Kurs chemii w szkołach rozpoczyna się w 8 klasie nauką ogólnych podstaw nauki: opisane są możliwe rodzaje wiązań między atomami, rodzaje sieci krystalicznych i najczęstsze mechanizmy reakcji. Staje się to podstawą do badania ważnej, ale bardziej szczegółowej sekcji - substancji nieorganicznych.

Co to jest

Jest to nauka, która uwzględnia zasady budowy, podstawowe właściwości i reaktywność wszystkich elementów układu okresowego. W przypadku substancji nieorganicznych ważną rolę odgrywa Prawo Okresowe, które usprawnia systematyczną klasyfikację substancji według zmian ich masy, liczby i rodzaju.

Kurs obejmuje również związki powstające podczas interakcji elementów tabeli (jedynym wyjątkiem jest obszar węglowodorów, który jest rozważany w rozdziałach o organicznych). Zadania z chemii nieorganicznej pozwalają na praktyczne przepracowanie otrzymanej wiedzy teoretycznej.

Nauka w aspekcie historycznym

Nazwa „nieorganiczna” pojawiła się zgodnie z ideą, że obejmuje ona część wiedzy chemicznej, która nie jest związana z działalnością organizmów biologicznych.

Z biegiem czasu udowodniono, że większość organicznego świata może również wytwarzać „nieożywione” związki, a wszelkie węglowodory są syntetyzowane w laboratorium. Tak więc z cyjanianu amonu, który jest solą w chemii pierwiastków, niemiecki naukowiec Wehler był w stanie zsyntetyzować mocznik.

Aby uniknąć pomyłek z nomenklaturą i klasyfikacją rodzajów badań w obu naukach, program kursów szkolnych i uniwersyteckich, zgodnie z chemią ogólną, obejmuje badania nad nieorganicznymi jako podstawową dyscypliną. W świecie naukowym utrzymuje się podobna kolejność.

Klasy substancji nieorganicznych

Chemia zapewnia taką prezentację materiału, w której wprowadzające rozdziały o materiałach nieorganicznych uwzględniają Prawo Okresowości Pierwiastków. szczególnego typu, który opiera się na założeniu, że ładunki atomowe jądra wpływają na właściwości substancji, a parametry te zmieniają się cyklicznie. Początkowo tablica była budowana jako odzwierciedlenie wzrostu mas atomowych pierwiastków, jednak wkrótce kolejność ta została odrzucona ze względu na jej niespójność w aspekcie, w jakim należy rozpatrywać tę kwestię. substancje nieorganiczne.

Chemia, oprócz układu okresowego, sugeruje obecność około stu cyfr, klastrów i diagramów, które odzwierciedlają okresowość właściwości.

Obecnie popularna jest skonsolidowana wersja rozważania takiej koncepcji jako klas chemii nieorganicznej. Kolumny tabeli wskazują pierwiastki w zależności od właściwości fizykochemicznych, w rzędach - okresy zbliżone do siebie.

Proste substancje w nieorganicznym

Znak w układzie okresowym pierwiastków i prosta substancja w stanie wolnym to najczęściej różne rzeczy. Tylko w pierwszym przypadku konkretny widok atomy, w drugim - rodzaj połączenia cząstek i ich wzajemne oddziaływanie w stabilnych formach.

Wiązanie chemiczne w prostych substancjach determinuje ich podział na rodziny. W ten sposób można wyróżnić dwa szerokie typy grup atomów - metale i niemetale. Pierwsza rodzina obejmuje 96 elementów ze 118 zbadanych.

Metale

Typ metaliczny zakłada obecność wiązania o tej samej nazwie między cząstkami. Oddziaływanie opiera się na socjalizacji elektronów sieci, która charakteryzuje się niekierunkowością i nienasyceniem. Dlatego metale dobrze przewodzą ciepło i ładunki, mają metaliczny połysk, ciągliwość i plastyczność.

Konwencjonalnie metale znajdują się po lewej stronie w układzie okresowym pierwiastków, gdy poprowadzona jest linia prosta od boru do astatynu. Pierwiastki zbliżone do tej linii mają najczęściej charakter graniczny i wykazują dwoistość właściwości (np. german).

Większość metali tworzy związki zasadowe. Stopnie utlenienia takich substancji zwykle nie przekraczają dwóch. W grupie metaliczność wzrasta, podczas gdy z czasem maleje. Na przykład radioaktywny fran wykazuje bardziej podstawowe właściwości niż sód, aw rodzinie halogenów jod ma nawet metaliczny połysk.

W przeciwnym razie sytuacja jest w okresie - uzupełniają podpoziomy, przed którymi znajdują się substancje z przeciwne właściwości. W poziomej przestrzeni układu okresowego pierwiastków manifestowana reaktywność pierwiastków zmienia się od zasadowej poprzez amfoteryczne do kwaśnych. Metale są dobrymi środkami redukującymi (akceptują elektrony podczas tworzenia wiązań).

niemetale

Ten typ atomów zalicza się do głównych klas chemii nieorganicznej. Niemetale zajmują prawą stronę układu okresowego, pokazując zazwyczaj właściwości kwasowe. Najczęściej pierwiastki te występują ze sobą w postaci związków (np. borany, siarczany, woda). W stanie wolnej molekuły znane jest istnienie siarki, tlenu i azotu. Istnieje również kilka dwuatomowych gazów niemetalicznych - oprócz dwóch powyższych są to wodór, fluor, brom, chlor i jod.

Są to najpowszechniejsze substancje na ziemi - szczególnie powszechne są krzem, wodór, tlen i węgiel. Jod, selen i arsen są bardzo rzadkie (dotyczy to również konfiguracji radioaktywnych i niestabilnych, które znajdują się w ostatnich okresach tabeli).

W związkach niemetale zachowują się głównie jak kwasy. Są silnymi utleniaczami ze względu na możliwość dodania dodatkowej liczby elektronów w celu ukończenia poziomu.

w nieorganicznym

Oprócz substancji reprezentowanych przez jedną grupę atomów istnieją związki o kilku różnych konfiguracjach. Takie substancje mogą być binarne (składające się z dwóch różnych cząstek), trzy-, czteroelementowe i tak dalej.

Substancje dwuelementowe

Chemia przywiązuje szczególną wagę do binarności wiązań w cząsteczkach. Klasy związków nieorganicznych są również rozpatrywane z punktu widzenia wiązania utworzonego między atomami. Może być jonowy, metaliczny, kowalencyjny (polarny lub niepolarny) lub mieszany. Zwykle takie substancje wyraźnie wykazują właściwości podstawowe (w obecności metalu), amforteryczne (podwójne - szczególnie charakterystyczne dla aluminium) lub kwaśne (jeśli występuje pierwiastek o stopniu utlenienia +4 i wyższym).

Współpracownicy trzech elementów

Tematyka chemii nieorganicznej obejmuje rozważanie tego typu asocjacji atomów. Związki składające się z więcej niż dwóch grup atomów (najczęściej nieorganiczne zajmują się gatunkami trzyelementowymi) powstają zwykle przy udziale składników znacznie różniących się od siebie parametrami fizykochemicznymi.

Możliwe typy wiązań to kowalencyjne, jonowe i mieszane. Zwykle substancje trójelementowe zachowują się podobnie do binarnych ze względu na to, że jedna z sił oddziaływania międzyatomowego jest znacznie silniejsza od drugiej: słaba powstaje na drugim miejscu i ma zdolność do szybszej dysocjacji w roztworze .

Zajęcia z chemii nieorganicznej

Zdecydowana większość substancji badanych w toku nieorganicznym może być rozpatrywana według prostej klasyfikacji w zależności od ich składu i właściwości. Tak więc rozróżnia się tlenki i sole. Rozważenie ich związku lepiej zacząć od zapoznania się z pojęciem form utlenionych, w których może pojawić się prawie każda substancja nieorganiczna. Chemię takich asocjatów omówiono w rozdziałach dotyczących tlenków.

tlenki

Tlenek jest związkiem dowolnego pierwiastka chemicznego z tlenem na stopniu utlenienia -2 (odpowiednio w nadtlenkach -1). Powstawanie wiązania następuje w wyniku powrotu i przyłączenia elektronów z redukcją O 2 (gdy tlen jest pierwiastkiem najbardziej elektroujemnym).

Mogą wykazywać zarówno właściwości kwasowe, jak i amfoteryczne oraz zasadowe, w zależności od drugiej grupy atomów. Jeśli w tlenku nie przekracza stopnia utlenienia +2, jeśli niemetalu - od +4 i więcej. W próbkach o dwojakim charakterze parametrów osiągana jest wartość +3.

Kwasy nieorganiczne

Związki kwasowe mają średnią reakcję poniżej 7 ze względu na zawartość kationów wodorowych, które mogą przejść do roztworu, a następnie zostać zastąpione jonem metalu. Według klasyfikacji są to substancje złożone. Większość kwasów można otrzymać przez rozcieńczenie odpowiednich tlenków wodą, na przykład przy tworzeniu kwasu siarkowego po uwodnieniu SO3.

Podstawowa chemia nieorganiczna

Właściwości tego typu związków wynikają z obecności rodnika hydroksylowego OH, który daje reakcję ośrodka powyżej 7. Zasady rozpuszczalne nazywane są zasadami, są najsilniejsze w tej klasie substancji ze względu na całkowitą dysocjację (rozkład na jony w cieczy). Grupę OH w tworzeniu soli można zastąpić resztami kwasowymi.

Chemia nieorganiczna to nauka dualna, która może opisywać substancje z różnych perspektyw. W teorii protolitycznej zasady uważa się za akceptory kationów wodorowych. Takie podejście rozszerza pojęcie tej klasy substancji, nazywając zasady każdą substancją, która może przyjąć proton.

Sól

Ten rodzaj związków znajduje się pomiędzy zasadami a kwasami, ponieważ jest produktem ich wzajemnego oddziaływania. Tak więc jon metalu (czasem amonowy, fosfoniowy lub hydroksonium) zwykle działa jako kation, a reszta kwasowa działa jako substancja anionowa. Kiedy tworzy się sól, wodór jest zastępowany inną substancją.

W zależności od stosunku liczby odczynników i ich siły w stosunku do siebie, racjonalne jest rozważenie kilku rodzajów produktów interakcji:

• sole zasadowe otrzymuje się, gdy grupy hydroksylowe nie są całkowicie podstawione (takie substancje mają środowisko alkaliczne);
• sole kwasów powstają w przeciwnym przypadku - przy braku reagującej zasady w związku pozostaje częściowo wodór;
• najbardziej znane i najłatwiejsze do zrozumienia są próbki średnie (lub normalne) - są one produktem całkowitej neutralizacji odczynników z wytworzeniem wody i substancji zawierającej tylko kation metalu lub jego analog i pozostałość kwasową.

Chemia nieorganiczna to nauka, która polega na podziale każdej z klas na fragmenty, które są rozpatrywane w inny czas: niektóre - wcześniej, inne - później. Przy bardziej dogłębnym badaniu rozróżnia się 4 kolejne rodzaje soli:

• Pliki binarne zawierają pojedynczy anion w obecności dwóch kationów. Zazwyczaj takie substancje otrzymuje się przez połączenie dwóch soli z tą samą resztą kwasową, ale różnymi metalami.
• Typ mieszany jest przeciwieństwem poprzedniego: jego podstawą jest jeden kation z dwoma różnymi anionami.
• Hydraty krystaliczne – sole, w których składzie znajduje się woda w stanie skrystalizowanym.
• Kompleksy to substancje, w których kation, anion lub obydwa występują w postaci skupisk z pierwiastkiem formującym. Takie sole można otrzymać głównie z pierwiastków podgrupy B.

Do innych substancji zaliczanych do praktyki chemii nieorganicznej, które można zaliczyć do soli lub do odrębnych działów wiedzy, można wymienić wodorki, azotki, węgliki i międzymetalidy (związki kilku metali niebędące stopami).

Wyniki

Chemia nieorganiczna to nauka, która interesuje każdego specjalistę w tej dziedzinie, niezależnie od jego zainteresowań. Zawiera pierwsze rozdziały studiowane w szkole z tego przedmiotu. Kurs chemii nieorganicznej przewiduje usystematyzowanie dużej ilości informacji zgodnie ze zrozumiałą i prostą klasyfikacją.

Wydział Chemii powstał wkrótce po przekształceniu szkoły z internatem nr 18 w Specjalistyczne Centrum Dydaktyczno-Naukowe Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego (Dekret Rady Ministrów ZSRR nr 1241 z 01.10.88 i zarządzenie Edukacji Państwowej Komitet z 11.16.88).

Wcześniej chemii w internacie uczyli:

Vedeneeva Marina Siergiejewna- od 1964 do 1980
- od 1980 do 1991
Tabachenko Natalia Władimirowna- od 1986 do 1989

13 listopada 1989 r. w SASC rozpoczęto naukę pierwszej specjalistycznej klasy chemii. Zapisano do niej wówczas 18 uczniów. Nie wszyscy dotarli do „mety” – w 1991 roku w pierwszym numerze chemicznym było tylko 8 osób.

Skład nauczycieli Wydziału Chemii od 1989 roku. nie zmieniły się znacząco. Na Wydziale Chemii pracował i pracuje:

Galin Aleksiej Michajłowicz	(doktor, profesor nadzwyczajny) - od 1991 do obecny czas
Zagórski Wiaczesław Wiktorowicz	(D.Ped.Sc., profesor) - od 1989 do obecny czas
Mendelejewa Jekaterina Aleksandrowna	(doktor, profesor nadzwyczajny) - od 1990 do obecny czas
Morozova Natalia Igorevna	(doktorat, starszy wykładowca) - od 1990 do obecny czas
Kolasnikow Oleg Władimirowicz	(asystent) - od 2004 do obecny czas
Kubarew Aleksiej Wiaczesławowicz	(asystent) - od 2005 do obecny czas
Sigeev Aleksander Siergiejewicz	(doktorat, asystent) - od 2008 do obecny czas
Aleszyn Gleb	(asystent laboratoryjny) - od 2009 do obecny czas
Koreniew Jurij Michajłowicz (10.05.1936 - 09.08.2010)	(Doktor Chemii, Profesor, Kierownik Katedry) - od 1989 do 2010
Bataeva Elena Wiktorowna	(doktorat, asystent) - od 1990 do 1993
Pirkulijew Namig Szarafeddin-ogly	(asystent) - od 1997 do 1999
Prisyazhnyuk Walentyna Wiktorowna
Tatianina Irina Wasiliewna	(asystent) - od 1989 do 1991
Czuranow Siergiej Siergiejewicz	(doktor, profesor nadzwyczajny) - od 1989 do 1997
Bataev Vadim Albertovich	(doktorat) - od 1997 do 1998

W latach 1991-2010 odbyło się 20 dyplomów klasy chemicznej SUNC - łącznie 361 osób. Spośród nich 298 absolwentów (83%) wstąpiło na Moskiewski Uniwersytet Państwowy. Najwięcej - 214 absolwentów - wstąpiło na Wydział Chemiczny i Wydział Nauk o Materiałach. Absolwenci klasy chemicznej studiowali i studiują na Wydziale Fizyki (16), Mechaniki i Matematyki (15), Biologii (7), Geologii (6), Wydziału Matematyki Obliczeniowej i Cybernetyki (9), Wydziału Medycyny Podstawowej (6 ), nauka o glebie (9 ). Chłopaki wchodzą również na inne uniwersytety - Wszechrosyjski Kombinat Chemiczny Rosyjskiej Akademii Nauk, Rosyjskiego Chemicznego Uniwersytetu Technicznego, MEPhI, Akademii Medycznej itp.

Zajęcia w klasie chemii SASC MSU odbywają się w budynku akademickim SASC (wykłady i seminaria) oraz na Wydziale Chemii Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego (warsztaty z chemii analitycznej, organicznej i nieorganicznej).

Zajęcia z chemii i fizyki oraz matematyki prowadzone są według autorskich programów i podręczników, których autorami są nauczyciele wydziału. oprócz kurs podstawowy nauczyciele Wydziału Chemii prowadzą fakultatywne:

• Termodynamika i kinematyka reakcji szybkich i egzotermicznych (Zagorsky V.V.)
• Chemia w języku angielskim (Mendeleeva E.A.)
• Człowiek i substancja (Mendeleeva E.A.)
• Metody rozwiązywania problemów w chemii (Galin A.M.)
• Genomika (O. V. Kolyasnikov)
• Chemia białek (O. V. Kolyasnikov)
• Nanotechnologie - w stronę nanoświata (Smirnov E.A.)
• Szermierka (O.V. Kolyasnikov)
• Ekologiczny program edukacyjny (Morozova N.I.)
• Przygotowanie do jednolitego egzaminu państwowego (Galin A.M., Kubarev A.V.)
• Klub wieczorny (Zagorsky V. V.)

Nauczyciele Wydziału Chemii wielokrotnie otrzymywali stypendia „Nauczyciel Sorosa”, uczestniczą w organizacji i prowadzeniu olimpiad chemicznych dla uczniów szkół średnich, szkół letnich dla uczniów szkół ponadgimnazjalnych oraz seminariów dla nauczycieli szkolnych.

Nauczyciele Wydziału Chemii opublikowali następujące: przewodniki po studiach:

• 
  Chemia organiczna. Część I. Teoria budowy substancji organicznych.
  M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, 1997. - 48 s.
• Mendelejewa E.A., Morozova N.I.
  Chemia organiczna. Część druga. Węglowodory.
  M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, Wydawnictwo Moskwy. un-ta, 1999. - 64 s.
  ISBN 5-211-02588-1
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Chemia ogólna i nieorganiczna. Część I
  M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, 1998. - 63 s.
• Yu.M.Korenev, N.I.Morozova, A.I.Zhirov
  Warsztaty z chemii nieorganicznej.
  M.: Ucz ich. A.N.Kołmogorowa, wyd. Moskiewski Uniwersytet Państwowy, 1999. - 64 s.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Chemia. Część I
  M.: Ucz ich. A.N. Kołmogorowa, 2000. - 72 s.
• Korenev Yu M., Ovcharenko V. P., Egorov E. N.
  Chemia ogólna i nieorganiczna. Część druga. Główne klasy związków nieorganicznych.
  M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, Wydawnictwo Uniwersytetu Moskiewskiego, 2000. - 36 s.
  
• Pirkulijew N. Sz.
  Problemy olimpijskie z chemii. Rodzaje problemów i metody ich rozwiązywania.
  M .: Szkoła im. A. N. Kołmogorowa, „Samokształcenie”, 2000. - 160 s.
  
• Zagórski W.W.
  Światła są śmieszne. Fajerwerki: historia, teoria, praktyka.
  M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, „Samokształcenie”, 2000. - 64 s.
• Mendelejewa E.A., Morozova N.I.
  Chemia organiczna. Część III. Związki organiczne zawierające tlen i azot.
  M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, Moscow University Press, 2001. - 56 s.
  
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Chemia ogólna i nieorganiczna. Część III. Podstawy termodynamiki i kinetyki chemicznej.
  M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, Wydawnictwo Uniwersytetu Moskiewskiego, 2002. - 48 s.
  
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Przydatne porady.
  M: MAKS Press, 2003. - 31 s.
• Koreniew Yu.M.
Chemia ogólna i nieorganiczna. Część IV. Właściwości fizyczne i chemiczne roztworów.
M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, Wydawnictwo Uniwersytetu Moskiewskiego, 2004. - 49 s.
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Jak wygrać egzamin.
  M., 2006. - 34 s.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Morozova N.I.
Chemia ogólna i nieorganiczna. Część I. Pojęcia podstawowe, budowa atomowa, wiązanie chemiczne.
M.: Ucz ich. A.N. Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 s.
• Morozowa N.I.
  Identyfikacja substancji.
  M.: MAKS Press, 2008. - 35 s.

Doświadczenie metodyczne pracę nauczycieli Wydziału Chemii opisano poniżej publikacje:

• Wariant prezentacji w szkole fizyczno-matematycznej tematu „Budowa atomu i prawo okresowe”.
  Zagórski W.W.
  Russian Chemical Journal (ZhRHO im. D.I. Mendelejewa), 1994, t. 38, nr 4, s. 37 - 42
• Niestandardowe zadania w chemii
  V.V.Zagorsky, A.M.Galin, E.A.Mendeleeva, N.I.Morozova
  Russian Chemical Journal (ZhRHO im. D.I. Mendelejewa), 1994, vol. 38, nr 4, s. 89 - 90
• Nauczanie chemii na zajęciach z fizyki, matematyki i ekonomii Specjalnego Centrum Dydaktyczno-Naukowego Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego
  Galin.A.M., Zagorsky V.V., Mendelejewa E.A.
  Międzynarodowe Seminarium Nauczania Chemii w Szkole "Pushchinskaya Autumn - 96" (zbiór materiałów), Moskwa, 1996. - 29 s.
• Zagórski W.W.
  Od nauczyciela do nauczyciela. Jak zostać „gwiazdą”.
  M.: Wydawnictwo. Wydział UC DO MSU, 1998 - 96p.
• Chemia w szkole podyplomowej: informacje zwrotne poprzez anonimowe testy.
  AM Galin, WW Zagorski, EA Mendelejewa
  Materiały XLV Odczytów Hercena (Ogólnorosyjska Konferencja Naukowo-Praktyczna) (13-16 maja 1998), St. Petersburg,
  s. 48-49.
• Prawda o ukończeniu studiów (Jak absolwenci szkół znają chemię)
  V.Zagorsky, E.Mendeleeva, A.Galin, N.Morozova
  Gazeta nauczycielska, nr 7, 23 lutego 1999, s. 8
• Przygotowywać się do działalność naukowa uzdolnieni licealiści: potrzeba alternatywy dla światopoglądu naukowego
  W.W. Zagórski
  w sob. abstrakty Międzynarodowego Kongresu „Nauka i edukacja na progu III tysiąclecia”, Mińsk, 3 - 6.10.2000, księga 1, s. 56-57
• Zadaniem edukacji XXI wieku jest kształtowanie ekologicznego światopoglądu
  EA Mendelejewa
  w sob. abstrakty Międzynarodowego Kongresu „Nauka i edukacja na progu III tysiąclecia”, Mińsk, 3 - 6.10.2000, księga 2, s. 91-92

W.W. Zagórski

Chemia ogólna i nieorganiczna - W trzech częściach - Koreniew Yu.M., Owczarenko W.P. - 2000, 2002.

Niniejszy podręcznik metodologiczny został opracowany zgodnie z programem kursu chemii nieorganicznej i przeczytany przez studentów wydziału chemicznego i biologicznego Szkoły A.N. Kołmogorowa Specjalistycznego Centrum Edukacyjnego i Naukowego Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego.
Książka przedstawia główne klasy związków nieorganicznych, ich właściwości oraz metody otrzymywania.

ROZDZIAŁ I. PODSTAWOWE POJĘCIA I DEFINICJE 3
1.1. Struktura materii 3
1.2. Stosunki ilościowe w chemii 9
1.3. Symbole i wzory chemiczne 13
ROZDZIAŁ II. STRUKTURA ATOMU 20
2.1. Wczesne modele atomu 20
2.2. Kwantowy model mechaniczny struktury atomu 26
ROZDZIAŁ III. WIĄZANIE CHEMICZNE 41
3.1. Tytuł 41
3.2. Metoda wiązania walencyjnego 47
3.3. Metoda orbitali molekularnych 53

ROZDZIAŁ 1. Tlenki 3
§ jeden. Właściwości fizyczne tlenki 3
§ 2. Klasyfikacja tlenków i wzory zmian właściwości chemicznych.. 4
2.1. Klasyfikacja tlenków według właściwości chemicznych 4
2.2. Wzorce zmian właściwości tlenków 5
§ 3. Metody otrzymywania tlenków 7
§4. Właściwości chemiczne tlenków 9
4.1. Podstawowe tlenki 9
4.2. Tlenki kwasowe 10
4.3. Tlenki amfoteryczne 10
4.4. Ogólne właściwości chemiczne tlenków 11
ROZDZIAŁ 2. Kwasy i ZASADY 13
§ 1. Teorie kwasów i zasad 13
1.1. Teoria elektrolityczna 13
1.2. Teoria protolityczna 13
1.3. Teoria elektroniczna 14
§2. Kwasy 16
2.1. Klasyfikacja kwasów 16
2.2. Metody otrzymywania kwasów 19
2.3. Ogólne metody otrzymywania dowolnych kwasów 19
2.4. Właściwości chemiczne kwasów 21
§3. Podstawa 24
3.1. Klasyfikacja podstawowa 24
3.2. Metody otrzymywania zasad 25
3.3. Właściwości chemiczne zasad 27
ROZDZIAŁ 3. Sole 29
§ 1. Klasyfikacja soli 29
§ 2. Metody otrzymywania soli 30
§ 3. Właściwości chemiczne soli 33

ROZDZIAŁ 1 Podstawy TERMODYNAMIKI 3
§ 1.1. Podstawowe definicje 3
§ 1.2. Zerowa zasada (początek) termodynamiki 6
§ 1.3. Pierwsza zasada (początek) termodynamiki 6
§ 1.3.2. Ciepło standardowe (entalpia) tworzenia związku 9
§ 1.3.3. Standardowa entalpia spalania 10
§ 1.3.4. Energia standardowa (entalpia) wiązania chemicznego 10
§ 1.3.5. Standardowa entalpia sublimacji, parowania i topnienia 11
§ 1.3.6. Powinowactwo elektronowe, potencjał jonizacyjny, elektroujemność 11
§ 1.3.7. Prawo Hessa 13
§ 1.3.8. Cykl Borna-Habera 14
§ 1.3.9. Prawo Kirchhoffa 16
§ 1.4. Druga zasada (początek) termodynamiki 17
§ 1.4.1. Definicja entropii z punktu widzenia termodynamiki klasycznej 18
§ 1.4.3. Statystyczna interpretacja pojęcia entropii 19
§ 1.4.4. Energia swobodna Gibbsa 21
§ 1.4.5. Potencjał chemiczny 22
§ 1.4.6. Równowaga chemiczna 23
§ 1.4.7. Kierunek reakcji 31
ROZDZIAŁ 2 Podstawy KINETYKI 35
§2.1. Szybkość reakcji chemicznej 35
§ 2.2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej 37
§ 2.3. Eksperymentalne metody wyznaczania stałych szybkości reakcji chemicznej 47

Darmowe pobieranie e-book w wygodnym formacie obejrzyj i przeczytaj:
Pobierz książkę Chemia ogólna i nieorganiczna - W trzech częściach - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, szybkie i bezpłatne pobieranie.

Pobierz zip
Możesz kupić tę książkę poniżej najlepsza cena ze zniżką z dostawą na terenie całej Rosji.

„Chemia ogólna i nieorganiczna Część I PODSTAWOWE POJĘCIA, STRUKTURA ATOMU, WIĄZANIE CHEMICZNE Szkoła im. A.N. Kolmogorova Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24,1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

-- [ Strona 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

chemia nieorganiczna

PODSTAWOWE POJĘCIA, STRUKTURA ATOMU,

WIĄZANIE CHEMICZNE

Szkoła im. A.N. Kołmogorowa

Moskiewska prasa uniwersytecka

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Chemia ogólna i nieorganiczna. Kurs wykładowy. Część I

Podstawowe pojęcia, budowa atomu, wiązanie chemiczne. - M.:

Szkoła im. A. N. Kołmogorowa, Moscow University Press, 2000. – 60 s.

ISBN 5-211-04200- X

Książka przedstawia główne klasy związków nieorganicznych, ich właściwości oraz metody otrzymywania.

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

© I.N. Korovin - projekt, 2000

Rozdział I Podstawowe pojęcia i definicje 1.1. Budowa materii Jednym z podstawowych pojęć chemii i innych nauk przyrodniczych jest atom. Termin ten ma długie pochodzenie; istnieje od około 2500 lat. Po raz pierwszy koncepcja atomu powstała w starożytnej Grecji, około V wieku p.n.e. pne mi. Twórcami doktryny atomistycznej byli starożytni greccy filozofowie Leucippus1 i jego uczeń Demokryt. To oni wysunęli ideę dyskretnej struktury materii i wprowadzili termin „ATOM”.

Nauki Demokryta nie rozpowszechniły się i przez długi czas okres historyczny w chemii (a w średniowieczu - alchemii) dominowała teoria Arystotelesa (384 - 322 p.n.e.).

Zgodnie z naukami Arystotelesa głównymi zasadami natury są abstrakcyjne „zasady”: zimno, ciepło, suchość i wilgotność, w połączeniu tworzą się cztery główne „elementy-elementy”:

ziemia, powietrze, ogień i woda.

Dopiero na początku XIX wieku angielski naukowiec John Dalton powrócił do atomów jako najmniejszych cząstek materii i wprowadził ten termin do nauki. Poprzedziły to prace tak wybitnych naukowców, jak R. Boyle (w książce „Sceptyk chemik” zadał miażdżący cios ideom alchemików), J. Priestley i KV Scheele (odkrycie tlenu), G. Cavendish (odkrycie wodoru), AL Lavoisier (próba zestawienia pierwszej tabeli prostych substancji), MV Lomonosov (główne przepisy teorii atomowej i molekularnej, prawo zachowania masy), JL Proust (prawo stałości składu ) i wiele innych.

Odkrycia w dziedzinie fizyki dokonane na przełomie XIX i XX wieku zmusiły naukowców do zupełnie innego spojrzenia na teorię atomową i molekularną. Okazało się, że atom ma złożoną strukturę i nie jest najmniejszą cząsteczką materii.

Tutaj nie podamy przestarzałej definicji tego pojęcia, ale od razu podamy sformułowanie oparte na nowoczesnych pomysłach.

1 Leucippus () - starożytna greka. filozof. Prawie nic nie wiadomo o życiu Leucypa.

Rozdział I Atom (gr. µ - niepodzielny) to najmniejsza cząsteczka pierwiastka chemicznego zdolna do samodzielnego istnienia i będąca nośnikiem jego właściwości. Atom to elektrycznie obojętny mikroukład składający się z dodatnio naładowanego jądra i odpowiedniej liczby elektronów.

Pierwiastek chemiczny to rodzaj atomu o tym samym ładunku jądrowym.

Pierwiastek chemiczny to pojęcie, a nie materialna cząstka. To nie jest atom, ale zbiór atomów charakteryzujący się pewien znak z tym samym ładunkiem jądrowym.

Elektron [dr.gr. - bursztyn (jest dobrze naelektryzowany przez tarcie)] - stabilna cząstka elementarna o masie spoczynkowej równej 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. np. m.2 i przenoszący elementarny ładunek ujemny równy 1,6 10-19 C.

W chemii i fizyce, przy rozwiązywaniu wielu problemów, ładunek elektronu przyjmuje się jako -1, a ładunki wszystkich innych cząstek są wyrażane w tych jednostkach. Elektrony są częścią wszystkich atomów.

Proton (grecki - pierwszy) - cząsteczka elementarna, która jest integralną częścią jąder atomów wszystkich pierwiastków chemicznych, ma masę spoczynkową mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. m. i elementarny dodatni ładunek elektryczny równy co do wielkości ładunkowi elektronu, tj. 1,6 10-19 C.

Liczba protonów w jądrze określa liczbę atomową pierwiastka chemicznego.

Neutron (łac. neutrum - ani jedno, ani drugie) jest elektrycznie obojętną cząstką elementarną o masie spoczynkowej nieznacznie przekraczającej masę spoczynkową protonu mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. jeść.

Wraz z protonem neutron jest częścią wszystkich jąder atomowych (z wyjątkiem jądra izotopu wodoru 1H, który jest jednym protonem).

Wyznaczony na poziomie podstawowym 2 a. e.m. - jednostka masy atomowej, patrz poniżej.

Uogólniona (grupowa) nazwa protonów i neutronów to nukleony.

Liczba masowa - całkowita liczba nukleonów (protonów i neutronów) w jądrze.

Jądro atomu składa się z protonów, których liczba jest równa liczbie porządkowej pierwiastka (Z) i neutronów (N). A = Z + N, gdzie A jest Liczba masowa.

Nuklidy (łac. jądro - jądro) - ogólna nazwa jąder atomowych, charakteryzują się pewną liczbą protonów i neutronów (ładunek dodatni i liczba masowa).

W celu wskazania pierwiastka chemicznego wystarczy wymienić tylko jedną wielkość - ładunek jądra, czyli liczbę porządkową pierwiastka w układzie okresowym. Aby określić nuklid, to nie wystarczy - należy również podać jego liczbę masową.

Czasami, nie do końca dokładnie, pojęcie „nuklidu” odnosi się nie do samego jądra, ale do całego atomu.

Izotopy (greckie - to samo + - miejsce) - nuklidy, które mają ten sam numer protony, ale różniące się liczbą masową.

Izotopy - nuklidy zajmujące to samo miejsce w układzie okresowym, czyli atomy tego samego pierwiastka chemicznego.

Na przykład: 11 Na, 23 Na, 24 Na to izotopy sodu.

Izobary (z greckiego - równy + - waga) - nuklidy o tej samej liczbie masowej, ale różnej liczbie protonów (tj.

związane z różnymi pierwiastkami chemicznymi), na przykład 90Sr, 90Y, Izotony - nuklidy o tej samej liczbie neutronów.

Przez długi czas chemicy nie dokonywali wyraźnego rozróżnienia między atomami a cząsteczkami prostych substancji. W 1811 r. A. Avogadro postawił hipotezę, która pozwoliła na jednoznaczne zdefiniowanie tych pojęć, ale jego współcześni nie docenili jej i uznano ją dopiero w 1860 r., po pierwszym międzynarodowym zjeździe chemików, który odbył się w Karlsruhe (Niemcy), kiedy to cząsteczkę zaczęto rozumieć jako najmniejszą cząsteczkę substancji zaangażowaną w jej przemiany chemiczne. Wraz z rozwojem nauk przyrodniczych definicja cząsteczki uległa pewnym zmianom.

Cząsteczka (zdrobnienie od moli łacińskich - masa) to najmniejsza cząsteczka substancji, która decyduje o jej właściwościach. Składa się z atomów jednego lub różnych pierwiastków chemicznych i istnieje jako pojedynczy układ jąder atomowych i elektronów. W przypadku cząsteczek jednoatomowych (na przykład gazów szlachetnych) pojęcia atomu i cząsteczki pokrywają się.

Atomy są utrzymywane razem w cząsteczce wiązaniami chemicznymi.

W chemii oprócz atomów i molekuł trzeba brać pod uwagę inne jednostki strukturalne: jony i rodniki.

Jony (po grecku - idące) - naładowane elektrycznie cząstki powstałe z atomów (lub grup atomowych) w wyniku dodania lub utraty elektronów.

Dodatnio naładowane jony nazywane są kationami (greckie - dół + jon), ujemnie naładowane - aniony (greckie - góra + jon).

Na przykład K+ to kation potasu, Fe2+ to kation żelaza, NH + to kation amonowy, Cl– to anion chloru (anion chlorkowy), S2– to anion siarki (sulfidanion), SO 2 to anion siarczanowy.

Rodniki (łac. rodniks - pierwiastek) - cząstki (atomy lub grupy atomów) z niesparowanymi elektronami.

Są bardzo reaktywne. Na przykład H oznacza rodnik wodorowy, Cl oznacza rodnik chlorowy, CH3 oznacza rodnik metylowy. Jednocześnie cząsteczki paramagnetyczne, na przykład O2, NO, NO2, mające niesparowane elektrony, nie są rodnikami.

Prosta substancja to substancja składająca się z atomów jednego pierwiastka chemicznego.

Prosta substancja to forma istnienia pierwiastka chemicznego.

Wiele pierwiastków może występować w postaci kilku prostych substancji, na przykład węgiel (grafit, diament, karabinek, fulereny), fosfor (biały, czerwony, czarny), tlen (ozon, tlen).

Znanych jest około 400 prostych substancji.

Allotrpy (gr. - inny + - turn) - zdolność pierwiastka chemicznego do istnienia w postaci dwóch lub więcej prostych substancji różniących się liczbą atomów w cząsteczce (na przykład O2 i O3) lub w różnych strukturach krystalicznych (grafit i diament).

Polimorfizm (gr. µ – zróżnicowany) – zdolność ciał stałych do istnienia w dwóch lub więcej formach o różnej strukturze krystalicznej i różnych właściwościach.

Takie formy nazywane są modyfikacjami polimorficznymi.

Na przykład FeS2 może tworzyć dwie substancje o różnych strukturach krystalicznych (polimorfach): jedna nazywa się pirytem, ​​a druga markazytem. Czy te substancje są modyfikacjami alotropowymi? Nie są.

Alotropia odnosi się tylko do prostych substancji i uwzględnia zarówno różnicę w składzie ich cząsteczek, jak i różnicę w strukturze sieci krystalicznych. Jeśli mówimy o różnicy w strukturze sieci krystalicznych prostych substancji, to pojęcia polimorfizmu i alotropii pokrywają się, na przykład grafit i diament można powiedzieć, że są formami alotropowymi lub formami polimorficznymi.

Możliwość tworzenia dwóch lub więcej rodzajów cząsteczek tlenu. Tworzy dwie formy alotropowe: O2 i O3 - ozon. Różnią się zarówno właściwościami fizycznymi, jak i chemicznymi.

Tlen O2 – bezbarwny gaz, bez zapachu. Ozon O3 - gaz niebieski kolor z charakterystycznym zapachem (nawet swoją nazwę wzięła od greki).

(ozeina) - powąchać).

W stanie ciekłym i stałym tlen ma bladoniebieski kolor. Ozon w stanie ciekłym ma intensywny kolor fioletowy, w stanie stałym jest czarno-fioletowy.

Tlen jest paramagnetyczny, ozon jest diamagnetyczny.

Aktywność chemiczna tlenu i ozonu znacznie się różni. Ozon jest bardziej reaktywny niż tlen i wykazuje silniejsze właściwości utleniające.

Pomimo tego, że tlen oddziałuje z prawie wszystkimi pierwiastkami w swojej wolnej postaci, w wielu przypadkach reakcje te zachodzą tylko w podwyższonych temperaturach. Z drugiej strony ozon reaguje z wieloma substancjami w warunkach, w których tlen pozostaje obojętny, na przykład ozon utlenia rtęć i srebro do tlenków.

Fosfor. Znane są dwie alotropowe formy fosforu: biała i czerwona.

Fosfor biały składa się z czworościennych cząsteczek P4. Czerwony fosfor można uznać za cząsteczki polimeru P. Oczywiście w stanie stałym modyfikacje te różnią się zarówno budową sieci krystalicznych, jak i właściwościami fizycznymi.

Wszystkie alotropowe formy fosforu wykazują również znaczną różnicę we właściwościach chemicznych, które polegają przede wszystkim na ich różnej reaktywności. Fosfor biały jest formą bardziej aktywną, podczas gdy forma czerwona jest formą mniej aktywną.

Fosfor biały powoli utlenia się w powietrzu nawet w zwykłych temperaturach (co jest przyczyną świecenia fosforu białego), natomiast czerwony jest stabilny w powietrzu i zapala się dopiero po podgrzaniu.

Tworzenie różnych sieci krystalicznych Ten przypadek alotropii można również uznać za polimorfizm prostych substancji.

Węgiel. Dla węgla znanych jest kilka modyfikacji alotropowych:

grafit, diament, karabinek, fulereny.

Grafit i diament tworzą atomowe sieci krystaliczne różniące się budową. Te dwie substancje różnią się również znacznie pod względem właściwości fizycznych: diament jest bezbarwny, przezroczysty, grafit jest czarno-szary, nieprzezroczysty, diament jest najtwardszą substancją, grafit jest miękki, diament nie przewodzi prądu, grafit przewodzi prąd. W normalnych warunkach diament jest formą metastabilną (mniej stabilną). Po podgrzaniu diamentu (t > 1000 °C) nieodwracalnie przekształca się w grafit. Przemiana grafitu w diament przebiega w wyższej temperaturze i koniecznie pod bardzo wysokim ciśnieniem.

Cyna. Dobrze znane są dwie alotropowe formy cyny - szara i biała.

Szara cyna (-cyna) występuje w temperaturach poniżej 13,2 °C, wykazuje właściwości półprzewodnikowe, bardzo delikatna substancja o gęstości 5,846 g/cm3.

Biała cyna (-cyna) jest pod względem właściwości fizycznych typowym metalem srebrno-białym, dobrze przewodzi ciepło i prąd elektryczny, jest plastyczna, gęstość wynosi 7,295 g/cm3 i jest stabilna w zakresie temperatur 13,2 - 173°C. Powyżej tej temperatury -cyna przechodzi w kolejną modyfikację - -cynę, która ma inną strukturę sieci krystalicznej i gęstość 6,54 g/cm3.

Wiele modyfikacji polimorficznych (lub alotropowych) może być w stanie metastabilnym, tj. istnieć przez długi czas w warunkach dla nich niecharakterystycznych („na obcym obszarze”).

Na przykład biała cyna może się przechłodzić i istnieć przez długi czas w temperaturze poniżej 13,2 ° C, jednak jej stan jest w tych warunkach niestabilny, więc uszkodzenia mechaniczne, gwałtowne wstrząsy itp. mogą spowodować gwałtowne przejście do formy. To dobrze znane zjawisko nazwano „pladą blaszaną”.

Zanieczyszczenia mają również znaczący wpływ na przejście z jednej postaci w drugą. Na przykład niewielka domieszka bizmutu praktycznie zapobiega przejściu białej cyny w szarość, a dodatek aluminium wręcz przeciwnie przyspiesza to przejście.

Dla każdej postaci alotropowej (lub polimorficznej) istnieje określony zakres temperatur i ciśnień, w których ta modyfikacja jest stabilna. Na przykład w temperaturach do 95,6 ° C rombowa siarka (forma) jest stabilna, aw wyższej temperaturze jednoskośna (forma). Te dwie formy alotropowe różnią się między sobą budową sieci krystalicznych.

Związek lub związek to substancja składająca się z atomów różnych pierwiastków chemicznych.

Izomorfizm (grecki - równy, podobny + µ - forma) - zdolność substancji o podobnym składzie do tworzenia mieszanych kryształów, w których atomy, jony lub grupy atomowe o podobnej wielkości losowo zastępują się nawzajem.

Na przykład w kryształach ałunu potasowego KAl(SO4)2 12 H2O jony potasu można zastąpić jonami rubidu lub amonu, a jony Al3+ jonami Cr3+ lub Fe3+. W tym przypadku mówi się, że kationy potasu są izomorficzne z kationami rubidu lub amonu, podczas gdy kationy glinu są izomorficzne z kationami chromu lub żelaza.

1.2. Stosunki ilościowe w chemii Masy atomów i cząsteczek są bardzo małe i niewygodne jest używanie ogólnie przyjętej jednostki miary – kilograma – do liczbowego wyrażania ich wartości. Dlatego do wyrażenia mas atomów i cząsteczek używana jest inna jednostka miary - jednostka masy atomowej (amu).

Jednostka masy atomowej (a.m.u.) - jednostka miary mas atomów, cząsteczek i cząstki elementarne.

Jako jednostkę masy atomowej przyjmuje się 1/12 masy nuklidu węgla 12C.

Masa tego nuklidu w jednostkach SI wynosi 1,9927 10–26 kg.

Względna masa atomowa (przestarzały termin to masa atomowa) to masa atomu wyrażona w jednostkach masy atomowej (a.m.u.).

Wyznaczony Ar.

Większość naturalnych pierwiastków chemicznych to mieszanina izotopów. Dlatego jako względną masę atomową pierwiastka przyjmuje się średnią wartość względnej masy atomowej naturalnej mieszaniny jej izotopów, biorąc pod uwagę ich zawartość w warunkach ziemskich. To właśnie te wartości są podane w układzie okresowym.

Przykładowo tlen ma trzy izotopy 16O, 17O i 18O, ich masy atomowe i zawartość w naturalnej mieszaninie przedstawiono w tabeli 3.

Średnia wartość masy atomowej, uwzględniająca udział każdego izotopu, obliczana jest według wzoru:

gdzie Ar, j to masy atomowe odpowiednich izotopów, ni to ich zawartość w naturalnej mieszaninie (w ułamkach molowych). Podstawiając w tym wzorze odpowiednie wartości z Tabeli 3 dla masy atomowej tlenu, otrzymujemy:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Należy zauważyć, że masa atomowa i liczba masowa są absolutnie różne koncepcje: pierwsza to masa atomu wyrażona w a. np., a drugi to liczba nukleonów w jądrze. Masa atomowa jest wartością ułamkową (ma wartość całkowitą tylko dla izotopu 12C), w przeciwieństwie do liczby masowej, która zawsze jest liczbą całkowitą.

Numerycznie te wielkości są bardzo zbliżone; na przykład dla wodoru masa atomowa wynosi 1,0078, a liczba masowa to 1, dla helu masa atomowa to 4,0026, a liczba masowa to 4.

Względne masy atomowe mają wartości ułamkowe z następujących powodów:

1) większość pierwiastków występujących w przyrodzie jest mieszaniną kilku izotopów, a Układ okresowy pierwiastków wskazuje średnią wartość względnej masy atomowej mieszaniny o naturalnym składzie izotopowym.

2) dla pierwiastków monoizotopowych (na przykład 23Na) wartość ta będzie również ułamkowa, ponieważ masa nukleonów wyrażona w a. mu, nie jest liczbą całkowitą (patrz Tabela 3) i podczas formowania się jądra część masy nukleonu jest zamieniana na energię, zgodnie z równaniem Ebond = m c2, gdzie c = 3 108 m/s to prędkość światła w próżni.

Podczas tworzenia jakiegokolwiek wiązania zawsze uwalniana jest energia, na którą zużywa się część masy cząstek wiążących. W przypadku powstawania wiązań chemicznych wartość ta jest bardzo mała, dlatego pomija się tutaj zmianę masy i przyjmuje się, że masa powstałej cząstki jest równa sumie mas cząstek uczestniczących w jej tworzenie. Kiedy powstaje jądro, uwalniana jest bardzo duża ilość energii, a „defekt masy” jest wyraźnie widoczny.

Masa cząsteczkowa to masa cząsteczki wyrażona w a. e. m. Masa cząsteczki jest praktycznie równa sumie względnych mas atomowych jej atomów składowych.

Jeżeli substancja nie składa się z cząsteczek, ale na przykład z jonów (NaCl) lub jest oligomerem [(H2O)n], wówczas względną masę cząsteczkową podaje się jako jednostkę wzoru substancji. Przez jednostkę wzoru substancji należy rozumieć skład chemiczny najmniejszej ilości danej substancji.

Kret jest jednostką miary ilości substancji. Wyznaczony.

1 mol to ilość substancji, która zawiera taką samą liczbę jednostek strukturalnych (atomów, cząsteczek, jonów, rodników), jaka jest atomów w 0,012 kg izotopu węgla 12C, a mianowicie masa molowa substancji (M) wynosi równy stosunkowi masy tej substancji ( m) do jej ilości ():

Poprzednia definicja: masa jednego mola substancji, liczbowo równa jej masie cząsteczkowej, ale wyrażona w jednostkach g/mol. Być może na początku ułatwi rozwiązywanie problemów obliczeniowych.

Zwróć uwagę na różnicę pod względem: masa cząsteczkowa” i „masa cząsteczkowa”, podobne w brzmieniu, ale odnoszące się do innej liczby obiektów: pierwszy to masa jednego mola substancji (tj. masa 6,022 1023 cząsteczek), a drugi to masa jednego cząsteczki i są wyrażane w różnych jednostkach - g/mol i a. np. odpowiednio.

W większości obliczeń chemicznych stosuje się pojęcie „ilości substancji” i odpowiednio jednostki jej miary - mola. Wartość ta jest jednoznacznie powiązana z masą, liczbą jednostek strukturalnych i objętością (jeśli jest to gaz lub para) substancji. Jeśli podana jest ilość substancji, to te ilości są łatwe do obliczenia.

Udział masowy substancji A w układzie to stosunek jej masy do masy całego układu (często wartość ta wyrażana jest w %):

Wszystkie problemy związane z obliczeniami ułamkami masowymi należy rozwiązywać za pomocą tego wzoru. Aby uniknąć irytujących błędów technicznych, zalecamy natychmiastową konwersję% na akcje podczas dokonywania obliczeń.

Udział objętościowy składnika to stosunek objętości składnika do objętości całego układu:

Ułamek molowy składnika to stosunek ilości substancji (mol) składnika A do całkowitej liczby moli wszystkich składników układu:

Prawo zachowania energii – energia nie powstaje z niczego i nie znika bez śladu, ale poszczególne jej rodzaje mogą przechodzić w siebie według ściśle określonych równoważnych stosunków.

Jeśli więc energia wiązań chemicznych w produktach reakcji jest większa niż w substratach, to uwolniona energia zostanie z tego powodu uwolniona w postaci ciepła, światła lub nastąpi praca (na przykład wybuch lub ruch tłoka) .

Prawo zachowania masy (M. V. Lomonosov, 1748) - masa wszystkich substancji, które weszły w reakcję, jest równa masie wszystkich produktów reakcji.

Z punktu widzenia teorii atomowej i molekularnej prawo zachowania masy wyjaśnia się następująco: w wyniku reakcji chemicznych atomy nie znikają i nie powstają, ale są przegrupowywane. Ponieważ liczba atomów przed i po reakcji pozostaje niezmieniona, ich całkowita masa również się nie zmienia.

Na podstawie tego prawa wszystkie obliczenia są przeprowadzane zgodnie z równaniami reakcji chemicznych.

Prawo stałości składu (Proust, 1806) - każdy związek chemiczny ma ściśle określony i stały skład.

W konsekwencji tego prawa wynika, że ​​skład związku chemicznego nie zależy od sposobu jego otrzymywania.

Substancje, których skład jest zgodny z tym prawem, nazywane są daltonidami. Substancje, których skład zależy od metody otrzymywania, nazywane są berthollidami (na przykład tlenki metali przejściowych).

Prawo stosunków wielokrotnych (Dalton) - jeśli dwa pierwiastki tworzą ze sobą kilka związków, to ilości masowe jednego pierwiastka, które łączą się z taką samą ilością masową drugiego, są powiązane ze sobą jako małe liczby całkowite.

Prawo Avogadro (1811) - równe objętości różnych gazów doskonałych w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) zawierają tę samą liczbę cząsteczek.

Konsekwencje prawa Avogadro 1°. 1 mol dowolnego gazu doskonałego w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) zajmuje tę samą objętość.

W normalnych warunkach (nie dotyczy):

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

- objętość molowa dowolnego gazu doskonałego wynosi 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Gęstości gazów idealnych w tych samych warunkach (temperatura i ciśnienie) są wprost proporcjonalne do ich mas molowych:

ponieważ z prawa Avogadro wynika, że ​​w tych samych warunkach (p i t) dla dowolnych gazów doskonałych stosunek / V = ​​const.

W przypadku gazów wprowadzono pojęcie gęstości względnej jednego gazu względem drugiego. DA(X) - gęstość względna gazu X dla gazu A:

W chemii, jak w każdej nauce, istnieje system znaków konwencjonalnych, których znajomość jest niezbędna do zrozumienia tego tematu.

Symbolika chemiczna to rodzaj alfabetu, za pomocą którego spisują „słowa” – wzory związków i „frazy” – równania reakcji chemicznych, w pewnym stopniu odzwierciedlające faktycznie zachodzące procesy.

Nawet w średniowieczu znane wówczas pierwiastki chemiczne były oznaczane konwencjonalnymi symbolami, takimi samymi, jak te używane do oznaczania ciał niebieskich. Faktem jest, że zgodnie z ideami alchemików każdy ze znanych wówczas elementów odpowiadał własnemu ciału niebieskiemu.

Niektóre idee alchemików znajdują odzwierciedlenie w formie poetyckiej:

Przyjęte w średniowieczu oznaczenia ciał niebieskich i ich „odpowiadających” pierwiastków chemicznych przedstawiono w tabeli 4.

Element Symbol ciała niebieskiego Oczywiście takie symbole do oznaczania pierwiastków chemicznych nie były zbyt wygodne. Co więcej, do 1800 roku znanych było około 1800 pierwiastków chemicznych (choć niektóre nie zostały jeszcze wyizolowane jako proste substancje, ale były znane głównie w postaci tlenków), a użycie takiej symboliki stało się niemożliwe.

D. Dalton zaproponował inne oznaczenia pierwiastków chemicznych, poniżej kilka przykładów tej symboliki:

Symbole pierwiastków chemicznych zaproponowane przez D. Daltona Jak widać na tych przykładach, w niektórych przypadkach Dalton używał początkowych liter tytuły angielskie pierwiastki (na przykład: żelazo - żelazo, miedź - miedź, ołów - ołów), zakreślone. Słynny szwedzki chemik XIX wieku Jens Jakob Berzelius, który wniósł wielki wkład w rozwój teorii atomistycznej Daltona, zaproponował zupełnie nową symbolikę oznaczania pierwiastków chemicznych. Postanowił, że każdy pierwiastek chemiczny powinien mieć swój specjalny znak, który jednocześnie będzie symbolem pierwiastka chemicznego i oznacza jeden atom. Jako taki symbol zaproponowano użycie początkowej litery łacińskiej nazwy pierwiastka (na przykład wodór - Hidrohenium - symbol H, siarka - Siarka - S itp.). W przypadkach, gdy nazwy dwóch pierwiastków zaczynają się od tej samej litery, do nazwy tego pierwiastka dodano drugą literę, na przykład C - węgiel, Cu - miedź, Cd - kadm. Tak powstały symbole pierwiastków chemicznych, które do dziś są używane na całym świecie.

Niektóre pierwiastki (na przykład żelazo, złoto, ołów) znane są od czasów starożytnych, a ich nazwy mają pochodzenie historyczne.

Nazwy pierwiastków odkrytych w ciągu ostatnich 300 lat oparto na różne zasady: minerał, z którego ten pierwiastek został po raz pierwszy wyizolowany, na przykład beryl (pod nazwą minerału - beryl), nazwa kraju - ojczyzna odkrywcy, na przykład german (niemiecki chemik K. Winkler ) na cześć Niemiec, według niektórych właściwości, na przykład chlor (z greckiego - zielony), fosfor (z greckiego.

- lekki, - noszę). Sztuczne elementy otrzymały swoje nazwy na cześć słynnych naukowców, na przykład mendelevium, einsteinium.

Jeśli symbol pierwiastka chemicznego jest mentalnie wprowadzony do kwadratu, wówczas rogi tego kwadratu są używane, jeśli to konieczne, w celu uzyskania dodatkowych informacji:

Używając symboli chemicznych pierwiastków, zapisuje się wzory chemiczne substancji. Na przykład wzór na kwas siarkowy H2SO4 pokazuje, że cząsteczka tego związku składa się z dwóch atomów wodoru, jednego atomu siarki i czterech atomów tlenu. Za pomocą wzorów chemicznych zapisz równania reakcji chemicznych, na przykład:

Substancje wchodzące w reakcję chemiczną (substancje początkowe) są zapisane po lewej stronie równania, a substancje powstałe w wyniku reakcji (produkty reakcji) są zapisane po prawej stronie równania, a liczba atomów każdy pierwiastek po lewej stronie równania powinien być równy liczbie atomów tego pierwiastka po prawej stronie (prawo zachowania masy substancji).

Każda formuła chemiczna jest zapisem warunkowym, który zawiera określone informacje o danej substancji i w zależności od tego, jakie informacje chcą zgłosić, stosowane są różne formuły.

1°. Wzór cząsteczkowy (lub wzór ogólny) odzwierciedla tylko skład jakościowy i ilościowy związku, to znaczy pokazuje, które atomy jakich pierwiastków i w jakiej ilości są zawarte w składzie tej substancji, i nie mówi nic o jej strukturze , na przykład:

2°. Wzór graficzny (często błędnie nazywany wzorem strukturalnym) dostarcza dodatkowych informacji: oprócz składu jakościowego i ilościowego pokazuje, w jakiej kolejności atomy są ze sobą połączone, a także wskazuje wielokrotność wiązań (proste, podwójne , potroić):

Wzory te nie mówią jednak nic o budowie cząsteczek, to znaczy nie odzwierciedlają względnego rozmieszczenia atomów w przestrzeni.

3°. Formuła elektroniczna niesie dodatkowe informacje w porównaniu do graficznej (choć w rzeczywistości jest do niej bardzo podobna) - pokazuje, które z elektronów walencyjnych biorą udział w tworzeniu wiązań, a także obecność elektronów niesparowanych i niedzielonych pary elektronów:

4°. Wzór strukturalny jest przedstawiony w skali, w odpowiednim rzucie, co daje trójwymiarową reprezentację cząsteczki i pokazuje względne rozmieszczenie atomów w przestrzeni. Jeśli to konieczne, aby wzory strukturalne załączone są tabele, które wskazują długości wiązań (odległości między środkami wiązanych atomów) oraz kąty wiązań (kąty między wiązaniami).

5°. Możliwe jest zastosowanie innych wariantów wzorów, aby przekazać istotne informacje o cząsteczce lub ułatwić odbiór informacji, na przykład pokazuje obecność wolnego orbitalu 1. Ile atomów wodoru zawiera 1 litr wodoru przy n. w.?

Rozwiązanie. Ponieważ 1 mol dowolnego gazu doskonałego zajmuje n. tak. 22,4 litra, a następnie 1 litr wodoru (możemy go uznać za gaz w przybliżeniu idealny) będzie zawierał = 0,045 mola cząsteczek wodoru. Każda cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów, co oznacza, że ​​liczba atomów jest dwa razy większa: 2 0,045 \u003d 0,09 mola. Aby dowiedzieć się, ile atomów znajduje się w tej ilości materii, pomnóż ją przez liczbę Avogadro:

2. Jaka jest masa 1 cząsteczki NaOH?

Rozwiązanie. Najpierw obliczmy masę cząsteczkową NaOH w jednostkach a. np. w oparciu o wartości mas atomowych sodu, tlenu i wodoru.

Teraz przeliczmy na jednostki SI:

3. Jaka energia jest uwalniana podczas tworzenia atomu helu z cząstek elementarnych?

Rozwiązanie. Masa atomowa helu wynosi 4,0026 amu. e. m. Obliczmy całkowitą masę cząstek elementarnych tworzących hel:

2mp + 2mn + 2me = 2(1.007 + 1.009 + 5.510–4) = 4.0331 a.u. jeść.

Wada masowa wynosi lub 4. g CaO rozpuszczono w nadmiarze wody o masie B g. Wyraź udział masowy substancji w otrzymanym roztworze.

Rozwiązanie. Aby rozwiązać ten problem, należy pamiętać, że gdy tlenek wapnia zostanie rozpuszczony w wodzie, zachodzi reakcja CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, dlatego wodorotlenek wapnia będzie substancją rozpuszczoną.

Masę substancji znajdujemy zgodnie z równaniem reakcji:

Masa roztworu jest sumą masy substancji, które utworzyły ten roztwór (ponieważ reakcja nie wytrąca się i nie jest uwalniany gaz, nic nie trzeba odejmować) A + B. Tak więc \u003d (100%).

5. Zmieszane 11,2 litra chloru i 22,4 litra wodoru. Znajdź ułamek objętościowy gazów w mieszaninie po reakcji.

Rozwiązanie. Reakcja przebiega H2 + Cl2 = 2 HCl. Ponieważ objętości gazów są proporcjonalne do ich ilości substancji, 1 objętość wodoru reaguje z 1 objętością chloru i powstają 2 objętości chlorowodoru. Brakuje chloru, zareaguje całkowicie; 11,2 litra wodoru przereaguje, a kolejne 11,2 litra pozostanie. Chlorowodór wyniesie 2 11,2 \u003d 22,4 litra.

Całkowita objętość systemu wynosi 11,2 + 22,4 = 33,6 litra. Udział objętościowy wodoru 11,2/33,6 = 0,33 (33%), chlorowodór 22,4/33,6 = 0,67 (67%) lub 6. Stop zawiera 40% K i 60% Na. Znajdź ułamki molowe składników.

Rozwiązanie. M(K) = 39, M(Na) = 23. Jeżeli 100 g stopu zawiera 40 g K, to jest to 40/39 = 1,03 mola. 60 g sodu to 60/23 = 2,61 mola.

Całkowita ilość substancji w 100 g stopu wynosi 1,03 + 2,61 = 3,64 mola. Stąd ułamki molowe: potas 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), sód 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%) lub 100 - 28 = 72%.

7. Połączenie węgla i wodoru zawiera 75% masy węgla.

Rozwiązanie. Zapiszmy wzór w postaci ogólnej: СхНу. Masa węgla w cząsteczce tej substancji jest proporcjonalna do 12x, wodór - y. Ponieważ udział masowy węgla wynosi 75%, otrzymujemy: 12x: y \u003d 75: 25, stąd x: y \u003d 6,25: 25 \u003d 1: 4.

Pożądany wzór CH4.

8. Gęstość gazu w powietrzu 0,55. Co to za gaz?

Rozwiązanie. Średnia masa molowa powietrza wynosi 29. Aby znaleźć masę molową gazu, pomnóż 29 przez gęstość gazu: 29 0,55 = 16. Ta masa molowa odpowiada metanowi CH4, nie ma innych opcji.

1. Całkowity ładunek ile elektronów to 1 C?

Jaka jest masa 1 mola elektronów?

2. Ile atomów wodoru znajduje się w 3 litrach wody a) w temperaturze 20°C i 1 atm;

b) w 150°C i 1 atm?

3. Jaka energia zostanie uwolniona, gdy z cząstek elementarnych powstanie 1 mol 16O nuklidów?

4. X g potasu rozpuszczono w nadmiarze wody o objętości 1 litra. Jaki jest ułamek masowy substancji w powstałym roztworze?

5. 16,8 litra chlorowodoru i 5,6 litra bromowodoru rozpuszczono w 100 ml wody. Znajdź ułamki masowe substancji w roztworze.

6. W 2000°C stopień dysocjacji termicznej (tj. ułamek molowy cząsteczek rozkładanych pod wpływem ciepła) wody wynosi około 2%.

Oblicz ułamki molowe i objętościowe wszystkich składników w równowagowej mieszaninie w tej temperaturze.

7. Oblicz ułamek masowy alkoholu w roztworze wodnym o ułamku objętościowym 40%, jeśli gęstość alkoholu (w 20°C) wynosi 0,79 g/ml.

8. Wlano dwa roztwory: 10 g 20% ​​chlorku baru i 20 g 10% siarczanu potasu. Znajdź ułamki masowe wszystkich substancji rozpuszczonych.

9. Połączenie azotu z wodorem zawiera 87,5% masy azotu.

Znajdź wzór dla tego związku.

10. Pewien gaz ma gęstość wodoru 8,5. Co to za gaz?

11. Narysuj wzory graficzne azotu, tlenku żelaza (III), kwasu fosforowego.

Badania nad przepływem prądu elektrycznego przez różne media (gazy, roztwory, roztopy), przeprowadzone w ubiegłym wieku, dały pierwsze eksperymentalne fakty, które skłoniły do ​​powstania idei złożonej struktury atomu.

W latach 30. XIX wieku angielski fizyk Michael Faraday ustalił, że procesy elektrochemiczne charakteryzują się pewnymi zależnościami, które wskazują, że ładunki elektryczne, podobnie jak materia, mają charakter dyskretny i istnieje pewien ładunek minimalny.

Eksperymenty z lampami wyładowczymi przeprowadzone w drugiej połowie ubiegłego wieku wyraźnie wykazały, że w składzie atomów muszą znajdować się cząstki naładowane ujemnie, które później nazwano elektronami3. Te eksperymenty z rozrzedzonymi gazami miały dość prostą konstrukcję. Do szklanej rurki wlutowano dwie elektrody, a następnie rurkę opróżniono do ciśnienia około 10 mm Hg. Sztuka.

(0,013 Pa). Do elektrod przyłożono wysokie napięcie (kilka kilowoltów) i dzięki świeceniu ścianek rurek i pozostałym gazom zaobserwowano przepływ cząstek, który przemieszczał się od elektrody ujemnej do dodatniej. Jeśli na drodze tej wiązki została umieszczona jakakolwiek przeszkoda, na przykład błystka, to zaczynała się ona obracać, co wskazuje, że cząstki miały skończoną masę. Jeżeli rura wyładowcza była umieszczona między płytami płaskiego kondensatora, to strumień cząstek był odchylany w kierunku jednej z nich, a mianowicie dodatnio naładowanej, co wskazywało na ujemny ładunek cząstek.

W 1896 roku Henri Becquerel, pracując ze związkami uranu, odkrył zjawisko radioaktywności - spontanicznego rozpadu atomów jednego pierwiastka i ich przemiany w atomy innego pierwiastka chemicznego. Stwierdzono, że takim przemianom towarzyszy emisja promieniowania niewidocznego dla oka.

Nieco później małżonkowie Pierre Curie i Maria Skłodowska-Curie odkryli, że nie tylko związki emitują promieniowanie niewidzialne.3 Elektron był pierwszą z odkrytych cząstek elementarnych. W 1874 r

JJ Stoney zasugerował, że prąd elektryczny jest strumieniem ujemnie naładowanych cząstek, które nazwał elektronami. Jednak priorytet odkrycia elektronu jest niemal powszechnie uznawany przez JJ Thomsona, który eksperymentalnie udowodnił istnienie elektronu i określił stosunek jego ładunku do masy.

uran, ale także inne substancje. W wyniku żmudnej pracy odkryli dwie nowe pierwiastek chemiczny, które nazwano „radem” i „polonem”.

W 1899 Rutherford odkrył, że pierwiastki promieniotwórcze emitują dwa rodzaje promieniowania, które nazwał - i - promieniami. Później odkryto, że substancje promieniotwórcze mogą emitować trzy rodzaje promieniowania: i. -promieniowanie to strumień jąder atomów helu, a zatem -cząstki mają masę 4 a. e.m i ładunek elektryczny +2, -promienie to strumień elektronów, a -promienie to promieniowanie elektromagnetyczne o bardzo krótkiej długości fali4.

Wszystkie te fakty doświadczalne wskazywały, że atom ma złożoną strukturę i musi zawierać elektrony. A ponieważ atom jako całość jest elektrycznie obojętną cząstką, ujemny ładunek elektronów musi być skompensowany przez ładunek dodatni.

Około roku 1900 J.J. Thomson zaproponował pierwszy model atomu, zgodnie z którym ładunek dodatni równomiernie wypełnia całą objętość atomu, a ładunek ujemny, reprezentowany przez elektrony, jest przeplatany w tej dodatnio naładowanej sferze. Model ten nazwano „budyniem Thomsona”. Model nie był w stanie wyjaśnić wszystkich danych eksperymentalnych uzyskanych do tego czasu. W pewnym stopniu wyjaśniało to eksperymenty Faradaya i eksperymenty z lampami wyładowczymi, ale nie potrafiło odpowiedzieć na najważniejsze pytanie: „jak może istnieć taki układ ładunków elektrycznych?”5. Mimo to naukowcy przez jakiś czas stosowali ten model.

4 Następnie odkryto inne rodzaje rozpadu promieniotwórczego: +-rozpad (emisja pozytonów), wychwyt elektronów (przechwytywanie elektronu orbitalnego przez jądro), opóźniona emisja neutronów, spontaniczne rozszczepienie jądra, a w 1961 r. pod kierownictwem akademika Flerowa , rozpad protonu.

5 Jednym z głównych twierdzeń elektrostatyki jest twierdzenie sformułowane w XIX wieku przez angielskiego fizyka i matematyka S. Earnshawa:

wszelka równowaga punktowych ładunków elektrycznych w spoczynku jest niestabilna, jeśli oprócz kulombańskich sił przyciągania i odpychania nie działają na nie żadne inne siły. Twierdzenie to wynika ze stwierdzenia, że ​​energia potencjalna statycznego układu ładunków elektrycznych nie może mieć minimum. Obecność minimalnej energii potencjalnej to warunek konieczny stabilna równowaga.

Ryż. 1. Eksperyment z przechodzeniem -cząstek przez materię.

W 1910 roku studenci Rutherforda Hans Geiger i Ernest Marsden przeprowadzili eksperymenty z bombardowaniem cząsteczkami cienkich metalowych płyt. Odkryli, że większość cząstek przechodzi przez folię bez zmiany swojej trajektorii. I nie było to zaskakujące, jeśli przyjmiemy poprawność modelu atomu Thomsona.

Zaskakujące było tylko to, że niektóre cząstki odchyliły się od pierwotnej trajektorii i, ku zaskoczeniu wszystkich, około 1 na 20 000 cząstek odbiła się o kąt bliski 180 °, tj. odbiła się z powrotem (patrz ryc. 1).

Z wyników tego eksperymentu można wyciągnąć następujące wnioski:

1) w atomie znajduje się jakaś „przeszkoda”, którą nazwano jądrem;

2) jądro ma ładunek dodatni (w przeciwnym razie cząstki naładowane dodatnio nie zostaną odbite);

3) jądro ma bardzo małe wymiary w porównaniu do wymiarów samego atomu (tylko niewielka część cząstek zmieniła kierunek ruchu);

4) jądro ma dużą masę w porównaniu z masą cząstek.

Eksperymenty z rozpraszaniem cząstek - pozwoliły również oszacować rozmiary jąder i atomów:

- jądra mają średnice rzędu 10-15 - 10-14 m, - atomy mają średnice rzędu 10-10 m.

Aby wyjaśnić uzyskane wyniki, Rutherford wysunął ideę planetarnej struktury atomu. Uważał atom za Układ Słoneczny: w centrum znajduje się jądro zawierające główną masę i cały dodatni ładunek atomu, a wokół, po różnych orbitach, wirują elektrony. Model ten dość dobrze wyjaśniał zgromadzony do tego czasu materiał doświadczalny, ale miał dwie wady:

1) Zgodnie z równaniami klasycznej elektrodynamiki naładowana cząstka poruszająca się z przyspieszeniem (a elektron w atomie porusza się z przyspieszeniem dośrodkowym) musi promieniować energią.

W takim przypadku utrata energii powinna prowadzić do zmniejszenia promienia orbity i upadku elektronu na jądro.

2) Ciągła zmiana trajektorii elektronów powinna również przyczyniać się do ciągłej zmiany częstotliwości promieniowania, a co za tym idzie ciągłego widma emisyjnego. Jednak eksperymenty wykazały, że widmo emisyjne wodoru, jak i innych atomów w stanie gazowym, składa się z kilku pasm, tj.

jest dyskretny.

Wyjście z tej sytuacji znalazł w 1913 roku duński fizyk Niels Bohr, który zaproponował swoją teorię budowy atomu. Jednocześnie nie odrzucił całkowicie wcześniejszych poglądów na temat planetarnej budowy atomu, ale aby wyjaśnić stabilność takiego układu, przyjął założenie, że prawa fizyki klasycznej nie zawsze mają zastosowanie do opisu układów takich jak: atomów i sformułował dwa postulaty.

Pierwszy postulat Bohra. Elektrony mogą krążyć wokół jądra po ściśle określonych orbitach stacjonarnych, podczas gdy nie emitują ani nie pochłaniają energii.

Drugi postulat Bohra. Przemieszczając się z jednej orbity na drugą, elektron pochłania lub emituje kwant energii.

Bohr zasugerował, że moment pędu elektronu w atomie może przyjmować wartości dyskretne równe tylko całkowitej liczbie kwantów działania, które matematycznie można zapisać w następujący sposób:

gdzie m to masa elektronu, v to prędkość liniowa jego obrotu, r to promień orbity, n to główna liczba kwantowa, która przyjmuje wartości całkowite od 1 do nieskończoności, a h = 6,625 10–34 J /s jest stałą Plancka. Równanie (7) jest matematycznym wyrażeniem pierwszego postulatu Bohra.

Energię elektronu na odpowiedniej orbicie określa wyrażenie:

W tym równaniu wszystkie wielkości z wyjątkiem n są stałymi.

Zatem energia elektronu w atomie jest określona przez wartość głównej liczby kwantowej. Dla atomu wodoru przy n = 1, E = 2,176 10–J lub 13,6 eV (1 elektron wolt to energia, którą uzyskuje elektron przechodząc przez różnicę potencjałów wynoszącą 1 wolt i wynosi 1,6 10–19 J) .

Korzystając z powyższych równań, Bohr obliczył widmo emisyjne atomu wodoru.

W atomie wodoru elektron ma minimalną energię na pierwszej orbicie. Ten stan elektronu nazywamy stanem podstawowym, czyli niewzbudzonym. Jeśli elektronowi temu zostanie dostarczona wystarczająca ilość energii, może on przejść na inną orbitę o dużym promieniu, na przykład na orbitę nr 2, 3 itd., w zależności od przekazanej energii. Taki stan nazywamy podekscytowanym, jest niestabilny.

Elektron może przebywać na tych orbitach przez krótki czas, a następnie przenieść się na inną orbitę z niższą energią, ostatecznie wracając do stanu podstawowego. Podczas tych przemian energia jest emitowana w postaci promieniowania elektromagnetycznego.

W 1900 roku Planck zasugerował, że promieniowanie i pochłanianie energii mogą zachodzić tylko w ściśle określonych porcjach, które nazwał kwantami. Częstotliwość promieniowania związana jest z energią równaniem:

gdzie c jest prędkością światła w próżni równą 3108 m/s. Dlatego częstotliwość tego promieniowania zależy od różnicy między energiami poziomów (). W zależności od długości fali promieniowanie to może należeć do różnych zakresów widma: rentgenowskiego, ultrafioletowego, widzialnego lub podczerwonego. Na ryc. 2 schematycznie przedstawia przejścia elektronu w wzbudzonym atomie wodoru, które powodują promieniowanie w różnych zakresach widma.

Ryż. 2. Przejścia elektronowe w atomie wodoru Obliczenia Bohra okazały się doskonale zgodne z wynikami uzyskanymi eksperymentalnie (tab. 6).

Długości fal linii spektralnych w serii Balmera (obszar widzialny) Po dokładnym zbadaniu linii spektralnych okazało się, że niektóre z nich to nie jedna, ale kilka blisko siebie oddalonych linii. Wskazuje to, że istnieją różne orbity, na których elektrony mają podobne energie. Aby wyjaśnić ten fakt, Sommerfeld zasugerował, że elektrony mogą obracać się nie tylko po orbitach kołowych, ale także eliptycznych.

Jednak teoria Bohra nie była uniwersalna. Z jego punktu widzenia nie można było opisać zachowania atomu wodoru w polu magnetycznym. Nie da się również wyjaśnić powstawania cząsteczki wodoru, a przy opisie atomów wieloelektronowych pojawiają się nie do pokonania trudności natury fundamentalnej. Teoria Bohra praktycznie nie jest stosowana w chemii.

Trudności te można przezwyciężyć, podchodząc do opisu budowy atomu z punktu widzenia szerszej teorii - mechaniki kwantowej, która uwzględnia zachowanie się cząstek w mikrokosmosie. Prawa opisujące zjawiska zachodzące w mikroświecie znacznie różnią się od praw opisujących zachowanie makrociał. Wprowadzona sztucznie do teorii Bohra liczba kwantowa n okazuje się z punktu widzenia teorii kwantów nieuniknioną konsekwencją bardziej ogólnych praw.

Podwójna natura mikrokosmosu została po raz pierwszy ustalona dla światła. Z jednej strony światło charakteryzuje się takimi zjawiskami jak interferencja i dyfrakcja, które można wytłumaczyć jedynie z punktu widzenia jego falowego charakteru. Z drugiej strony, zjawiska efektu fotoelektrycznego nie da się opisać z punktu widzenia tej teorii. Można tego dokonać, zakładając, że światło ma charakter korpuskularny (z łac. corpusculum - cząsteczka). W 1905 Einstein zasugerował, że światło jest emitowane w postaci cząstek zwanych fotonami lub kwantami. Każdy foton ma energię określoną równaniem (11).

Z korpuskularnej natury światła wynikało, że fotony muszą mieć określoną masę. Masa spoczynkowa fotonu jest równa zeru, a podczas ruchu foton nabiera masy dynamicznej. Aby obliczyć tę masę, Einstein zaproponował równanie na równoważność masy i energii:

Łącząc równania (11) i (12) otrzymujemy:

lub gdzie p jest pędem fotonu.

W 1924 roku francuski fizyk de Broglie, opierając się na koncepcji dwoistej natury mikroświata, zasugerował, że elektron ma pewną długość fali, która mieści się na orbicie liczbę całkowitą liczbę razy. Oznacza to, że 2r = n.

Założenie de Broglie z 1927 roku uzyskało eksperymentalne potwierdzenie. Amerykańscy fizycy Davison i Germer zaobserwowali dyfrakcję elektronów na kryształach chlorku sodu.

Zasada kwantyzacji została wprowadzona do teorii Bohra arbitralnie. Używał głównie praw mechaniki klasycznej. Odkrycie falowych właściwości elektronu, efekt fotoelektryczny, eksperymenty z całkowicie czarnym ciałem doprowadziły do ​​powstania nowej gałęzi fizyki - mechaniki kwantowej.

Dużą rolę w jego tworzeniu odegrali E. Schrödinger i W. Heisenberg.

Model mechaniki kwantowej atomu nie jest tak klarowny, jak model zaproponowany przez Bohra, a aparat matematyczny mechaniki kwantowej modelu mechaniki kwantowej struktury atomu będzie rozpatrywany czysto jakościowo, bez użycia aparatu matematycznego. Wiele z tego, co zostanie przedstawione w następnej sekcji, czytelnik będzie musiał zaakceptować „na wiarę”, bez dowodów. Liczby kwantowe zostaną po prostu wprowadzone, aby opisać zachowanie elektronu w atomie, podczas gdy są one konsekwencją rozwiązania równania Schrödingera.

2.2. Model kwantowo-mechaniczny budowy atomu Heisenberg wskazał na fundamentalne różnice w obserwacji mikro- i makroobiektów. Obserwacja dowolnego obiektu sprowadza się w zasadzie do dwóch przypadków:

1) Sam obiekt daje jakiekolwiek sygnały. Na przykład hałas pracującego silnika, promieniowanie cieplne itp.

2) Obserwowany obiekt poddawany jest pewnym wpływom, np. napromieniowaniu światłem, falami radiowymi itp., a odbity sygnał jest rejestrowany (co jest szeroko stosowane w radarach, w echolokacji). Ponadto im silniejsze oddziaływanie na obserwowany obiekt, tym silniejszy (ceteris paribus) sygnał odbity i bardziej wiarygodna rejestracja obiektu.

Jeśli obserwujemy znane nam makroobiekty, to działanie na nie promieniowania elektromagnetycznego (światła, fal radiowych itp.) Nie zmienia ani ich położenia, ani prędkości. Zupełnie inaczej sytuacja wygląda przy obserwowaniu obiektów mikrokosmosu, na przykład elektronów. Pod wpływem działania kwantu światła na elektron prędkość tego ostatniego nie pozostaje niezmieniona. Dlatego po ustaleniu położenia elektronu w pewnym momencie pod działaniem fotonu nie jesteśmy w stanie określić jego prędkości w tym samym momencie - już się zmieniło.

Heisenberg zaproponował relację, którą nazwano „relacją niepewności”:

gdzie p jest niepewnością wartości pędu cząstki, a x jest niepewnością jej współrzędnych. Z tej zależności wynika, że ​​im dokładniej zostaną określone współrzędne elektronu, tym mniej dokładnie wyznaczony zostanie jego pęd i odwrotnie. Innymi słowy, mówienie o trajektorii elektronu nie ma sensu, ponieważ aby opisać tę ostatnią, trzeba dokładnie znać zarówno współrzędne elektronu, jak i jego pęd w każdym momencie czasu (co zostało włączone do model atomu Bohra). Relacja niepewności pokazuje, że tak dokładny opis ruchu tak małej cząstki jak elektron jest niemożliwy, czyli samo pojęcie orbity (trajektorii) elektronu okazuje się nie do utrzymania. Potrzebna jest zupełnie inna metoda opisu zachowania elektronu w atomie, którą dostarcza mechanika kwantowa. W mechanice kwantowej, aby opisać zachowanie elektronu, początkowe są dwie pozycje:

1) ruch elektronu ma charakter falowy;

2) nasza wiedza o zachowaniu elektronu ma charakter probabilistyczny (lub statystyczny).

Niektóre wyjaśnienia dotyczące pierwszego przepisu zostały już podane (na stronie 25). Skomentujmy drugą pozycję. Zgodnie z zasadą nieoznaczoności Heisenberga, położenia cząstki nigdy nie można dokładnie określić. Najlepszą rzeczą do zrobienia w tym przypadku jest wskazanie prawdopodobieństwa, z jakim cząstka znajdzie się w obszarze przestrzeni V = x y z.

W 1926 Schrödinger zaproponował równanie, w którym wprowadzono funkcję falową, aby opisać zachowanie elektronu w atomie. Równanie jest zwodniczo proste:

gdzie E jest całkowitą energią cząstki, jest funkcją falową, a H jest Hamiltonem. Hamiltonian pokazuje, jakie operacje matematyczne należy wykonać z funkcją falową, aby rozwiązać równanie energii. Fizyczne znaczenie funkcji falowej jest trudne do ustalenia, ale kwadrat jej modułu | |2 określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze przestrzeni.

Równanie Schrödingera jest dokładnie rozwiązane dla wodoru i atomów wodoropodobnych (to znaczy dla układów składających się z jądra i jednego elektronu). Z rozwiązania tego równania dla atomu wodoru wynikało, że zachowanie elektronu w atomie jest opisane czterema liczbami kwantowymi.

1°. Główna liczba kwantowa n. Może przyjmować wartości od do nieskończoności, które określają:

a) liczba poziomu energii (w teorii Bohra liczba orbity);

b) przedział energetyczny elektronów znajdujących się na tym poziomie;

c) rozmiary orbitali (w teorii Bohra promienie orbit);

d) ilość podpoziomów danego poziomu energetycznego (pierwszy poziom składa się z jednego podpoziomu, drugi z dwóch, trzeci z trzech itd.).

e) w układzie okresowym D. I. Mendelejewa wartość głównej liczby kwantowej odpowiada liczbie okresu.

Czasami używają oznaczeń literowych głównej liczby kwantowej, tj. Każda wartość liczbowa n odpowiada pewnemu oznaczeniu literowemu:

2°. Orbitalna lub azymutalna liczba kwantowa l. Orbitalna liczba kwantowa określa moment pędu (pędu) elektronu, dokładną wartość jego energii oraz kształt orbitali.

Nowe pojęcie „orbital” brzmi jak słowo „orbita”, ale ma zupełnie inne znaczenie. Orbital to obszar przestrzeni, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu ma określoną wartość (90 - 95%). Czasami powierzchnia graniczna tego regionu nazywana jest orbitą, a na figurach z reguły odcinek tego regionu jest przedstawiony przez płaszczyznę przechodzącą przez początek współrzędnych i leżącą w płaszczyźnie figury. Środek jądra atomowego znajduje się na początku współrzędnych. Pojęcie orbity, w przeciwieństwie do orbity, nie implikuje znajomości dokładnych współrzędnych elektronu. Orbitalna liczba kwantowa zależy od głównej liczby kwantowej i przyjmuje następujące wartości:

a każda wartość głównej liczby kwantowej n odpowiada n wartościom orbitalnej liczby kwantowej l. Na przykład, jeśli n \u003d 1, to l przyjmuje tylko jedną wartość (l \u003d 0) dla n \u003d 2, wartość l przyjmuje dwie wartości: 0 i 1 itd. Każda wartość liczbowa l odpowiada określonej geometrii kształt orbitali i przypisano mu oznaczenie literowe. Oznaczenia pierwszych czterech liter mają pochodzenie historyczne i są związane z naturą linii widmowych odpowiadających przejściom elektronicznym między tymi podpoziomami: s, p, d, f - pierwsze litery angielskich słów używanych do nazywania linii widmowych ostrymi ( ostry), główny (główny), rozproszony (rozproszony), podstawowy (główny). Oznaczenia pozostałych podpoziomów są w porządku alfabetycznym: g, h, ....

Znaczenie l Liczba podpoziomów Każdy podpoziom jest określany przez dwie liczby kwantowe - główną (podczas pisania zwykle wskazują wartość liczbową) i orbitalną (podczas pisania zwykle używają oznaczenia literowego). Na przykład podpoziom energii, dla którego n = 2 i l = 1 należy zapisać jako:

Podpoziom 2p. Wszystkie orbitale o tych samych wartościach l mają ten sam kształt geometryczny i w zależności od wartości głównej liczby kwantowej różnią się wielkością, czyli są podobnymi figurami. Na przykład wszystkie orbitale, dla których l = 0 (orbitale s) mają kształt kuli, ale różnią się promieniami, w zależności od wartości głównej liczby kwantowej n. Im większa wartość n, tym większe rozmiary orbitali, na przykład orbital 1s ma najmniejsze wymiary, promień orbitalu 2s jest większy, a 3s jest jeszcze większy.

3°. Magnetyczna liczba kwantowa ml. Obrót elektronu wokół jądra można porównać z ruchem prądu w obwodzie zamkniętym. W tym przypadku powstaje pole magnetyczne, którego siła jest skierowana prostopadle do płaszczyzny obrotu elektronu. Jeśli atom znajduje się w zewnętrznym polu magnetycznym, to zgodnie z pojęciami mechaniki kwantowej jego elektrony muszą być ułożone w taki sposób, aby rzuty ich momentów magnetycznych na kierunek tego pola były całkowite (patrz rys. 3). Jednocześnie mogą przyjmować zarówno wartości ujemne, jak i dodatnie, w tym zero.

Wartość liczbowa rzutu momentu magnetycznego jest magnetyczną liczbą kwantową. Jeżeli wartość orbitalnej liczby kwantowej wynosi l, to magnetyczna liczba kwantowa przyjmie wartości od - l do + l, w tym zero. Łączna liczba wartości wyniesie 2l + 1.

Ryż. 3. Fizyczne znaczenie magnetycznej liczby kwantowej Zatem magnetyczna liczba kwantowa określa położenie orbitali w przestrzeni względem wybranego układu współrzędnych.

Łączna liczba możliwych wartości ml pokazuje, na ile sposobów można rozmieścić orbitale danego podpoziomu w przestrzeni, tj.

całkowita liczba orbitali na podpoziomie.

orbitale na podpoziomie Orbitalna liczba kwantowa l = 0 odpowiada unikalnej wartości magnetycznej liczby kwantowej ml = 0. Wartości te charakteryzują wszystkie orbitale s, które mają kształt kuli. Ponieważ w tym przypadku magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje tylko jedną wartość, każdy podpoziom s składa się tylko z jednego orbitalu. Rozważmy dowolny podpoziom p: przy l = 1 orbitale mają kształt hantli (wolumetryczne „ósemki”), magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje następujące wartości ml = – 1, 0, + 1 (trzy wartości), w związku z tym p-podpoziom składa się z trzech orbitali , a orbitale te znajdują się wzdłuż trzech osi współrzędnych i są oznaczone odpowiednio przez px, py, pz. Dla podpoziomu d l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (wartości), a każdy podpoziom d składa się z pięciu orbitali, które są rozmieszczone w określony sposób w przestrzeni (patrz rys. 6) i są oznaczone odpowiednio dxy, dxz, dzy, dz 2 i dx 2 y 2. Cztery z pięciu dorbitali mają postać czteropłatkowych rozet, z których każda składa się z dwóch hantli, piąty orbital jest hantle z torusem w płaszczyźnie równikowej (dz 2 -orbital) i umieszczone wzdłuż osi z. „Płatki” orbitalu d x 2 y 2 znajdują się wzdłuż osi x i y. Orbitale dxy, dxz i dyz znajdują się pomiędzy odpowiednimi osiami.

Ryż. 4. Konfiguracje przestrzenne orbitali s, p i d Czwarty poziom energetyczny składa się z czterech podpoziomów – s, p, d i f. Pierwsze trzy z nich są podobne do tych omówionych powyżej, a czwarty, podpoziom f, składa się już z siedmiu orbitali, których konfiguracje przestrzenne są dość złożone i nie będziemy ich rozważać.

4°. Spinowa liczba kwantowa (spin elektronu), ms. W 1926

Uhlenbeck i Goldsmith wykazali, że oprócz ruchu orbitalnego elektron musi uczestniczyć w obrocie wokół własnej osi przechodzącej przez środek. Dlatego elektron musi mieć swój własny moment pędu, a ponieważ jest cząstką naładowaną, to moment magnetyczny. Ta reprezentacja jest dość prymitywna, ale jest używana dla przejrzystości, więc użyjemy jej.

Możliwe są tylko dwa kierunki obrotu elektronu wokół własnej osi:

zgodnie z ruchem wskazówek zegara i przeciwnie do ruchu wskazówek zegara. Dlatego spinowa liczba kwantowa przyjmuje tylko dwie wartości: + 1 i 1.

Ryż. 5. Pojawienie się spinu elektronu (według Uhlenbecka i Goldsmitha) Tak więc stan elektronu w atomie jest określony przez zestaw wartości czterech liczb kwantowych. Pojęcie „orbital” zostało podane powyżej (patrz s. 29). Zdefiniujmy jaśniej niektóre terminy, które zostały użyte do wyjaśnienia fizycznego znaczenia liczb kwantowych i będą używane w dalszej części.

Grupa orbitali o tej samej wartości orbitalnej liczby kwantowej tworzy podpoziom energii.

Zbiór wszystkich orbitali o tej samej wartości głównej liczby kwantowej, czyli orbitali o zbliżonych wartościach energii, tworzy poziom energetyczny.

Jeśli nie ma szczególnych problemów przy opisie budowy atomu wodoru - jest tylko jeden elektron, który w stanie podstawowym powinien zajmować orbitę o minimalnej energii, to opisując strukturę atomów wieloelektronowych, należy wziąć pod uwagę uwzględnić oddziaływanie elektronu nie tylko z jądrem, ale także z innymi elektronami. Rodzi to problem kolejności, w jakiej elektrony wypełniają różne podpoziomy w atomie. Ta sekwencja jest określona przez trzy „zasady”.

1. Zasada Pauliego. Jeden atom nie może mieć dwóch elektronów o tym samym zestawie wartości dla wszystkich czterech liczb kwantowych.

Oznacza to, że elektrony muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej. Pierwsze trzy liczby kwantowe charakteryzują orbital, na którym znajduje się elektron. A jeśli dwa elektrony mają ten sam zestaw, to znaczy, że znajdują się na tym samym orbicie. Zgodnie z zasadą Pauliego muszą różnić się wartością rotacji. Wynika z tego, że na jednym orbicie mogą znajdować się tylko dwa elektrony o przeciwnych wartościach spinu.

Aby określić „pojemność” poziomu energii, tj.

maksymalną liczbę elektronów, która może znajdować się na poziomie głównej liczby kwantowej n, skompilujemy poniższą tabelę:

Maksymalna pojemność elektronowa pierwszych trzech poziomów energetycznych Z tabeli wynika, że ​​liczba orbitali na danym poziomie energetycznym, w zależności od wartości n, tworzy ciąg arytmetyczny, gdzie pierwszy człon to a1 = 1, a ostatni to an = 2l + 1. Różnica progresji wynosi 2, a liczba członków - n. Suma Sn progresji w tym przypadku będzie równa:

i biorąc pod uwagę l = n - Zatem całkowita liczba orbitali na poziomie energii o wartości głównej liczby kwantowej n jest równa n2. A ponieważ tylko dwa elektrony mogą znajdować się na jednym orbicie, otrzymujemy, że maksymalna pojemność elektronowa poziomu energetycznego wynosi 2n2.

Istnieje pewna forma rejestrowania stanu elektronu w atomie.

Na przykład dla stanu podstawowego atomu wodoru wygląda to tak:

Oznacza to, że na pierwszym poziomie energetycznym na podpoziomie s znajduje się jeden elektron. Istnieje inna forma rejestrowania rozkładu elektronów na podpoziomach - za pomocą ogniw kwantowych.

W tym przypadku orbital jest umownie oznaczony kwadratami, a elektrony strzałkami lub, w zależności od znaku spinu. Wtedy strukturę elektronową atomu wodoru można przedstawić w następujący sposób:

Strukturę elektronową atomu o dużej liczbie elektronów, takiego jak atom boru, można zapisać w następujący sposób:

2. Zasada Hunda. Ta reguła określa kolejność, w której orbitale są wypełnione elektronami w ramach jednego podpoziomu.

Reguła Hunda jest sformułowana w następujący sposób: „W obrębie jednego podpoziomu elektrony są ułożone w orbitale w taki sposób, że ich całkowity spin jest maksymalny, to znaczy, że na podpoziomie powinna znajdować się maksymalna liczba niesparowanych elektronów”. Rozważ wdrożenie tej zasady na przykładzie wypełnienia podpoziomu p.

Wariant 1 spin całkowity Wariant 2 spin całkowity Zgodnie z zasadą Hunda orbitale wypełniane są zgodnie z pierwszym wariantem, tzn. najpierw elektrony zajmują wszystkie orbitale swobodne, a dopiero potem łączą się w pary.

3. Zasada najmniejszej energii (reguła Klechkowskiego).

Wypełnianie poziomów energetycznych w atomach wodoropodobnych (mikrosystem składający się z jądra i jednego elektronu) następuje zgodnie z jednostajnym wzrostem głównej liczby kwantowej n (n = 1, 2, 3, ... itd.). Dla każdej wartości n podpoziomy należy wypełnić w kolejności rosnącej orbitalnej liczby kwantowej l, która przyjmuje wartości od 0 do (n – 1). A wypełnianie następnego poziomu energii zaczyna się dopiero wtedy, gdy poprzedni poziom jest całkowicie wypełniony. Maksymalną liczbę elektronów na poziomie energii określa wzór 2n2 i dlatego maksymalna liczba elektronów w okresach powinna być następująca:

W rzeczywistości jednak w układzie okresowym obserwuje się inny obraz:

Jak widać z tej tabeli, okresy są ułożone parami, jedynym wyjątkiem jest pierwszy okres, który zawiera tylko dwa elementy, w którym pierwszy poziom energetyczny jest wypełniony, składający się z jednego podpoziomu, i nie ma wewnętrznych elektronów, które może wpłynąć na strukturę poziomu zewnętrznego. W pozostałych przypadkach obserwuje się następujący obraz: struktura trzeciego okresu jest podobna do struktury drugiego (a oba zawierają 8 elementów), struktura piątego okresu jest podobna do struktury czwartego (a oba zawierają 18 elementów), siódmy jest podobny do budowy szóstego (po 32 elementy).

O wiele lepszą zgodność z rzeczywistością daje rozkład elektronów na grupy zaproponowany przez V. M. Klechkowskiego: „W atomie każdy elektron zajmuje podpoziom, na którym jego energia będzie minimalna”.

Wspomniano powyżej, że energia elektronu jest określona nie tylko wartością głównej liczby kwantowej, ale także wartością orbitalnej, a więc w celu ustalenia, który podpoziom zostanie wypełniony elektronami w pierwszej kolejności , konieczne jest uwzględnienie wartości obu liczb kwantowych.

Dla praktycznego zastosowania regułę Klechkowskiego można sformułować w następujący sposób:

sekwencje zwiększania sumy odpowiadających im wartości głównych i orbitalnych liczb kwantowych.

b) „W przypadku tych samych wartości tej sumy dla kilku podpoziomów, jako pierwszy wypełniany jest podpoziom, dla którego główna liczba kwantowa ma najmniejszą wartość”.

Rozważ konkretne zastosowanie tej zasady:

Dla pierwszych dwóch wartości sum (n + l), równych odpowiednio 1 i 2, nie ma alternatywy, a podpoziomy są wypełniane w następującej kolejności: 1s i 2s. Zaczynając od wartości sumy 3, pojawiają się dwie możliwości: wypełnić podpoziom 2p lub podpoziom 3s. Zgodnie z regułą Klechkowskiego wybieramy podpoziom, dla którego n ma mniejszą wartość, czyli podpoziom 2p.

Następnie podpoziom 3s jest wypełniony. Dalej, wartość n + l = 4. Znowu są dwie takie wartości: dla podpoziomu 3p i dla podpoziomu 4s (przypadek podobny do poprzedniego). Podpoziom 3p, a następnie 4s zostanie wypełniony jako pierwszy. Podpoziom 3d pozostaje wolny, ponieważ suma n + l dla niego jest większa niż dla 4s.

kolejność wypełniania podpoziomów energetycznych:

Ale takie wypełnienie występuje do pewnego momentu. Jeśli weźmiemy pod uwagę zmianę energii podpoziomów wraz ze wzrostem ładunku jądra atomowego (patrz ryc. 8), widzimy, że energia wszystkich podpoziomów maleje. Ale tempo spadku energii na różnych podpoziomach nie jest takie samo. Zatem jeśli przed wapniem podpoziom 3d był wyższy w energii niż 4s, to począwszy od skandu i kolejnych pierwiastków jego energia gwałtownie spada, o czym świadczy chociażby struktura elektronowa jonu Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). Z podanej struktury elektronowej jonu widać, że dwa elektrony walencyjne żelaza opuściły mniej korzystny energetycznie podpoziom 4s. Podobną inwersję energii obserwuje się dla podpoziomów 5s i 4f, a także dla podpoziomów 6s i 5f.

Ryż. 6. Schemat zmiany energii podpoziomów ze wzrostem ładunku jądra.

Następnie stwierdzono, że podpoziomy całkowicie i do połowy wypełnione mają zwiększoną stabilność. Tak więc dla podpoziomu d stabilne konfiguracje elektroniczne to odpowiednio d 10 i d 5, a dla podpoziomu f f 14 i f 7. To wyjaśnia anomalie w strukturze zewnętrznych poziomów energii niektórych pierwiastków, na przykład w chromie elektrony walencyjne powinny być zlokalizowane 3d 44s2, ale w rzeczywistości - 3d 54s1, miedź powinna mieć 3d 94s2, aw rzeczywistości 3d 104s1. Podobne przejścia elektronów z podpoziomu s do podpoziomu d obserwuje się w molibdenu, srebrze, złocie, a także w pierwiastkach f.

Istnieją również inne anomalie w strukturze zewnętrznych poziomów energii, głównie w aktynowcach, które nie będą tutaj brane pod uwagę.

Stan elektronu w atomie jest określony przez zestaw wartości czterech liczb kwantowych, z których każda odzwierciedla pewną wielkość fizyczna. Dla pierwszych trzech liczb kwantowych można również wprowadzić interpretację geometryczną:

główna liczba kwantowa n określa wielkość orbitali, orbitalna liczba kwantowa l określa kształt geometryczny orbitali, magnetyczna liczba kwantowa ml określa położenie orbitali w przestrzeni względem wybranego układu współrzędnych.

Wypełnianie podpoziomów energetycznych atomów elektronami w stanie niewzbudzonym podlega trzem zasadom:

Zasada Pauliego, rządy Hunda i rządy Klechkowskiego.

1. Czy elektrony jonu Rb+ mogą znajdować się na następujących orbitalach:

1) 4p; 2) 3f; 3) 5s; 4) 5 pensów?

Rozwiązanie. Pierwiastek Rb znajduje się w głównej podgrupie I grupy V okresu układu okresowego, co oznacza, że ​​jego poziom elektroniczny zaczyna wypełniać się główną liczbą kwantową n = 5: 5s1. Jon Rb+ stracił zewnętrzny elektron. Oznacza to, że nie ma elektronów ani na orbitalach 5p, ani 5s niewzbudzonego jonu Rb+. Jednak elektrony mogą przemieszczać się na te orbitale, gdy atom jest wzbudzony.

Przedstawmy przedostatni poziom (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Ma 8 elektronów, jak każdy element s (to znaczy element głównej podgrupy grupy I lub II układu okresowego, w którym s- podpoziom jest wypełniony). Dlaczego podpoziomy 4d i 4f są puste? Faktem jest, że energia podpoziomu 4d jest wyższa niż 5s, a 4f jest nawet wyższa niż 6s, a podpoziomy o niższej energii są wypełniane jako pierwsze (reguła Klechkowskiego). Tak więc elektrony Rb+ mogą znajdować się na orbitalach 4p.

Zobaczymy, czy mogą znajdować się na orbitalach 3f. Dla n = orbitalna liczba kwantowa l przyjmuje wartości 0,1,2, które odpowiadają podpoziomom s, p i d. A podpoziom 3f po prostu nie istnieje.

2. Podaj przykłady trzech cząstek (atomy, jony) o konfiguracji elektronicznej 1s22s2p63s2p6.

Rozwiązanie. Odpowiedni przedmiot Układ okresowy - Ar (elektrony na trzecim - zewnętrznym - poziomie elektronicznym). Oczywiste jest, że nie ma innych atomów o takiej konfiguracji elektronicznej. Ale wiemy, że pierwiastki, którym z reguły brakuje 1-3 elektronów w stabilnej 8-elektronowej powłoce, mają tendencję do ich nabywania i stają się jonami ujemnymi, a mając 1-3 elektrony na następnym poziomie, oddają je i stają się dodatnie jony. Więc może to być Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Wybierz dowolne trzy cząstki.

3. Ile pierwiastków byłoby w okresie V, gdyby spinowa liczba kwantowa miała jedną wartość - 1?

Rozwiązanie. W rzeczywistości spinowa liczba kwantowa, jak wiadomo, przyjmuje dwie różne wartości: + 1 i - 1. Gdyby miała jedną wartość, wtedy powłoka elektronowa mogłaby pomieścić połowę liczby elektronów, ponieważ wszystkie muszą być różne od siebie inny zbiór liczb kwantowych (zasada Pauliego), a w konsekwencji pierwiastki w okresie byłyby 2 razy mniejsze.

4. Jakie liczby kwantowe i jak powinny, Twoim zdaniem, zmieniać się podczas przejścia z naszego świata do 1) jednowymiarowego;

2) pięciowymiarowy?

Rozwiązanie. Aby odpowiedzieć na to pytanie, konieczne jest zrozumienie, które z 4 liczb kwantowych są związane z wymiarem przestrzeni.

Główna liczba kwantowa n określa liczbę poziomów elektronowych (powłoki, warstwy) i przede wszystkim charakteryzuje wielkość chmury elektronowej:

Oczywiste jest, że wymiar przestrzeni (niezerowy) nie wpływa na tę cechę.

Orbitalna liczba kwantowa l charakteryzuje kształt chmury elektronowej. Oprócz trójwymiarowości wizualnie możemy sobie wyobrazić jedynie światy dwu- i jednowymiarowe. W dwuwymiarowym świecie chmury elektronowe, jak wszystko inne, staną się płaskie, ale koncepcja kształtu pozostanie. W istocie obraz wolumetrycznych chmur elektronowych na papierze, ich rzut na płaszczyznę arkusza, jest w pewnym stopniu przejściem do dwuwymiarowego świata. Jeśli chodzi o jednowymiarowość, tutaj pojęcie formy zostaje wymazane, pozostaje tylko rozmiar (długość). Prawdopodobnie orbitalna liczba kwantowa straci w tym przypadku znaczenie.

Jeśli weźmiemy pod uwagę przestrzeń o wymiarze wyższym niż nasza, to pojęcie „formy” staje się tutaj znacznie szersze i nie można wykluczyć, że do opisania całej różnorodności form elektronu potrzeba będzie więcej różnych wartości l chmury dla danej n.

Magnetyczna liczba kwantowa ml charakteryzuje orientację przestrzenną chmury elektronowej, co oznacza, że ​​bezpośrednio zależy ona od wymiaru. Dla l = 0, ml może przyjąć jedyną wartość 0, co odzwierciedla jedyną możliwość orientacji w przestrzeni sferycznie symetrycznej chmury s. Dla l = 1 ml trwa 3 różne znaczenia: – 1, 0, 1 – chmury p w kształcie hantli można rozciągać wzdłuż różnych osi współrzędnych: px, py, pz. Jeśli wymiar przestrzeni, tj.

zmieni się ilość osi współrzędnych, wtedy zmieni się też ilość możliwości ułożenia chmur elektronowych, co oznacza, że ​​zbiór ml będzie inny.

Ponieważ liczba różnych wartości ml dla danego l determinuje liczbę orbitali na danym podpoziomie, prowadzi to do znaczących zmian w chemii.

ms - spinowa liczba kwantowa - przyjmuje dwie wartości: + i -. Odzwierciedla to fakt, że na orbicie mogą znajdować się dwa „przeciwnie skręcone” elektrony. Zwykle spin jest związany z wewnętrznym momentem pędu elektronu i jako taki może się zmienić po przejściu do innego wymiaru przestrzeni.

1. Znajdź w systemie okresowym tyle przypadków naruszenia prawa okresowego, jakie sformułował D. I. Mendelejew:

„chemiczne i fizyczne właściwości pierwiastków są w okresowym związku z ich masami atomowymi”. Jak wyjaśnić te naruszenia?

2. Czy elektrony a) niewzbudzonego, b) wzbudzonego jonu Na+ mogą znajdować się na orbitalach 2s, 2d, 3f, 4s, 5d? Uzasadniać.

3. Napisz budowę elektronową atomów pierwiastków I i II okresów układu okresowego.

4. Podaj dwa przykłady złożonych substancji, które zawierają tylko cząstki z struktura elektroniczna 1s22s2p6.

5. Jakie są liczby kwantowe najbardziej zewnętrznego elektronu niewzbudzonego atomu litu?

6. Załóżmy, że jakiś wszechświat Y ma zbiór liczb kwantowych:

Ile pierwiastków byłoby w III okresie układu okresowego wszechświata Y?

Jak myślisz, ile wymiarów może być we wszechświecie Y?

7. Jak zmieniłaby się liczba pierwiastków w drugim okresie naszego układu okresowego, gdyby przy innych stałych liczbach kwantowych spin miał wartości ms = ± 1?

8. Ile protonów i neutronów znajduje się w jądrach atomów a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

molekuły substancje chemiczne przedstawiać skomplikowany system jądra atomowe i elektrony. Atomy w cząsteczce są utrzymywane głównie przez siły elektrostatyczne. W tym przypadku mówi się, że są połączone wiązaniem chemicznym. Wiązanie chemiczne jest realizowane przez s- i p-elektrony zewnętrznej i d-elektronowej warstwy przed-zewnętrznej. To połączenie charakteryzuje się następującymi parametrami:

1. Długość wiązania - odległość międzyjądrowa między dwoma chemicznie związanymi atomami.

2. Kąt walencyjny - kąt pomiędzy wyimaginowanymi liniami przechodzącymi przez centra chemicznie związanych atomów.

3. Energia wiązania - ilość energii zużyta na jej rozbicie w stanie gazowym.

4. Wielość wiązań - liczba par elektronów, przez które realizowane jest wiązanie chemiczne między atomami.

Atom w cząsteczce jest koncepcją warunkową, ponieważ jego stan energetyczny i elektronowy zasadniczo różni się od izolowanego atomu, którego strukturę omówiono w poprzednim rozdziale. Zastanówmy się, jakie siły powstają między cząstkami w najprostszym układzie składającym się z dwóch protonów i jednego elektronu (patrz rys. 9). Jeśli połączymy dwa protony, powstaną między nimi siły odpychające i nie ma potrzeby mówić o uzyskaniu stabilnego układu. Umieśćmy jeden elektron w ich polu. Tu mogą powstać dwa przypadki.

Ryż. 9. Rozkład sił oddziaływania między jądrem a elektronem w H+.

Pierwsza, gdy elektron znajduje się między protonami (a), a druga, gdy znajduje się za jednym z nich (b). W obu przypadkach powstają siły przyciągania. W pierwszym przypadku składowe tych sił (rzuty) na osi przechodzącej przez centra protonów są skierowane w przeciwnych kierunkach z siłami odpychania (patrz rys. 9a) i mogą je kompensować.

Tworzy to energetycznie stabilny system. W drugim przypadku składowe sił przyciągania są skierowane w różnych kierunkach (patrz rys. 9b) i trudno mówić o równoważeniu sił odpychania między protonami. Wynika z tego, że dla powstania wiązania chemicznego z utworzeniem cząsteczki lub jonu elektrony muszą znajdować się głównie w przestrzeni międzyjądrowej. Ten obszar nazywa się obszarem wiążącym, ponieważ gdy obecne są tam elektrony, powstaje wiązanie chemiczne. Obszar za jądrem nazywany jest poluzowaniem, ponieważ gdy wnikają do niego elektrony, nie powstaje wiązanie chemiczne. Tutaj rozważono najprostszy przypadek powstania wiązania chemicznego w jonie H+. Stosując podobne rozumowanie do cząsteczki wodoru, możemy stwierdzić, że pojawienie się drugiego elektronu w regionie wiążącym jeszcze bardziej stabilizuje układ. Dlatego do utworzenia stabilnego wiązania chemicznego potrzebna jest co najmniej jedna para elektronów.

Spiny elektronów w tym przypadku muszą być antyrównoległe, tj.

skierowane w różnych kierunkach. Powstawaniu wiązania chemicznego musi towarzyszyć spadek całkowitej energii układu.

Ryż. 10. Zmiana energii potencjalnej układu dwóch atomów wodoru jako Rozważ zmianę energii potencjalnej układu na przykładzie podejścia dwóch atomów wodoru. Gdy atomy znajdują się w bardzo dużej odległości od siebie, nie wchodzą w interakcje, a energia takiego układu jest bliska zeru. W miarę zbliżania się między elektronem jednego atomu a jądrem drugiego powstają siły przyciągania i odwrotnie.

Siły te rosną odwrotnie proporcjonalnie do kwadratu odległości między atomami. Energia systemu jest zmniejszona. Gdy atomy zbliżają się do siebie, zaczyna odgrywać rolę odpychająca siła między ich jądrami a elektronami.

Wzrost sił odpychających jest odwrotnie proporcjonalny do szóstej potęgi odległości. Krzywa energii potencjalnej przechodzi przez minimum, a następnie gwałtownie rośnie (ryc. 10).

Odległość odpowiadająca położeniu minimum na krzywej jest równowagową odległością międzyjądrową i określa długość wiązania chemicznego. Ponieważ atomy w cząsteczce uczestniczą w ruchu oscylacyjnym wokół położenia równowagi, odległość między nimi stale się zmienia, tj. atomy nie są ze sobą sztywno połączone.

Odległość równowagowa odpowiada w danej temperaturze pewnej średniej wartości. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta amplituda oscylacji. W pewnej dostatecznie wysokiej temperaturze atomy mogą rozlecieć się na nieskończenie dużą odległość od siebie, co będzie odpowiadało zerwaniu wiązania chemicznego. Głębokość minimum wzdłuż osi energii określa energię wiązania chemicznego, a wartość tej energii, przyjęta z przeciwnym znakiem, będzie równa energii dysocjacji danej cząstki dwuatomowej. Jeśli atomy wodoru zbliżą się do siebie, których elektrony mają spiny równoległe, między atomami powstaną tylko siły odpychające, a energia potencjalna takiego układu wzrośnie (ryc. 10).

Ryż. 11. Wyniki dodawania dwóch sinusoid.

Jak zauważono powyżej, s-, p- i d-elektrony uczestniczą w tworzeniu wiązania chemicznego, mając różne konfiguracje geometryczne chmur elektronowych i różne znaki funkcje falowe w przestrzeni. Do wystąpienia wiązania chemicznego konieczne jest nałożenie części powłok elektronowych o tym samym znaku funkcji falowej. W przeciwnym razie nie powstaje wiązanie chemiczne.

Stwierdzenie to można łatwo wyjaśnić na przykładzie superpozycji dwóch sinusoid, które w pierwszym przybliżeniu można utożsamić z funkcjami falowymi (patrz rys. 11):

W przypadku superpozycji dwóch sinusoid o różnych znakach w tym samym obszarze (rys. 11a) ich składowa całkowita będzie równa zeru - nie ma związku. W przeciwnym przypadku dodawane są amplitudy oscylacji i powstaje nowa sinusoida – powstało wiązanie chemiczne (rys. 11b).

W zależności od symetrii chmur elektronowych, w wyniku nakładania się, z którego powstaje wiązanie chemiczne, całkowita chmura elektronowa będzie miała inną symetrię, zgodnie z którą dzielą się na trzy typy:

I - połączenia.

Komunikacja odbywa się, gdy chmury zachodzą na siebie wzdłuż linii łączącej centra atomów, natomiast maksymalna gęstość elektronów osiągana jest w przestrzeni międzyjądrowej i ma symetrię cylindryczną względem linii łączącej centra atomów. Jak widać na ryc. 12, ze względu na swoją sferyczną symetrię, s-elektrony zawsze biorą udział w tworzeniu wiązania. Tworzą wiązanie w wyniku nakładania się z następującymi elektronami innego atomu: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektrony. W przypadku elektronów znajdujących się na innych orbitalach, na przykład pY lub pZ, utworzenie wiązania chemicznego jest niemożliwe, ponieważ nakładanie się zachodzi w obszarach, w których gęstość elektronów ma przeciwne znaki. Możliwość tworzenia wiązań przez s-elektrony nie jest wyczerpana, może powstać w przypadku nakładania się innych chmur elektronowych, takich jak dwa pX lub pX i Rys. 12. Wybrane przykłady powstawania -połączeń.

Wiązania powstają, gdy chmury elektronów nakładają się powyżej i poniżej linii łączącej centra atomów. Całkowite chmury elektronów są również symetryczne względem tej osi, ale nie mają symetrii cylindrycznej, jak w przypadku wiązania -bond. Ze względu na ich przestrzenny układ wiązanie tworzą elektrony na takich parach orbitali jak pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Połączenie tworzą tylko d-elektrony ze względu na nakładanie się wszystkich czterech płatków chmur elektronowych znajdujących się w równoległych płaszczyznach. Jest to możliwe, gdy w tworzeniu wiązania zaangażowane są elektrony dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ.

Powyżej rozważono klasyfikację wiązań chemicznych na podstawie symetrii chmur elektronowych. Istnieje inne podejście do klasyfikacji wiązania chemicznego, oparte na naturze rozkładu gęstości elektronowej między atomami w cząsteczce, tj.

wiązanie chemiczne jest rozpatrywane z punktu widzenia przynależności pary elektronów do jednego lub drugiego atomu. Możliwe są trzy przypadki. Pierwszy:

Para elektronów łączy dwa identyczne atomy w cząsteczce. W tym przypadku należy w równym stopniu do nich obu. W cząsteczce nie ma rozdzielenia środków ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych.

Zbiegają się, a takie wiązanie nazywa się kowalencyjnym niepolarnym. Jeśli para elektronów wiąże dwa różne atomy, przesuwa się w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. Środki ciężkości ładunków dodatnich i ujemnych są rozdzielone, wiązanie staje się polarne i nazywane jest kowalencyjnym wiązaniem polarnym.

Trzeci przypadek wiąże się z całkowitym przeniesieniem pary elektronowej w posiadanie jednego z atomów. Dzieje się tak podczas interakcji dwóch atomów, które różnią się znacznie elektroujemnością, tj. zdolnością do utrzymywania pary elektronów w swoim polu elektrycznym. W tym przypadku atom, który oddał elektrony, staje się jonem naładowanym dodatnio, a atom, który je przyjął, staje się ujemny. W tym przypadku wiązanie nazywa się jonowym.

Charakter wiązania w dużej mierze determinuje właściwości fizykochemiczne substancji.

Substancje, których cząsteczki charakteryzują się kowalencyjnym niepolarnym wiązaniem, mogą tworzyć sieci krystaliczne molekularne i atomowe w stanie stałym. W sieciach molekularnych obserwuje się bardzo słabe oddziaływania międzycząsteczkowe. Cząsteczki są utrzymywane w węzłach sieci krystalicznej dzięki tworzeniu się w nich dipoli chwilowych i indukowanych. Oddzielenie środków ciężkości ładunków ujemnych i dodatnich w cząsteczce następuje na skutek rotacji pary elektronów i jej położenia w pewnym momencie za jednym z jąder. Taki stan w cząsteczce obserwuje się przez bardzo krótki czas. Dlatego taki dipol nazywa się chwilowym. Jednak ten czas jest wystarczający, aby zaindukować dipol na innej cząsteczce. Siły wiążące cząsteczki poprzez tworzenie chwilowych i indukowanych dipoli są często nazywane siłami van der Waalsa. W ogólnym przypadku siły van der Waalsa obejmują wszelkie siły oddziaływania międzycząsteczkowego: dipol-dipol, orientację, dyspersję itp. Siły van der Waalsa są bardzo słabe, w wyniku czego sieć krystaliczna jest łatwo niszczona przez lekkie ogrzewanie. Wszystkie substancje mające molekularne sieci krystaliczne mają niską temperaturę topnienia i wrzenia. Siła van der Waalsa wzrasta wraz z liczbą elektronów w cząsteczce, wraz ze wzrostem prawdopodobieństwa powstania chwilowych dipoli. Wodór ma jedną parę elektronów, dlatego ma najniższą temperaturę wrzenia. Cząsteczki tlenu i azotu różnią się zawartością elektronów na parę. Ich temperatury wrzenia różnią się o 13 C.

Natomiast proste substancje z atomową siecią krystaliczną charakteryzują się bardzo wysokimi temperaturami topnienia i wrzenia. W tym przypadku nieskończona liczba atomów jest połączona niepolarnymi wiązaniami kowalencyjnymi w gigantyczną cząsteczkę. Energia zerwania kowalencyjnego wiązania niepolarnego jest wysoka. Dlatego, aby zniszczyć taką sieć krystaliczną, wymagane są duże koszty energii. Jednocześnie, jeśli substancja charakteryzuje się jedną odległością międzyatomową w sieci krystalicznej, będzie miała również bardzo dużą twardość. Przykładem jest diament.

Temperatury topnienia i wrzenia substancji, których atomy w cząsteczce są połączone kowalencyjnym wiązaniem polarnym i mają sieć cząsteczkową, są również niskie, ale wyższe niż w przypadku substancji z cząsteczkami niepolarnymi. Większość z nich to gazy w temperaturze pokojowej.

Przykładem jest chlorowodór, siarkowodór itp. Nie ma bezpośredniego związku między wielkością momentu dipolowego a temperaturą wrzenia. Najprawdopodobniej określa ją masa cząsteczkowa związku, z wyjątkiem amoniaku, wody i fluorowodoru.

Związki te, w szeregu podobnych, mają najwyższe temperatury topnienia i wrzenia, ich gwałtowny wzrost tłumaczy się tworzeniem wiązań wodorowych między cząsteczkami.

atomy elektroujemne. Silnie przesuwają gęstość elektronową w cząsteczce ku sobie. W efekcie wodór tworzy praktycznie wolny orbital, a np. atom fluoru ma wolną parę elektronów. Możliwe staje się tworzenie dodatkowych wiązań między cząsteczkami poprzez mechanizm donor-akceptor, co prowadzi do istnienia cząsteczek o składzie (HF)n i (H2O)n nie tylko w cieczy, ale także w fazie gazowej. Obecność takich cząsteczek prowadzi do wzrostu temperatury wrzenia i topnienia w porównaniu do tych samych wartości dla analogów.

Najwyższe temperatury topnienia i wrzenia posiadają substancje w węzłach sieci krystalicznej, w których znajdują się jony.

Wynika to z silnego oddziaływania elektrostatycznego jonów dodatnich i ujemnych. Siły odpychające podobnych jonów są znacznie mniejsze, ponieważ znajdują się w dużej odległości od siebie. W efekcie wszystkie substancje posiadające jonowe sieci krystaliczne mają wysokie wartości energii ich tworzenia. Wiązanie jonowe odbywa się w halogenkach, tlenkach oraz w solach, takich jak azotany, siarczany itp. Zniszczenie kryształów jonowych wymaga znacznej energii cieplnej, która determinuje wysokie temperatury topnienia i wrzenia, które z kolei będą zależeć od ładunku jony, ich promienie i podszewka elektroniczna. Im wyższy ładunek i im mniejszy promień jonu, tym wyższa temperatura topnienia. Inną właściwością substancji jonowych jest zdolność do tworzenia stopów, które dobrze przewodzą prąd.

Można zatem stwierdzić, że właściwości fizykochemiczne związków silnie zależą od charakteru wiązania chemicznego w nich zawartego.

Jak już wspomniano, para elektronów tworząca wiązanie chemiczne jest powszechnie stosowana w dwóch jądrach. W tym przypadku ruch każdego elektronu zostanie opisany nową funkcją falową, która jest rozwiązaniem równania Schrödingera dla tego układu. Ta funkcja falowa różni się od funkcji atomowych i jest nazywana funkcją molekularną odpowiadającą konkretnemu orbitalowi molekularnemu. Orbitale molekularne charakteryzują się pewnymi wartościami całkowitej energii układu. W cząsteczce, podobnie jak w atomie, istnieje sekwencja poziomów energetycznych. Nie jest jednak możliwe uzyskanie dla nich ścisłego rozwiązania równania Schrödingera, dlatego uciekają się oni do przybliżonych metod obliczeniowych, różniących się między sobą sposobem określenia funkcji fal molekularnych. Bardzo szerokie zastosowanie otrzymał dwie metody: metodę wiązań walencyjnych i metodę orbitali molekularnych.

W metodzie wiązań walencyjnych wiązanie chemiczne jest traktowane jako dwuelektronowe i dwucentrowe, tj. para elektronów tworząca wiązanie znajduje się w przestrzeni między dwoma atomami i jest w ich powszechnym użyciu. Istnieją dwa możliwe mechanizmy tworzenia wspólnej pary elektronów. Pierwsza nazywa się wymianą i polega na sparowaniu dwóch elektronów należących do różnych atomów i posiadających przeciwne spiny. Można to wyrazić w następujący sposób:

Drugi mechanizm, zwany mechanizmem donor-akceptor, prowadzi do powstania wiązania chemicznego poprzez dostarczenie pary elektronów do wspólnego użytku przez jeden atom i wolnego orbitalu przez drugi.

Atom, który zapewnia parę elektronów, nazywany jest donorem, a atom, który ma wolny orbital, nazywany jest akceptorem. Schemat tworzenia połączenia w tym przypadku wygląda tak:

Rozważ możliwości przewidzenia składu związki chemiczne między wodorem a pierwiastkami drugiego okresu układu okresowego: Li, Be, B, C, N, O, F, ponieważ w atomie wodoru jest tylko jeden elektron, a tworzenie wiązania nastąpi zgodnie z wymianą mechanizm.

Atom litu na podpoziomie 2s ma jeden niesparowany elektron i dlatego związek musi mieć skład LiH. Atom berylu ma ten podpoziom wypełniony i nie ma ani jednego niesparowanego elektronu, dlatego beryl nie powinien tworzyć pojedynczego wiązania chemicznego. Bor i kolejne pierwiastki (C, N, O, F) kolejno wypełniają podpoziom 2p, a atomy tych pierwiastków będą miały pewną liczbę niesparowanych elektronów. Jeżeli przy tworzeniu wiązań brana jest pod uwagę tylko obecność niesparowanych elektronów, to dla tych elementów należy utworzyć: związki wodorowe: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Pokazuje to, że wykorzystując jedynie mechanizm wymiany do tworzenia wiązania chemicznego, można popaść w konflikt z danymi doświadczalnymi: beryl tworzy z wodorem związek o składzie BeH2, związki wodorowe boru również mają inny skład, a najprostszy związek węgla z wodorem ma skład CH4 Wyeliminuj tę sprzeczność możliwą przy założeniu, że atomy pierwiastków drugiego okresu w tworzeniu cząsteczek uczestniczą w stanie wzbudzonym, tj. s-elektrony są zniszczone i przechodzą do podpoziom p. Ale tutaj pojawia się kolejna rozbieżność z danymi eksperymentalnymi. Ponieważ energie s- i p-elektronów są różne, energie wiązań chemicznych, które tworzą, również muszą się różnić, a zatem takie wiązania E-H muszą mieć różne długości (w zależności od rodzaju orbitali biorących udział w ich tworzeniu) . Możliwe jest ujednolicenie teorii i eksperymentu poprzez wprowadzenie założenia uśredniania energii podpoziomów s i p oraz tworzenie nowych poziomów, przy których energie elektronów już na orbitach innego typu są takie same. A jeśli tak jest, to zgodnie z regułą Hunda w atomie pojawia się maksymalna liczba niesparowanych elektronów. Hipotezę tę nazwano zjawiskiem hybrydyzacji, a orbitale powstałe w wyniku uśrednienia energii podpoziomów nazwano hybrydami. Oczywiście w tym przypadku zmienia się zarówno kształt chmur elektronowych, jak i ich położenie w przestrzeni. W zależności od tego, które orbitale biorą udział w tworzeniu orbitali hybrydowych, rozważane są różne typy hybrydyzacji i konfiguracje przestrzenne powstałych orbitali hybrydowych (patrz ryc. 14). Liczba powstałych orbitali hybrydowych powinna być równa całkowitej liczbie orbitali, które weszły w hybrydyzację. W zależności od tego, które orbitale oddziałują ze sobą, rozważa się kilka rodzajów hybrydyzacji:

hybrydyzacja sp. Zjawisko to obejmuje orbitale s i jeden p, w wyniku czego powstają dwa orbitale nowego typu, zwane hybrydami sp. Orbitale te mają kształt pokazany na rysunku, ich osie leżą na tej samej linii prostej, tworząc kąt 180°. Orbitale sp-hybrydowe atomu berylu biorą udział w tworzeniu wiązań w cząsteczce BeH2, a cząsteczka ma strukturę liniową;

Ryż. 14. Układ przestrzenny chmur elektronowych dla różnych hybrydyzacji sp2. Orbitale s i dwa p wchodzą w interakcję, w wyniku czego powstają trzy orbitale nowego typu, które nazywane są hybrydą sp2 (patrz ryc. 14). Osie tych orbitali leżą w tej samej płaszczyźnie, a kąty między nimi wynoszą 120°. Na przykład atom boru w cząsteczce BF3 jest w stanie hybrydowym sp2, a ta cząsteczka ma kształt regularnego trójkąta z atomem boru w środku;

hybrydyzacja sp3. W tym przypadku początkowymi są orbitale s i trzy orbitale p. W wyniku hybrydyzacji powstają cztery nowe orbitale - hybryda sp3 (patrz ryc. 14.). Osie tych orbitali skierowane są od środka do wierzchołków czworościanu, kąty między osiami wynoszą 109°28. CH4 jest cząsteczką metanu, w której zachodzi ten rodzaj hybrydyzacji i ma tetraedryczny układ atomów wodoru. W cząsteczce amoniaku (NH3) atom azotu jest również w stanie hybrydowym sp3, trzy pary elektronów są wspólne z atomami wodoru i uczestniczą w tworzeniu wiązań, a jedna para elektronów (samotna para elektronów) należy tylko do atom azotu. Aby przewidzieć geometrię cząsteczki amoniaku, atom azotu powinien być umieszczony w środku czworościanu, atomy wodoru w trzech wierzchołkach, a samotna para elektronów w czwartym wierzchołku. Oczywiście pozycji tej pary elektronów nie można ustalić metodami doświadczalnymi, znajdują się tylko pozycje atomów wodoru i azotu. Wszystko to prowadzi do tego, że cząsteczka amoniaku ma kształt piramidy. Podobnie możemy rozważyć budowę cząsteczki wody. W nim dwie samotne pary elektronowe tlenu zajmują dwa wierzchołki czworościanu, a pozostałe dwa są zajęte przez atomy wodoru, co prowadzi do kanciastego kształtu cząsteczki wody. Nie ma sensu opisywać geometrii cząsteczki HF z tych pozycji, ponieważ jasne jest, że będzie ona liniowa, ponieważ jedną prostą można poprowadzić przez dwa punkty.

Niewspólna para elektronów tworzy bardziej rozproszoną „chmurę elektronową” niż wiązanie (uspołecznione, powszechne), dlatego zajmuje większą objętość, co prowadzi do zmniejszenia kątów wiązania w porównaniu z tetraedrycznymi.

Elektrony walencyjne znajdują się nie tylko na orbitalach s i p, ale także na d. Te ostatnie biorą również udział w tworzeniu orbitali hybrydowych. Istnieją dwa przypadki hybrydyzacji z udziałem orbitali d: sp3d2 i sp3d. W pierwszym przypadku cząsteczka realizuje strukturę oktaedryczną, w drugim tworzy się bipiramida trygonalna.

Założenie powstania orbitali hybrydowych było wielkim osiągnięciem w teorii wiązań walencyjnych, ale nie opisywało wszystkich możliwych konfiguracji przestrzennych cząsteczek występujących w przyrodzie.

Bardziej ogólną teorię przestrzennej struktury cząsteczek zaproponował Gillespie, opartą na koncepcjach czysto elektrostatycznych. Opierał się na dużej ilości materiału doświadczalnego podsumowanego przez Sidwicka i Powella. Główne założenia teorii są następujące:

1. Geometria cząsteczki lub jonu jest określona wyłącznie przez liczbę par elektronów w powłoce walencyjnej atomu centralnego.

2. Pary elektronów przyjmują taki układ na powłoce walencyjnej atomu, w którym są od siebie maksymalnie odsunięte, tzn. pary elektronów zachowują się tak, jakby się odpychały. Realizowane w tym przypadku wielościany geometryczne są zgodne ze wzorem Kartezjusza-Eulera: „liczba wierzchołków + liczba ścian – liczba krawędzi wynosi dwa”.

3. Obszar przestrzeni zajmowanej przez niewiążącą się samotną parę elektronów jest większy niż obszar zajmowany przez wiążącą parę elektronów.

4. Wielkość obszaru przestrzeni zajmowanego przez wiążącą parę elektronów zmniejsza się wraz ze wzrostem elektroujemności liganda i ze spadkiem elektroujemności atomu centralnego.

5. Dwie pary elektronów wiązania podwójnego zajmują większy obszar przestrzeni niż jedna para elektronów wiązania pojedynczego.

„FEDERALNA PAŃSTWOWA BUDŻETOWA INSTYTUCJA EDUKACYJNA WYŻSZEJ SZKOLNICTWA ZAWODOWEGO MURMAŃSKA PAŃSTWOWA POLITECHNIKA WYDZIAŁ FILOZOFII Dmitrievna Machkarina, Dr. filozofia Nauki, prof. dr hab. Natalia Nikołajewna Nikulina filozofia Nauki, profesor nadzwyczajny Natalia Władimirowna...»

« Seleznew AD Pronyakina Postępowanie egzekucyjne Kompleks szkoleniowo-metodologiczny Moskwa 2009 1 UDC 347,9 LBC 67,410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. PRODUKCJA WYKONAWCZA: Kompleks metodyczny UchebnoS 29. – M.: Wyd. Centrum EAOI, 2009r. - 216 s. ISBN 978-5-374-00010-8 Podręcznik szkoleniowy został przygotowany zgodnie z...”

„Państwowa Instytucja Budżetowa Kultury Irkuck Obwodowa Państwowa Powszechna Biblioteka Naukowa im. I.I. I.I. Molchanov-Sibirskogo S E R I I BIBLIOTEKA I T R E M I. XXI wiek. Wydanie nr 144 UDC 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78,379 B83 Redaktor naczelny serii BORODIN Borodina, V.A. Serwis informacyjny: opis, tabele, schematy: kurs specjalny B83 dla metodyka. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 s. ISBN 978-5-8167-0054-2 Podręcznik obejmuje wszystkie aspekty...»

LITERATURA LITERATURA LITERATURA LITERATURA EDUKACYJNYCH ZESTAWÓW METODOLOGICZNYCH WEDŁUG WYDANIA V. F. CHERTOWA Programy 5–11 Podręczniki Pomoce metodyczne ĆWICZENIA Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. i inni Programy kształcenia ogólnego Linia realizuje ogólne instytucje kulturalne oparte na działalności: tworzenie Literatura: 4 podejście do nauczania oraz zadania uzupełniające i kompetencje komunikacyjne. Klasy 5-11 (podstawowe i profilowe tworzenie kadzi wśród uczniów na podstawie wychowawczych poziomów nauczania metodologicznego) / wyd. V. F…”

"ALE. A. Ivin LOGIC Zalecany przez Radę Naukowo-Metodologiczną ds. Filozofii Ministerstwa Edukacji i Nauki Federacji Rosyjskiej jako podręcznik dyscypliny Logika dla studentów specjalności humanitarnych i społeczno-ekonomicznych oraz obszarów kształcenia uczelni Moskwa ONICS Świat i edukacja 2008 UDC 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 Recenzenci: Nikiforov A. L. - Dr. Philosophy. Nauki, prof., wiodący naukowiec. członek Instytutu Filozofii Rosyjskiej Akademii Nauk; Pereverzev V. N. - Dr ... ”

"Ministerstwo Edukacji Republiki Białoruś POŁOCKIEGO UNIWERSYTETU PAŃSTWOWEGO Wydział Prawa Karnego i Kryminalistyki WSKAZÓWKI METODOLOGICZNE do realizacji prace semestralne przez dyscyplinę Prawo karne. Część ogólna dla specjalności 24-01-02 Prawo Nowopołock, 2012 dział IV Veger Zatwierdzony i rekomendowany do publikacji przez komisję metodyczną...»

„ZARZĄDZANIE W GOSPODARCE MIEJSKIEJ Pod redakcją Kandydata Nauk Ekonomicznych, prof. nadzw. R.Zh. Sirazhdinova Zatwierdzony przez Radę Stowarzyszenia Edukacyjno-Metodologicznego ds. Edukacji w Dziedzinie Zarządzania jako podręcznik w dyscyplinie specjalności specjalność Zarządzanie państwowe i komunalne UDC 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Recenzenci: A.N. Kirillova, Moskiewski Uniwersytet Zarządzania Rządu Moskwy, doktor nauk ekonomicznych. Nauki, prof. T.G. Morozow, ogólnorosyjska korespondencja ... ”

„Zatwierdzam Radę Ekspertów V.D. Shadrikov 28.02.2014 RAPORT Z WYNIKÓW NIEZALEŻNEJ OCENY PODSTAWOWEGO PROGRAMU EDUKACJI SZKOLNICTWA WYŻSZEGO 060201 Stomatologia Państwowa Akademia Medyczna w Tiumeniu Opracował: Kierownik projektu: A.L. Eksperci Drondin / AKKORK: I.A. Solop / N.V. Ushakova / Moscow - Spis treści I. INFORMACJE OGÓLNE O UNIWERSYTECIE II. RAPORT Z WYNIKÓW NIEZALEŻNEJ EWALUACJI PODSTAWOWEGO PROGRAMU KSZTAŁCENIA 1 OBECNY STAN I TENDENCJE ROZWOJOWE W REGIONACH... prawo cywilne i proces UZGODNIŁ ZATWIERDZIŁ Dziekan Kancelarii Prorektor ds. SD V.G. Krashenina _ O.A. Goncharova __ 2008 _ 2008 KOMPLEKS EDUKACYJNO-METODYCZNY W DZIEDZINIE Prawo pracy, specjalność 030501 Orzecznictwo Opracowane ... "

„JĘZYK NIEMIECKI (IV rok studiów) JĘZYK NIEMIECKI ZESTAWY METODOLOGICZNE EDUKACYJNE JĘZYK NIEMIECKI I.L. BIM I DR. Seria Podręcznik do szkoły akademickiej Programy 2–11 Podręczniki Zeszyty ćwiczeń Klasa 2 Zadania kontrolne Zbiór ćwiczeń Książki do czytania ZAJĘCIA Książki dla nauczycieli Aplikacje audio Bim I.L., Ryzhova L.I. (kasety, CD MP3) Niemiecki: Klasa 2: Podręcznik dla instytucje edukacyjne: Godzina 2: Część 1. Linia stworzona przez edukację autora Kolsiya na okres do -...”

„Informacja o dokumentacji edukacyjnej, metodycznej, metodycznej i innej opracowanej przez organizację edukacyjną w celu zapewnienia procesu edukacyjnego w kierunku szkolenia 110800.62 Agroinżynieria Lp. Nazwa dyscypliny wg Nazwa materiałów edukacyjnych, metodycznych, metodycznych i innych (autor, miejsce publikacja, rok płatności program publikacje, nakład) 1) Zespół dydaktyczno-metodologiczny w dyscyplinie Historia, 2013. 2) Symbole Rosji: historia i nowoczesność. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... ”

«SPIS TREŚCI 1. Definicje stron 5 2. Preambuła 5 3. Postanowienia ogólne 6 4. Cele układu zbiorowego 6 5. Stosunki pracy 7 5.1. Zatrudnienie 7 5.1.1. Postanowienia ogólne 7 5.1.2. Procedura zatrudniania osób spośród kadry dydaktycznej 8 5.1.3. Procedura zatrudniania naukowców 8 5.1.4. Tryb zatrudniania kierowników działów strukturalnych Uczelni 5.1.5. Opisy stanowisk pracy 5.2. Wynagrodzenie pracy 5.2.1. Wymagania ogólne 5.2.2. Organizacja emisji Pieniądze 5.2.3. Warunki..."

„Wsparcie pedagogiczne i metodyczne Nazwa realizowanego programu Przedmiot Ćwiczenia Podręczniki i pomoce dydaktyczne Ilość Rozwój głosu śpiewającego u dzieci na początkowym etapie edukacji. Pop-jazz art Pop śpiewa 1-3 2 Rozwój metodyczny. 1990 (śpiew) O. Stiepanow. Białe chmury. 2 Przykładowy program nauczania V. Tsvetkov. Kupili mi papugę. Śpiew popowy dla szkoły muzycznej i Y. Verizhnikov. Jesienne melodie. wydziały muzyczne szkół Yu Verizhnikov. Grono jarzębiny .... ”

"OD. Byishev atyday Atbe University Kitaphanasy Biuletyn Aparatty №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliografie sipattama № Blim Autorzy. Atauy. Żyły. Оу Subscribers ment Economics 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspekty_ler_. –Ałmaty: LEM, 2012.-336 s. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspektyіlerі ou rally...»

„Nominacja do Konkursu ZŁOTA PSYCHE Projekt Roku w Praktyce Psychologicznej Monitorowanie wyników edukacyjnych uczniów: zestaw diagnostyczny Start do szkoły, Nauka uczenia się i działania Autorzy: M.R. Bitjanowa, TV Beglova, TV Merkulova, AG Teplitskaya (Moskwa) Stworzenie zestawu diagnostycznego dla klasy 1 (zeszyty ćwiczeń Start szkoły, Nauka uczenia się i działania oraz pomoce metodyczne dla nich) to pierwszy etap wieloletniego projektu zaprojektowanego na trzy lata od 2011 do 2014 roku... »

« rekomendacje Badanie wartości i selekcja do Funduszu Archiwalnego Federacja Rosyjska dokumenty dotyczące personelu Moskwa 2014 2 Wytyczne Badanie wartości i wybór dokumentów dotyczących personelu dla Funduszu Archiwalnego Federacji Rosyjskiej / Rosarkhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - s. Zalecenia metodologiczne odzwierciedlają: ... ”

„TREŚĆ TREŚCI PROGRAM 1 2-8 PLAN ZAJĘĆ POZAPRODUKCYJNYCH MBU SCHOOL NR 32 2 9-18 (KLAS 1-3) NA ROK AKADEMICKI 2013-2014 Z SYSTEM UWARUNKOWAŃ REALIZACJI PODSTAWOWEGO PROGRAMU 19-55 Z WYMAGANIAMI 3 NORMY. Opis warunków kadrowych do realizacji podstawowego programu edukacyjnego 22-33 szkoły podstawowej ogólnokształcącej 3.2. Psychologiczne i pedagogiczne warunki realizacji głównego 33-34 program edukacyjny szkolnictwo podstawowe ogólnokształcące 3.3. Wsparcie finansowe realizacja..."

„Stowarzyszenie Dydaktyczno-Metodyczne Wyższych Instytucji Szkolniczych Republiki Białoruś dla Edukacji Chemicznej i Technologicznej Instytucja Edukacyjna Państwo Białoruskie Politechnika Zatwierdzony przez Rektora BSTU Profesor _I.M. Zharsky __2010/r Program treningowy dla specjalności 1 - 36 07 01 00 Maszyny i aparatura przemysł chemiczny i przedsiębiorstw materiały budowlane Wydział Technologii i Inżynierii Chemicznej Katedra Maszyn i Maszyn...»

Chemia ogólna i nieorganiczna. Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M.: Ucz ich. JAKIŚ. Kołmogorowa, Moskiewski Uniwersytet Państwowy, 2000-2002; 60s.+36s.+48s.

Niniejszy podręcznik metodologiczny został opracowany zgodnie z programem kursu chemii nieorganicznej i przeczytany przez studentów wydziału chemicznego i biologicznego Szkoły A.N. Kołmogorowa Specjalistycznego Centrum Edukacyjnego i Naukowego Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego.

Książka przedstawia główne klasy związków nieorganicznych, ich właściwości oraz metody otrzymywania.

Format: djvu/zip

Rozmiar: 5 68 KB

/ Pobieranie pliku

CZĘŚĆ I.

ROZDZIAŁ I. PODSTAWOWE POJĘCIA I DEFINICJE 3
1.1. Struktura materii 3
1.2. Stosunki ilościowe w chemii 9
1.3. Symbole i wzory chemiczne 13
ROZDZIAŁ II. STRUKTURA ATOMU 20
2.1. Wczesne modele atomu 20
2.2. Kwantowy model mechaniczny struktury atomu 26
ROZDZIAŁ III. WIĄZANIE CHEMICZNE 41
3.1. Tytuł 41
3.2. Metoda wiązania walencyjnego 47
3.3. Metoda orbitali molekularnych 53

CZĘŚĆ II.

ROZDZIAŁ 1. Tlenki 3
§ 1. Właściwości fizyczne tlenków 3
§ 2. Klasyfikacja tlenków i wzory zmian właściwości chemicznych.. 4
2.1. Klasyfikacja tlenków według właściwości chemicznych 4
2.2. Wzorce zmian właściwości tlenków 5
§ 3. Metody otrzymywania tlenków 7
§4. Właściwości chemiczne tlenków 9
4.1. Podstawowe tlenki 9
4.2. Tlenki kwasowe 10
4.3. Tlenki amfoteryczne 10
4.4. Ogólne właściwości chemiczne tlenków 11
ROZDZIAŁ 2. Kwasy i ZASADY 13
§ 1. Teorie kwasów i zasad 13
1.1. Teoria elektrolityczna 13
1.2. Teoria protolityczna 13
1.3. Teoria elektroniczna 14
§2. Kwasy 16
2.1. Klasyfikacja kwasów 16
2.2. Metody otrzymywania kwasów 19
2.3. Ogólne metody otrzymywania dowolnych kwasów 19
2.4. Właściwości chemiczne kwasów 21
§3. Podstawa 24
3.1. Klasyfikacja podstawowa 24
3.2. Metody otrzymywania zasad 25
3.3. Właściwości chemiczne zasad 27
ROZDZIAŁ 3. Sole 29
§ 1. Klasyfikacja soli 29
§ 2. Metody otrzymywania soli 30
§ 3. Właściwości chemiczne soli 33

CZĘŚĆ III.

ROZDZIAŁ 1 Podstawy TERMODYNAMIKI 3
§ 1.1. Podstawowe definicje 3
§ 1.2. Zerowa zasada (początek) termodynamiki 6
§ 1.3. Pierwsza zasada (początek) termodynamiki 6
§ 1.3.2. Ciepło standardowe (entalpia) tworzenia związku 9
§ 1.3.3. Standardowa entalpia spalania 10
§ 1.3.4. Energia standardowa (entalpia) wiązania chemicznego 10
§ 1.3.5. Standardowa entalpia sublimacji, parowania i topnienia 11
§ 1.3.6. Powinowactwo elektronowe, potencjał jonizacyjny, elektroujemność 11
§ 1.3.7. Prawo Hessa 13
§ 1.3.8. Cykl Borna-Habera 14
§ 1.3.9. Prawo Kirchhoffa 16
§ 1.4. Druga zasada (początek) termodynamiki 17
§ 1.4.1. Definicja entropii z punktu widzenia termodynamiki klasycznej 18
§ 1.4.3. Statystyczna interpretacja pojęcia entropii 19
§ 1.4.4. Energia swobodna Gibbsa 21
§ 1.4.5. Potencjał chemiczny 22
§ 1.4.6. Równowaga chemiczna 23
§ 1.4.7. Kierunek reakcji 31
ROZDZIAŁ 2 Podstawy KINETYKI 35
§2.1. Szybkość reakcji chemicznej 35
§ 2.2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej 37
§ 2.3. Eksperymentalne metody wyznaczania stałych szybkości reakcji chemicznej 47