakcija norit H2 + Cl2 = 2 HCl. Tā kā gāzu tilpumi ir proporcionāli to vielu daudzumam, tad 1 tilpums ūdeņraža reaģēs ar 1 tilpumu hlora, un veidojas 2 tilpumi hlorūdeņraža. Hlora trūkst, tas pilnībā reaģēs; Reaģēs 11,2 litri ūdeņraža un paliks vēl 11,2 litri. Ūdeņraža hlorīds izrādīsies 2 11,2 \u003d 22,4 litri.

Sistēmas kopējais tilpums ir 11,2 + 22,4 = 33,6 litri. Ūdeņraža tilpuma daļa 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), ūdeņraža hlorīds 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%) vai 6. Sakausējums satur 40% K un 60% Na. Atrodiet komponentu molu daļas.

Lēmums. M(K) = 39, M(Na) = 23. Ja 100 g sakausējuma satur 40 g K, tad tas ir 40/39 = 1,03 mol. 60 g nātrija ir 60/23 = 2,61 mol.

Kopējais vielas daudzums 100 g sakausējuma ir 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Tādējādi molu daļas: kālijs 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), nātrijs 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%) vai 100 - 28 = 72%.

7. Oglekļa un ūdeņraža savienojums satur 75% oglekļa masas.

Lēmums. Rakstīsim formulu vispārīgā formā: СхНу. Oglekļa masa šīs vielas molekulā ir proporcionāla 12x, ūdeņradis - y. Tā kā oglekļa masas daļa ir 75%, mēs iegūstam: 12x: y \u003d 75: 25, tātad x: y \u003d 6,25: 25 \u003d 1: 4.

Vēlamā formula CH4.

8. Gāzes blīvums gaisā 0,55. Kas šī ir par gāzi?

Lēmums. Gaisa vidējā molmasa ir 29. Lai atrastu gāzes molmasu, reiziniet ar 29 ar gāzes blīvumu: 29 0,55 = 16. Šī molārā masa atbilst metānam CH4, citu iespēju nav.

1. Cik elektronu kopējais lādiņš ir 1 C?

Kāda ir 1 mola elektronu masa?

2. Cik ūdeņraža atomu ir 3 litros ūdens a) 20°C un 1 atm;

b) 150°C un 1 atm?

3. Kāda enerģija izdalīsies, kad no elementārdaļiņām veidojas 1 mols 16O nuklīdu?

4. X g kālija tika izšķīdināts ūdens pārpalikumā ar tilpumu 1 litrs. Kāda ir vielas masas daļa iegūtajā šķīdumā?

5. 100 ml ūdens tika izšķīdināti 16,8 litri hlorūdeņraža un 5,6 litri bromūdeņraža. Atrodiet šķīdumā esošo vielu masas daļas.

6. 2000°C temperatūrā ūdens termiskās disociācijas pakāpe (t.i., siltuma ietekmē sadalīto molekulu mola daļa) ir aptuveni 2%.

Aprēķiniet visu līdzsvara maisījuma komponentu molārās un tilpuma daļas šajā temperatūrā.

7. Aprēķināt spirta masas daļu ūdens šķīdumā ar tilpuma daļu 40%, ja spirta blīvums (pie 20°C) ir 0,79 g/ml.

8. Ieleja divus šķīdumus: 10 g 20% ​​bārija hlorīda un 20 g 10% kālija sulfāta. Atrodiet visu izšķīdušo vielu masas daļas.

9. Slāpekļa savienojums ar ūdeņradi satur 87,5% slāpekļa pēc masas.

Atrodiet šī savienojuma formulu.

10. Noteiktas gāzes ūdeņraža blīvums ir 8,5. Kas šī ir par gāzi?

11. Uzzīmējiet slāpekļa, dzelzs oksīda (III), fosforskābes grafiskās formulas.

Pagājušajā gadsimtā veiktais pētījums par elektriskās strāvas pāreju caur dažādām vidēm (gāzēm, šķīdumiem, kausējumiem) sniedza pirmos eksperimentālos faktus, kas radīja ideju par atoma sarežģīto struktūru.

19. gadsimta 30. gados angļu fiziķis Maikls Faradejs konstatēja, ka elektroķīmiskos procesus raksturo noteiktas attiecības, kas liecina, ka elektriskie lādiņi, tāpat kā matērija, pēc būtības ir diskrēti, un ir noteikts minimālais lādiņš.

Pagājušā gadsimta otrajā pusē veiktie eksperimenti ar gāzizlādes caurulēm skaidri parādīja, ka atomu sastāvā ir jāiekļauj negatīvi lādētas daļiņas, kuras vēlāk sauca par elektroniem3. Šiem eksperimentiem ar retinātām gāzēm bija diezgan vienkāršs dizains. Stikla caurulē tika pielodēti divi elektrodi, pēc tam caurule tika evakuēta līdz apmēram 10 mm Hg spiedienam. Art.

(0,013 Pa). Uz elektrodiem tika pielikts augsts spriegums (vairāki kilovolti), un, mirdzot caurules sieniņām un atlikušajām gāzēm, tika novērota daļiņu plūsma, kas pārvietojās no negatīvā elektroda uz pozitīvo. Ja šī stara ceļā tika novietots kāds šķērslis, piemēram, spineris, tad tas sāka griezties, norādot, ka daļiņām ir ierobežota masa. Ja gāzizlādes caurule tika novietota starp plakana kondensatora plāksnēm, tad daļiņu plūsma tika novirzīta uz vienu no tām, proti, to, kas bija pozitīvi uzlādēta, kas liecināja par daļiņu negatīvu lādiņu.

1896. gadā Anrī Bekerels, strādājot ar urāna savienojumiem, atklāja radioaktivitātes fenomenu – viena elementa atomu spontānu sabrukšanu un to pārvēršanos par cita ķīmiskā elementa atomiem. Tika konstatēts, ka šādas pārvērtības pavada acij neredzama starojuma emisija.

Nedaudz vēlāk dzīvesbiedri Pjērs Kirī un Marija Sklodovska-Kirī atklāja, ka ne tikai savienojumi izstaro neredzamu starojumu.3 Elektrons bija pirmais no atklātajām elementārdaļiņām. 1874. gadā

J. J. Stoney ierosināja, ka elektriskā strāva ir negatīvi lādētu daļiņu plūsma, ko viņš sauca par elektroniem. Taču elektrona atklāšanas prioritāti gandrīz vispārēji atzīst J. J. Tomsons, kurš eksperimentāli pierādīja elektrona esamību un noteica tā lādiņa attiecību pret masu.

urānu, bet arī citas vielas. Rūpīga darba rezultātā viņi atklāja divus jaunus ķīmiskais elements, kas tika nosaukti par "rādiju" un "poloniju".

1899. gadā Raterfords atklāja, ka radioaktīvie elementi izstaro divu veidu starojumu, ko viņš sauca par - un - stariem. Vēlāk tika atklāts, ka radioaktīvās vielas var izstarot trīs veidu starojumu: un. -radiācija ir hēlija atomu kodolu plūsma un attiecīgi -daļiņu masa ir 4 a. e.m un elektriskais lādiņš +2, -stari ir elektronu plūsma, bet -stari ir elektromagnētiskais starojums ar ļoti īsu viļņa garumu4.

Visi šie eksperimentālie fakti norādīja, ka atomam ir sarežģīta struktūra un tajā jāiekļauj elektroni. Un tā kā atoms kopumā ir elektriski neitrāla daļiņa, elektronu negatīvais lādiņš ir jākompensē ar pozitīvu lādiņu.

Ap 1900. gadu J. J. Tomsons ierosināja pirmo atoma modeli, saskaņā ar kuru pozitīvais lādiņš vienmērīgi aizpilda visu atoma tilpumu, un negatīvais lādiņš, ko attēlo elektroni, ir mijas šajā pozitīvi lādētajā sfērā. Šo modeli sauca par "Tomsona pudiņu". Modelis nevarēja izskaidrot visus līdz tam laikam iegūtos eksperimentālos datus. Tas zināmā mērā izskaidroja Faradeja eksperimentus un eksperimentus ar gāzizlādes caurulēm, taču nevarēja atbildēt uz vissvarīgāko jautājumu: "kā var pastāvēt šāda elektrisko lādiņu sistēma?"5 Neskatoties uz to, zinātnieki kādu laiku izmantoja šo modeli.

4 Pēc tam tika atklāti citi radioaktīvās sabrukšanas veidi: +-sabrukšana (pozitronu emisija), elektronu satveršana (orbitālā elektrona uztveršana ar kodolu), aizkavēta neitronu emisija, spontāna kodola skaldīšanās, un 1961. gadā akadēmiķa Flerova vadībā. , protonu sabrukšana.

5 Viena no galvenajām elektrostatikas teorēmām ir angļu fiziķa un matemātiķa S. Ernšova 19. gadsimtā formulēta teorēma:

jebkura punktveida elektrisko lādiņu līdzsvara konfigurācija miera stāvoklī ir nestabila, ja, izņemot Kulona pievilkšanas un atgrūšanas spēkus, uz tiem nedarbojas nekādi citi spēki. Šī teorēma izriet no apgalvojuma, ka statiskas elektrisko lādiņu sistēmas potenciālajai enerģijai nevar būt minimums. Minimālās potenciālās enerģijas klātbūtne ir nepieciešamais nosacījums stabils līdzsvars.

Rīsi. 1. Eksperiments par -daļiņu pāreju caur vielu.

1910. gadā Rezerforda studenti Hanss Geigers un Ernests Marsdens veica eksperimentus ar daļiņu bombardēšanu ar plānām metāla plāksnēm. Viņi atklāja, ka lielākā daļa daļiņu iziet cauri folijai, nemainot to trajektoriju. Un tas nebija pārsteidzoši, ja pieņemam Tomsona atoma modeļa pareizību.

Pārsteidzoši bija tikai tas, ka dažas daļiņas novirzījās no sākotnējās trajektorijas un, visiem par pārsteigumu, apmēram 1 no 20 000 daļiņām novirzījās leņķī, kas bija tuvu 180 °, t.i., atlēca atpakaļ (sk. 1. attēlu).

No šī eksperimenta rezultātiem var izdarīt šādus secinājumus:

1) atomā ir kāds “šķērslis”, ko sauca par kodolu;

2) kodolam ir pozitīvs lādiņš (citādi pozitīvi lādētas -daļiņas neatspīdētu atpakaļ);

3) kodolam ir ļoti mazi izmēri, salīdzinot ar paša atoma izmēriem (tikai neliela daļa no -daļiņām mainīja kustības virzienu);

4) kodolam ir liela masa salīdzinājumā ar -daļiņu masu.

Eksperimenti ar -daļiņu izkliedi ļāva arī novērtēt kodolu un atomu izmērus:

- kodolu diametrs ir 10-15 - 10-14 m, - atomu diametrs ir 10-10 m.

Lai izskaidrotu iegūtos rezultātus, Rezerfords izvirzīja ideju par atoma planētu struktūru. Viņš uzskatīja atomu kā Saules sistēma: centrā atrodas kodols, kas satur galveno masu un visu atoma pozitīvo lādiņu, un apkārt dažādās orbītās griežas elektroni. Šis modelis diezgan labi izskaidroja līdz tam laikam uzkrāto eksperimentālo materiālu, taču tam bija divi trūkumi:

1) Saskaņā ar klasiskās elektrodinamikas vienādojumiem lādētai daļiņai, kas kustas ar paātrinājumu (un elektronam atomā kustas ar centripetālu paātrinājumu), ir jāizstaro enerģija.

Šajā gadījumā enerģijas zudumam vajadzētu izraisīt orbītas rādiusa samazināšanos un elektrona krišanu uz kodolu.

2) Nepārtrauktai elektronu trajektorijas maiņai vajadzētu veicināt arī nepārtrauktas starojuma frekvences izmaiņas un līdz ar to nepārtrauktu emisijas spektru. Bet eksperimenti parādīja, ka ūdeņraža, kā arī citu atomu emisijas spektrs gāzveida stāvoklī sastāv no vairākām joslām, t.i.

ir diskrēts.

Izeju no šīs situācijas 1913. gadā atrada dāņu fiziķis Nīls Bors, kurš ierosināja savu teoriju par atoma uzbūvi. Tajā pašā laikā viņš pilnībā neatteicās no iepriekšējām idejām par atoma planētu uzbūvi, taču, lai izskaidrotu šādas sistēmas stabilitāti, viņš izdarīja pieņēmumu, ka klasiskās fizikas likumi ne vienmēr ir piemērojami, lai aprakstītu tādas sistēmas kā: atomi, un formulēja divus postulātus.

Bora pirmais postulāts. Elektroni var riņķot ap kodolu stingri noteiktās stacionārās orbītās, kamēr tie neizstaro un neuzsūc enerģiju.

Bora otrais postulāts. Pārejot no vienas orbītas uz otru, elektrons absorbē vai izstaro enerģijas kvantu.

Bors ierosināja, ka elektrona leņķiskais impulss atomā var iegūt diskrētas vērtības, kas ir vienādas tikai ar darbības kvantu veselu skaitu, ko var matemātiski uzrakstīt šādi:

kur m ir elektrona masa, v ir tā griešanās lineārais ātrums, r ir orbītas rādiuss, n ir galvenais kvantu skaitlis, kas ņem veselas vērtības no 1 līdz bezgalībai, un h = 6,625 10-34 J /s ir Planka konstante. (7) vienādojums ir Bora pirmā postulāta matemātiska izteiksme.

Elektrona enerģiju attiecīgajā orbītā nosaka pēc izteiksmes:

Šajā vienādojumā visi lielumi, izņemot n, ir konstantes.

Tādējādi elektrona enerģiju atomā nosaka galvenā kvantu skaitļa vērtība. Ūdeņraža atomam pie n = 1, E = 2,176 10–J vai 13,6 eV (1 elektronu volts ir enerģija, ko elektrons iegūst, izejot cauri 1 volta potenciālu starpībai, un ir vienāda ar 1,6 ± 10–19 J) .

Izmantojot iepriekš minētos vienādojumus, Bors aprēķināja ūdeņraža atoma emisijas spektru.

Ūdeņraža atomā elektronam ir minimālā enerģija pirmajā orbītā. Šo elektrona stāvokli sauc par pamata stāvokli vai neuzbudināto stāvokli. Ja šim elektronam tiek dota pietiekama enerģija, tad tas var doties uz citu orbītu ar lielu rādiusu, piemēram, uz orbītu Nr.2, 3 utt., atkarībā no piešķirtās enerģijas. Šādu stāvokli sauc par satrauktu, tas ir nestabils.

Elektrons var palikt šajās orbītās īsu laiku un pēc tam pāriet uz citu orbītu ar mazāku enerģiju, galu galā atgriežoties pamatstāvoklī. Šo pāreju laikā enerģija tiek izstarota elektromagnētiskā starojuma veidā.

1900. gadā Planks ierosināja, ka starojums un enerģijas absorbcija var notikt tikai stingri noteiktās daļās, ko viņš sauca par kvantiem. Starojuma frekvence ir saistīta ar enerģiju ar vienādojumu:

kur c ir gaismas ātrums vakuumā, kas vienāds ar 3 108 m/s. Tāpēc šī starojuma biežums ir atkarīgs no līmeņu enerģijas starpības (). Atkarībā no viļņa garuma šis starojums var piederēt dažādiem spektra apgabaliem: rentgena, ultravioletā, redzamā vai infrasarkanā. Uz att. 2 shematiski parādītas elektrona pārejas ierosinātā ūdeņraža atomā, kas izraisa starojumu dažādos spektra reģionos.

Rīsi. 2. Elektroniskās pārejas ūdeņraža atomā.Bora aprēķini izrādījās lieliski saskanīgi ar eksperimentāli iegūtajiem rezultātiem (skat. 6. tabulu).

Spektra līniju viļņu garumi Balmera sērijā (redzamais apgabals) Detalizēti izpētot spektra līnijas, izrādījās, ka dažas no tām nav viena, bet vairākas cieši izvietotas līnijas. Tas norādīja, ka pastāv dažādas orbītas, kurās elektroniem ir līdzīga enerģija. Lai izskaidrotu šo faktu, Zomerfelds ierosināja, ka elektroni var griezties ne tikai riņķveida, bet arī eliptiskās orbītās.

Tomēr Bora teorija nebija universāla. No tā viedokļa nebija iespējams aprakstīt ūdeņraža atoma uzvedību magnētiskajā laukā. Tāpat nav iespējams izskaidrot ūdeņraža molekulas veidošanos, un daudzelektronu atomu aprakstā rodas nepārvaramas fundamentālas grūtības. Bora teoriju ķīmijā praktiski neizmanto.

Šīs grūtības var pārvarēt, ja pieejam atoma struktūras aprakstam no plašākas teorijas – kvantu mehānikas – viedokļa, kas ņem vērā daļiņu uzvedību mikrokosmosā. Likumi, kas apraksta parādības, kas notiek mikropasaulē, būtiski atšķiras no likumiem, kas apraksta makroķermeņu uzvedību. Kvantu skaitlis n, kas mākslīgi tika ieviests Bora teorijā, no kvantu teorijas viedokļa izrādās neizbēgamas vispārīgāku likumu sekas.

Mikrokosmosa divējāda daba vispirms tika noteikta gaismai. No vienas puses, gaismu raksturo tādas parādības kā traucējumi un difrakcija, ko var izskaidrot tikai no tās viļņu rakstura viedokļa. No otras puses, fotoelektriskā efekta fenomenu nevar aprakstīt no šīs teorijas viedokļa. To var izdarīt, gaismai pieņemot korpuskulāru (no latīņu corpusculum — daļiņa) raksturu. 1905. gadā Einšteins ierosināja, ka gaisma tiek izstarota daļiņu veidā, ko sauc par fotoniem vai kvantiem. Katram fotonam ir enerģija, ko nosaka vienādojums (11).

No gaismas korpuskulārā rakstura izrietēja, ka fotoniem ir jābūt noteiktai masai. Fotona pārējā masa ir vienāda ar nulli, un kustībā fotons iegūst dinamisku masu. Lai aprēķinātu šo masu, Einšteins ierosināja masas un enerģijas ekvivalences vienādojumu:

Apvienojot vienādojumus (11) un (12), mēs iegūstam:

vai kur p ir fotona impulss.

1924. gadā franču fiziķis de Broglie, balstoties uz mikrokosmosa duālās dabas jēdzienu, ierosināja, ka elektronam ir noteikts viļņa garums, kas iekļaujas orbītā veselu skaitu reižu. Tas nozīmē, ka 2r = n.

De Broglie pieņēmums 1927. gadā saņēma eksperimentālu apstiprinājumu. Amerikāņu fiziķi Deivisons un Germers novēroja elektronu difrakciju ar nātrija hlorīda kristāliem.

Kvantēšanas princips Bora teorijā tika ieviests patvaļīgi. Tas galvenokārt izmantoja klasiskās mehānikas likumus. Elektrona viļņu īpašību atklāšana, fotoelektriskais efekts, eksperimenti ar pilnīgi melnu ķermeni noveda pie jaunas fizikas nozares - kvantu mehānikas - radīšanas.

Lielu lomu tās izveidē spēlēja E. Šrēdingers un V. Heizenbergs.

Atoma kvantu mehāniskais modelis nav tik skaidrs kā Bora piedāvātais modelis, un atoma uzbūves kvantu mehāniskā modeļa kvantu mehānikas matemātiskais aparāts tiks aplūkots tīri kvalitatīvi, neizmantojot matemātisko aparātu. Liela daļa no tā, kas tiks prezentēts nākamajā sadaļā, lasītājam būs jāpieņem "uz ticības", bez pierādījumiem. Kvantu skaitļi tiks vienkārši ieviesti, lai aprakstītu elektrona uzvedību atomā, savukārt tie ir Šrēdingera vienādojuma risinājuma sekas.

2.2. Atoma uzbūves kvantu mehāniskais modelis Heizenbergs norādīja uz fundamentālām atšķirībām mikro- un makroobjektu novērošanā. Jebkura objekta novērošana principā notiek divos gadījumos:

1) Pats objekts dod jebkādus signālus. Piemēram, darbojoša dzinēja radīts troksnis, siltuma starojums utt.

2) Novērojamais objekts tiek pakļauts kādai ietekmei, piemēram, apstarošanai ar gaismu, radioviļņiem u.c. un tiek fiksēts atstarotais signāls (kā to plaši izmanto radarā, eholokācijā). Turklāt, jo spēcīgāka ir ietekme uz novēroto objektu, jo spēcīgāks (ceteris paribus) ir atstarots signāls un uzticamāka objekta reģistrācija.

Ja tiek novēroti mums pazīstami makroobjekti, tad elektromagnētiskā starojuma (gaisma, radioviļņi utt.) darbība uz tiem nemaina ne to stāvokli, ne ātrumu. Pavisam cita situācija ir vērojot mikrokosmosa objektus, piemēram, elektronus. Gaismas kvanta iedarbībā uz elektronu tā ātrums nemainās. Tāpēc, noteikuši elektrona stāvokli kādā brīdī fotona iedarbībā, mēs nevaram noteikt tā ātrumu tajā pašā brīdī - tas jau ir mainījies.

Heizenbergs ierosināja attiecību, ko sauca par "nenoteiktības attiecību":

kur p ir daļiņas impulsa vērtības nenoteiktība, un x ir tās koordinātu nenoteiktība. No šīs attiecības izriet, ka jo precīzāk tiek noteiktas elektrona koordinātas, jo neprecīzāk tiks noteikts tā impulss un otrādi. Citiem vārdiem sakot, nav jēgas runāt par elektrona trajektoriju, jo, lai aprakstītu pēdējo, ir precīzi jāzina gan elektrona koordinātas, gan tā impulss katrā laika momentā (kas tika iekļauts atoma Bora modelis). Nenoteiktības sakarība parāda, ka tik precīzs tik mazas daļiņas kā elektrona kustības apraksts nav iespējams, tas ir, pats elektrona orbītas (trajektorijas) jēdziens izrādās nepieņemams. Nepieciešama pavisam cita metode elektrona uzvedības aprakstīšanai atomā, ko nodrošina kvantu mehānika. Kvantu mehānikā, lai aprakstītu elektrona uzvedību, ir divas sākotnējās pozīcijas:

1) elektrona kustībai ir viļņveida raksturs;

2) mūsu zināšanām par elektronu uzvedību ir varbūtības (vai statistiskas) raksturs.

Daži precizējumi par pirmo noteikumu jau ir sniegti (25. lpp.). Komentēsim otro pozīciju. Saskaņā ar Heizenberga nenoteiktības principu daļiņas atrašanās vietu nekad nevar precīzi noteikt. Vislabāk šajā gadījumā ir norādīt varbūtību, ar kādu daļiņa atradīsies telpas apgabalā V = x y z.

1926. gadā Šrēdingers ierosināja vienādojumu, kurā tika ieviesta viļņu funkcija, lai aprakstītu elektrona uzvedību atomā. Vienādojums ir maldinoši vienkāršs:

kur E ir daļiņas kopējā enerģija, ir viļņa funkcija, un H ir Hamiltons. Hamiltons parāda, kādas matemātiskās darbības jums jāveic ar viļņu funkciju, lai atrisinātu enerģijas vienādojumu. Viļņu funkcijas fizisko nozīmi ir grūti noteikt, bet tās moduļa kvadrātu | |2 nosaka elektrona atrašanas varbūtību noteiktā telpas reģionā.

Šrēdingera vienādojums ir precīzi atrisināts ūdeņradim un ūdeņradim līdzīgiem atomiem (tas ir, sistēmām, kas sastāv no kodola un viena elektrona). No šī ūdeņraža atoma vienādojuma risinājuma izrietēja, ka elektrona uzvedību atomā raksturo četri kvantu skaitļi.

1°. Galvenais kvantu skaitlis n. Tas var aizņemt vērtības no līdz bezgalībai, kas nosaka:

a) enerģijas līmeņa skaitlis (Bora teorijā orbītas numurs);

b) elektronu enerģijas intervāls, kas atrodas šajā līmenī;

c) orbitāļu izmēri (Bora teorijā orbītu rādiusi);

d) noteiktā enerģijas līmeņa apakšlīmeņu skaits (pirmais līmenis sastāv no viena apakšlīmeņa, otrais - no diviem, trešais - no trim utt.).

e) D. I. Mendeļejeva Periodiskajā sistēmā galvenā kvanta skaitļa vērtība atbilst perioda skaitlim.

Dažreiz viņi izmanto galvenā kvantu skaitļa burtu apzīmējumus, t.i., katra n skaitliskā vērtība atbilst noteiktam burtu apzīmējumam:

2°. Orbitālais vai azimutālais kvantu skaitlis l. Orbitālais kvantu skaitlis nosaka elektrona leņķisko impulsu (impulsu), precīzu tā enerģijas vērtību un orbitāļu formu.

Jaunais jēdziens "orbitāls" izklausās kā vārds "orbīta", taču tam ir pavisam cita nozīme. Orbitāle ir telpas apgabals, kurā varbūtībai atrast elektronu ir noteikta vērtība (90 - 95%). Dažreiz šī apgabala robežvirsma tiek saukta par orbitāli, un attēlos šī apgabala posms parasti ir attēlots ar plakni, kas iet caur izcelsmi un atrodas figūras plaknē. Atoma kodola centrs atrodas koordinātu sākumā. Orbitāles jēdziens, atšķirībā no orbītas, nenozīmē zināšanas par precīzām elektrona koordinātām. Orbitālais kvantu skaitlis ir atkarīgs no galvenā kvantu skaitļa, un tam ir šādas vērtības:

un katra galvenā kvantu skaitļa n vērtība atbilst orbitālā kvantu skaitļa n vērtībām. Piemēram, ja n \u003d 1, tad l ņem tikai vienu vērtību (l \u003d 0) n \u003d 2, vērtībai l ir divas vērtības: 0 un 1 utt. Katra l skaitliskā vērtība atbilst noteiktai ģeometriskai vērtībai. orbitāļu forma un tam ir piešķirts burtu apzīmējums. Pirmajiem četriem burtu apzīmējumiem ir vēsturiska izcelsme un tie ir saistīti ar spektra līniju raksturu, kas atbilst elektroniskām pārejām starp šiem apakšlīmeņiem: s, p, d, f - pirmie burti no angļu valodas vārdiem, ko izmanto, lai nosauktu spektrālās līnijas asas ( ass), galvenais (galvenais), difūzais (izkliedēts), fundamentālais (galvenais). Pārējo apakšlīmeņu apzīmējumi ir alfabētiskā secībā: g, h, ....

Nozīme l l Apakšlīmeņu skaits Jebkuru apakšlīmeni nosaka divi kvantu skaitļi - galvenais (rakstot tie parasti norāda skaitlisku vērtību) un orbitālais (rakstot parasti izmanto burtu apzīmējumu). Piemēram, enerģijas apakšlīmenis, kuram n = 2 un l = 1, jāraksta šādi:

2p apakšlīmenis. Visām orbitālēm ar vienādām vērtībām l ir vienāda ģeometriskā forma un atkarībā no galvenā kvantu skaitļa vērtībām atšķiras pēc izmēra, t.i., tās ir līdzīgas figūras. Piemēram, visām orbitālēm, kurām l = 0 (s-orbitāles), ir sfēras forma, bet tās atšķiras pēc rādiusiem atkarībā no galvenā kvantu skaitļa n vērtības. Jo lielāka ir n vērtība, jo lielāki ir orbitāļu izmēri, piemēram, 1s orbitālei ir mazākie izmēri, 2s orbitāles rādiuss ir lielāks, 3s ir vēl lielāks.

3°. Magnētiskais kvantu skaitlis ml. Elektrona rotāciju ap kodolu var salīdzināt ar strāvas kustību slēgtā ķēdē. Šajā gadījumā rodas magnētiskais lauks, kura stiprums ir vērsts perpendikulāri elektrona rotācijas plaknei. Ja atoms atrodas ārējā magnētiskajā laukā, tad saskaņā ar kvantu mehāniskajiem jēdzieniem tā elektroniem jābūt sakārtotiem tā, lai to magnētisko momentu projekcijas uz šī lauka virzienu būtu veseli (skat. 3. att.). Tajā pašā laikā tie var ņemt gan negatīvas, gan pozitīvas vērtības, ieskaitot nulli.

Magnētiskā momenta projekcijas skaitliskā vērtība ir magnētiskais kvantu skaitlis. Ja orbitālā kvantu skaitļa vērtība ir l, tad magnētiskajam kvantu skaitlim būs vērtības no - l līdz + l, ieskaitot nulli. Kopējais vērtību skaits būs 2l + 1.

Rīsi. 3. Magnētiskā kvantu skaitļa fiziskā nozīme Tādējādi magnētiskais kvantu skaitlis nosaka orbitāļu atrašanās vietu telpā attiecībā pret izvēlēto koordinātu sistēmu.

Kopējais iespējamo vērtību skaits ml parāda, cik dažādos veidos noteiktā apakšlīmeņa orbitāles var izkārtot telpā, t.i.

kopējais orbitāļu skaits apakšlīmenī.

orbitāles apakšlīmenī Orbitālais kvantu skaitlis l = 0 atbilst unikālajai magnētiskā kvantu skaitļa vērtībai ml = 0. Šīs vērtības raksturo visas s-orbitāles, kurām ir sfēras forma. Tā kā šajā gadījumā magnētiskajam kvantu skaitlim ir tikai viena vērtība, katrs s-apakšlīmenis sastāv tikai no vienas orbitāles. Apskatīsim jebkuru p-apakšlīmeni: pie l = 1 orbitāles ir hanteles formas (tilpuma “astoņi”), magnētiskajam kvantu skaitlim ir šādas vērtības: ml = – 1, 0, + 1 (trīs vērtības), tāpēc p-apakšlīmenis sastāv no trim orbitālēm , un šīs orbitāles atrodas pa trim koordinātu asīm un attiecīgi tiek apzīmētas ar px, py, pz. D apakšlīmenim l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (vērtības), un jebkurš d apakšlīmenis sastāv no piecām orbitālēm, kuras ir izkārtotas noteiktā veidā telpā (sk. . . 6) un attiecīgi ir apzīmēti ar dxy, dxz, dzy, d z 2 un d x 2 y 2. Četras no piecām dorbitālēm ir četru ziedlapu rozešu formā, no kurām katru veido divas hanteles, piektā orbitāle ir hantele ar toru ekvatoriālajā plaknē (d z 2 -orbitāla) un atrodas gar z asi. d x 2 y 2 orbitāles "ziedlapiņas" atrodas gar x un y asīm. Orbitāles dxy, dxz un dyz atrodas starp attiecīgajām asīm.

Rīsi. 4. S-, p- un d-orbitāļu telpiskās konfigurācijas Ceturtais enerģijas līmenis sastāv no četriem apakšlīmeņiem – s, p, d un f. Pirmie trīs no tiem ir līdzīgi tiem, kas tika apspriesti iepriekš, un ceturtais, f-apakšlīmenis, jau sastāv no septiņām orbitālēm, kuru telpiskās konfigurācijas ir diezgan sarežģītas, un mēs tās neuzskatīsim.

4°. Griezuma kvantu skaitlis (elektronu spins), ms. 1926. gadā

Ulenbeks un Goldsmits parādīja, ka papildus orbitālajai kustībai elektronam ir jāpiedalās rotēšanā ap savu asi, kas iet caur centru. Tāpēc elektronam jābūt ar savu leņķisko impulsu, un, tā kā tā ir lādēta daļiņa, tad magnētiskajam momentam. Šis attēlojums ir diezgan primitīvs, taču tiek izmantots skaidrības labad, tāpēc mēs to izmantosim.

Ir iespējami tikai divi elektrona rotācijas virzieni ap savu asi:

pulksteņrādītāja virzienā un pretēji pulksteņrādītāja virzienam. Tāpēc griešanās kvantu skaitlim ir tikai divas vērtības: + 1 un 1.

Rīsi. 5. Elektronu spina rašanās (saskaņā ar Ulenbeku un Goldsmitu) Tādējādi elektrona stāvokli atomā nosaka četru kvantu skaitļu vērtību kopa. Jēdziens "orbitāle" tika dots iepriekš (sk. 29. lpp.). Ļaujiet mums skaidrāk definēt dažus terminus, kas tika izmantoti kvantu skaitļu fiziskās nozīmes izskaidrošanai un tiks izmantoti turpmāk.

Orbitāļu grupa ar vienādu orbitālā kvantu skaitļa vērtību veido enerģijas apakšlīmeni.

Visu orbitāļu kopa ar vienādu galvenā kvantu skaitļa vērtību, t.i., orbitāles ar tuvām enerģijas vērtībām, veido enerģijas līmeni.

Ja, aprakstot ūdeņraža atoma uzbūvi, nav īpašu problēmu - tikai viens elektrons, kuram pamatstāvoklī būtu jāieņem orbitāle ar minimālu enerģiju, tad, aprakstot daudzelektronu atomu uzbūvi, ir jāņem vērā elektrona mijiedarbība ne tikai ar kodolu, bet arī ar citiem elektroniem. Tas rada problēmu par secību, kurā elektroni aizpilda dažādus atoma apakšlīmeņus. Šo secību nosaka trīs "noteikumi".

1. Pauli princips. Vienam atomam nevar būt divi elektroni ar vienādu vērtību kopu visiem četriem kvantu skaitļiem.

Tas nozīmē, ka elektroniem jāatšķiras vismaz viena kvantu skaitļa vērtībā. Pirmie trīs kvantu skaitļi raksturo orbitāli, kurā atrodas elektrons. Un, ja diviem elektroniem ir viena un tā pati to kopa, tas nozīmē, ka tie atrodas vienā orbitālē. Saskaņā ar Pauli principu tiem jāatšķiras pēc spina vērtības. No tā izriet, ka vienā orbitālē var atrasties tikai divi elektroni ar pretējām spin vērtībām.

Lai noteiktu enerģijas līmeņa "kapacitāti", t.i.

maksimālais elektronu skaits, kas var būt vienā līmenī ar galveno kvantu skaitli n, mēs sastādīsim šādu tabulu:

Pirmo trīs enerģijas līmeņu maksimālā elektroniskā kapacitāte Tabulā redzams, ka orbitāļu skaits noteiktā enerģijas līmenī atkarībā no n vērtības veido aritmētisko progresiju, kur pirmais loceklis ir a1 = 1, bet pēdējais ir an = 2l + 1. Progresijas starpība ir 2, un locekļu skaits - n. Progresijas summa Sn šajā gadījumā būs vienāda ar:

un ņemot vērā l = n - Tādējādi kopējais orbitāļu skaits enerģijas līmenī ar galvenā kvantu skaitļa n vērtību ir vienāds ar n2. Un tā kā vienā orbitālē var atrasties tikai divi elektroni, mēs iegūstam, ka enerģijas līmeņa maksimālā elektroniskā kapacitāte ir 2n2.

Pastāv noteikta forma elektrona stāvokļa reģistrēšanai atomā.

Piemēram, ūdeņraža atoma pamatstāvoklis izskatās šādi:

Tas nozīmē, ka pirmajā enerģijas līmenī s-apakšlīmenī ir viens elektrons. Ir vēl viens veids, kā reģistrēt elektronu sadalījumu pa apakšlīmeņiem - izmantojot kvantu šūnas.

Šajā gadījumā orbitāli nosacīti apzīmē ar kvadrātiem, bet elektronus ar bultiņām vai atkarībā no spina zīmes. Tad ūdeņraža atoma elektronisko struktūru var attēlot šādi:

Atomu ar lielu elektronu skaitu, piemēram, bora atomu, elektronisko struktūru var uzrakstīt šādos veidos:

2. Hunda likums. Šis noteikums nosaka secību, kādā orbitāles ir piepildītas ar elektroniem vienā apakšlīmenī.

Hunda noteikums ir formulēts šādi: "Vienā apakšlīmenī elektroni ir sakārtoti orbitālēs tā, lai to kopējais spins būtu maksimāls, t.i., apakšlīmenim vajadzētu būt maksimālajam nepāra elektronu skaitam." Apsveriet šī noteikuma ieviešanu p-apakšlīmeņa aizpildīšanas piemērā.

1. variants kopējais griešanās variants 2. variants kopējais grieziens Saskaņā ar Hunda likumu orbitāles tiek aizpildītas saskaņā ar pirmo variantu, t.i., vispirms elektroni aizņem visas brīvās orbitāles un tikai pēc tam savienojas pārī.

3. Mazākās enerģijas princips (Kļečkovska likums).

Enerģijas līmeņu piepildīšanās ūdeņradim līdzīgos atomos (mikrosistēma, kas sastāv no kodola un viena elektrona) notiek saskaņā ar galvenā kvantu skaitļa n monotonu augšanu (n = 1, 2, 3, ... utt.). Katrai n vērtībai apakšlīmeņi jāaizpilda orbītas kvantu skaitļa l pieauguma secībā, kas ņem vērtības no 0 līdz (n – 1). Un nākamā enerģijas līmeņa piepildīšanās sākas tikai tad, kad iepriekšējais līmenis ir pilnībā piepildīts. Maksimālo elektronu skaitu enerģijas līmenī nosaka pēc formulas 2n2, un tāpēc maksimālajam elektronu skaitam periodos jābūt šādam:

Tomēr patiesībā periodiskajā tabulā ir vērojama cita aina:

Kā redzams no šīs tabulas, periodi ir sakārtoti pa pāriem, vienīgais izņēmums ir pirmais periods, kurā ir tikai divi elementi, kuros ir aizpildīts pirmais enerģijas līmenis, kas sastāv no viena apakšlīmeņa, un nav iekšējo elektronu, kas var ietekmēt ārējā līmeņa struktūru. Citos gadījumos tiek novērota šāda aina: trešā perioda struktūra ir līdzīga otrā perioda struktūrai (un abi satur 8 elementus), piektā perioda struktūra ir līdzīga ceturtā (un abi satur 18 elementi), septītais ir līdzīgs sestā struktūrai (katrs 32 elementi).

Daudz labāku atbilstību realitātei sniedz V. M. Klečkovska ierosinātais elektronu sadalījums grupās: "Atomā katrs elektrons aizņem apakšlīmeni, kurā tā enerģija būs minimāla."

Iepriekš tika minēts, ka elektrona enerģiju nosaka ne tikai galvenā kvantu skaitļa vērtība, bet arī orbitālā skaitļa vērtība, tāpēc, lai noteiktu, kurš apakšlīmenis vispirms tiks piepildīts ar elektroniem , ir jāņem vērā abu kvantu skaitļu vērtības.

Praktiskai lietošanai Klečkovska likumu var formulēt šādi:

tām atbilstošo galveno un orbitālo kvantu skaitļu vērtību summas palielināšanas secības.

b) "Ja šīs summas vērtības ir vienādas vairākiem apakšlīmeņiem, vispirms tiek aizpildīts apakšlīmenis, kuram galvenajam kvantu skaitlim ir mazākā vērtība."

Apsveriet konkrētu šī noteikuma piemērošanu:

Pirmajām divām summu vērtībām (n + l), kas ir vienādas attiecīgi ar 1 un 2, nav alternatīvas iespējas, un apakšlīmeņi tiek aizpildīti šādā secībā: 1s un pēc tam 2s. Sākot ar summas vērtību 3, rodas divas iespējas: aizpildīt 2p apakšlīmeni vai 3s apakšlīmeni. Saskaņā ar Klečkovska likumu mēs izvēlamies apakšlīmeni, kuram n ir mazāka vērtība, t.i., 2p apakšlīmeni.

Tad 3s apakšlīmenis ir aizpildīts. Tālāk vērtība n + l = 4. Atkal ir divas šādas vērtības: 3p-apakšlīmenim un 4s-apakšlīmenim (gadījums līdzīgs iepriekšējam). Vispirms tiks aizpildīts 3p- un pēc tam 4s-apakšlīmenis. 3d apakšlīmenis paliek brīvs, jo summa n + l tam ir lielāka nekā 4s.

enerģijas apakšlīmeņu piepildīšanas secība:

Bet šāda pildīšana notiek līdz noteiktam brīdim. Ja ņem vērā apakšlīmeņu enerģijas izmaiņas, palielinoties atoma kodola lādiņam (skat. 8. att.), tad var redzēt, ka visu apakšlīmeņu enerģija samazinās. Bet enerģijas samazināšanās ātrums dažādos apakšlīmeņos nav vienāds. Tāpēc, ja pirms kalcija 3d apakšlīmenis bija enerģētiski augstāks par 4s, tad, sākot no skandija un nākamajiem elementiem, tā enerģija strauji samazinās, par ko liecina, piemēram, Fe2+ jona elektroniskā struktūra (1s22s22p63s23p63d6). No dotās jona elektroniskās struktūras var redzēt, ka divi dzelzs valences elektroni ir atstājuši enerģētiski mazāk labvēlīgo 4s apakšlīmeni. Līdzīga enerģijas inversija tiek novērota 5s un 4f apakšlīmenī, kā arī 6s un 5f apakšlīmenī.

Rīsi. 6. Apakšlīmeņu enerģijas izmaiņu shēma, palielinoties kodola lādiņam.

Pēc tam tika konstatēts, ka pilnībā un daļēji aizpildīti apakšlīmeņi ir palielinājuši stabilitāti. Tātad d apakšlīmenim stabilas elektroniskās konfigurācijas ir attiecīgi d 10 un d 5, bet f apakšlīmenim attiecīgi f 14 un f 7. Tas izskaidro dažu elementu ārējo enerģijas līmeņu struktūras anomālijas, piemēram, hromā valences elektroniem bija jāatrodas 3d 44s2, bet reāli - 3d 54s1, vara jābūt 3d 94s2, bet patiesībā 3d 104s1. Līdzīgas elektronu pārejas no s-apakšlīmeņa uz d-apakšlīmeni ir novērojamas molibdēnā, sudrabā, zeltā un arī f-elementos.

Ārējo enerģijas līmeņu struktūrā ir arī dažas citas anomālijas, galvenokārt aktinīdos, kuras šeit netiks aplūkotas.

Elektrona stāvokli atomā nosaka četru kvantu skaitļu vērtību kopums, no kuriem katrs atspoguļo noteiktu fiziskais daudzums. Pirmajiem trim kvantu skaitļiem var ieviest arī ģeometrisko interpretāciju:

galvenais kvantu skaitlis n nosaka orbitāļu izmērus, orbitālais kvantu skaitlis l nosaka orbitāļu ģeometrisko formu, magnētiskais kvantu skaitlis ml nosaka orbitāļu atrašanās vietu telpā attiecībā pret izvēlēto koordinātu sistēmu.

Atomu enerģijas apakšlīmeņu piepildīšana ar elektroniem neuzbudinātā stāvoklī atbilst trim noteikumiem:

Pauli princips, Hunda likums un Klečkovska valdīšana.

1. Vai Rb+ jona elektroni var atrasties šādās orbitālēs:

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

Lēmums. Elements Rb atrodas periodiskās tabulas V grupas I galvenajā apakšgrupā, kas nozīmē, ka tā elektroniskais līmenis sāk pildīties ar galveno kvantu skaitli n = 5: 5s1. Rb+ jons ir zaudējis ārējo elektronu. Tas nozīmē, ka neierosinātā Rb+ jona 5p vai 5s orbitālē nav elektronu. Tomēr elektroni var pārvietoties uz šīm orbitālēm, kad atoms ir ierosināts.

Attēlosim priekšpēdējo līmeni (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Tam ir 8 elektroni, tāpat kā jebkuram s-elementam (tas ir, periodiskās tabulas I vai II grupas galvenās apakšgrupas elements, kurā s- apakšlīmenis ir aizpildīts). Kāpēc 4d un 4f apakšlīmeņi ir tukši? Fakts ir tāds, ka 4d apakšlīmeņa enerģija ir augstāka par 5s, bet 4f ir pat augstāka par 6s, un vispirms tiek aizpildīti apakšlīmeņi ar zemāku enerģiju (Kļečkovska likums). Tātad Rb+ elektroni var atrasties 4p orbitālēs.

Atliek noskaidrot, vai tie var atrasties 3f orbitālē. Ja n = orbitālais kvantu skaitlis l iegūst vērtības 0, 1, 2, kas atbilst s, p un d apakšlīmeņiem. Un 3f apakšlīmenis vienkārši neeksistē.

2. Sniedziet piemērus trīs daļiņām (atomi, joni) ar elektronisko konfigurāciju 1s22s2p63s2p6.

Lēmums. Piemērota prece Periodiskā sistēma - Ar (elektroni trešajā - ārējā - elektroniskā līmenī). Ir skaidrs, ka citu atomu ar šādu elektronisku konfigurāciju nav. Bet mēs zinām, ka elementi, kuriem parasti trūkst 1-3 elektronu līdz stabilam 8 elektronu apvalkam, mēdz tos iegūt un kļūt par negatīviem joniem, un, ja ir 1-3 elektroni nākamajā līmenī, tie atsakās un kļūst pozitīvi. joni.. Tātad tas var būt Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Izvēlieties jebkuras trīs daļiņas, kas jums patīk.

3. Cik elementu būtu V periodā, ja griešanās kvantu skaitlim būtu viena vērtība - 1?

Lēmums. Patiesībā spina kvantu skaitlim, kā jūs zināt, ir divas dažādas vērtības: + 1 un - 1. Ja tam būtu viena vērtība, tad elektronu apvalks varētu uzņemt pusi mazāk elektronu, jo tiem visiem ir jāatšķiras no katra otrs kvantu skaitļu kopa (Pauli princips), un līdz ar to elementu periodā būtu 2 reizes mazāk.

4. Kādiem kvantu skaitļiem un kā vajadzētu mainīties, jūsuprāt, pārejot no mūsu pasaules uz 1) viendimensiju;

2) piecdimensiju?

Lēmums. Lai atbildētu uz šo jautājumu, ir jāsaprot, kuri no 4 kvantu skaitļiem ir saistīti ar telpas dimensiju.

Galvenais kvantu skaitlis n nosaka elektronisko līmeņu (apvalku, slāņu) skaitu un galvenokārt raksturo elektronu mākoņa izmēru:

Ir skaidrs, ka telpas izmērs (kas nav nulle) neietekmē šo raksturlielumu.

Orbitālais kvantu skaitlis l raksturo elektronu mākoņa formu. Papildus trīsdimensiju pasaulei mēs vizuāli varam iedomāties tikai divdimensiju un viendimensiju pasaules. Divdimensiju pasaulē elektronu mākoņi, tāpat kā viss pārējais, kļūs plakani, bet formas jēdziens paliks. Būtībā tilpuma elektronu mākoņu attēls uz papīra, to projekcija loksnes plaknē, zināmā mērā ir pāreja uz divdimensiju pasauli. Runājot par viendimensionālo, šeit formas jēdziens tiek izdzēsts, paliek tikai izmērs (garums). Iespējams, orbitālais kvantu skaitlis šajā gadījumā zaudēs savu nozīmi.

Ja ņemam vērā telpu ar augstāku dimensiju nekā mūsējā, tad jēdziens “forma” šeit kļūst daudz plašāks, un nevar izslēgt, ka visu elektronu formu daudzveidības aprakstīšanai būs nepieciešamas vairāk dažādas l vērtības. mākoņi noteiktai n.

Magnētiskais kvantu skaitlis ml raksturo elektronu mākoņa telpisko orientāciju, kas nozīmē, ka tas ir tieši atkarīgs no dimensijas. Ja l = 0, ml var iegūt vienīgo vērtību 0, kas atspoguļo vienīgo sfēriski simetriska s-mākoņa orientācijas iespēju telpā. Ja l = 1 ml, nepieciešams 3 dažādas nozīmes: – 1, 0, 1 – hanteles formas p-mākoņus var pagarināt pa dažādām koordinātu asīm: px, py, pz. Ja telpas dimensija, t.i.

mainās koordinātu asu skaits, tad mainīsies arī elektronu mākoņu izvietojuma iespēju skaits, kas nozīmē, ka ml kopa būs dažāda.

Tā kā dažādu ml vērtību skaits konkrētam l nosaka orbitāļu skaitu noteiktā apakšlīmenī, tas izraisa būtiskas izmaiņas ķīmijā.

ms — griešanās kvantu skaitlis — ņem divas vērtības: + un -. Tas atspoguļo faktu, ka orbitālē var būt divi "pretēji savīti" elektroni. Parasti spins ir saistīts ar elektrona iekšējo leņķisko impulsu un kā tāds var mainīties, pārejot uz citu telpas dimensiju.

1. Atrodiet Periodiskajā sistēmā tik daudz Periodiskā likuma pārkāpšanas gadījumu, kā to formulējis D. I. Mendeļejevs:

"elementu ķīmiskās un fizikālās īpašības ir periodiski saistītas ar to atomu svaru." Kā šos pārkāpumus izskaidrot?

2. Vai a) neierosinātā, b) ierosinātā Na+ jona elektroni var atrasties 2s, 2d, 3f, 4s, 5d orbitālēs? Pamatot.

3. Uzrakstiet Periodiskās sistēmas I un II perioda elementu atomu elektronisko uzbūvi.

4. Sniedziet divus sarežģītu vielu piemērus, kas satur tikai daļiņas ar elektroniskā struktūra 1s22s2p6.

5. Kādi ir kvantu skaitļi neierosināta litija atoma tālākajam elektronam?

6. Pieņemsim, ka kādam Visumam Y ir kvantu skaitļu kopa:

Cik elementu būtu Visuma Y periodiskās sistēmas III periodā?

Cik dimensiju, jūsuprāt, var būt Y Visumā?

7. Kā mainītos elementu skaits mūsu periodiskās sistēmas otrajā periodā, ja ar citiem nemainīgiem kvantu skaitļiem spinam būtu vērtības ms = ± 1?

8. Cik protonu un neitronu satur atomu kodoli a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

molekulas ķīmiskās vielas pārstāvēt sarežģīta sistēma atomu kodoli un elektroni. Atomus molekulā galvenokārt notur elektrostatiskie spēki. Šajā gadījumā tiek teikts, ka tie ir saistīti ar ķīmisku saiti. Ķīmisko saiti veic ārējā slāņa s- un p-elektroni un pirms-ārējā slāņa d-elektroni. Šo savienojumu raksturo šādi parametri:

1. Saites garums - starpkodolu attālums starp diviem ķīmiski saistītiem atomiem.

2. Valences leņķis - leņķis starp iedomātām līnijām, kas iet caur ķīmiski saistītu atomu centriem.

3. Saites enerģija - enerģijas daudzums, kas iztērēts, lai to salauztu gāzveida stāvoklī.

4. Saišu daudzveidība - elektronu pāru skaits, caur kuriem tiek veikta ķīmiskā saite starp atomiem.

Atoms molekulā ir nosacīts jēdziens, jo tā enerģija un elektroniskais stāvoklis būtiski atšķiras no izolēta atoma, kura struktūra tika apspriesta iepriekšējā nodaļā. Apskatīsim, kādi spēki rodas starp daļiņām vienkāršākajā sistēmā, kas sastāv no diviem protoniem un viena elektrona (sk. 9. att.). Ja mēs savedīsim kopā divus protonus, tad starp tiem radīsies atgrūdoši spēki, un par stabilas sistēmas iegūšanu nav jārunā. Novietosim viņu laukā vienu elektronu. Šeit var rasties divi gadījumi.

Rīsi. 9. Mijiedarbības spēku sadalījums starp kodoliem un elektronu H +.

Pirmais, kad elektrons atrodas starp protoniem (a), un otrais, kad tas atrodas aiz viena no tiem (b). Abos gadījumos rodas pievilcības spēki. Pirmajā gadījumā šo spēku (projekciju) sastāvdaļas uz ass, kas iet caur protonu centriem, tiek virzītas pretējos virzienos ar atgrūdošiem spēkiem (sk. 9.a att.) un var tos kompensēt.

Tas rada enerģētiski stabilu sistēmu. Otrajā gadījumā pievilkšanas spēku sastāvdaļas ir vērstas dažādos virzienos (skat. 9.b att.) un ir grūti runāt par atgrūšanas spēku balansēšanu starp protoniem. No tā izriet, ka, lai rastos ķīmiska saite ar molekulas vai jonu veidošanos, elektroniem pārsvarā jāatrodas starpkodolu telpā. Šo reģionu sauc par saistīšanas reģionu, jo tad, kad tur atrodas elektroni, veidojas ķīmiskā saite. Laukumu aiz kodoliem sauc par atslābināšanu, jo, elektroniem iekļūstot tajā, ķīmiskā saite neveidojas. Šeit tika aplūkots vienkāršākais ķīmiskās saites veidošanās gadījums H + jonos. Piemērojot līdzīgus apsvērumus ūdeņraža molekulai, varam secināt, ka otra elektrona parādīšanās saistīšanas apgabalā vēl vairāk stabilizē sistēmu. Tāpēc, lai izveidotu stabilu ķīmisko saiti, ir nepieciešams vismaz viens elektronu pāris.

Elektronu spiniem šajā gadījumā jābūt antiparalēliem, t.i.

vērsta dažādos virzienos. Ķīmiskās saites veidošanās ir jāpavada ar sistēmas kopējās enerģijas samazināšanos.

Rīsi. 10. Divu ūdeņraža atomu sistēmas potenciālās enerģijas izmaiņas kā Aplūkosim sistēmas potenciālās enerģijas izmaiņas, izmantojot divu ūdeņraža atomu pieejas piemēru. Kad atomi atrodas ļoti lielā attālumā viens no otra, tie nesadarbojas un šādas sistēmas enerģija ir tuvu nullei. Tiem tuvojoties, starp viena atoma elektronu un cita atoma kodolu rodas pievilcīgi spēki, un otrādi.

Šie spēki palielinās apgriezti ar attāluma starp atomiem kvadrātu. Sistēmas enerģija tiek samazināta. Kad atomi tuvojas viens otram, atgrūšanas spēks starp to kodoliem un elektroniem sāk spēlēt lomu.

Atgrūšanas spēku pieaugums ir apgriezti proporcionāls attāluma sestajam pakāpēm. Potenciālās enerģijas līkne iet cauri minimumam un tad strauji paceļas uz augšu (10. att.).

Attālums, kas atbilst minimuma novietojumam uz līknes, ir līdzsvara starpkodolu attālums un nosaka ķīmiskās saites garumu. Tā kā atomi molekulā piedalās svārstību kustībā ap līdzsvara stāvokli, attālums starp tiem pastāvīgi mainās, t.i., atomi nav cieši saistīti viens ar otru.

Līdzsvara attālums noteiktā temperatūrā atbilst kādai vidējai vērtībai. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās svārstību amplitūda. Kādā pietiekami augstā temperatūrā atomi var izlidot bezgalīgi lielā attālumā viens no otra, kas atbildīs ķīmiskās saites pārraušanai. Minimuma dziļums pa enerģijas asi nosaka ķīmiskās saites enerģiju, un šīs enerģijas vērtība, kas ņemta ar pretēju zīmi, būs vienāda ar dotās divatomiskās daļiņas disociācijas enerģiju. Ja viens otram tuvojas ūdeņraža atomi, kuru elektroniem ir paralēli spini, starp atomiem rodas tikai atgrūšanas spēki, un šādas sistēmas potenciālā enerģija palielināsies (10. att.).

Rīsi. 11. Divu sinusoīdu pievienošanas rezultāti.

Kā minēts iepriekš, s-, p- un d-elektroni piedalās ķīmiskās saites veidošanā, kam ir dažādas elektronu mākoņu ģeometriskās konfigurācijas un dažādas zīmes viļņu funkcijas telpā. Lai rastos ķīmiskā saite, ir jāpārklāj elektronu apvalku daļas ar tādu pašu viļņu funkcijas zīmi. Pretējā gadījumā ķīmiskā saite neveidojas.

Šo apgalvojumu var viegli izskaidrot ar divu sinusoīdu superpozīcijas piemēru, ko pirmajā tuvinājumā var identificēt ar viļņu funkcijām (sk. 11. att.):

Divu sinusoīdu ar dažādām zīmēm superpozīcijas gadījumā vienā apgabalā (11.a att.) to kopējā sastāvdaļa būs vienāda ar nulli - savienojuma nav. Pretējā gadījumā tiek pievienotas svārstību amplitūdas un veidojas jauns sinusoīds - ir izveidojusies ķīmiskā saite (11.b att.).

Atkarībā no elektronu mākoņu simetrijas, kuru pārklāšanās rezultātā veidojas ķīmiskā saite, kopējam elektronu mākonim būs atšķirīga simetrija, pēc kuras tie iedalās trīs veidos:

Un - savienojumi.

Komunikācija tiek veikta, kad mākoņi pārklājas pa līniju, kas savieno atomu centrus, savukārt maksimālais elektronu blīvums tiek sasniegts starpkodolu telpā, un tam ir cilindriska simetrija attiecībā pret līniju, kas savieno atomu centrus. Kā redzams no att. 12, to sfēriskās simetrijas dēļ s-elektroni vienmēr piedalās saites veidošanā. Tie veido saiti, pārklājoties ar sekojošiem cita atoma elektroniem: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektroniem. Ar elektroniem citās orbitālēs, piemēram, pY vai pZ, ķīmiskās saites veidošanās nav iespējama, jo apgabalos, kur elektronu blīvumam ir pretējas zīmes, notiek pārklāšanās. Saites veidošanās iespēja ar s-elektroniem nav izsmelta, tā var veidoties citu elektronu mākoņu pārklāšanās gadījumā, piemēram, divi pX vai pX un att. 12. Daži -savienojumu veidošanas piemēri.

Saites rodas, kad elektronu mākoņi pārklājas virs un zem līnijas, kas savieno atomu centrus. Kopējie elektronu mākoņi arī ir simetriski ap šo asi, taču tiem nav cilindriskas simetrijas, kā tas ir -saišu gadījumā. To telpiskā izvietojuma dēļ saiti veido elektroni uz tādiem orbitāļu pāriem kā pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Savienojumu veido tikai d-elektroni, jo pārklājas visas četras to elektronu mākoņu ziedlapiņas, kas atrodas paralēlās plaknēs. Tas ir iespējams, ja saites veidošanā ir iesaistīti dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ elektroni.

Iepriekš tika aplūkota ķīmisko saišu klasifikācija, kuras pamatā ir elektronu mākoņu simetrija. Ir arī cita pieeja ķīmiskās saites klasifikācijai, kuras pamatā ir elektronu blīvuma sadalījuma raksturs starp atomiem molekulā, t.i.

ķīmiskā saite tiek aplūkota no elektronu pāra piederības vienam vai otram atomam viedokļa. Ir iespējami trīs gadījumi. Pirmkārt:

Elektronu pāris savieno divus identiskus atomus molekulā. Šajā gadījumā tas vienādi pieder abiem. Molekulā nav atdalīti pozitīvo un negatīvo lādiņu smaguma centri.

Tās sakrīt, un šādu saiti sauc par kovalentu nepolāru. Ja elektronu pāris saista divus dažādus atomus, tad tas pāriet uz elektronnegatīvāku atomu. Pozitīvā un negatīvā lādiņa smaguma centri tiek atdalīti, saite kļūst polāra un tiek saukta par kovalento polāro saiti.

Trešais gadījums ir saistīts ar pilnīgu elektronu pāra nodošanu viena no atomiem īpašumā. Tas notiek divu atomu mijiedarbības laikā, kas krasi atšķiras pēc elektronegativitātes, t.i., spēja noturēt elektronu pāri savā elektriskajā laukā. Šajā gadījumā atoms, kas ziedoja elektronus, kļūst par pozitīvi lādētu jonu, un atoms, kas tos pieņēma, kļūst negatīvs. Šajā gadījumā saiti sauc par jonu.

Saites raksturs lielā mērā nosaka vielu fizikāli ķīmiskās īpašības.

Vielas, kuru molekulām ir raksturīga kovalenta nepolāra saite, cietā stāvoklī var veidot molekulāros un atomu kristāliskos režģus. Molekulārajos režģos tiek novērota ļoti vāja starpmolekulārā mijiedarbība. Molekulas tiek turētas kristāla režģa mezglos, jo tajos veidojas momentāni un inducēti dipoli. Negatīvo un pozitīvo lādiņu smaguma centru atdalīšanās molekulā notiek, pateicoties elektronu pāra rotācijai un tā atrašanās vietai kādā brīdī aiz viena no kodoliem. Šāds stāvoklis molekulā tiek novērots ļoti īsu laiku. Tāpēc šādu dipolu sauc par momentānu. Tomēr šis laiks ir pietiekams, lai izraisītu dipolu citā molekulā. Spēkus, kas saista molekulas, veidojot momentānus un inducētus dipolus, bieži sauc par van der Vālsa spēkiem. Vispārīgā gadījumā van der Vāla spēki ietver jebkādus starpmolekulārās mijiedarbības spēkus: dipola-dipola, orientācijas, dispersijas uc Van der Vāla spēki ir ļoti vāji, kā rezultātā kristāla režģis viegli iznīcina nelielu karsēšanu. Visām vielām ar molekulāro kristālu režģi ir zema kušanas un viršanas temperatūra. Van der Vālsa spēks palielinās līdz ar elektronu skaitu molekulā, jo palielinās momentāno dipolu veidošanās iespējamība. Ūdeņradim ir viens elektronu pāris, tāpēc tam ir viszemākā viršanas temperatūra. Skābekļa un slāpekļa molekulas atšķiras pēc elektronu satura pārī. To viršanas temperatūra atšķiras par 13 C.

Vienkāršām vielām ar atomu kristāla režģi, gluži pretēji, ir raksturīga ļoti augsta kušanas un viršanas temperatūra. Šajā gadījumā bezgalīgs skaits atomu ir savienoti ar nepolārām kovalentām saitēm milzīgā molekulā. Kovalentās nepolārās saites pārraušanas enerģija ir augsta. Tāpēc, lai iznīcinātu šādu kristāla režģi, ir nepieciešamas lielas enerģijas izmaksas. Tajā pašā laikā, ja vielu raksturo viens starpatomu attālums kristāla režģī, tai būs arī ļoti augsta cietība. Piemērs ir dimants.

Vielu, kuru atomi molekulā ir savienoti ar kovalento polāro saiti un kurām ir molekulārais režģis, kušanas un viršanas temperatūra arī ir zema, bet augstāka nekā vielām ar nepolārām molekulām. Lielākā daļa no tām ir gāzes istabas temperatūrā.

Piemērs ir hlorūdeņradis, sērūdeņradis utt. Nav tiešas attiecības starp dipola momenta lielumu un viršanas temperatūru. Visticamāk, to nosaka savienojuma molekulmasa, izņemot amonjaku, ūdeni un fluorūdeņradi.

Šiem savienojumiem virknē līdzīgu ir visaugstākā kušanas un viršanas temperatūra, to straujais pieaugums izskaidrojams ar ūdeņraža saišu veidošanos starp molekulām.

elektronnegatīvi atomi. Viņi spēcīgi novirza elektronu blīvumu molekulā uz sevi. Rezultātā ūdeņradis veido praktiski brīvu orbitāli, un, piemēram, fluora atomam ir brīvs elektronu pāris. Ar donorakceptora mehānismu starp molekulām kļūst iespējams veidot papildu saites, kā rezultātā (HF)n un (H2O)n sastāva molekulas pastāv ne tikai šķidrumā, bet arī gāzes fāzē. Šādu molekulu klātbūtne izraisa viršanas un kušanas temperatūras paaugstināšanos salīdzinājumā ar tādām pašām vērtībām analogiem.

Visaugstākā kušanas un viršanas temperatūra ir vielām, kuru kristāla režģa mezglos atrodas joni.

Tas ir saistīts ar spēcīgu pozitīvo un negatīvo jonu elektrostatisko mijiedarbību. Līdzīgu jonu atgrūšanas spēki ir daudz mazāki, jo tie atrodas lielos attālumos viens no otra. Tā rezultātā visām vielām ar jonu kristāla režģiem ir augstas veidošanās enerģijas vērtības. Jonu saistīšana tiek veikta halogenīdos, oksīdos un sāļos, piemēram, nitrātos, sulfātos utt. Jonu kristālu iznīcināšanai ir nepieciešama ievērojama siltumenerģija, kas nosaka augsto kušanas un viršanas temperatūru, kas savukārt būs atkarīga no lādiņa joni, to rādiusi un elektroniskais pārklājums. Jo lielāks lādiņš un mazāks jona rādiuss, jo augstāka ir kušanas temperatūra. Vēl viena jonu vielu īpašība ir spēja veidot kausējumus, kas labi vada elektrību.

Tādējādi varam secināt, ka savienojumu fizikāli ķīmiskās īpašības ir ļoti atkarīgas no tajos esošās ķīmiskās saites rakstura.

Elektronu pāri, kas veido ķīmisko saiti, kā jau minēts, parasti izmanto divus kodolus. Šajā gadījumā katra elektrona kustība tiks aprakstīta ar jaunu viļņu funkciju, kas ir šīs sistēmas Šrēdingera vienādojuma risinājums. Šī viļņa funkcija atšķiras no atomu funkcijām, un to sauc par molekulāro funkciju, kas atbilst noteiktai molekulārajai orbitālei. Molekulārās orbitāles raksturo noteiktas sistēmas kopējās enerģijas vērtības. Molekulā, tāpat kā atomā, pastāv enerģijas līmeņu secība. Tomēr viņiem nav iespējams iegūt stingru Šrēdingera vienādojuma risinājumu, un tāpēc viņi izmanto aptuvenas aprēķinu metodes, kas atšķiras viena no otras ar to, kā tiek norādīta molekulāro viļņu funkcija. Lielākā daļa plaša izmantošana saņēma divas metodes: valences saišu metodi un molekulāro orbitāļu metodi.

Valences saišu metodē ķīmiskā saite tiek uzskatīta par divu elektronu un divu centru, t.i., elektronu pāris, kas veido saiti, ir lokalizēts telpā starp diviem atomiem un tiek plaši izmantots. Ir divi iespējamie mehānismi kopīga elektronu pāra veidošanai. Pirmo sauc par apmaiņu, un tas sastāv no divu elektronu savienošanas pārī, kas pieder pie dažādiem atomiem un kuriem ir pretēji spini. To var izteikt šādi:

Otrais mehānisms, ko sauc par donora-akceptora mehānismu, noved pie ķīmiskās saites veidošanās, nodrošinot elektronu pāri kopīgai lietošanai vienam atomam un brīvu orbitāli otram.

Atomu, kas nodrošina elektronu pāri, sauc par donoru, un atomu, kuram ir brīva orbitāle, sauc par akceptoru. Savienojuma izveides shēma šajā gadījumā izskatās šādi:

Apsveriet sastāva prognozēšanas iespējas ķīmiskie savienojumi starp ūdeņradi un periodiskās sistēmas otrā perioda elementiem: Li, Be, B, C, N, O, F, jo ūdeņraža atomā ir tikai viens elektrons, un saites veidošanās notiks atbilstoši apmaiņai mehānisms.

Litija atomam 2s apakšlīmenī ir viens nepāra elektrons, un tāpēc savienojumam jābūt ar sastāvu LiH. Berilija atomam šis apakšlīmenis ir piepildīts, un tajā nav neviena nepāra elektrona, tāpēc berilijam nevajadzētu veidot vienu ķīmisko saiti. Boram un nākamajiem elementiem (C, N, O, F) 2p apakšlīmenis tiek secīgi aizpildīts, un šo elementu atomos būs noteikts skaits nepāra elektronu. Ja, veidojot saites, tiek ņemta vērā tikai nepāra elektronu klātbūtne, tad šiem elementiem jāveido: ūdeņraža savienojumi: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Tas liecina, ka, izmantojot tikai ķīmiskās saites veidošanās apmaiņas mehānismu, var nonākt pretrunā ar eksperimentālajiem datiem: berilijs veido savienojumu ar ūdeņradi ar sastāvu BeH2, arī bora ūdeņraža savienojumiem ir atšķirīgs sastāvs, un vienkāršākais oglekļa savienojums ar ūdeņradi ir ar sastāvu CH4. Novērst šo pretrunu iespējams, pieņemot, ka molekulu veidošanā otrā perioda elementu atomi piedalās ierosinātā stāvoklī, t.i., s-elektroni ir deparēti un pāriet uz p-apakšlīmenis. Bet šeit rodas vēl viena neatbilstība eksperimentālajiem datiem. Tā kā s- un p-elektronu enerģijas ir atšķirīgas, ir jāatšķiras arī to veidoto ķīmisko saišu enerģijām, un tāpēc šādām E-H saitēm ir jābūt dažādam garumam (atkarībā no to veidošanā iesaistīto orbitāļu veida). . Ir iespējams saskaņot teoriju un eksperimentu, ieviešot pieņēmumu par s- un p-apakšlīmeņu enerģiju vidējo aprēķināšanu un jaunu līmeņu veidošanos, kuros elektronu enerģijas, kas jau atrodas cita veida orbītās, ir vienādas. Un, ja tas tā ir, tad saskaņā ar Hunda likumu atomā parādās maksimālais nepāra elektronu skaits. Šo hipotēzi sauca par hibridizācijas fenomenu, un orbitāles, kas veidojas, aprēķinot apakšlīmeņu enerģiju, sauc par hibrīdām. Dabiski, ka šajā gadījumā mainās gan elektronu mākoņu forma, gan to atrašanās vieta telpā. Atkarībā no tā, kuras orbitāles ir iesaistītas hibrīdu orbitāļu veidošanā, tiek aplūkoti dažādi hibridizācijas veidi un iegūto hibrīdu orbitāļu telpiskās konfigurācijas (sk. 14. att.). Iegūto hibrīdu orbitāļu skaitam jābūt vienādam ar kopējo hibridizācijā iesaistīto orbitāļu skaitu. Atkarībā no tā, kuras orbitāles mijiedarbojas viena ar otru, tiek ņemti vērā vairāki hibridizācijas veidi:

sp hibridizācija. Šī parādība ietver s- un vienu p-orbitāles, un rezultātā veidojas divas jauna tipa orbitāles, kuras sauc par sp-hibrīdu. Šīm orbitālēm ir attēlā redzamā forma, to asis atrodas uz vienas taisnas līnijas, veidojot 180° leņķi. Saišu veidošanā BeH2 molekulā piedalās berilija atoma sp-hibrīda orbitāles, un molekulai ir lineāra struktūra;

Rīsi. 14. Elektronu mākoņu telpiskais izvietojums dažādām sp2 hibridizācijām. S- un divas p-orbitāles nonāk mijiedarbībā, kā rezultātā veidojas trīs jauna tipa orbitāles, kuras sauc par sp2-hibrīdu (sk. 14. att.). Šo orbitāļu asis atrodas vienā plaknē, un leņķi starp tām ir 120°. Piemēram, bora atoms BF3 molekulā atrodas sp2 hibrīda stāvoklī, un šai molekulai ir regulāra trīsstūra forma ar bora atomu centrā;

sp3 hibridizācija. Šajā gadījumā sākotnējās ir s- un trīs p-orbitāles. Hibridizācijas rezultātā veidojas četras jaunas orbitāles - sp3-hibrīds (skat. 14. att.). Šo orbitāļu asis ir vērstas no centra uz tetraedra virsotnēm, leņķi starp asīm ir 109°28. CH4 ir metāna molekula, kurā notiek šāda veida hibridizācija, un tai ir tetraedrisks ūdeņraža atomu izvietojums. Amonjaka molekulā (NH3) arī slāpekļa atoms ir sp3-hibrīda stāvoklī, trīs elektronu pāri ir kopīgi ar ūdeņraža atomiem un piedalās saišu veidošanā, un viens elektronu pāris (vientuļais elektronu pāris) pieder tikai slāpekļa atoms. Lai prognozētu amonjaka molekulas ģeometriju, slāpekļa atoms jānovieto tetraedra centrā, ūdeņraža atomi - trīs virsotnēs, bet vientuļais elektronu pāris - ceturtajā virsotnē. Protams, šī elektronu pāra pozīciju nevar noteikt ar eksperimentālām metodēm, tiek atrastas tikai ūdeņraža un slāpekļa atomu pozīcijas. Tas viss noved pie tā, ka amonjaka molekulai ir piramīdas forma. Līdzīgi mēs varam apsvērt ūdens molekulas struktūru. Tajā divi vientuļi skābekļa elektronu pāri aizņem divas tetraedra virsotnes, bet pārējos divus aizņem ūdeņraža atomi, kas noved pie ūdens molekulas leņķiskās formas. Nav jēgas aprakstīt HF molekulas ģeometriju no šīm pozīcijām, jo ​​ir skaidrs, ka tā būs lineāra, jo vienu taisnu līniju var novilkt caur diviem punktiem.

Nedalīts elektronu pāris veido izkliedētāku "elektronu mākoni" nekā saite (socializēta, kopīga), tāpēc tas aizņem lielāku tilpumu, kā rezultātā samazinās saites leņķi, salīdzinot ar tetraedriskiem.

Valences elektroni atrodas ne tikai uz s- un p-orbitālēm, bet arī uz d. Pēdējie piedalās arī hibrīdu orbitāļu veidošanā. Ir divi hibridizācijas gadījumi, kuros iesaistītas d-orbitāles: sp3d2 un sp3d. Pirmajā gadījumā molekula īsteno oktaedrisku struktūru, bet otrajā veidojas trigonāla bipiramīda.

Pieņēmums par hibrīdu orbitāļu veidošanos bija lielisks valences saišu teorijas sasniegums, taču neaprakstīja visas iespējamās dabā sastopamo molekulu telpiskās konfigurācijas.

Vispārīgāku molekulu telpiskās struktūras teoriju ierosināja Gillespie, pamatojoties uz tīri elektrostatiskām koncepcijām. Tā pamatā bija liels daudzums eksperimentālo materiālu, ko apkopoja Sidviks un Pauels. Teorijas galvenie nosacījumi ir šādi:

1. Molekulas vai jona ģeometriju nosaka tikai elektronu pāru skaits centrālā atoma valences apvalkā.

2. Elektronu pāri uzņem tādu izkārtojumu uz atoma valences apvalka, kurā tie ir maksimāli attālināti viens no otra, t.i., elektronu pāri uzvedas tā, it kā viens otru atgrūž. Ģeometriskie daudzskaldņi, kas tiek realizēti šajā gadījumā, pakļaujas Dekarta-Eilera formulai: "virsotņu skaits + skalu skaits - malu skaits ir divas."

3. Telpas laukums, ko aizņem nesaistošs vientuļš elektronu pāris, ir lielāks par saistošā elektronu pāra aizņemto laukumu.

4. Saistošā elektronu pāra aizņemtā telpas apgabala izmērs samazinās, palielinoties ligandas elektronegativitātei un samazinoties centrālā atoma elektronegativitātei.

5. Divi dubultās saites elektronu pāri aizņem lielāku telpas apgabalu nekā viens vienas saites elektronu pāris.

"MAFEDERĀLĀS VALSTS BUDŽETA IZGLĪTĪBAS AUGSTĀKĀS PROFESIONĀLĀS IZGLĪTĪBAS IESTĀDE MURMANSKAS VALSTS TEHNISKĀ UNIVERSITĀTE Filozofijas katedra FILOZOFIJAS METODOLOĢISKIE NORĀDĪJUMI un kontroluzdevumu tēmas studentiem (bakalauriem) neklātienes studiju forma visu apmācības virzienu, Dr.karajevs jūlijs - MSTU12inask. . filozofija Zinātnes, profesore Natālija Nikolajevna Ņikuļina, Ph.D. filozofija Zinātnes, asociētā profesore Natālija Vladimirovna...»

« Selezņevs A.D. Pronjakins Izpildes process Apmācību un metodiskais komplekss Maskava 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. IZPILDI RAŽOŠANA: UchebnoS 29 metodiskais komplekss. – M.: Red. Centrs EAOI, 2009. - 216 lpp. ISBN 978-5-374-00010-8 Apmācības rokasgrāmata ir sagatavota saskaņā ar ... "

"Valsts budžeta kultūras iestādes Irkutskas apgabala valsts universālā zinātniskā bibliotēka nosaukta pēc I.I. I.I. Molčanova-Sibirskogo S E R I I BIBLIOTĒKA UN T R E M I. XXI gs. izdevums Nr. 144 UDC 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Sērijas vadošais redaktors BORODINS Borodina, V.A. Informācijas pakalpojums: apraksts, tabulas, diagrammas: speciālais kurss B83 metodiķim. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 lpp. ISBN 978-5-8167-0054-2 Rokasgrāmata aptver visus aspektus...»

LITERATŪRAS LITERATŪRAS IZGLĪTĪBAS METODISKO KOMPLEKTU LĪNIJA V. F. ČERTOVA IZDEVUMĀ Programmas 5–11 Mācību grāmatas Metodiskie līdzekļi NODARBĪBAS Čertovs V. F., Trubiņa L. A., Ipolitova N. A. uc Programmas: vispārējās kultūras izglītības iestādes īsteno vispārējās darbības virzienus. Literatūra: 4 pieeja mācīšanai un pēcpārbaudes uzdevums un komunikatīvās kompetences. 5.-11.klase (pamata un profila vat veidošanās skolēnu vidū izglītības metodisko kom līmeņu bāzes) / Red. V. F..."

"BET. A. Ivins LOGIC Ieteica Krievijas Federācijas Izglītības un zinātnes ministrijas Filozofijas Zinātniski metodiskā padome kā mācību grāmatu par disciplīnu Loģika humanitāro un sociāli ekonomisko specialitāšu un augstākās izglītības iestāžu apmācības jomu studentiem Maskavas ONICS Pasaule un izglītība 2008 UDC 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 Recenzenti: Nikiforov A.L. - Dr. Philosophy. Zinātnes, prof., vadošais zinātnieks. Krievijas Zinātņu akadēmijas Filozofijas institūta loceklis; Pereverzevs V. N. - Dr. ... "

"Baltkrievijas Republikas Izglītības ministrijas POLOTSKAS VALSTS UNIVERSITĀTE Krimināltiesību un kriminālistikas katedra METODOLOĢISKIE NORĀDĪJUMI īstenošanai kursa darbi pēc disciplīnas Krimināllikums. Specialitātes vispārīgā daļa 24-01-02 Novopolockas likums, 2012 nodaļa I.V. Veger Metodiskās komitejas apstiprināts un publicēts...»

“PĀRVALDĪBA PILSĒTAS EKONOMIKĀ Ekonomikas zinātņu kandidāta, asociētā profesora R.Ž. Sirazhdinova Pārvaldības izglītības izglītības un metodiskās apvienības padomes apstiprināta kā mācību grāmata specialitātes valsts un pašvaldību vadības specializācijas disciplīnā UDC 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Recenzenti: A.N. Kirillova, Maskavas valdības Maskavas pilsētas vadības universitāte, ekonomikas doktors. Zinātnes, prof., T.G. Morozovs, Viskrievijas sarakste ... "

“Es apstiprinu ekspertu padomes V.D. Šadrikovs 2014. gada 28. februāris ZIŅOJUMS PAR AUGSTĀKĀS IZGLĪTĪBAS PAMATA IZGLĪTĪBAS PROGRAMMAS PATSTĀVĪGA NOVĒRTĒJUMA REZULTĀTIEM 060201 Zobārstniecība Tjumeņas Valsts medicīnas akadēmija Izstrādāja: Projekta vadītājs: A.L. Drondin / AKKORK eksperti: I.A. Solops / N.V. Ušakova / Maskava - Saturs I. VISPĀRĪGA INFORMĀCIJA PAR UNIVERSITĀTI II. ZIŅOJUMS PAR PAMATIZGLĪTĪBAS PROGRAMMAS PATSTĀVĪGA NOVĒRTĒJUMA REZULTĀTIEM 1. PAŠREIZĒJĀ STATUSS UN ATTĪSTĪBAS TENDENCES REĢIONU... Civillikums un process SASKAŅOTS APSTIPRINĀTS Advokātu biroja dekāns SD prorektors V.G. Krašeņina _ O.A. Gončarova __ 2008 _ 2008 IZGLĪTĪBAS UN METODOLOĢISKAIS KOMPLEKSS DISCIPLINĀ Darba tiesības, specialitāte 030501 Jurisprudence Sastādīts ... "

“VĀCU VALODA (4.mācību gads) VĀCU VALODAS IZGLĪTĪBAS METODOLOĢISKIE KOMPLEKTI VĀCU VALODA I.L. BIM UN DR. Sērija Akadēmiskā skolas mācību grāmata Programmas 2–11 Mācību grāmatas Darba burtnīcas 2. klase Kontroles uzdevumi Vingrinājumu krājums Grāmatas lasīšanai NODARBĪBAS Grāmatas skolotājiem Audio aplikācijas Bim I.L., Ryzhova L.I. (kasetes, CD MP3) Vācu valoda: 2. klase: Mācību grāmata priekš izglītības iestādēm: Pulksten 2: 1. daļa. Autora Kolsijas izglītības veidotā rinda laika posmam līdz -... "

“Informācija par izglītības organizācijas izstrādāto izglītojošo, metodisko, metodisko un citu dokumentāciju izglītības procesa nodrošināšanai apmācību virzienā 110800.62 Agroinženierzinātnes Nr. Disciplīnas nosaukums atbilstoši Izglītības, metodisko, metodisko un citu materiālu nosaukums (autors, vieta publikācija, maksājuma gads mācību programma publikācijas, tirāža) 1) Izglītības un metodiskais komplekss disciplīnā Vēsture, 2013.g. 2) Krievijas simboli: vēsture un mūsdienīgums. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... "

«SATURS 1. Pušu definīcijas 5 2. Preambula 5 3. Vispārīgie noteikumi 6 4. Koplīguma mērķi 6 5. Darba attiecības 7 5.1. Nodarbinātība 7 5.1.1. Vispārīgi noteikumi 7 5.1.2. Personu pieņemšanas darbā no mācībspēkiem 8 5.1.3. Zinātnieku pieņemšanas darbā kārtība 8 5.1.4. Augstskolas struktūrvienību vadītāju pieņemšanas darbā kārtība 5.1.5. Darba apraksti 5.2. Darba samaksa 5.2.1. Vispārīgās prasības 5.2.2. Izdošanas organizācija Nauda 5.2.3. Noteikumi...»

“Izglītības un metodiskais atbalsts Īstenojamās programmas nosaukums Mācību priekšmeta Klase Mācību grāmatas un mācību līdzekļi Daudzums Dziedāšanas balss attīstība bērniem izglītības sākumposmā. Pop-džeza māksla Popdziedāšana 1-3 2 Metodiskā izstrāde. 1990 (vokālais izpildījums) O. Stepanovs. Balti mākoņi. 2 Paraugprogramma V. Cvetkovs. Viņi man nopirka papagaili. Estrādes dziedāšana mūzikas skolai un J. Verižņikovam. Rudens melodijas. skolu muzikālās nodaļas Ju.Verižņikovs. Pīlādžu ķekars..."

"AR. Biiševs Atynday Atbe universitātes kitaphanasy Aparatty Biļetens Nr. 6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliogrāfijas sipattama № Blim Autori. Atauy. Zhyly. Оу Abonenti Ekonomika 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspektus_ler_. –Almati: LEM, 2012.-336 lpp. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspektsіlerі ou raly...»

“Konkursa ZELTA PSIHE Nominācijas Gada projekts psiholoģiskajā praksē Skolēnu izglītības rezultātu monitorings: diagnostikas komplekts Skolas sākums, Mācīties mācīties un darboties Autori: M.R. Bitjanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaja (Maskava) Diagnostikas komplekta izveide 1. klasei (darba burtnīcas Skolas sākums, Mācīšanās mācīties un darboties un metodiskie palīglīdzekļi tiem) ir pirmais posms ilgtermiņa projektā, kas paredzēts trīs gadiem no 2011. līdz 2014. gadam... »

« ieteikumi Vērtības pārbaude un atlase arhīvu fondam Krievijas Federācija dokumenti par personālu Maskava 2014 2 Vadlīnijas Personāla dokumentu vērtības pārbaude un atlase Krievijas Federācijas Arhīvu fondam / Rosarkhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - lpp. Metodiskie ieteikumi atspoguļo: ... "

“SATURS 1. MĀCĪBU PLĀNS 2-8 ĀRPUSMĀCĪBAS PASĀKUMU PLĀNS MBU SKOLA Nr. 32 2 9-18 (1.-3. KLASES) 2013.-2014. MĀCĪBU GADAM Z 2013.-2014. MĀCĪBU GADA NOSACĪJUMU SISTĒMA 195. IMPĀCIJAS PROGRAMMAS PROGRAMMAI. AR PRASĪBĀM 3 STANDARTI. Personāla nosacījumu apraksts vispārējās pamatizglītības pamatizglītības programmas īstenošanai 22-33 3.2. Psiholoģiskie un pedagoģiskie nosacījumi, lai īstenotu galveno 33.-34 izglītības programma pamatizglītība vispārējā izglītība 3.3. Finansiāls atbalstsīstenošana..."

Baltkrievijas Republikas Augstskolu Izglītības un metodiskā asociācija ķīmiskās un tehnoloģiskās izglītības izglītības iestāde Baltkrievijas valsts Tehnoloģiju universitāte Apstiprinājis BSTU rektors profesors _I.M. Žarskis __2010/r Apmācības programma specialitātei 1 - 36 07 01 00 Mašīnas un aparāti ķīmiskās rūpniecības nozares un uzņēmumiem celtniecības materiāliĶīmiskās tehnoloģijas un inženierzinātņu fakultāte Mašīnu katedra un...»

Vispārējā un neorganiskā ķīmija. Koreņevs Ju.M., Ovčarenko V.P.

M.: Skolā viņus. A.N. Kolmogorovs, Maskavas Valsts universitāte, 2000-2002; 60.+36.s.+48.s.

Šī metodiskā rokasgrāmata ir sastādīta saskaņā ar neorganiskās ķīmijas kursa programmu, un to lasa Maskavas Valsts universitātes Specializētās izglītības un zinātnes centra A. N. Kolmogorova skolas Ķīmijas un bioloģiskās nodaļas studenti.

Grāmata iepazīstina ar galvenajām neorganisko savienojumu klasēm, to īpašībām un iegūšanas metodēm.

Formāts: djvu/zip

Izmērs: 5 68 Kb

/ Lejupielādēt failu

DAĻA es

I NODAĻA. PAMATJĒDZIENI UN DEFINĪCIJAS 3
1.1. Vielas struktūra 3
1.2. Kvantitatīvās attiecības ķīmijā 9
1.3. Ķīmiskie simboli un formulas 13
II NODAĻA. ATOMA UZBŪVE 20
2.1. Agrīnie atoma modeļi 20
2.2. Atoma struktūras kvantu mehāniskais modelis 26
III NODAĻA. ĶĪMISKĀ saite 41
3.1. 41. nosaukums
3.2. Valences saites metode 47
3.3. Molekulārā orbitālā metode 53

DAĻA II.

1. NODAĻA. Oksīdi 3
§ 1. Oksīdu fizikālās īpašības 3
§ 2. Oksīdu klasifikācija un ķīmisko īpašību izmaiņu modeļi .. 4
2.1. Oksīdu klasifikācija pēc ķīmiskajām īpašībām 4
2.2. Oksīdu īpašību izmaiņu modeļi 5
3.§. Oksīdu iegūšanas metodes 7
§4. Oksīdu ķīmiskās īpašības 9
4.1. Pamata oksīdi 9
4.2. Skābie oksīdi 10
4.3. Amfoteriskie oksīdi 10
4.4. Oksīdu vispārīgās ķīmiskās īpašības 11
2. NODAĻA. Skābes un BĀZES 13
§ 1. Skābju un bāzu teorijas 13
1.1. Elektrolīzes teorija 13
1.2. Protolīta teorija 13
1.3. Elektronikas teorija 14
§2. Skābes 16
2.1. Skābju klasifikācija 16
2.2. Skābju iegūšanas metodes 19
2.3. Vispārīgas metodes jebkuru skābju iegūšanai 19
2.4. Skābju ķīmiskās īpašības 21
§3. 24. pamatojums
3.1. Bāzes klasifikācija 24
3.2. Bāžu iegūšanas metodes 25
3.3. Bāžu ķīmiskās īpašības 27
3. NODAĻA. Sāļi 29
1.§. Sāļu klasifikācija 29
2.§. Sāļu iegūšanas metodes 30
§ 3. Sāļu ķīmiskās īpašības 33

DAĻA III.

1. NODAĻA TERMODINAMIKAS pamati 3
§ 1.1. Pamatdefinīcijas 3
§ 1.2. Termodinamikas nulles likums (sākums) 6
§ 1.3. Termodinamikas pirmais likums (sākums) 6
1.3.2. §. Savienojuma 9 veidošanās standarta siltums (entalpija).
1.3.3. §. Standarta sadegšanas entalpija 10
1.3.4. §. Ķīmiskās saites standarta enerģija (entalpija) 10
1.3.5. §. Sublimācijas, iztvaikošanas un kušanas standarta entalpija 11
1.3.6. punkts. Elektronu afinitāte, jonizācijas potenciāls, elektronegativitāte 11
1.3.7. punkts. Hesa likums 13
1.3.8. punkts. Born-Haber cikls 14
1.3.9. punkts. Kirhofa likums 16
§ 1.4. Otrais termodinamikas likums (sākums) 17
1.4.1. §. Entropijas definīcija no klasiskās termodinamikas viedokļa 18
1.4.3. §. Entropijas jēdziena statistiskā interpretācija 19
1.4.4. punkts. Gibsa brīvā enerģija 21
1.4.5. §. Ķīmiskais potenciāls 22
1.4.6. punkts. Ķīmiskais līdzsvars 23
1.4.7. punkts. 31. reakcijas virziens
2. NODAĻA KINETIKAS pamati 35
§2.1. Ķīmiskās reakcijas ātrums 35
2.2. §. Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu 37
§ 2.3. Eksperimentālās metodes ķīmiskās reakcijas ātruma konstantu noteikšanai 47