Cursul de chimie în școli începe în clasa a VIII-a cu studiul fundamentelor generale ale științei: sunt descrise posibile tipuri de legături între atomi, tipuri de rețele cristaline și cele mai comune mecanisme de reacție. Aceasta devine fundamentul pentru studiul unei secțiuni importante, dar mai specifice - substanțele anorganice.

Ce este

Aceasta este o știință care ia în considerare principiile structurii, proprietățile de bază și reactivitatea tuturor elementelor tabelului periodic. Un rol important în substanțele anorganice îl joacă Legea periodică, care eficientizează clasificarea sistematică a substanțelor în funcție de modificările masei, numărului și tipului lor.

Cursul acoperă, de asemenea, compușii formați în timpul interacțiunii elementelor tabelului (singura excepție este zona hidrocarburilor, care este luată în considerare în capitolele organice). Sarcinile de chimie anorganică vă permit să vă pregătiți în practică cunoștințele teoretice primite.

Știința sub aspect istoric

Denumirea „anorganică” a apărut în concordanță cu ideea că acoperă o parte a cunoștințelor chimice care nu are legătură cu activitățile organismelor biologice.

De-a lungul timpului, s-a dovedit că cea mai mare parte a lumii organice poate produce și compuși „nevii”, iar hidrocarburile de orice tip sunt sintetizate în laborator. Deci, din cianatul de amoniu, care este o sare din chimia elementelor, omul de știință german Wehler a reușit să sintetizeze ureea.

Pentru a evita confuzia cu nomenclatura și clasificarea tipurilor de cercetare din ambele științe, programul de cursuri școlare și universitare, urmând chimie generală, presupune studiul anorganicului ca disciplină fundamentală. În lumea științifică, se menține o secvență similară.

Clase de substanțe anorganice

Chimia prevede o astfel de prezentare a materialului, în care capitolele introductive ale anorganicelor iau în considerare Legea periodică a elementelor. de un tip special, care se bazează pe presupunerea că sarcini atomice nucleii afectează proprietățile substanțelor, iar acești parametri se modifică ciclic. Inițial, tabelul a fost construit ca o reflectare a creșterii maselor atomice ale elementelor, dar în curând această secvență a fost respinsă din cauza inconsecvenței sale în aspectul în care ar trebui luată în considerare această problemă. substante anorganice.

Chimia, pe lângă tabelul periodic, sugerează prezența a aproximativ o sută de figuri, grupuri și diagrame care reflectă periodicitatea proprietăților.

În prezent, o versiune consolidată a luării în considerare a unui astfel de concept ca clase de chimie anorganică este populară. Coloanele tabelului indică elementele în funcție de proprietățile fizico-chimice, în rânduri - perioade asemănătoare între ele.

Substanțe simple în substanțe anorganice

Un semn din tabelul periodic și o substanță simplă în stare liberă sunt cel mai adesea lucruri diferite. În primul caz, numai vedere specifică atomi, în al doilea - tipul de conexiune a particulelor și influența lor reciprocă în forme stabile.

Legătura chimică din substanțele simple determină împărțirea lor în familii. Astfel, se pot distinge două tipuri largi de grupuri de atomi - metale și nemetale. Prima familie cuprinde 96 de elemente din 118 studiate.

Metalele

Tipul metalic presupune prezența unei legături cu același nume între particule. Interacțiunea se bazează pe socializarea electronilor rețelei, care se caracterizează prin nedirecționalitate și nesaturare. De aceea metalele conduc bine căldura și se încarcă, au un luciu metalic, maleabilitate și plasticitate.

În mod convențional, metalele sunt în stânga în tabelul periodic atunci când o linie dreaptă este trasată de la bor la astatin. Elementele apropiate de această linie sunt cel mai adesea de natură limită și prezintă o dualitate de proprietăți (de exemplu, germaniul).

Majoritatea metalelor formează compuși bazici. Stările de oxidare ale unor astfel de substanțe nu depășesc de obicei două. Într-un grup, metalitatea crește, în timp ce într-o perioadă scade. De exemplu, franciul radioactiv prezintă mai multe proprietăți de bază decât sodiul, iar în familia halogenului, iodul are chiar o strălucire metalică.

În rest, situația este în perioada - completează subnivelurile în fața cărora sunt substanțe cu proprietăți opuse. În spațiul orizontal al tabelului periodic, reactivitatea manifestată a elementelor se schimbă de la bazic prin amfoter la acid. Metalele sunt buni agenți reducători (acceptă electroni când se formează legături).

nemetale

Acest tip de atomi este inclus în principalele clase ale chimiei anorganice. Nemetalele ocupă partea dreaptă a tabelului periodic, arătând de obicei proprietăți acide. Cel mai adesea, aceste elemente apar sub formă de compuși între ele (de exemplu, borați, sulfați, apă). În starea moleculară liberă este cunoscută existența sulfului, oxigenului și azotului. Există, de asemenea, mai multe gaze biatomice nemetalice - pe lângă cele două de mai sus, acestea includ hidrogen, fluor, brom, clor și iod.

Sunt cele mai comune substanțe de pe pământ - siliciul, hidrogenul, oxigenul și carbonul sunt deosebit de comune. Iodul, seleniul și arsenul sunt foarte rare (aceasta include și configurațiile radioactive și instabile, care se află în ultimele perioade ale tabelului).

În compuși, nemetalele se comportă predominant ca acizi. Sunt agenți oxidanți puternici datorită posibilității de a adăuga un număr suplimentar de electroni pentru a completa nivelul.

în anorganic

Pe lângă substanțele care sunt reprezentate de un grup de atomi, există compuși care includ mai multe configurații diferite. Astfel de substanțe pot fi binare (formate din două particule diferite), cu trei, patru elemente și așa mai departe.

Două substanțe elementare

Chimia acordă o importanță deosebită binarității legăturilor din molecule. Clasele de compuși anorganici sunt considerate și din punctul de vedere al legăturii formate între atomi. Poate fi ionic, metalic, covalent (polar sau nepolar) sau mixt. De obicei, astfel de substanțe prezintă în mod clar calități bazice (în prezența metalului), amforterice (dual - caracteristic în special aluminiului) sau acide (dacă există un element cu o stare de oxidare de +4 și mai mare).

Asociați trei elemente

Subiectele chimiei anorganice includ luarea în considerare a acestui tip de asociere a atomilor. Compușii formați din mai mult de două grupuri de atomi (cel mai adesea anorganicii se ocupă de specii cu trei elemente) sunt de obicei formați cu participarea componentelor care diferă semnificativ între ele în parametrii fizico-chimici.

Tipurile posibile de legături sunt covalente, ionice și mixte. De obicei, substanțele cu trei elemente sunt similare ca comportament cu cele binare datorită faptului că una dintre forțele interacțiunii interatomice este mult mai puternică decât cealaltă: cea slabă se formează pe locul doi și are capacitatea de a se disocia mai repede în soluție. .

Clasele de chimie anorganică

Majoritatea covârșitoare a substanțelor studiate în cursul anorganic pot fi considerate după o clasificare simplă în funcție de compoziția și proprietățile lor. Deci, se disting oxizii și sărurile. Luarea în considerare a relației lor este mai bine să începeți cu o cunoaștere a conceptului de forme oxidate, în care poate apărea aproape orice substanță anorganică. Chimia unor astfel de asociați este discutată în capitolele despre oxizi.

oxizi

Un oxid este un compus al oricărui element chimic cu oxigen într-o stare de oxidare de -2 (în peroxizi, respectiv -1). Formarea unei legături are loc datorită întoarcerii și atașării electronilor cu reducerea O 2 (când oxigenul este elementul cel mai electronegativ).

Ele pot prezenta atât proprietăți acide, cât și amfotere și bazice, în funcție de al doilea grup de atomi. Dacă în oxid nu depășește starea de oxidare +2, dacă nemetalul - de la +4 și mai sus. În eșantioanele cu natură duală a parametrilor, se obține o valoare de +3.

Acizi în substanțe anorganice

Compușii acizi au o reacție medie mai mică de 7 datorită conținutului de cationi de hidrogen, care pot intra în soluție și ulterior fi înlocuiți cu un ion metalic. Prin clasificare, sunt substanțe complexe. Majoritatea acizilor pot fi obținuți prin diluarea oxizilor corespunzători cu apă, de exemplu, în formarea acidului sulfuric după hidratarea S03.

Chimie anorganică de bază

Proprietățile acestui tip de compuși se datorează prezenței radicalului hidroxil OH, care dă reacția mediului de peste 7. Bazele solubile se numesc alcaline, sunt cele mai puternice din această clasă de substanțe datorită disocierii complete (descompunere în ioni într-un lichid). Gruparea OH în formarea sărurilor poate fi înlocuită cu reziduuri acide.

Chimia anorganică este o știință duală care poate descrie substanțele din perspective diferite. În teoria protolitică, bazele sunt considerate acceptoare de cationi de hidrogen. Această abordare extinde conceptul acestei clase de substanțe, numind alcalin orice substanță care poate accepta un proton.

sare

Acest tip de compuși se află între baze și acizi, deoarece este produsul interacțiunii lor. Astfel, un ion metalic (uneori amoniu, fosfoniu sau hidroxoniu) acționează de obicei ca un cation, iar un reziduu acid acționează ca o substanță anionică. Când se formează o sare, hidrogenul este înlocuit cu o altă substanță.

În funcție de raportul dintre numărul de reactivi și puterea lor unul în raport cu celălalt, este rațional să se ia în considerare mai multe tipuri de produse de interacțiune:

• sărurile bazice se obțin dacă grupările hidroxil nu sunt complet substituite (astfel de substanțe au un mediu alcalin);
• sărurile acide se formează în cazul opus - cu lipsa unei baze de reacție, hidrogenul rămâne parțial în compus;
• cele mai cunoscute și mai ușor de înțeles sunt probele medii (sau normale) - sunt produsul neutralizării complete a reactivilor cu formarea apei și a unei substanțe cu doar un cation metalic sau analogul său și un reziduu acid.

Chimia anorganică este o știință care implică împărțirea fiecărei clase în fragmente, care sunt considerate în timp diferit: unii - mai devreme, alții - mai târziu. Cu un studiu mai aprofundat, se disting încă 4 tipuri de săruri:

• Binarele conțin un singur anion în prezența a doi cationi. De obicei, astfel de substanțe sunt obținute prin îmbinarea a două săruri cu același reziduu acid, dar cu metale diferite.
• Tipul mixt este opusul celui precedent: baza sa este un cation cu doi anioni diferiți.
• Hidrați cristalini - săruri, în formula cărora există apă în stare cristalizată.
• Complexele sunt substanțe în care un cation, un anion sau ambele sunt prezentate sub formă de clustere cu un element de formare. Astfel de săruri pot fi obținute în principal din elemente din subgrupa B.

Ca și alte substanțe incluse în practica chimiei anorganice, care pot fi clasificate ca săruri sau ca capitole separate de cunoaștere, se pot numi hidruri, nitruri, carburi și intermetalizi (compuși ai mai multor metale care nu sunt aliaje).

Rezultate

Chimia anorganică este o știință care interesează fiecare specialist în acest domeniu, indiferent de interesele sale. Cuprinde primele capitole studiate la școală la această materie. Cursul de chimie anorganică prevede sistematizarea unor cantități mari de informații în conformitate cu o clasificare simplă și înțeleasă.

Departamentul de Chimie a apărut la scurt timp după transformarea internatului nr. 18 în Centrul Educațional și Științific Specializat al Universității de Stat din Moscova (Decretul Consiliului de Miniștri al URSS nr. 1241 din 01.10.88 și ordinul Educației de Stat). Comitetul din 11.16.88).

Înainte de asta, chimia la internat era predată de:

Vedeneeva Marina Sergeevna- din 1964 până în 1980
- din 1980 până în 1991
Tabachenko Natalia Vladimirovna- din 1986 până în 1989

Pe 13 noiembrie 1989 a început să studieze la SASC prima clasă de specialitate de chimie. Atunci au fost înscriși la ea 18 studenți. Nu toată lumea a ajuns la „finiș” - în 1991, în prima ediție chimică, erau doar 8 oameni.

Compoziția cadrelor didactice de la Catedra de Chimie din 1989. nu s-a schimbat semnificativ. La Departamentul de Chimie a lucrat și lucrează:

Galin Alexei Mihailovici	(dr., conferenţiar) - din 1991 până prezent timp
Zagorski Viaceslav Viktorovici	(D.Ped.Sc., profesor) - din 1989 până prezent timp
Mendeleeva Ekaterina Alexandrovna	(dr., conferențiar) - din 1990 până prezent timp
Morozova Natalya Igorevna	(dr., lector superior) - din 1990 până prezent timp
Kolyasnikov Oleg Vladimirovici	(asistent) - din 2004 la prezent timp
Kubarev Alexey Vyacheslavovich	(asistent) - din 2005 până prezent timp
Sigeev Alexandru Sergheevici	(dr., asistent) - din 2008 la prezent timp
Aleshin Gleb	(asistent de laborator) - din 2009 la prezent timp
Korenev Iuri Mihailovici (10.05.1936 - 09.08.2010)	(Doctor în Chimie, Profesor, Şef Catedră) - din 1989 până în 2010
Bataeva Elena Viktorovna	(doctorat, asistent) - din 1990 până în 1993
Pirkuliyev Namig Sharafeddin-ogly	(asistent) - din 1997 până în 1999
Prisyazhnyuk Valentina Viktorovna
Tatyanina Irina Vasilievna	(asistent) - din 1989 până în 1991
Churanov Serghei Sergheevici	(dr., conferențiar) - din 1989 până în 1997
Bataev Vadim Albertovici	(doctorat) - din 1997 până în 1998

În perioada 1991-2010, au avut loc 20 de absolviri ale clasei de chimie SUNC - în total 361 de persoane. Dintre aceștia, 298 de absolvenți (83%) au intrat la Universitatea de Stat din Moscova. Majoritatea - 214 absolvenți - au intrat la Facultatea de Chimie și la Facultatea de Știința Materialelor. Absolvenții clasei de chimie au studiat și studiază la Facultatea de Fizică (16), Mecanică și Matematică (15), Biologie (7), Geologie (6), Facultatea de Matematică Computațională și Cibernetică (9), Facultatea de Medicină Fundamentală (6). ), Știința solului (9). Băieții intră și în alte universități - Combinația Chimică All-Rusian a Academiei Ruse de Științe, Universitatea Tehnică Chimică Rusă, MEPhI, Academia Medicală etc.

Cursurile la clasa de chimie a SASC MSU se țin în clădirea academică a SASC (prelegeri și seminarii) și la Facultatea de Chimie a Universității de Stat din Moscova (ateliere de chimie analitică, organică și anorganică).

Clasele de chimie și fizică și orele de matematică se desfășoară conform programelor și manualelor originale, ai căror autori sunt profesori ai catedrei. Cu exceptia curs de bază profesorii de la Departamentul de Chimie desfășoară opțiuni:

• Termodinamica și cinematica reacțiilor rapide și exoterme (Zagorsky V.V.)
• Chimie în engleză (Mendeleeva E. A.)
• Omul și substanța (Mendeleeva E. A.)
• Metode de rezolvare a problemelor de chimie (Galin A. M.)
• Genomica (O. V. Kolyasnikov)
• Chimia proteinelor (O. V. Kolyasnikov)
• Nanotehnologii - spre nanolume (Smirnov E. A.)
• Scrimă (O. V. Kolyasnikov)
• Program educațional organic (Morozova N. I.)
• Pregătirea pentru examenul unificat de stat (Galin A.M., Kubarev A.V.)
• Club de seară (Zagorsky V. V.)

Profesorii de la Catedra de Chimie au primit în repetate rânduri granturi „Profesor Soros”, participă la organizarea și desfășurarea olimpiadelor chimice pentru școlari, școli de vară pentru liceeni și seminarii pentru profesori.

Profesorii de la Catedra de Chimie au publicat următoarele ghiduri de studiu:

• 
  Chimie organica. Partea I. Teoria structurii substanţelor organice.
  M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, 1997. - 48 p.
• Mendeleeva E. A., Morozova N. I.
  Chimie organica. Partea a II-a. Hidrocarburi.
  M.: Scoala-i. A.N. Kolmogorova, Editura Moscovei. un-ta, 1999. - 64 p.
  ISBN 5-211-02588-1
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P.
  Chimie generală și anorganică. Partea I
  M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, 1998. - 63 p.
• Yu.M.Korenev, N.I.Morozova, A.I.Zhirov
  Atelier de chimie anorganică.
  M.: Scoala-i. A.N. Kolmogorova, Ed. Universitatea de Stat din Moscova, 1999. - 64 p.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Chimie. Partea I
  M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, 2000. - 72 p.
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P., Egorov E. N.
  Chimie generală și anorganică. Partea a II-a. Clase principale de compuși anorganici.
  M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, Editura Universității din Moscova, 2000. - 36 p.
  
• Pirkuliyev N. Sh.
  Probleme la olimpiade în chimie. Tipuri de probleme și metode de rezolvare a acestora.
  M .: Școala numită după A. N. Kolmogorov, „Auto-educație”, 2000. - 160 p.
  
• Zagorsky V.V.
  Luminile sunt amuzante. Artificii: istorie, teorie, practică.
  M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, „Auto-educare”, 2000. - 64 p.
• Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Chimie organica. Partea a III-a. Compuși organici care conțin oxigen și azot.
  M.: Scoala-i. A.N. Kolmogorova, Moscow University Press, 2001. - 56 p.
  
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Chimie generală și anorganică. Partea a III-a. Fundamentele termodinamicii și cineticii chimice.
  M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, Editura Universității din Moscova, 2002. - 48 p.
  
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Sfaturi utile.
  M: MAKS Press, 2003. - 31 p.
• Korenev Yu.M.
Chimie generală și anorganică. Partea a IV-a. Proprietățile fizice și chimice ale soluțiilor.
M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, Editura Universității din Moscova, 2004. - 49 p.
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Cum să câștigi examenul.
  M., 2006. - 34 p.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Morozova N.I.
Chimie generală și anorganică. Partea I. Concepte de bază, structură atomică, legătură chimică.
M.: Scoala-i. A.N.Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 p.
• Morozova N.I.
  Identificarea substanțelor.
  M.: MAKS Press, 2008. - 35 p.

Experiență metodică activitatea cadrelor didactice de la Catedra de Chimie este descrisă în cele ce urmează publicații:

• O variantă a prezentării în școala fizică și matematică a temei „Structura atomului și legea periodică”.
  Zagorsky V.V.
  Russian Chemical Journal (ZhRHO numit după D.I. Mendeleev), 1994, v. 38, No. 4, p. 37 - 42
• Sarcini non-standard în chimie
  V.V.Zagorsky, A.M.Galin, E.A.Mendeleeva, N.I.Morozova
  Russian Chemical Journal (ZhRHO numit după D.I. Mendeleev), 1994, vol. 38, nr. 4, p. 89 - 90
• Predarea chimiei la orele de fizică, matematică și economie ale Centrului Educațional și Științific Special al Universității de Stat din Moscova
  Galin.A.M., Zagorsky V.V., Mendeleeva E.A.
  Seminarul internațional de predare a chimiei la școala „Pushchinskaya Autumn - 96” (colecție de materiale), Moscova, 1996. - 29 p.
• Zagorsky V.V.
  De la profesor la profesor. Cum să devii o „stea”.
  M.: Editura. Departamentul UC DO MSU, 1998 - 96p.
• Chimie în școala absolventă: feedback prin testare anonimă.
  A.M. Galin, V.V. Zagorsky, E.A. Mendeleeva
  Materiale ale lecturilor XLV Herzen (Conferința științifică și practică din întreaga Rusie) (13 - 16 mai 1998), Sankt Petersburg,
  pp. 48 - 49.
• Adevărul despre absolvire (Cum absolvenții de școală știu chimia)
  V.Zagorsky, E.Mendeleeva, A.Galin, N.Morozova
  Ziarul profesorului, nr 7, 23 februarie 1999, p. 8
• Pregătirea pentru activitate științifică liceeni supradotați: necesitatea unei alternative la viziunea științifică asupra lumii
  V.V. Zagorski
  La sat. rezumate ale Congresului Internațional „Știința și Educația în Pragul Mileniului III”, Minsk, 3 - 6.10.2000, cartea 1, pp. 56-57
• Sarcina educației secolului XXI este formarea unei viziuni ecologice asupra lumii
  E.A. Mendeleeva
  La sat. rezumate ale Congresului Internațional „Știință și Educație în Pragul Mileniului III”, Minsk, 3 - 6.10.2000, cartea 2, pp. 91-92

V.V. Zagorski

Chimie generală și anorganică - În trei părți - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - 2000, 2002.

Acest manual metodologic a fost întocmit în conformitate cu programul cursului de chimie anorganică și citit de studenții departamentului de chimie și biologice a Școlii A. N. Kolmogorov a Centrului Educațional și Științific Specializat al Universității de Stat din Moscova.
Cartea prezintă principalele clase de compuși anorganici, proprietățile acestora și metodele de obținere.

CAPITOLUL I. CONCEPTE ȘI DEFINIȚII DE BAZĂ 3
1.1. Structura materiei 3
1.2. Raporturi cantitative în chimie 9
1.3. Simboluri și formule chimice 13
CAPITOLUL II. STRUCTURA ATOMULUI 20
2.1. Modelele timpurii ale atomului 20
2.2. Modelul mecanic cuantic al structurii atomului 26
CAPITOLUL III. Legatura chimica 41
3.1. Titlul 41
3.2. Metoda legăturii de valență 47
3.3. Metoda orbitală moleculară 53

CAPITOLUL 1. Oxizii 3
§ unu. Proprietăți fizice oxizi 3
§ 2. Clasificarea oxizilor și modele de modificare a proprietăților chimice .. 4
2.1. Clasificarea oxizilor după proprietăți chimice 4
2.2. Modele de modificări ale proprietăților oxizilor 5
§ 3. Metode de obţinere a oxizilor 7
§patru. Proprietățile chimice ale oxizilor 9
4.1. Oxizii de bază 9
4.2. Oxizii acizi 10
4.3. Oxizi amfoteri 10
4.4. Proprietățile chimice generale ale oxizilor 11
CAPITOLUL 2. Acizi și BAZE 13
§ 1. Teorii ale acizilor si bazelor 13
1.1. Teoria electrolitică 13
1.2. Teoria protolitică 13
1.3. Teoria electronică 14
§2. Acizi 16
2.1. Clasificarea acizilor 16
2.2. Metode de obținere a acizilor 19
2.3. Metode generale de obținere a oricăror acizi 19
2.4. Proprietățile chimice ale acizilor 21
§3. Motivul 24
3.1. Clasificarea de bază 24
3.2. Metode de obținere a bazelor 25
3.3. Proprietățile chimice ale bazelor 27
CAPITOLUL 3. Săruri 29
§ 1. Clasificarea sărurilor 29
§ 2. Metode de obţinere a sărurilor 30
§ 3. Proprietăţile chimice ale sărurilor 33

CAPITOLUL 1 Fundamentele TERMODINAMICII 3
§ 1.1. Definiții de bază 3
§ 1.2. Legea zero (începutul) a termodinamicii 6
§ 1.3. Prima lege (începutul) a termodinamicii 6
§ 1.3.2. Căldura standard (entalpia) de formare a compusului 9
§ 1.3.3. Entalpia standard de ardere 10
§ 1.3.4. Energia standard (entalpia) unei legături chimice 10
§ 1.3.5. Entalpia standard de sublimare, evaporare și topire 11
§ 1.3.6. Afinitatea electronică, potențialul de ionizare, electronegativitatea 11
§ 1.3.7. Legea lui Hess 13
§ 1.3.8. Ciclul 14 Born-Haber
§ 1.3.9. Legea lui Kirchhoff 16
§ 1.4. A doua lege (începutul) a termodinamicii 17
§ 1.4.1. Definirea entropiei din punctul de vedere al termodinamicii clasice 18
§ 1.4.3. Interpretarea statistică a conceptului de entropie 19
§ 1.4.4. Energia liberă Gibbs 21
§ 1.4.5. Potential chimic 22
§ 1.4.6. Echilibru chimic 23
§ 1.4.7. Direcția de reacție 31
CAPITOLUL 2 Fundamentele CINETICEI 35
§2.1. Viteza de reacție chimică 35
§ 2.2. Factori care afectează viteza unei reacții chimice 37
§ 2.3. Metode experimentale pentru determinarea constantelor de viteză ale unei reacții chimice 47

Descărcare gratuită e-carteîntr-un format convenabil, urmăriți și citiți:
Descărcați cartea Chimie generală și anorganică - În trei părți - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, descărcare rapidă și gratuită.

Descărcați zip
Puteți cumpăra această carte mai jos cel mai bun preț la reducere cu livrare în toată Rusia.

„Chimie generală și anorganică Partea I CONCEPTE DE BAZĂ, STRUCTURA ATOMULUI, LEGAȚIUNE CHIMĂ Școala numită după A.N. Kolmogorov Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24,1 K 66 Korenev Yu. K 66..."

-- [ Pagina 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

Chimie anorganică

CONCEPTE DE BAZĂ, STRUCTURA ATOMULUI,

LEGĂTURĂ CHIMICĂ

Scoala numita dupa A.N. Kolmogorov

Presa Universității din Moscova

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Chimie generală și anorganică. Curs de curs. Partea I

Concepte de bază, structură atomică, legătură chimică. – M.:

Şcoala numită după A. N. Kolmogorov, Moscow University Press, 2000. – 60 p.

ISBN 5-211-04200- X

Cartea prezintă principalele clase de compuși anorganici, proprietățile acestora și metodele de obținere.

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

© I.N. Korovin - design, 2000

Capitolul I Concepte de bază și definiții 1.1. Structura materiei Unul dintre conceptele de bază ale chimiei și ale altor științe ale naturii este atomul. Acest termen are o origine lungă; există de aproximativ 2500 de ani. Pentru prima dată, conceptul de atom își are originea în Grecia antică, în jurul secolului al V-lea î.Hr. î.Hr e. Fondatorii doctrinei atomiste au fost filozofii greci antici Leucip1 și discipolul său Democrit. Ei au fost cei care au prezentat ideea unei structuri discrete a materiei și au introdus termenul „ATOM”.

Învățăturile lui Democrit nu s-au răspândit și pentru o lungă perioadă de timp perioada istoricaîn chimie (și în Evul Mediu – alchimie) a dominat teoria lui Aristotel (384 - 322 î.Hr.).

Conform învățăturilor lui Aristotel, principiile principale ale naturii sunt „principii” abstracte: frigul, căldura, uscăciunea și umiditatea, atunci când sunt combinate, se formează patru „elemente-elemente” principale:

pământ, aer, foc și apă.

Și abia la începutul secolului al XIX-lea, omul de știință englez John Dalton s-a întors la atomi ca cele mai mici particule de materie și a introdus acest termen în știință. Aceasta a fost precedată de lucrările unor oameni de știință remarcabili precum R. Boyle (în cartea „The Skeptic Chemist” a dat o lovitură zdrobitoare ideilor alchimiștilor), J. Priestley și K. V. Scheele (descoperirea oxigenului), G. Cavendish (descoperirea hidrogenului), A. L. Lavoisier (o încercare de alcătuire a primului tabel al substanțelor simple), M. V. Lomonosov (principalele prevederi ale teoriei atomice și moleculare, legea conservării masei), J. L. Proust (legea constanței compoziției). ) și multe altele.

Descoperirile din domeniul fizicii făcute la sfârșitul secolului al XIX-lea - prima treime a secolului al XX-lea i-au forțat pe oamenii de știință să privească teoria atomică și moleculară într-un mod complet diferit. S-a dovedit că atomul are o structură complexă și nu este cea mai mică particulă de materie.

Aici nu vom da o definiție depășită a acestui concept, ci vom oferi imediat o formulare bazată pe idei moderne.

1 Leucip () - greaca veche. filozof. Nu se știe aproape nimic despre viața lui Leucip.

Capitolul I Un atom (greacă µ - indivizibil) este cea mai mică particulă a unui element chimic care este capabil să existe independent și este purtătorul proprietăților sale. Un atom este un microsistem neutru din punct de vedere electric format dintr-un nucleu încărcat pozitiv și un număr adecvat de electroni.

Un element chimic este un tip de atom cu aceeași sarcină nucleară.

Un element chimic este un concept, nu o particulă materială. Acesta nu este un atom, ci o colecție de atomi caracterizată prin un anumit semn cu aceeași încărcătură nucleară.

Electron [dr.gr. - chihlimbar (este bine electrificat prin frecare)] - o particulă elementară stabilă cu o masă în repaus egală cu 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2 și purtând o sarcină negativă elementară egală cu 1,6 10–19 C.

În chimie și fizică, atunci când se rezolvă multe probleme, sarcina unui electron este luată ca -1, iar sarcinile tuturor celorlalte particule sunt exprimate în aceste unități. Electronii fac parte din toți atomii.

Proton (în greacă - primul) - o particulă elementară, care este parte integrantă a nucleelor ​​atomilor tuturor elementelor chimice, are o masă în repaus mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e. m. și o sarcină electrică pozitivă elementară egală ca mărime cu sarcina unui electron, adică 1,6 10–19 C.

Numărul de protoni din nucleu determină numărul atomic al elementului chimic.

Neutronul (lat. neutrum - nici unul, nici altul) este o particulă elementară neutră din punct de vedere electric, cu o masă în repaus care depășește ușor masa în repaus a unui proton mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 u.a. mânca.

Alături de proton, neutronul face parte din toate nucleele atomice (cu excepția nucleului izotopului de hidrogen 1H, care este un proton).

Elementar Desemnat 2 a. e.m. - unitatea de masă atomică, vezi mai jos.

Numele generalizat (de grup) de protoni și neutroni este nucleoni.

Număr de masă - numărul total de nucleoni (protoni și neutroni) din nucleu.

Nucleul unui atom este format din protoni, al căror număr este egal cu numărul ordinal al elementului (Z) și neutroni (N). A = Z + N, unde A este numar de masa.

Nuclizii (lat. nucleu - nucleu) - denumirea generală a nucleelor ​​atomice, se caracterizează printr-un anumit număr de protoni și neutroni (sarcină pozitivă și număr de masă).

Pentru a indica un element chimic, este suficient să numiți o singură cantitate - sarcina nucleului, adică numărul ordinal al elementului în sistemul periodic. Pentru a determina nuclidul, acest lucru nu este suficient - trebuie să indicați și numărul său de masă.

Uneori, nu în întregime exact, conceptul de „nuclid” se referă nu la nucleul în sine, ci la întregul atom.

Izotopi (greacă - același + - loc) - nuclizi care au acelasi numar protoni, dar diferă ca număr de masă.

Izotopi - nuclizi care ocupă același loc în sistemul periodic, adică atomi ai aceluiași element chimic.

De exemplu: 11 Na, 23 Na, 24 Na sunt izotopi de sodiu.

Izobare (greacă - egală + - greutate) - nuclizi având aceleași numere de masă, dar un număr diferit de protoni (de ex.

legate de diferite elemente chimice), de exemplu, 90Sr, 90Y, Izotone - nuclizi cu același număr de neutroni.

Multă vreme, chimiștii nu au făcut o distincție clară între atomii și moleculele unor substanțe simple. În 1811, A. Avogadro a propus o ipoteză care a făcut posibilă definirea fără ambiguitate a acestor concepte, dar contemporanii săi nu au apreciat-o, iar ea a fost recunoscută abia în 1860, după primul congres internațional al chimiștilor ținut la Karlsruhe (Germania), când molecula a început să fie înțeleasă ca cea mai mică particulă dintr-o substanță implicată în transformările sale chimice. Pe măsură ce științele naturii s-au dezvoltat, definiția unei molecule a suferit unele modificări.

Molecula (diminutiv al molilor latin - masă) este cea mai mică particulă a unei substanțe care îi determină proprietățile. Constă din atomi ai unuia sau mai multor elemente chimice și există ca un singur sistem de nuclei atomici și electroni. În cazul moleculelor monoatomice (de exemplu, gazele nobile), conceptele de atom și moleculă coincid.

Atomii sunt ținuți împreună într-o moleculă prin legături chimice.

În chimie, pe lângă atomi și molecule, trebuie luate în considerare și alte unități structurale: ionii și radicalii.

Ioni (greacă - merge) - particule încărcate electric formate din atomi (sau grupări atomice) ca urmare a adăugării sau pierderii de electroni.

Ionii încărcați pozitiv se numesc cationi (greacă - jos + ion), încărcați negativ - anioni (greacă - sus + ion).

De exemplu, K+ este un cation de potasiu, Fe2+ este un cation de fier, NH + este un cation de amoniu, Cl– este un anion de clor (anion clorură), S2– este un anion de sulf (sulfidanion), SO 2 este un anion sulfat.

Radicali (latină radicalis - rădăcină) - particule (atomi sau grupuri de atomi) cu electroni nepereche.

Sunt foarte reactivi. De exemplu, H este un radical hidrogen, Cl este un radical clor, CH3 este un radical metil. În același timp, moleculele paramagnetice, de exemplu, O2, NO, NO2, având electroni nepereche, nu sunt radicali.

O substanță simplă este o substanță formată din atomi ai unui element chimic.

O substanță simplă este o formă de existență a unui element chimic.

Multe elemente pot exista sub forma mai multor substanțe simple, de exemplu, carbonul (grafit, diamant, carabină, fulerene), fosfor (alb, roșu, negru), oxigen (ozon, oxigen).

Sunt cunoscute aproximativ 400 de substanțe simple.

Allotrpy (greacă - alt + - turn) - capacitatea unui element chimic de a exista sub forma a două sau mai multe substanțe simple care diferă în numărul de atomi din moleculă (de exemplu, O2 și O3) sau în diferite structuri cristaline (grafit și diamant).

Polimorfism (greacă µ - divers) - capacitatea solidelor de a exista în două sau mai multe forme cu structuri cristaline diferite și proprietăți diferite.

Astfel de forme se numesc modificări polimorfe.

De exemplu, FeS2 poate forma două substanțe cu structuri cristaline diferite (polimorfe): una se numește pirit și cealaltă este marcasită. Sunt aceste substanțe modificări alotrope? Nu sunt.

Alotropia se referă numai la substanțe simple și ia în considerare atât diferența de compoziție a moleculelor lor, cât și diferența de structură a rețelelor cristaline. Dacă vorbim despre diferența în structura rețelelor cristaline ale substanțelor simple, atunci conceptele de polimorfism și alotropie coincid, de exemplu, grafitul și diamantul se poate spune că sunt forme alotrope sau forme polimorfe.

Posibilitatea de a forma două sau mai multe tipuri de molecule, Oxigen. Formează două forme alotrope: O2 și O3 - ozon. Ele diferă atât prin proprietăți fizice, cât și prin proprietăți chimice.

Oxigen O2 - gaz incolor, fara miros. Ozon O3 - gaz culoarea albastra cu un miros caracteristic (chiar și-a primit numele din greacă.

(ozeină) - a mirosi).

În stare lichidă și solidă, oxigenul are o culoare albastru pal. Ozonul în stare lichidă este intens colorat violet, în stare solidă este negru-violet.

Oxigenul este paramagnetic, ozonul este diamagnetic.

Activitatea chimică a oxigenului și a ozonului diferă puternic. Ozonul este mai reactiv decât oxigenul și prezintă proprietăți oxidante mai puternice.

În ciuda faptului că oxigenul interacționează cu aproape toate elementele în forma sa liberă, în multe cazuri aceste reacții apar numai la temperaturi ridicate. Ozonul, pe de altă parte, reacționează cu multe substanțe în condiții în care oxigenul rămâne inert, de exemplu, ozonul oxidează mercurul și argintul în oxizi.

Fosfor. Sunt cunoscute două forme alotrope de fosfor: alb și roșu.

Fosforul alb este compus din molecule tetraedrice P4. Fosforul roșu poate fi considerat ca molecule polimerice P. Desigur, în stare solidă, aceste modificări diferă atât în ​​structura rețelelor cristaline, cât și în proprietățile fizice.

Toate formele alotropice de fosfor prezintă, de asemenea, o diferență semnificativă în proprietățile chimice, care, în primul rând, constau în reactivitatea lor diferită. Fosforul alb este forma mai activă, în timp ce roșu este forma mai puțin activă.

Fosforul alb se oxidează lent în aer chiar și la temperaturi obișnuite (care este motivul strălucirii fosforului alb), în timp ce roșul este stabil în aer și se aprinde numai atunci când este încălzit.

Formarea diferitelor rețele cristaline Acest caz de alotropie poate fi considerat și ca un polimorfism al unor substanțe simple.

Carbon. Mai multe modificări alotropice sunt cunoscute pentru carbon:

grafit, diamant, carabină, fulerene.

Grafitul și diamantul formează rețele cristaline atomice care diferă ca structură. Aceste două substanțe diferă puternic și în proprietățile lor fizice: diamantul este incolor, transparent, grafitul este negru-gri, opac, diamantul este cea mai dură substanță, grafitul este moale, diamantul nu conduce electricitatea, grafitul conduce electricitatea. În condiții normale, diamantul este o formă metastabilă (mai puțin stabilă). Când diamantul este încălzit (t > 1.000°C), se transformă ireversibil în grafit. Trecerea grafitului la diamant are loc la o temperatură mai mare și neapărat la o presiune foarte mare.

Staniu. Sunt bine cunoscute două forme alotrope de staniu - gri și alb.

Staniul gri (-staniu) există la temperaturi sub 13,2 ° C, prezintă proprietăți semiconductoare, o substanță foarte fragilă, cu o densitate de 5,846 g/cm3.

Staniul alb (-staniul) este un metal tipic alb-argintiu din punct de vedere al proprietăților fizice, conduce bine căldura și curentul electric, este plastic, densitatea este de 7,295 g/cm3 și este stabil în intervalul de temperatură 13,2 - 173°C. Peste această temperatură, -stanul trece într-o altă modificare - -staniu, care are o structură diferită a rețelei cristaline și o densitate de 6,54 g / cm3.

Multe modificări polimorfe (sau alotropice) pot fi într-o stare metastabilă, adică există pentru o lungă perioadă de timp în condiții care nu sunt caracteristice pentru ele („într-o zonă străină”).

De exemplu, staniul alb poate fi suprarăcit și există pentru o lungă perioadă de timp la o temperatură sub 13,2 ° C, cu toate acestea, starea sa este instabilă în aceste condiții, astfel încât deteriorarea mecanică, agitarea puternică etc. pot provoca o tranziție bruscă la formă. Acest fenomen binecunoscut a fost numit „ciumă de staniu”.

Impuritățile au un efect semnificativ și asupra trecerii de la o formă la alta. De exemplu, un ușor amestec de bismut previne practic trecerea staniului alb la gri, iar adăugarea de aluminiu, dimpotrivă, accelerează această tranziție.

Pentru fiecare formă alotropă (sau polimorfă), există o gamă specifică de temperaturi și presiuni în care această modificare este stabilă. De exemplu, la temperaturi de până la 95,6 ° C, sulful rombic (-forma) este stabil, iar la o temperatură mai mare, monoclinic (forma). Aceste două forme alotrope diferă una de cealaltă prin structura rețelelor cristaline.

Un compus sau un compus este o substanță care este alcătuită din atomi de diferite elemente chimice.

Izomorfism (greacă - formă egală, similară + µ - formă) - capacitatea substanțelor similare ca compoziție de a forma cristale mixte în care atomii, ionii sau grupurile atomice de dimensiuni similare se înlocuiesc aleatoriu.

De exemplu, în cristalele de alaun de potasiu KAl(SO4)2 12 H2O, ionii de potasiu pot fi înlocuiți cu ioni de rubidiu sau amoniu, iar ionii de Al3+ cu ioni de Cr3+ sau Fe3+. În acest caz, se spune că cationii de potasiu sunt izomorfi cu cationii de rubidiu sau amoniu, în timp ce cationii de aluminiu sunt izomorfi cu cationii de crom sau fier.

1.2. Raporturi cantitative în chimie Masele atomilor și moleculelor sunt foarte mici și este incomod să folosiți unitatea de măsură general acceptată - kilogramul - pentru exprimarea numerică a valorilor lor. Prin urmare, pentru a exprima masele atomilor și moleculelor, se folosește o altă unitate de măsură - unitatea de masă atomică (amu).

Unitatea de masă atomică (a.m.u.) - o unitate de măsură a maselor de atomi, molecule și particule elementare.

1/12 din masa nuclidului de carbon 12C este luată ca unitate de masă atomică.

Masa acestui nuclid în unități SI este de 1,9927 10–26 kg.

Masa atomică relativă (un termen învechit este greutatea atomică) este masa unui atom exprimată în unități de masă atomică (a.m.u.).

Desemnată Ar.

Majoritatea elementelor chimice naturale sunt un amestec de izotopi. Prin urmare, valoarea medie a masei atomice relative a amestecului natural al izotopilor săi, ținând cont de conținutul acestora în condiții terestre, este luată ca masa atomică relativă a unui element. Aceste valori sunt date în sistemul periodic.

De exemplu, oxigenul are trei izotopi 16O, 17O și 18O, masele lor atomice și conținutul în amestecul natural sunt prezentate în tabelul 3.

Valoarea medie a masei atomice, ținând cont de contribuția fiecărui izotop, se calculează folosind următoarea formulă:

unde Ar, j sunt masele atomice ale izotopilor corespunzători, ni este conținutul acestora în amestecul natural (în fracții molare). Înlocuind în această formulă valorile corespunzătoare din tabelul 3 pentru masa atomică a oxigenului, obținem:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Rețineți că masa atomică și numărul de masă sunt absolut diverse concepte: prima este masa atomului, exprimată în a. e.m., iar al doilea este numărul de nucleoni din nucleu. Masa atomică este o valoare fracțională (are o valoare întreagă numai pentru izotopul 12C), spre deosebire de numărul de masă, care este întotdeauna un număr întreg.

Numeric, aceste cantități sunt foarte apropiate; de exemplu, pentru hidrogen masa atomică este 1,0078 și numărul de masă este 1, pentru heliu masa atomică este 4,0026 și numărul de masă este 4.

Masele atomice relative au valori fracționale din următoarele motive:

1) majoritatea elementelor care există în natură sunt un amestec de mai mulți izotopi, iar Tabelul periodic indică valoarea medie a masei atomice relative a unui amestec de compoziție izotopică naturală.

2) pentru elementele monoizotopice (de exemplu, 23Na), această valoare va fi și fracționată, deoarece masa nucleonilor, exprimată în a. m.u., nu este un număr întreg (vezi tabelul 3) și în timpul formării unui nucleu, o parte din masa nucleonului este convertită în energie, în conformitate cu ecuația Ebond = m c2, unde c = 3 108 m/s este viteza de lumină în vid.

În timpul formării oricărei legături, energie este întotdeauna eliberată, pentru care o parte din masa particulelor de legare este cheltuită. În cazul formării de legături chimice, această valoare este foarte mică, prin urmare, modificarea masei este neglijată aici și se presupune că masa particulei formate este egală cu suma maselor particulelor care participă la ea. formare. Când se formează un nucleu, se eliberează o cantitate foarte mare de energie, iar „defectul de masă” este clar vizibil.

Greutatea moleculară este masa unei molecule, exprimată în a. e. m. Masa unei molecule este practic egală cu suma maselor atomice relative ale atomilor ei constitutivi.

Dacă substanța nu constă din molecule, ci, de exemplu, din ioni (NaCl) sau este un oligomer [(H2O)n], atunci greutatea moleculară relativă este indicată pentru unitatea de formulă a substanței. Unitatea de formulă a unei substanțe trebuie înțeleasă ca compoziția chimică a celei mai mici cantități dintr-o substanță dată.

O mol este o unitate de măsură a cantității de substanță. Desemnat.

1 mol este cantitatea unei substanțe care conține același număr de unități structurale (atomi, molecule, ioni, radicali) cât există atomi în 0,012 kg din izotopul de carbon 12C, și anume, masa molară a unei substanțe (M) este egal cu raportul dintre masa acestei substanțe (m) și cantitatea sa ():

Definiție anterioară: masa unui mol dintr-o substanță, numeric egală cu greutatea sa moleculară, dar exprimată în unități de g/mol. Poate că, la început, va facilita rezolvarea problemelor de calcul.

Observați diferența în termeni: Masă molară” și „greutate moleculară”, similară ca sunet, dar care se referă la un număr diferit de obiecte: primul este masa unui mol dintr-o substanță (adică masa a 6,022 1023 de molecule), iar al doilea este masa unuia. moleculă și sunt exprimate în diferite unități - g/mol și a. e. m., respectiv.

Conceptul de „cantitate de substanță” și, în consecință, unitatea de măsură a acesteia - mol sunt utilizate în majoritatea calculelor chimice. Această valoare este legată în mod unic de masa, numărul de unități structurale și volumul (dacă este un gaz sau vapori) substanței. Dacă este dată cantitatea de substanță, atunci aceste cantități sunt ușor de calculat.

Fracția de masă a substanței A din sistem este raportul dintre masa sa și masa întregului sistem (adesea această valoare este exprimată în%):

Toate problemele legate de calculele pe fracții de masă trebuie rezolvate folosind această formulă. Pentru a evita erorile tehnice enervante, vă recomandăm să convertiți imediat % în acțiuni atunci când faceți calcule.

Fracția de volum a componentei este raportul dintre volumul componentei și volumul întregului sistem:

Fracția molară a unei componente este raportul dintre cantitatea de substanță (mol) a componentei A și numărul total de moli ai tuturor componentelor sistemului:

Legea conservării energiei - energia nu ia naștere din nimic și nu dispare fără urmă, dar tipurile sale individuale pot trece unele în altele conform unor rapoarte echivalente strict definite.

Deci, dacă energia legăturilor chimice în produșii de reacție este mai mare decât în ​​reactanți, atunci energia eliberată este eliberată sub formă de căldură, lumină sau lucru va avea loc datorită acesteia (de exemplu, o explozie sau o mișcare a pistonului) .

Legea conservării masei (M. V. Lomonosov, 1748) - masa tuturor substanțelor care au intrat într-o reacție este egală cu masa tuturor produselor de reacție.

Din punctul de vedere al teoriei atomice și moleculare, legea conservării masei se explică astfel: ca urmare a reacțiilor chimice, atomii nu dispar și nu apar, ci sunt rearanjați. Deoarece numărul de atomi înainte și după reacție rămâne neschimbat, masa lor totală nu se modifică.

Pe baza acestei legi, toate calculele sunt efectuate conform ecuațiilor reacțiilor chimice.

Legea constanței compoziției (Proust, 1806) - fiecare compus chimic are o compoziție bine definită și constantă.

Ca o consecință a acestei legi, rezultă că compoziția unui compus chimic nu depinde de metoda de preparare a acestuia.

Substanțele a căror compoziție respectă această lege se numesc daltonide. Substanțele a căror compoziție depinde de metoda de preparare se numesc berthollide (de exemplu, oxizi de metale de tranziție).

Legea rapoartelor multiple (Dalton) - dacă două elemente formează mai mulți compuși între ele, atunci cantitățile de masă ale unui element care se combină cu aceeași cantitate de masă a celuilalt sunt legate între ele ca numere întregi mici.

Legea lui Avogadro (1811) - volume egale de gaze ideale diferite în aceleași condiții (temperatură și presiune) conțin același număr de molecule.

Consecințele Legii lui Avogadro 1°. 1 mol de orice gaz ideal în aceleași condiții (temperatură și presiune) ocupă același volum.

În condiții normale (n.a.):

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

- volumul molar al oricărui gaz ideal este de 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Densitățile gazelor ideale în aceleași condiții (temperatură și presiune) sunt direct proporționale cu masele lor molare:

deoarece din legea lui Avogadro rezultă că, în aceleași condiții (p și t) pentru orice gaz ideal, raportul / V = ​​​​const.

Pentru gaze se introduce conceptul densității relative a unui gaz față de altul. DA(X) - densitatea relativă a gazului X pentru gazul A:

În chimie, ca în orice știință, există un sistem de semne convenționale, a căror cunoaștere este necesară pentru înțelegerea acestui subiect.

Simbolismul chimic este un fel de alfabet, cu ajutorul căruia se notează „cuvinte” - formule de compuși și „fraze” - ecuații ale reacțiilor chimice, reflectând într-o oarecare măsură procesele reale care au loc.

Chiar și în Evul Mediu, elementele chimice cunoscute atunci erau desemnate prin simboluri convenționale, aceleași cu cele folosite pentru a desemna corpurile cerești. Cert este că, conform ideilor alchimiștilor, fiecare dintre elementele cunoscute la acea vreme corespundea propriului său corp ceresc.

Câteva idei ale alchimiștilor sunt reflectate în formă poetică:

Denumirile corpurilor cerești și elementele chimice „corespondente” ale acestora, adoptate în Evul Mediu, sunt prezentate în Tabelul 4.

Element Corp ceresc Simbol Desigur, astfel de simboluri pentru desemnarea elementelor chimice nu erau foarte convenabile. Mai mult decât atât, până în 1800, erau cunoscute aproximativ 1800 de elemente chimice (deși unele nu fuseseră încă izolate ca substanțe simple, ci erau cunoscute mai ales sub formă de oxizi), iar utilizarea unei astfel de simboluri a devenit imposibilă.

D. Dalton a propus alte denumiri pentru elementele chimice, mai jos sunt câteva exemple ale acestui simbolism:

Simboluri ale elementelor chimice propuse de D. Dalton După cum se poate observa din aceste exemple, în unele cazuri Dalton a folosit literele inițiale titluri în engleză elemente (de exemplu: fier - Fier, cupru - Cupru, plumb - Plumb), încercuite. Celebrul chimist suedez al secolului al XIX-lea, Jens Jakob Berzelius, care a adus o mare contribuție la dezvoltarea teoriei atomiste a lui Dalton, a propus un simbolism complet nou pentru desemnarea elementelor chimice. El a decis ca fiecare element chimic să aibă propriul său semn special, care în același timp ar fi simbolul elementului chimic și ar desemna un atom. Ca un astfel de simbol, s-a propus utilizarea literei inițiale a numelui latin al elementului (de exemplu, hidrogen - Hidrohenium - simbol H, sulf - Sulphur - S etc.). În cazurile în care numele a două elemente încep cu aceeași literă, a fost adăugată o a doua literă la numele acestui element, de exemplu, C - carbon, Cu - cupru, Cd - cadmiu. Așa au apărut simbolurile elementelor chimice, care sunt folosite în întreaga lume până astăzi.

Unele elemente (de exemplu, fier, aur, plumb) sunt cunoscute din cele mai vechi timpuri, iar numele lor sunt de origine istorică.

Pe care s-au bazat numele elementelor descoperite în ultimii 300 de ani diverse principii: prin mineralul din care a fost izolat pentru prima dată acest element, de exemplu, beriliu (după numele mineralului - beril), după numele țării - patria descoperitorului, de exemplu, germaniul (chimistul german K. Winkler ) în onoarea Germaniei, prin unele proprietăți, de exemplu, clor (din greacă - verde), fosfor (din greacă.

- lumina, - port). Elementele artificiale și-au primit numele în onoarea unor oameni de știință celebri, de exemplu, mendelevium, einsteinium.

Dacă simbolul unui element chimic este introdus mental într-un pătrat, atunci colțurile acestui pătrat sunt folosite, dacă este necesar, pentru informații suplimentare:

Folosind simbolurile chimice ale elementelor se scriu formulele chimice ale substantelor. De exemplu, formula pentru acidul sulfuric H2SO4 arată că molecula acestui compus constă din doi atomi de hidrogen, un atom de sulf și patru atomi de oxigen. Folosind formule chimice, scrieți ecuațiile reacțiilor chimice, de exemplu:

Substanțele care intră într-o reacție chimică (substanțe inițiale) sunt scrise în partea stângă a ecuației, iar substanțele formate ca urmare a reacției (produșii de reacție) sunt scrise în partea dreaptă a ecuației, iar numărul de atomi de fiecare element din partea stângă a ecuației trebuie să fie egal cu numărul de atomi ai acestui element din partea dreaptă (legea conservării masei substanțelor).

Orice formulă chimică este o înregistrare condiționată care conține anumite informații despre o anumită substanță și, în funcție de informațiile pe care doresc să le raporteze, se folosesc diferite formule.

1°. Formula moleculară (sau formula brută) reflectă numai compoziția calitativă și cantitativă a compusului, adică arată ce atomi din ce elemente și în ce cantitate sunt incluși în compoziția acestei substanțe și nu spune nimic despre structura sa. , de exemplu:

2°. Formula grafică (este adesea numită în mod eronat formula structurală) oferă informații suplimentare: pe lângă compoziția calitativă și cantitativă, arată în ce secvență atomii sunt legați între ei și indică, de asemenea, multiplicitatea legăturilor (simple, duble). , triplu):

Cu toate acestea, aceste formule nu spun nimic despre structura moleculelor, adică nu reflectă aranjarea relativă a atomilor în spațiu.

3°. Formula electronică poartă informații suplimentare față de cea grafică (deși, de fapt, este foarte asemănătoare cu aceasta) - arată care dintre electronii de valență sunt implicați în formarea legăturilor, precum și prezența electronilor nepereche și neîmpărțiți. perechi de electroni:

4°. Formula structurală este înfățișată pe o scară, în proiecția corespunzătoare, care oferă o reprezentare tridimensională a moleculei și arată aranjarea relativă a atomilor în spațiu. Dacă este necesar, să formule structurale sunt atașate tabele care indică lungimile legăturilor (distanțele dintre centrele atomilor legați) și unghiurile de legătură (unghiurile dintre legături).

5°. Este posibil să se utilizeze alte variante de formule pentru a transmite informații relevante despre moleculă sau pentru a facilita percepția informațiilor, de exemplu, arată prezența unui orbital liber 1. Câți atomi de hidrogen sunt conținuti în 1 litru de hidrogen la n. la.?

Soluţie. Deoarece 1 mol din orice gaz ideal ocupă la n. y. 22,4 litri, apoi 1 litru de hidrogen (putem considera că este un gaz aproximativ ideal) va conține = 0,045 mol de molecule de hidrogen. Fiecare moleculă de hidrogen este formată din doi atomi, ceea ce înseamnă că numărul de atomi este de două ori mai mare: 2 0,045 \u003d 0,09 mol. Pentru a afla câți atomi sunt în această cantitate de materie, înmulțiți-o cu numărul lui Avogadro:

2. Care este masa unei molecule de NaOH?

Soluţie. Să calculăm mai întâi greutatea moleculară a NaOH în unități de a. e. m., pe baza valorilor maselor atomice de sodiu, oxigen și hidrogen.

Acum să convertim în unități SI:

3. Ce energie este eliberată în timpul formării unui atom de heliu din particulele elementare?

Soluţie. Masa atomică a heliului este de 4,0026 amu. e. m. Să calculăm masa totală a particulelor elementare care alcătuiesc heliul:

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

Defectul de masă este sau 4. Un g de CaO a fost dizolvat în exces de apă cu o masă de B g. Exprimați fracția de masă a substanței în soluția rezultată.

Soluţie. Pentru a rezolva această problemă, trebuie amintit că atunci când oxidul de calciu este dizolvat în apă, are loc reacția CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, prin urmare hidroxidul de calciu va fi solutul.

Găsim masa substanței conform ecuației reacției:

Masa soluției este suma masei substanțelor care au format această soluție (deoarece reacția nu precipită și nu se eliberează gaz, nu trebuie scăzut nimic) A + B. Astfel, \u003d (100%).

5. Se amestecă 11,2 litri de clor și 22,4 litri de hidrogen. Aflați fracția volumică a gazelor din amestec după reacție.

Soluţie. Reacția continuă H2 + Cl2 = 2 HCl. Deoarece volumele de gaze sunt proporționale cu cantitățile lor de substanțe, 1 volum de hidrogen va reacționa cu 1 volum de clor și se formează 2 volume de acid clorhidric. Clorul este insuficient, va reacționa complet; Vor reacționa 11,2 litri de hidrogen și vor rămâne alți 11,2 litri. Clorura de hidrogen va rezulta 2 11,2 \u003d 22,4 litri.

Volumul total al sistemului este de 11,2 + 22,4 = 33,6 litri. Fracția volumică de hidrogen 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), acid clorhidric 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%), sau 6. Aliajul conține 40% K și 60% Na. Aflați fracțiile molare ale componentelor.

Soluţie. M(K) = 39, M(Na) = 23. Dacă 100 g de aliaj conțin 40 g de K, atunci acesta este 40/39 = 1,03 mol. 60 g de sodiu este 60/23 = 2,61 mol.

Cantitatea totală de substanță în 100 g de aliaj este 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. De aici rezultă fracțiile molare: potasiu 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), sodiu 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%), sau 100 - 28 = 72%.

7. Combinația de carbon și hidrogen conține 75% carbon din masă.

Soluţie. Să scriem formula în formă generală: СхНу. Masa de carbon dintr-o moleculă a acestei substanțe este proporțională cu 12x, hidrogen - y. Deoarece fracția de masă a carbonului este de 75%, obținem: 12x: y \u003d 75: 25, prin urmare x: y \u003d 6.25: 25 \u003d 1: 4.

Formula dorită CH4.

8. Densitatea gazului în aer 0,55. Ce este acest gaz?

Soluţie. Masa molară medie a aerului este 29. Pentru a găsi masa molară a unui gaz, înmulțiți 29 cu densitatea gazului: 29 0,55 = 16. Această masă molară corespunde metanului CH4, nu există alte opțiuni.

1. Sarcina totală a câți electroni este 1 C?

Care este masa unui mol de electroni?

2. Câţi atomi de hidrogen sunt conţinuţi în 3 litri de apă a) la 20°C şi 1 atm;

b) la 150°C și 1 atm?

3. Ce energie va fi eliberată când 1 mol de nuclizi de 16O se formează din particule elementare?

4. X g de potasiu s-au dizolvat într-un exces de apă cu un volum de 1 litru. Care este fracția de masă a substanței din soluția rezultată?

5. În 100 ml apă s-au dizolvat 16,8 litri de acid clorhidric și 5,6 litri de acid bromhidric. Aflați fracțiunile de masă ale substanțelor din soluție.

6. La 2000°C, gradul de disociere termică (adică fracția molară a moleculelor descompuse prin căldură) a apei este de aproximativ 2%.

Calculați fracțiile molare și de volum ale tuturor componentelor din amestecul de echilibru la această temperatură.

7. Calculați fracția de masă a alcoolului într-o soluție apoasă cu o fracțiune de volum de 40%, dacă densitatea alcoolului (la 20°C) este de 0,79 g/ml.

8. S-au turnat două soluții: 10 g clorură de bariu 20% și 20 g sulfat de potasiu 10%. Aflați fracțiile de masă ale tuturor substanțelor dizolvate.

9. Combinația de azot cu hidrogen conține 87,5% azot în masă.

Găsiți formula pentru acest compus.

10. Un anumit gaz are o densitate a hidrogenului de 8,5. Ce este acest gaz?

11. Desenați formulele grafice ale azotului, oxidului de fier (III), acidului fosforic.

Studiul trecerii curentului electric prin diverse medii (gaze, soluții, topituri), efectuat în secolul trecut, a dat primele fapte experimentale care au determinat ideea structurii complexe a atomului.

În anii 30 ai secolului al XIX-lea, fizicianul englez Michael Faraday a stabilit că procesele electrochimice sunt caracterizate de anumite relații, care indică faptul că sarcinile electrice, ca și materia, sunt de natură discretă și există o anumită sarcină minimă.

Experimentele cu tuburi cu descărcare în gaze efectuate în a doua jumătate a secolului trecut au arătat clar că compoziția atomilor trebuie să includă particule încărcate negativ, care mai târziu au fost numite electroni3. Aceste experimente cu gaze rarefiate au avut un design destul de simplu. Doi electrozi au fost lipiți într-un tub de sticlă, apoi tubul a fost evacuat la o presiune de aproximativ 10 mm Hg. Artă.

(0,013 Pa). Electrozilor li s-a aplicat o tensiune înaltă (câțiva kilovolți), iar prin strălucirea pereților tubului și a gazelor reziduale s-a observat un flux de particule care s-au mutat de la electrodul negativ la cel pozitiv. Dacă a fost plasat vreun obstacol în calea acestui fascicul, de exemplu, un rotor, atunci acesta a început să se rotească, ceea ce indică faptul că particulele aveau o masă finită. Dacă tubul cu descărcare în gaz a fost plasat între plăcile unui condensator plat, atunci fluxul de particule a fost deviat către una dintre ele, și anume, cea care era încărcată pozitiv, ceea ce indica o sarcină negativă a particulelor.

În 1896, Henri Becquerel, lucrând cu compuși ai uraniului, a descoperit fenomenul radioactivității - dezintegrarea spontană a atomilor unui element și transformarea lor în atomi ai altui element chimic. S-a constatat că astfel de transformări sunt însoțite de emisia de radiații invizibile pentru ochi.

Ceva mai târziu, soții Pierre Curie și Maria Sklodowska-Curie au descoperit că nu numai compușii emit radiații invizibile.3 Electronul a fost primul dintre particulele elementare descoperite. În 1874

J. J. Stoney a sugerat că curentul electric este un flux de particule încărcate negativ, pe care le-a numit electroni. Cu toate acestea, prioritatea descoperirii electronului este aproape universal recunoscută de J. J. Thomson, care a demonstrat experimental existența electronului și a determinat raportul dintre sarcina lui și masa.

uraniu, dar și alte substanțe. Ca urmare a muncii minuțioase, au descoperit două noi element chimic, care au fost denumite „radiu” și „poloniu”.

În 1899, Rutherford a descoperit că elementele radioactive emit două tipuri de radiații, pe care le-a numit - și - raze. Ulterior s-a constatat că substanțele radioactive pot emite trei tipuri de radiații:, și. -radiația este un flux de nuclee de atomi de heliu și, în consecință, -particulele au masa de 4 a. e.m. și sarcina electrică +2, -razele sunt un flux de electroni, iar -razele sunt radiații electromagnetice cu o lungime de undă foarte scurtă4.

Toate aceste fapte experimentale au indicat că atomul are o structură complexă și trebuie să includă electroni. Și întrucât atomul în ansamblu este o particulă neutră din punct de vedere electric, sarcina negativă a electronilor trebuie compensată de o sarcină pozitivă.

În jurul anului 1900, J. J. Thomson a propus primul model al atomului, conform căruia sarcina pozitivă umple uniform întregul volum al atomului, iar sarcina negativă, reprezentată de electroni, este intercalată în această sferă încărcată pozitiv. Acest model a fost numit „budinca lui Thomson”. Modelul nu a putut explica toate datele experimentale obținute până la acel moment. Într-o oarecare măsură, a explicat experimentele și experimentele lui Faraday cu tuburi cu descărcare în gaz, dar nu a putut răspunde la cea mai importantă întrebare: „cum poate exista un astfel de sistem de sarcini electrice?”5 În ciuda acestui fapt, oamenii de știință au folosit acest model de ceva timp.

4 Ulterior, au fost descoperite și alte tipuri de dezintegrare radioactivă: +-dezintegrare (emisia de pozitroni), captarea de electroni (captarea unui electron orbital de către un nucleu), emisia întârziată de neutroni, fisiunea nucleară spontană, iar în 1961, sub conducerea academicianului Flerov. , dezintegrarea protonilor.

5 Una dintre principalele teoreme ale electrostaticei este o teoremă formulată în secolul al XIX-lea de fizicianul și matematicianul englez S. Earnshaw:

orice configurație de echilibru a sarcinilor electrice punctuale în repaus este instabilă dacă, în afară de forțele Coulomb de atracție și repulsie, nicio altă forță nu acționează asupra lor. Această teoremă rezultă din afirmația că energia potențială a unui sistem static de sarcini electrice nu poate avea un minim. Prezenţa unei energii potenţiale minime este conditie necesara echilibru stabil.

Orez. 1. Experiment asupra trecerii particulelor prin materie.

În 1910, studenții lui Rutherford, Hans Geiger și Ernest Marsden, au efectuat experimente privind bombardarea cu particule a plăcilor subțiri de metal. Ei au descoperit că majoritatea particulelor trec prin folie fără a-și schimba traiectoria. Și acest lucru nu a fost surprinzător, dacă acceptăm corectitudinea modelului atomic al lui Thomson.

Ceea ce a fost surprinzător a fost doar că unele particule au deviat de la traiectoria originală și, spre surprinderea tuturor, aproximativ 1 din 20.000 de particule au deviat printr-un unghi apropiat de 180 °, adică au revenit înapoi (vezi Fig. 1).

Din rezultatele acestui experiment s-au putut trage următoarele concluzii:

1) există un „obstacol” în atom, care a fost numit nucleu;

2) nucleul are o sarcină pozitivă (în caz contrar, particulele încărcate pozitiv nu ar fi reflectate înapoi);

3) nucleul are dimensiuni foarte mici în comparație cu dimensiunile atomului însuși (doar o mică parte a particulelor a schimbat direcția de mișcare);

4) nucleul are o masă mare în comparație cu masa particulelor.

Experimentele privind împrăștierea particulelor au făcut posibilă, de asemenea, estimarea dimensiunilor nucleelor ​​și atomilor:

- nucleele au diametre de ordinul 10–15 - 10–14 m, - atomii au diametre de ordinul 10–10 m.

Pentru a explica rezultatele obținute, Rutherford a prezentat ideea unei structuri planetare a atomului. El a văzut atomul ca sistem solar: în centru se află nucleul care conține masa principală și întreaga sarcină pozitivă a atomului, iar în jurul, pe diferite orbite, electronii se rotesc. Acest model a explicat destul de bine materialul experimental acumulat până în acel moment, dar a suferit două dezavantaje:

1) În conformitate cu ecuațiile electrodinamicii clasice, o particulă încărcată care se mișcă cu accelerație (și un electron dintr-un atom se mișcă cu accelerație centripetă) trebuie să radieze energie.

În acest caz, pierderea de energie ar trebui să ducă la o scădere a razei orbitei și la căderea electronului pe nucleu.

2) O schimbare continuă a traiectoriei electronilor ar trebui să contribuie, de asemenea, la o schimbare continuă a frecvenței radiației și, în consecință, la un spectru de emisie continuu. Dar experimentele au arătat că spectrul de emisie al hidrogenului, precum și al altor atomi în stare gazoasă, constă din mai multe benzi, adică.

este discret.

O cale de ieșire din această situație a fost găsită în 1913 de fizicianul danez Niels Bohr, care și-a propus teoria structurii atomului. În același timp, el nu a renunțat complet la ideile anterioare despre structura planetară a atomului, dar pentru a explica stabilitatea unui astfel de sistem, a făcut presupunerea că legile fizicii clasice nu sunt întotdeauna aplicabile pentru a descrie sisteme precum atomi și a formulat două postulate.

Primul postulat al lui Bohr. Electronii se pot învârti în jurul nucleului pe orbite staționare strict definite, în timp ce nu emit sau absorb energie.

Al doilea postulat al lui Bohr. Când se deplasează de pe o orbită pe alta, un electron absoarbe sau emite o cantitate de energie.

Bohr a sugerat că momentul unghiular pentru un electron dintr-un atom poate lua valori discrete egale doar cu un număr întreg de cuante de acțiune, care pot fi scrise matematic după cum urmează:

unde m este masa electronului, v este viteza liniară de rotație a acestuia, r este raza orbitei, n este numărul cuantic principal, care ia valori întregi de la 1 la infinit și h = 6,625 10–34 J /s este constanta lui Planck. Ecuația (7) este o expresie matematică a primului postulat al lui Bohr.

Energia unui electron pe orbita corespunzătoare este determinată de expresia:

În această ecuație, toate mărimile cu excepția n sunt constante.

Astfel, energia unui electron într-un atom este determinată de valoarea numărului cuantic principal. Pentru un atom de hidrogen la n = 1, E = 2,176 10–J, sau 13,6 eV (1 electron volt este energia pe care o dobândește un electron când trece printr-o diferență de potențial de 1 volt și este egal cu 1,6 10–19 J) .

Folosind ecuațiile de mai sus, Bohr a calculat spectrul de emisie al atomului de hidrogen.

În atomul de hidrogen, electronul are energia minimă pe prima orbită. Această stare a electronului se numește starea fundamentală sau nu este excitat. Dacă i se dă suficientă energie acestui electron, atunci el poate merge pe o altă orbită cu o rază mare, de exemplu, pe orbita nr. 2, 3 etc., în funcție de energia transmisă. O astfel de stare se numește excitată, este instabilă.

Un electron poate rămâne pe aceste orbite pentru o perioadă scurtă de timp și apoi se poate muta pe o altă orbită cu energie mai mică, revenind în cele din urmă la starea fundamentală. În timpul acestor tranziții, energia este emisă sub formă de radiație electromagnetică.

În 1900, Planck a sugerat că radiația și absorbția energiei pot avea loc numai în porțiuni strict definite, pe care le-a numit cuante. Frecvența radiației este legată de energie prin ecuația:

unde c este viteza luminii în vid egală cu 3 108 m/s. Prin urmare, frecvența acestei radiații depinde de diferența dintre energiile nivelurilor (). În funcție de lungimea de undă, această radiație poate aparține diferitelor regiuni ale spectrului: raze X, ultraviolete, vizibile sau infraroșii. Pe fig. 2 prezintă schematic tranzițiile unui electron într-un atom de hidrogen excitat, care provoacă radiații în diferite regiuni ale spectrului.

Orez. 2. Tranziții electronice în atomul de hidrogen Calculele lui Bohr s-au dovedit a fi în acord excelent cu rezultatele obținute experimental (vezi Tabelul 6).

Lungimile de undă ale liniilor spectrale din seria Balmer (regiunea vizibilă) Un studiu detaliat al liniilor spectrale a arătat că unele dintre ele nu sunt una, ci mai multe linii strâns distanțate. Acest lucru a indicat că există orbite diferite în care electronii au energii similare. Pentru a explica acest fapt, Sommerfeld a sugerat că electronii se pot roti nu numai pe orbite circulare, ci și pe orbite eliptice.

Cu toate acestea, teoria lui Bohr nu era universală. Din punctul său de vedere, a fost imposibil de descris comportamentul atomului de hidrogen într-un câmp magnetic. De asemenea, nu este posibil să se explice formarea unei molecule de hidrogen, iar în descrierea atomilor cu mulți electroni apar dificultăți insurmontabile de natură fundamentală. Teoria Bohr nu este practic folosită în chimie.

Aceste dificultăți pot fi depășite dacă abordăm descrierea structurii atomului din punctul de vedere al unei teorii mai ample - mecanica cuantică, care ia în considerare comportamentul particulelor în microcosmos. Legile care descriu fenomenele care au loc în microlume diferă semnificativ de legile care descriu comportamentul macrocorpurilor. Numărul cuantic n, care a fost introdus artificial în teoria lui Bohr, se dovedește a fi o consecință inevitabilă a unor legi mai generale din punctul de vedere al teoriei cuantice.

Natura duală a microcosmosului a fost stabilită mai întâi pentru lumină. Pe de o parte, lumina este caracterizată de fenomene precum interferența și difracția, care pot fi explicate doar din punctul de vedere al naturii sale ondulatorii. Pe de altă parte, fenomenul efectului fotoelectric nu poate fi descris din punctul de vedere al acestei teorii. Acest lucru se poate face prin asumarea unei naturi corpusculare (din latină corpusculum - particule) pentru lumină. În 1905, Einstein a sugerat că lumina este emisă sub formă de particule numite fotoni sau cuante. Fiecare foton are o energie definită de ecuația (11).

Din natura corpusculară a luminii, a rezultat că fotonii trebuie să aibă o anumită masă. Masa în repaus a unui foton este egală cu zero, iar atunci când se mișcă, fotonul capătă o masă dinamică. Pentru a calcula această masă, Einstein a propus o ecuație pentru echivalența masei și energiei:

Combinând ecuațiile (11) și (12) obținem:

sau unde p este impulsul fotonului.

În 1924, fizicianul francez de Broglie, bazându-se pe conceptul naturii duale a microcosmosului, a sugerat că electronul are o anumită lungime de undă, care se potrivește pe orbită de un număr întreg de ori. Aceasta înseamnă că 2r = n.

Presupunerea lui De Broglie din 1927 a primit confirmare experimentală. Fizicienii americani Davison și Germer au observat difracția electronilor de către cristalele de clorură de sodiu.

Principiul cuantizării a fost introdus în teoria lui Bohr în mod arbitrar. A folosit în principal legile mecanicii clasice. Descoperirea proprietăților de undă ale electronului, efectul fotoelectric, experimentele cu un corp complet negru au dus la crearea unei noi ramuri a fizicii - mecanica cuantică.

Un rol major în crearea sa l-au jucat E. Schrödinger și W. Heisenberg.

Modelul mecanic cuantic al atomului nu este la fel de clar ca modelul propus de Bohr, iar aparatul matematic al mecanicii cuantice al modelului mecanic cuantic al structurii atomului va fi considerat pur calitativ, fără utilizarea aparaturii matematice. O mare parte din ceea ce va fi prezentat în secțiunea următoare, cititorul va trebui să accepte „pe credință”, fără dovezi. Numerele cuantice vor fi introduse pur și simplu pentru a descrie comportamentul unui electron într-un atom, în timp ce ele sunt o consecință a soluției ecuației Schrödinger.

2.2. Modelul cuantic-mecanic al structurii atomului Heisenberg a subliniat diferențele fundamentale în observarea micro- și macro-obiectelor. Observarea oricărui obiect, în principiu, se reduce la două cazuri:

1) Obiectul în sine dă orice semnale. De exemplu, zgomotul de la un motor în funcțiune, radiația de căldură etc.

2) Obiectul observat este supus unei anumite influențe, de exemplu, iradiere cu lumină, unde radio etc., iar semnalul reflectat este înregistrat (cum este utilizat pe scară largă în radar, în ecolocație). Mai mult, cu cât impactul asupra obiectului observat este mai puternic, cu atât semnalul reflectat este mai puternic (ceteris paribus) și înregistrarea obiectului este mai fiabilă.

Dacă sunt observate macroobiecte cunoscute nouă, atunci acțiunea radiațiilor electromagnetice (lumină, unde radio etc.) asupra lor nu le modifică nici poziția, nici viteza. Situația este complet diferită atunci când se observă obiecte ale microcosmosului, de exemplu, electronii. Sub acțiunea unui cuantum de lumină asupra unui electron, viteza acestuia din urmă nu rămâne neschimbată. Prin urmare, după ce am determinat poziția electronului la un moment dat în timp sub acțiunea unui foton, nu putem determina viteza acestuia în același moment - acesta s-a schimbat deja.

Heisenberg a propus o relație, care a fost numită „relație de incertitudine”:

unde p este incertitudinea în valoarea impulsului particulei și x este incertitudinea în coordonatele sale. Din această relație rezultă că, cu cât coordonatele unui electron sunt determinate mai precis, cu atât mai puțin precis va fi determinată impulsul său și invers. Cu alte cuvinte, nu are sens să vorbim despre traiectoria unui electron, deoarece pentru a-l descrie pe acesta din urmă este necesar să se cunoască exact atât coordonatele electronului, cât și impulsul său în fiecare moment de timp (care a fost încorporat în modelul Bohr al atomului). Relația de incertitudine arată că o descriere atât de precisă a mișcării unei particule atât de mici precum electronul este imposibilă, adică însuși conceptul de orbită (traiectorie) a unui electron se dovedește a fi insuportabil. Este necesară o metodă complet diferită de a descrie comportamentul unui electron într-un atom, care este furnizată de mecanica cuantică. În mecanica cuantică, pentru a descrie comportamentul unui electron, două poziții sunt inițiale:

1) mișcarea unui electron este de natură ondulatorie;

2) cunoștințele noastre despre comportamentul unui electron sunt de natură probabilistică (sau statistică).

Au fost deja date câteva clarificări cu privire la prima prevedere (la pagina 25). Să comentăm a doua poziție. Conform principiului de incertitudine al lui Heisenberg, locația unei particule nu poate fi niciodată determinată cu exactitate. Cel mai bun lucru de făcut în acest caz este să indicați probabilitatea cu care particula se va afla într-o regiune a spațiului V = x y z.

În 1926, Schrödinger a propus o ecuație în care a fost introdusă funcția de undă pentru a descrie comportamentul unui electron într-un atom. Ecuația este înșelător de simplă:

unde E este energia totală a particulei, este funcția de undă și H este Hamilton. Hamiltonianul arată ce operații matematice trebuie să efectuați cu funcția de undă pentru a rezolva ecuația pentru energie. Semnificația fizică a funcției de undă este dificil de determinat, dar pătratul modulului ei | |2 determină probabilitatea de a găsi un electron într-o regiune dată a spațiului.

Ecuația Schrödinger este rezolvată exact pentru hidrogen și atomi asemănători hidrogenului (adică pentru sistemele formate dintr-un nucleu și un electron). Din soluția acestei ecuații pentru atomul de hidrogen, a rezultat că comportamentul unui electron într-un atom este descris de patru numere cuantice.

1°. Numărul cuantic principal n. Poate lua valori de la infinit, care definesc:

a) numărul nivelului de energie (în teoria lui Bohr, numărul orbitei);

b) intervalul energetic al electronilor situati la acest nivel;

c) mărimile orbitalilor (în teoria lui Bohr, razele orbitelor);

d) numărul de subniveluri ale unui nivel energetic dat (primul nivel este format dintr-un subnivel, al doilea - din două, al treilea - din trei etc.).

e) în sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev, valoarea numărului cuantic principal corespunde numărului perioadei.

Uneori folosesc denumirea literelor numărului cuantic principal, adică fiecare valoare numerică a lui n corespunde unei anumite denumiri de litere:

2°. Numărul cuantic orbital sau azimutal l. Numărul cuantic orbital determină momentul unghiular (momentul) electronului, valoarea exactă a energiei sale și forma orbitalilor.

Noul concept de „orbital” sună ca cuvântul „orbită”, dar are un înțeles complet diferit. Un orbital este o regiune a spațiului în care probabilitatea de a găsi un electron are o anumită valoare (90 - 95%). Uneori, suprafața de limită a acestei regiuni este numită orbital, iar în figuri, de regulă, o secțiune a acestei regiuni este reprezentată de un plan care trece prin origine și se află în planul figurii. Centrul nucleului atomic este plasat la originea coordonatelor. Conceptul de orbital, spre deosebire de orbită, nu implică cunoașterea coordonatelor exacte ale unui electron. Numărul cuantic orbital depinde de numărul cuantic principal și ia următoarele valori:

și fiecare valoare a numărului cuantic principal n corespunde cu n valori ale numărului cuantic orbital l. De exemplu, dacă n \u003d 1, atunci l ia o singură valoare (l \u003d 0) pentru n \u003d 2, valoarea l ia două valori: 0 și 1 etc. Fiecare valoare numerică a lui l corespunde unui anumit geometric forma orbitalilor și i se atribuie o denumire de literă. Primele patru denumiri de litere sunt de origine istorică și sunt asociate cu natura liniilor spectrale corespunzătoare tranzițiilor electronice între aceste subnivele: s, p, d, f - primele litere ale cuvintelor englezești folosite pentru a denumi liniile spectrale ascuțite ( ascuțit), principal (principal), difuz (difuz), fundamental (principal). Denumirile altor subniveluri sunt în ordine alfabetică: g, h, ....

Înțeles l l Numărul de subniveluri Orice subnivel este determinat de două numere cuantice - cel principal (când scriu, de obicei indică o valoare numerică) și orbital (când scriu, de obicei folosesc o desemnare a literelor). De exemplu, un subnivel de energie pentru care n = 2 și l = 1 ar trebui scris ca:

2p subnivel. Toți orbitalii cu aceleași valori ale lui l au aceeași formă geometrică și, în funcție de valorile numărului cuantic principal, diferă ca mărime, adică sunt figuri similare. De exemplu, toți orbitalii pentru care l = 0 (orbitalii s) au forma unei sfere, dar diferă în raze, în funcție de valoarea numărului cuantic principal n. Cu cât valoarea lui n este mai mare, cu atât dimensiunile orbitalilor sunt mai mari, de exemplu, orbitalul 1s are cele mai mici dimensiuni, raza orbitalului 2s este mai mare, 3s este chiar mai mare.

3°. Numărul cuantic magnetic ml. Rotația unui electron în jurul nucleului poate fi comparată cu mișcarea curentului într-un circuit închis. În acest caz, apare un câmp magnetic, a cărui putere este direcționată perpendicular pe planul de rotație al electronului. Dacă un atom se află într-un câmp magnetic extern, atunci, conform conceptelor mecanicii cuantice, electronii săi trebuie aranjați astfel încât proiecțiile momentelor lor magnetice pe direcția acestui câmp să fie întregi (vezi Fig. 3). În același timp, ele pot lua atât valori negative, cât și pozitive, inclusiv zero.

Valoarea numerică a proiecției momentului magnetic este numărul cuantic magnetic. Dacă valoarea numărului cuantic orbital este l, atunci numărul cuantic magnetic va lua valori de la - l la + l, inclusiv zero. Numărul total de valori va fi 2l + 1.

Orez. 3. Semnificația fizică a numărului cuantic magnetic Astfel, numărul cuantic magnetic determină amplasarea orbitalilor în spațiu relativ la sistemul de coordonate ales.

Numărul total de valori posibile ale ml arată în câte moduri pot fi aranjați în spațiu orbitalii unui subnivel dat, adică.

numărul total de orbitali din subnivel.

orbitali de la subnivel Numărul cuantic orbital l = 0 corespunde valorii unice a numărului cuantic magnetic ml = 0. Aceste valori caracterizează toți orbitalii s care au forma unei sfere. Deoarece în acest caz numărul cuantic magnetic ia o singură valoare, fiecare subnivel s este format dintr-un singur orbital. Să luăm în considerare orice subnivel p: la l = 1, orbitalii au formă de gantere („opt”) volumetrice, numărul cuantic magnetic ia următoarele valori ml = – 1, 0, + 1 (trei valori), prin urmare, subnivelul p este format din trei orbitali, iar acești orbitali sunt localizați de-a lungul a trei axe de coordonate și, respectiv, sunt notați cu px, py, pz. Pentru subnivelul d l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (valori) și orice subnivel d este format din cinci orbitali, care sunt aranjați într-un anumit mod în spațiu (vezi Fig. . 6) și, respectiv, sunt desemnate dxy, dxz, dzy, d z 2 și d x 2 y 2. Patru dintre cele cinci dorbitale sunt sub formă de rozete cu patru petale, fiecare dintre acestea fiind formată din două gantere, al cincilea orbital este un ganteră cu un tor în plan ecuatorial (d z 2 -orbital) și situată de-a lungul axei z. „Petalele” orbitalului d x 2 y 2 sunt situate de-a lungul axelor x și y. Orbitalii dxy, dxz si dyz sunt situati intre axele respective.

Orez. 4. Configurații spațiale ale orbitalilor s-, p- și d Al patrulea nivel de energie este format din patru subniveluri – s, p, d și f. Primele trei dintre ele sunt similare cu cele discutate mai sus, iar al patrulea, subnivelul f, constă deja din șapte orbitali, ale căror configurații spațiale sunt destul de complexe și nu le vom lua în considerare.

4°. Numărul cuantic de spin (spinul electronului), ms. În 1926

Uhlenbeck și Goldsmith au arătat că, pe lângă mișcarea orbitală, electronul trebuie să participe la rotația în jurul propriei axe care trece prin centru. Prin urmare, electronul trebuie să aibă propriul său moment unghiular și, deoarece este o particulă încărcată, atunci momentul magnetic. Această reprezentare este destul de primitivă, dar este folosită pentru claritate, așa că o vom folosi.

Sunt posibile doar două direcții de rotație ale unui electron în jurul axei sale:

în sensul acelor de ceasornic și în sens invers acelor de ceasornic. Prin urmare, numărul cuantic de spin ia doar două valori: + 1 și 1.

Orez. 5. Apariția spinului electronului (conform lui Uhlenbeck și Goldsmith) Astfel, starea unui electron într-un atom este determinată de un set de valori a patru numere cuantice. Conceptul de „orbital” a fost dat mai sus (vezi p. 29). Să definim mai clar câțiva dintre termenii care au fost folosiți în explicarea semnificației fizice a numerelor cuantice și care vor fi folosiți în cele ce urmează.

Un grup de orbitali cu aceeași valoare a numărului cuantic orbital formează un subnivel energetic.

Setul tuturor orbitalilor cu aceeași valoare a numărului cuantic principal, adică orbitalii cu valori apropiate de energie, formează un nivel de energie.

Dacă nu există probleme speciale atunci când se descrie structura unui atom de hidrogen - doar un electron, care în starea fundamentală ar trebui să ocupe un orbital cu o energie minimă, atunci când se descrie structura atomilor multielectroni, este necesar să se ia în considerare interacțiunea unui electron nu numai cu nucleul, ci și cu alți electroni. Acest lucru dă naștere problemei secvenței în care electronii umplu diferitele subniveluri ale atomului. Această secvență este determinată de trei „reguli”.

1. Principiul Pauli. Un atom nu poate avea doi electroni cu același set de valori pentru toate cele patru numere cuantice.

Aceasta înseamnă că electronii trebuie să difere în ceea ce privește valoarea a cel puțin unui număr cuantic. Primele trei numere cuantice caracterizează orbitalul în care se află electronul. Și dacă doi electroni au același set de ei, atunci aceasta înseamnă că se află în același orbital. În conformitate cu principiul Pauli, acestea trebuie să difere în ceea ce privește valoarea spinului. De aici rezultă că doar doi electroni cu valori de spin opuse pot fi într-un orbital.

Pentru a determina „capacitatea” nivelului de energie, i.e.

numărul maxim de electroni care poate fi la nivelul numărului cuantic principal n, vom alcătui următorul tabel:

Capacitatea electronică maximă a primelor trei niveluri de energie Tabelul arată că numărul de orbitali la un nivel de energie dat, în funcție de valoarea lui n, formează o progresie aritmetică, unde primul termen este a1 = 1, iar ultimul este an = 2l + 1. Diferența de progresie este 2, iar numărul de membri - n. Suma Sn a progresiei în acest caz va fi egală cu:

iar ținând cont de l = n - Astfel, numărul total de orbitali la nivelul energetic cu valoarea numărului cuantic principal n este egal cu n2. Și deoarece doar doi electroni pot fi într-un orbital, obținem că capacitatea electronică maximă a nivelului de energie este 2n2.

Există o anumită formă de înregistrare a stării unui electron într-un atom.

De exemplu, pentru starea fundamentală a unui atom de hidrogen, arată astfel:

Aceasta înseamnă că în primul nivel de energie, există un electron în subnivelul s. Există o altă formă de înregistrare a distribuției electronilor pe subniveluri - folosind celule cuantice.

În acest caz, orbitalul este notat în mod convențional cu pătrate, iar electronii cu săgeți sau, în funcție de semnul spinului. Apoi, structura electronică a atomului de hidrogen poate fi descrisă după cum urmează:

Structura electronică a unui atom cu un număr mare de electroni, cum ar fi un atom de bor, poate fi scrisă în următoarele moduri:

2. Regula lui Hund. Această regulă determină secvența în care orbitalii sunt umpluți cu electroni într-un subnivel.

Regula lui Hund este formulată după cum urmează: „În cadrul unui subnivel, electronii sunt aranjați în orbitali în așa fel încât spinul lor total să fie maxim, adică ar trebui să existe un număr maxim de electroni nepereche la subnivel”. Luați în considerare implementarea acestei reguli pe exemplul de completare a subnivelului p.

Opțiunea 1 spin total Opțiunea 2 spin total În conformitate cu regula lui Hund, orbitalii sunt umpluți conform primei opțiuni, adică mai întâi, electronii ocupă toți orbitalii liberi și abia apoi se perechează.

3. Principiul energiei minime (regula lui Klechkovsky).

Umplerea nivelurilor de energie în atomi de tip hidrogen (un microsistem format dintr-un nucleu și un electron) are loc în conformitate cu creșterea monotonă a numărului cuantic principal n (n = 1, 2, 3, ... etc.). Pentru fiecare valoare a lui n, subnivelurile trebuie completate în ordinea creșterii numărului cuantic orbital l, care ia valori de la 0 la (n – 1). Iar umplerea următorului nivel de energie începe doar când nivelul anterior este complet umplut. Numărul maxim de electroni din nivelul de energie este determinat de formula 2n2 și, prin urmare, numărul maxim de electroni în perioade ar trebui să fie după cum urmează:

În realitate, totuși, în Tabelul periodic se observă o imagine diferită:

După cum se poate observa din acest tabel, perioadele sunt aranjate în perechi, singura excepție este prima perioadă, care conține doar două elemente, în care este umplut primul nivel de energie, constând dintr-un subnivel, și nu există electroni interni care ar putea afecta structura nivelului extern. În alte cazuri, se observă următoarea imagine: structura celei de-a treia perioade este similară cu structura celei de-a doua (și ambele conțin 8 elemente), structura celei de-a cincea perioade este similară cu structura celei de-a patra (și ambele conțin 18 elemente), al șaptelea este similar cu structura celui de-al șaselea (32 de elemente fiecare).

Un acord mult mai bun cu realitatea este dat de distribuția electronilor în grupuri propusă de V. M. Klechkovsky: „Într-un atom, fiecare electron ocupă subnivelul la care energia lui va fi minimă.”

S-a menționat mai sus că energia unui electron este determinată nu numai de valoarea numărului cuantic principal, ci și de valoarea celui orbital, prin urmare, pentru a determina ce subnivel va fi umplut cu electroni în primul rând. , este necesar să se țină cont de valorile ambelor numere cuantice.

Pentru aplicare practică, regula Klechkovsky poate fi formulată după cum urmează:

secvențe de creștere a sumei valorilor numerelor cuantice principale și orbitale corespunzătoare acestora.

b) „În cazul acelorași valori ale acestei sume pentru mai multe subniveluri, se completează mai întâi subnivelul pentru care numărul cuantic principal are cea mai mică valoare.”

Luați în considerare o aplicare specifică a acestei reguli:

Pentru primele două valori ale sumelor (n + l), egale cu 1 și, respectiv, 2, nu există alternative, iar subnivelurile sunt completate în următoarea secvență: 1s și apoi 2s. Începând cu o valoare de sumă de 3, apar două opțiuni: pentru a umple subnivelul 2p sau subnivelul 3s. În conformitate cu regula Klechkovsky, alegem subnivelul pentru care n are o valoare mai mică, adică subnivelul 2p.

Apoi subnivelul 3s este completat. Mai departe, valoarea n + l = 4. Există din nou două astfel de valori: pentru subnivelul 3p și pentru subnivelul 4s (un caz similar cu cel anterior). Subnivelul 3p și apoi 4s va fi completat mai întâi. Subnivelul 3d rămâne liber, deoarece suma n + l pentru el este mai mare decât pentru 4s.

secvența subnivelurilor de energie de umplere:

Dar o astfel de umplere are loc până la un anumit punct. Dacă luăm în considerare modificarea energiei subnivelurilor cu o creștere a sarcinii nucleului atomic (vezi Fig. 8), putem observa că energia tuturor subnivelurilor scade. Dar rata de scădere a energiei la diferite subniveluri nu este aceeași. Prin urmare, dacă înainte de calciu, subnivelul 3d era mai mare ca energie decât 4s, atunci pornind de la scandiu și elementele ulterioare, energia acestuia scade brusc, așa cum este demonstrat, de exemplu, de structura electronică a ionului Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). Din structura electronică dată a ionului se poate observa că doi electroni de valență ai fierului au părăsit subnivelul 4s mai puțin favorabil din punct de vedere energetic. O inversare energetică similară este observată pentru subnivelurile 5s și 4f, precum și pentru subnivelurile 6s și 5f.

Orez. 6. Schema modificării energiei subnivelurilor cu creșterea sarcinii nucleului.

Ulterior, s-a constatat că subnivelurile complet și pe jumătate umplute au stabilitate crescută. Deci, pentru subnivelul d, configurațiile electronice stabile sunt d 10 și d 5, iar pentru subnivelul f, respectiv f 14 și, respectiv, f 7. Așa se explică anomaliile în structura nivelurilor de energie externe ale unor elemente, de exemplu, în crom, electronii de valență ar fi trebuit să fie localizați 3d 44s2, dar în realitate - 3d 54s1, cuprul ar trebui să aibă 3d 94s2, dar de fapt 3d 104s1. Tranziții similare ale electronilor de la subnivelul s la subnivelul d sunt observate în molibden, argint, aur și, de asemenea, în elementele f.

Există și alte anomalii în structura nivelurilor de energie externă, în principal în actinide, care nu vor fi luate în considerare aici.

Starea unui electron într-un atom este determinată de un set de valori a patru numere cuantice, fiecare dintre acestea reflectând un anumit cantitate fizica. Pentru primele trei numere cuantice, se poate introduce și o interpretare geometrică:

numărul cuantic principal n determină mărimea orbitalilor, numărul cuantic orbital l determină forma geometrică a orbitalilor, numărul cuantic magnetic ml determină amplasarea orbitalilor în spațiu față de sistemul de coordonate ales.

Umplerea subnivelurilor energetice ale atomilor cu electroni în starea neexcitată respectă trei reguli:

Principiul lui Pauli, regula lui Hund și regula lui Klechkovsky.

1. Pot fi electronii ionului Rb+ în următorii orbitali:

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

Soluţie. Elementul Rb se află în subgrupa principală I din grupa V a perioadei tabelului periodic, ceea ce înseamnă că nivelul său electronic începe să se umple cu numărul cuantic principal n = 5: 5s1. Ionul Rb+ a pierdut un electron exterior. Aceasta înseamnă că nu există electroni pe orbitalii 5p sau 5s ai ionului Rb+ neexcitat. Cu toate acestea, electronii se pot deplasa către acești orbitali atunci când atomul este excitat.

Să descriem penultimul nivel (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Are 8 electroni, ca orice element s (adică, un element din subgrupul principal al grupului I sau II al Tabelului periodic, în care subnivelul s). este umplut). De ce subnivelurile 4d și 4f sunt goale? Faptul este că energia subnivelului 4d este mai mare decât 5s, iar 4f este chiar mai mare decât 6s, iar subnivelurile cu energie mai mică sunt umplute mai întâi (regula lui Klechkovsky). Deci, electronii Rb+ pot fi în orbitali 4p.

Rămâne de văzut dacă pot fi în orbitali 3f. Pentru n = numărul cuantic orbital l ia valorile 0,1,2, care corespund subnivelurilor s, p și d. Și subnivelul 3f pur și simplu nu există.

2. Dați exemple de trei particule (atomi, ioni) cu configurația electronică 1s22s2p63s2p6.

Soluţie. Articol potrivit Sistem periodic - Ar (electroni pe al treilea - extern - nivel electronic). Este clar că nu există alți atomi cu o astfel de configurație electronică. Dar știm că elementele cărora le lipsesc, de regulă, 1-3 electroni la o înveliș stabilă de 8 electroni, tind să-i dobândească și să devină ioni negativi, iar având 1-3 electroni la nivelul următor, renunță la ei și devin pozitive. ioni.. Deci poate fi Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Alegeți oricare trei particule care vă plac.

3. Câte elemente ar exista în perioada V dacă numărul cuantic de spin ar avea o singură valoare - 1?

Soluţie. În realitate, numărul cuantic de spin, după cum știți, ia două valori diferite: + 1 și - 1. Dacă ar avea o singură valoare, atunci învelișul de electroni ar putea găzdui jumătate din numărul de electroni, deoarece toți trebuie să fie diferiți de fiecare. altele un set de numere cuantice (principiul Pauli), si, in consecinta, elementele din perioada ar fi de 2 ori mai putine.

4. Ce numere cuantice și cum ar trebui, în opinia dumneavoastră, să se schimbe în timpul tranziției de la lumea noastră la 1) unidimensională;

2) cinci dimensiuni?

Soluţie. Pentru a răspunde la această întrebare, este necesar să înțelegem care dintre cele 4 numere cuantice sunt legate de dimensiunea spațiului.

Numărul cuantic principal n determină numărul de niveluri electronice (cochilii, straturi) și caracterizează în principal dimensiunea norului de electroni:

Este clar că dimensiunea spațiului (diferită de zero) nu afectează această caracteristică.

Numărul cuantic orbital l caracterizează forma norului de electroni. Pe lângă cele tridimensionale, ne putem imagina vizual doar lumi bidimensionale și unidimensionale. Într-o lume bidimensională, norii de electroni, ca orice altceva, vor deveni plati, dar conceptul de formă va rămâne. În esență, imaginea norilor de electroni volumetrici pe hârtie, proiecția lor în planul foii, este, într-o oarecare măsură, o tranziție către o lume bidimensională. Cât despre unidimensional, aici conceptul de formă este șters, rămâne doar dimensiunea (lungimea). Probabil, numărul cuantic orbital își va pierde sensul în acest caz.

Dacă luăm în considerare un spațiu de o dimensiune mai mare decât a noastră, atunci conceptul de „formă” aici devine mult mai larg și nu poate fi exclus faptul că vor fi necesare mai multe valori diferite ale lui l pentru a descrie întreaga varietate de forme de electroni. nori pentru un n dat.

Numărul cuantic magnetic ml caracterizează orientarea spațială a norului de electroni, ceea ce înseamnă că depinde direct de dimensiune. Pentru l = 0, ml poate lua singura valoare 0, care reflectă singura posibilitate de orientare în spațiu a unui nor s simetric sferic. Pentru l = 1 ml este nevoie de 3 sensuri diferite: – 1, 0, 1 – p-norii în formă de gantere pot fi extinse de-a lungul diferitelor axe de coordonate: px, py, pz. Dacă dimensiunea spațiului, i.e.

se modifică numărul de axe de coordonate, apoi se va modifica și numărul de posibilități de aranjare a norilor de electroni, ceea ce înseamnă că setul ml va fi diferit.

Deoarece numărul de valori diferite de ml pentru un anumit l determină numărul de orbitali la un anumit subnivel, acest lucru duce la modificări semnificative ale chimiei.

ms - număr cuantic de spin - ia două valori: + și -. Acest lucru reflectă faptul că într-un orbital pot exista doi electroni „răsuciți opus”. De obicei, spinul este asociat cu momentul unghiular intrinsec al electronului și, ca atare, se poate schimba la trecerea la o dimensiune diferită a spațiului.

1. Găsiți în sistemul periodic cât mai multe cazuri de încălcare a Legii periodice formulate de D. I. Mendeleev:

„proprietățile chimice și fizice ale elementelor sunt într-o relație periodică cu greutățile lor atomice”. Cum pot fi explicate aceste încălcări?

2. Pot fi electronii ionului Na+ a) neexcitat, b) excitat în orbitali 2s, 2d, 3f, 4s, 5d? Justifica.

3. Scrieți structura electronică a atomilor elementelor perioadelor I și II ale sistemului periodic.

4. Dați două exemple de substanțe complexe care conțin numai particule cu structura electronica 1s22s2p6.

5. Care sunt numerele cuantice pentru electronul cel mai exterior al unui atom de litiu neexcitat?

6. Să presupunem că un univers Y are un set de numere cuantice:

Câte elemente ar fi în perioada a III-a a sistemului periodic al universului Y?

Câte dimensiuni crezi că pot exista în universul Y?

7. Cum s-ar schimba numărul de elemente în a doua perioadă a sistemului nostru periodic dacă, cu alte numere cuantice constante, spinul ar avea valorile ms = ± 1?

8. Câţi protoni şi neutroni sunt conţinuţi în nucleele atomilor a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

molecule substanțe chimice reprezinta sistem complex nuclee atomice și electroni. Atomii dintr-o moleculă sunt menținuți în principal de forțe electrostatice. În acest caz, se spune că ele sunt legate printr-o legătură chimică. Legătura chimică este realizată de electronii s- și p ai electronilor exteriori și d-ai stratului pre-exterior. Această conexiune este caracterizată de următorii parametri:

1. Lungimea legăturii - distanța internucleară dintre doi atomi legați chimic.

2. Unghiul de valență - unghiul dintre liniile imaginare care trec prin centrele atomilor legați chimic.

3. Energia de legătură - cantitatea de energie cheltuită pentru a o rupe în stare gazoasă.

4. Multiplicitatea legăturilor - numărul de perechi de electroni prin care se realizează o legătură chimică între atomi.

Un atom dintr-o moleculă este un concept condiționat, deoarece energia și starea sa electronică sunt fundamental diferite de un atom izolat, a cărui structură a fost discutată în capitolul anterior. Să luăm în considerare ce forțe apar între particule în cel mai simplu sistem format din doi protoni și un electron (vezi Fig. 9). Dacă aducem doi protoni împreună, atunci vor apărea forțe de respingere între ei și nu este nevoie să vorbim despre obținerea unui sistem stabil. Să plasăm un electron în câmpul lor. Aici pot apărea două cazuri.

Orez. 9. Distribuția forțelor de interacțiune între nuclee și un electron în H +.

Primul, când electronul se află între protoni (a), iar al doilea, când este situat în spatele unuia dintre ei (b). În ambele cazuri, apar forțe atractive. În primul caz, componentele acestor forțe (proiecții) pe axa care trece prin centrele protonilor sunt direcționate în direcții opuse cu forțe de respingere (vezi Fig. 9a) și le pot compensa.

Acest lucru creează un sistem stabil energetic. În al doilea caz, componentele forțelor de atracție sunt direcționate în direcții diferite (vezi Fig. 9b) și este greu de vorbit despre echilibrarea forțelor de respingere între protoni. Rezultă că pentru apariția unei legături chimice cu formarea unei molecule sau a unui ion, electronii trebuie să fie predominant în spațiul internuclear. Această regiune se numește regiune de legătură, deoarece atunci când electronii sunt prezenți acolo, se formează o legătură chimică. Zona din spatele nucleelor ​​se numește slăbire, deoarece atunci când electronii intră în ea, nu se formează o legătură chimică. Aici, a fost considerat cel mai simplu caz de formare a unei legături chimice în ionul H +. Aplicând un raționament similar moleculei de hidrogen, putem concluziona că apariția unui al doilea electron în regiunea de legare stabilizează și mai mult sistemul. Prin urmare, este necesară cel puțin o pereche de electroni pentru a forma o legătură chimică stabilă.

Spirii electronilor în acest caz trebuie să fie antiparalel, adică.

îndreptate în direcții diferite. Formarea unei legături chimice trebuie să fie însoțită de o scădere a energiei totale a sistemului.

Orez. 10. Modificarea energiei potențiale a unui sistem de doi atomi de hidrogen ca Luați în considerare modificarea energiei potențiale a sistemului folosind exemplul abordării a doi atomi de hidrogen. Când atomii sunt la o distanță foarte mare unul de celălalt, ei nu interacționează și energia unui astfel de sistem este aproape de zero. Pe măsură ce se apropie, forțele atractive apar între electronul unui atom și nucleul altuia și invers.

Aceste forțe cresc invers cu pătratul distanței dintre atomi. Energia sistemului este redusă. Pe măsură ce atomii se apropie unul de altul, forța de respingere dintre nucleele lor și electroni începe să joace rolul.

Creșterea forțelor de respingere este invers proporțională cu puterea a șasea a distanței. Curba energiei potențiale trece printr-un minim și apoi crește brusc (Fig. 10).

Distanța corespunzătoare poziției minimului pe curbă este distanța internucleară de echilibru și determină lungimea legăturii chimice. Deoarece atomii dintr-o moleculă participă la mișcarea oscilativă în jurul poziției de echilibru, distanța dintre ei se schimbă constant, adică atomii nu sunt legați rigid între ei.

Distanța de echilibru corespunde la o anumită temperatură unei valori medii. Pe măsură ce temperatura crește, amplitudinea oscilației crește. La o temperatură suficient de ridicată, atomii se pot separa la o distanță infinit de mare unul de celălalt, ceea ce va corespunde ruperii unei legături chimice. Adâncimea minimului de-a lungul axei energetice determină energia legăturii chimice, iar valoarea acestei energii, luată cu semnul opus, va fi egală cu energia de disociere a unei particule diatomice date. Dacă atomii de hidrogen se apropie unul de altul, ai căror electroni au spinuri paralele, între atomi apar doar forțe de respingere, iar energia potențială a unui astfel de sistem va crește (Fig. 10).

Orez. 11. Rezultatele adunării a două sinusoide.

După cum sa menționat mai sus, electronii s, p și d participă la formarea unei legături chimice, având diferite configurații geometrice ale norilor de electroni și diverse semne funcțiile de undă în spațiu. Pentru apariția unei legături chimice, este necesară suprapunerea părților învelișurilor de electroni cu același semn al funcției de undă. În caz contrar, nu se formează nicio legătură chimică.

Această afirmație poate fi ușor explicată prin exemplul suprapunerii a două sinusoide, care, în prima aproximare, pot fi identificate cu funcții de undă (vezi Fig. 11):

În cazul suprapunerii a două sinusoide cu semne diferite în aceeași zonă (Fig. 11a), componenta lor totală va fi egală cu zero - nu există nicio legătură. În cazul opus, se adaugă amplitudinile de oscilație și se formează o nouă sinusoidă - s-a format o legătură chimică (Fig. 11b).

În funcție de simetria norilor de electroni, ca urmare a suprapunerii cărora se formează o legătură chimică, norul de electroni total va avea o simetrie diferită, conform căreia se încadrează în trei tipuri:

Și - conexiuni.

Comunicarea se realizează atunci când norii se suprapun de-a lungul liniei care leagă centrele atomilor, în timp ce densitatea maximă de electroni se realizează în spațiul internuclear și are simetrie cilindrică în raport cu linia care leagă centrele atomilor. După cum se poate observa din fig. 12, datorită simetriei lor sferice, electronii s participă întotdeauna la formarea unei legături. Ele formează o legătură ca urmare a suprapunerii cu următorii electroni ai altui atom: electroni s–, pX–, d X 2 Y 2. Cu electroni în alți orbitali, de exemplu, pY sau pZ, formarea unei legături chimice este imposibilă, deoarece există o suprapunere în zonele în care densitatea electronică are semne opuse. Posibilitatea formării legăturilor de către electroni s nu este epuizată; ea poate fi formată în cazul suprapunerii altor nori de electroni, cum ar fi doi pX sau pX și Fig. 12. Câteva exemple de formare a -conexiunilor.

Legăturile apar atunci când norii de electroni se suprapun deasupra și sub linia care leagă centrele atomilor. Toti norii de electroni sunt simetrici fata de aceasta axa, dar nu au simetrie cilindrica, ca in cazul legaturilor -. Datorită aranjamentului lor spațial, legătura este formată de electroni pe astfel de perechi de orbiti precum pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Conexiunea este formată numai de electroni d datorită suprapunerii tuturor celor patru petalele lor de nori de electroni situate în planuri paralele. Acest lucru este posibil atunci când electronii dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ sunt implicați în formarea legăturii.

Clasificarea legăturilor chimice pe baza simetriei norilor de electroni a fost considerată mai sus. Există o altă abordare a clasificării unei legături chimice, bazată pe natura distribuției densității electronilor între atomi dintr-o moleculă, i.e.

o legătură chimică este considerată din punctul de vedere al apartenenței unei perechi de electroni la unul sau altul atom. Sunt posibile trei cazuri. Primul:

O pereche de electroni leagă doi atomi identici într-o moleculă. În acest caz, le aparține în mod egal ambilor. Într-o moleculă nu există o separare a centrelor de greutate a sarcinilor pozitive și negative.

Ele coincid, iar o astfel de legătură se numește covalentă nepolară. Dacă o pereche de electroni leagă doi atomi diferiți, atunci se deplasează către un atom mai electronegativ. Centrele de greutate ale sarcinilor pozitive și negative sunt separate, legătura devine polară și se numește legătură polară covalentă.

Al treilea caz este legat de transferul complet al perechii de electroni în posesia unuia dintre atomi. Acest lucru are loc în timpul interacțiunii a doi atomi care diferă puternic în electronegativitate, adică capacitatea de a menține o pereche de electroni în câmpul lor electric. În acest caz, atomul care a donat electroni devine un ion încărcat pozitiv, iar atomul care i-a acceptat devine negativ. În acest caz, legătura se numește ionică.

Natura legăturii determină în mare măsură proprietățile fizico-chimice ale substanțelor.

Substanțele ale căror molecule sunt caracterizate printr-o legătură covalentă nepolară pot forma rețele cristaline moleculare și atomice în stare solidă. În rețelele moleculare se observă o interacțiune intermoleculară foarte slabă. Moleculele sunt ținute la nodurile rețelei cristaline datorită formării în ele a dipolilor instantanei și induși. Separarea centrelor de greutate a sarcinilor negative și pozitive dintr-o moleculă are loc datorită rotației unei perechi de electroni și a locației acesteia la un moment dat în timp în spatele unuia dintre nuclei. O astfel de stare în moleculă este observată pentru un timp foarte scurt. Prin urmare, un astfel de dipol se numește instantaneu. Cu toate acestea, acest timp este suficient pentru a induce un dipol pe o altă moleculă. Forțele care leagă moleculele prin formarea de dipoli instantanei și induși sunt adesea numite forțe van der Waals. În cazul general, forțele van der Waals includ orice forță de interacțiune intermoleculară: dipol-dipol, orientare, dispersie etc. Forțele Van der Waals sunt foarte slabe, drept urmare rețeaua cristalină este ușor distrusă prin încălzire ușoară. Toate substanțele care au rețele de cristal moleculare au puncte de topire și de fierbere scăzute. Forța van der Waals crește odată cu numărul de electroni din moleculă, pe măsură ce crește probabilitatea formării dipolilor instantanei. Hidrogenul are o pereche de electroni, motiv pentru care are cel mai scăzut punct de fierbere. Moleculele de oxigen și azot diferă în ceea ce privește conținutul de electroni pe pereche. Punctele lor de fierbere diferă cu 13 C.

Substanțele simple cu o rețea cristalină atomică, dimpotrivă, se caracterizează prin puncte de topire și fierbere foarte mari. În acest caz, un număr infinit de atomi sunt conectați prin legături covalente nepolare într-o moleculă gigantică. Energia ruperii unei legături covalente nepolare este mare. Prin urmare, pentru a distruge o astfel de rețea cristalină, sunt necesare costuri mari de energie. În același timp, dacă o substanță este caracterizată de o distanță interatomică în rețeaua cristalină, va avea și o duritate foarte mare. Un exemplu este un diamant.

Punctele de topire și de fierbere ale substanțelor ai căror atomi din moleculă sunt legați printr-o legătură polară covalentă și au o rețea moleculară sunt, de asemenea, scăzute, dar mai mari decât cele ale substanțelor cu molecule nepolare. Majoritatea sunt gaze la temperatura camerei.

Un exemplu este clorura de hidrogen, hidrogenul sulfurat etc. Nu există o relație directă între mărimea momentului dipol și punctul de fierbere. Cel mai probabil, este determinat de greutatea moleculară a compusului, cu excepția amoniacului, apei și fluorurii de hidrogen.

Acești compuși, într-o serie de altele similare, au cele mai mari puncte de topire și fierbere, creșterea lor bruscă explicându-se prin formarea de legături de hidrogen între molecule.

atomi electronegativi. Ele schimbă puternic densitatea de electroni din moleculă către ei înșiși. Ca rezultat, hidrogenul formează un orbital practic liber și, de exemplu, un atom de fluor are o pereche de electroni liberi. Devine posibilă formarea de legături suplimentare între molecule prin mecanismul donor-acceptor, ceea ce duce la existența moleculelor de compoziție (HF)n și (H2O)n nu numai în faza lichidă, ci și în faza gazoasă. Prezența unor astfel de molecule duce la o creștere a punctelor de fierbere și de topire în comparație cu aceleași valori pentru analogi.

Cele mai înalte puncte de topire și fierbere sunt deținute de substanțele din nodurile rețelei cristaline în care se află ionii.

Acest lucru se datorează interacțiunii electrostatice puternice a ionilor pozitivi și negativi. Forțele de respingere ale ionilor similari sunt mult mai mici, deoarece sunt situate la distanțe mari unul de celălalt. Ca urmare, toate substanțele cu rețele cristaline ionice au valori ridicate ale energiei sale de formare. Legătura ionică se realizează în halogenuri, oxizi și în săruri precum nitrați, sulfați etc. Distrugerea cristalelor ionice necesită o energie termică semnificativă, care determină punctele ridicate de topire și fierbere, care, la rândul lor, vor depinde de sarcina de ionii, razele lor și căptușeala electronică. Cu cât sarcina este mai mare și cu cât raza ionului este mai mică, cu atât este mai mare punctul de topire. O altă proprietate a substanțelor ionice este capacitatea de a forma topituri care conduc bine electricitatea.

Astfel, putem concluziona că proprietățile fizico-chimice ale compușilor depind puternic de natura legăturii chimice din ei.

O pereche de electroni care formează o legătură chimică, așa cum s-a menționat deja, este de uz comun a două nuclee. În acest caz, mișcarea fiecărui electron va fi descrisă de o nouă funcție de undă, care este soluția ecuației Schrödinger pentru acest sistem. Această funcție de undă este diferită de funcțiile atomice și se numește funcția moleculară corespunzătoare unui orbital molecular specific. Orbitalii moleculari sunt caracterizați de anumite valori ale energiei totale a sistemului. Într-o moleculă, ca și într-un atom, există o secvență de niveluri de energie. Cu toate acestea, nu este posibil să se obțină o soluție riguroasă a ecuației Schrödinger pentru ele și, prin urmare, recurg la metode de calcul aproximative care diferă unele de altele în modul în care este specificată funcția de undă moleculară. Cel mai utilizare largă a primit două metode: metoda legăturilor de valență și metoda orbitalilor moleculari.

În metoda legăturilor de valență, o legătură chimică este considerată ca fiind cu doi electroni și cu două centre, adică o pereche de electroni care formează o legătură este localizată în spațiul dintre doi atomi și este în uzul lor comun. Există două mecanisme posibile pentru formarea unei perechi de electroni comune. Primul se numește schimb și constă în împerecherea a doi electroni aparținând unor atomi diferiți și având spini opuși. Poate fi exprimat în felul următor:

Al doilea mecanism, numit mecanism donor-acceptor, duce la formarea unei legături chimice prin furnizarea unei perechi de electroni pentru uzul comun de către un atom și un orbital liber de către altul.

Un atom care furnizează o pereche de electroni se numește donor, iar un atom care are un orbital liber se numește acceptor. Schema de formare a conexiunii în acest caz arată astfel:

Luați în considerare posibilitățile de a prezice compoziția compuși chimiciîntre hidrogen și elementele din a doua perioadă a sistemului periodic: Li, Be, B, C, N, O, F, deoarece în atomul de hidrogen există un singur electron, iar formarea unei legături va avea loc în funcție de schimb. mecanism.

Atomul de litiu de la subnivelul 2s are un electron nepereche și, prin urmare, compusul trebuie să aibă compoziția LiH. Atomul de beriliu are acest subnivel umplut și nu există un singur electron nepereche, prin urmare, beriliul nu ar trebui să formeze o singură legătură chimică. Pentru bor și următoarele elemente (C, N, O, F), subnivelul 2p este umplut succesiv, iar atomii acestor elemente vor avea un anumit număr de electroni nepereche. Dacă, la formarea legăturilor, se ia în considerare doar prezența electronilor neperechi, atunci pentru aceste elemente ar trebui să se formeze următoarele: compuși cu hidrogen: BH, CH2, NH3, H20, HF. Aceasta arată că, folosind doar mecanismul de schimb pentru formarea unei legături chimice, se poate intra în conflict cu datele experimentale: beriliul formează un compus cu hidrogen din compoziția BeH2, compușii cu hidrogen ai borului au, de asemenea, o compoziție diferită, iar Cel mai simplu compus al carbonului cu hidrogen are compoziția CH4. Eliminați această contradicție este posibil, presupunând că atomii elementelor din a doua perioadă participă la formarea moleculelor în stare excitată, adică electronii s sunt depărțiți și ei. trece la subnivelul p. Dar aici apare o altă discrepanță cu datele experimentale. Deoarece energiile electronilor s și p sunt diferite, energiile legăturilor chimice pe care le formează trebuie să difere și, prin urmare, astfel de legături E-H trebuie să aibă lungimi diferite (în funcție de tipul de orbitali implicați în formarea lor) . Este posibil să se armonizeze teoria și experimentul prin introducerea ipotezei de mediere a energiilor subnivelurilor s- și p și formarea de noi niveluri la care energiile electronilor deja aflați pe orbite de alt tip sunt aceleași. Și dacă este așa, atunci, conform regulii lui Hund, în atom apare numărul maxim de electroni nepereche. Această ipoteză a fost numită fenomen de hibridizare, iar orbitalii formați ca urmare a medierii energiilor subnivelurilor sunt numiți hibrizi. Desigur, în acest caz, atât forma norilor de electroni, cât și locația lor în spațiu se schimbă. În funcție de ce orbitali sunt implicați în formarea orbitalilor hibrizi, sunt luate în considerare diferite tipuri de hibridizare și configurații spațiale ale orbitalilor hibrizi rezultați (vezi Fig. 14.). Numărul de orbitali hibrizi rezultați ar trebui să fie egal cu numărul total de orbitali care au intrat în hibridizare. În funcție de ce orbitali interacționează între ei, sunt luate în considerare mai multe tipuri de hibridizare:

hibridizarea sp. Acest fenomen implică orbitali s- și unul p și, ca urmare, se formează doi orbitali de tip nou, care se numesc sp-hibrid. Acești orbitali au forma prezentată în figură, axele lor se află pe aceeași linie dreaptă, formând un unghi de 180°. Orbitalii sp-hibrizi ai atomului de beriliu iau parte la formarea legăturilor în molecula BeH2, iar molecula are o structură liniară;

Orez. 14. Dispunerea spațială a norilor de electroni pentru diferite hibridizări sp2. S- și doi p-orbitali intră în interacțiune, în urma cărora se formează trei orbitali de un nou tip, care se numesc sp2-hibrid (vezi Fig. 14.). Axele acestor orbitali se află în același plan, iar unghiurile dintre ele sunt de 120°. De exemplu, atomul de bor din molecula BF3 se află în starea hibridă sp2, iar această moleculă are forma unui triunghi regulat cu un atom de bor în centru;

hibridizare sp3. În acest caz, cei inițiali sunt orbitalii s- și trei p-orbitali. Ca urmare a hibridizării, se formează patru orbitali noi - sp3-hibrid (vezi Fig. 14.). Axele acestor orbitali sunt îndreptate de la centru spre vârfurile tetraedrului, unghiurile dintre axe sunt 109°28. CH4 este o moleculă de metan în care are loc acest tip de hibridizare și are un aranjament tetraedric al atomilor de hidrogen. În molecula de amoniac (NH3), atomul de azot este, de asemenea, în stare sp3-hibrid, trei perechi de electroni sunt comuni cu atomii de hidrogen și participă la formarea legăturilor, iar o pereche de electroni (pereche de electroni singura) aparține numai atom de azot. Pentru a prezice geometria moleculei de amoniac, atomul de azot ar trebui să fie plasat în centrul tetraedrului, atomii de hidrogen la trei vârfuri și perechea de electroni singuratică la al patrulea vârf. Desigur, poziția acestei perechi de electroni nu poate fi fixată prin metode experimentale; se găsesc doar pozițiile atomilor de hidrogen și azot. Toate acestea duc la faptul că molecula de amoniac are o formă piramidală. În mod similar, putem lua în considerare structura moleculei de apă. În ea, două perechi de electroni singuri de oxigen ocupă două vârfuri ale tetraedrului, iar celelalte două sunt ocupate de atomi de hidrogen, ceea ce duce la forma unghiulară a moleculei de apă. Nu are sens să descriem geometria moleculei HF din aceste poziții, deoarece este clar că va fi liniară, deoarece o linie dreaptă poate fi trasată prin două puncte.

O pereche de electroni neîmpărtășită formează un „nor de electroni” mai difuz decât o legătură (socializată, comună), prin urmare ocupă un volum mai mare, ducând la scăderea unghiurilor de legătură în comparație cu cele tetraedrice.

Electronii de valență sunt localizați nu numai pe orbitalii s și p, ci și pe d. Aceștia din urmă participă și la formarea orbitalilor hibrizi. Există două cazuri de hibridizare care implică d-orbitali: sp3d2 și sp3d. În primul caz, molecula implementează o structură octaedrică, iar în al doilea, se formează o bipiramidă trigonală.

Presupunerea formării orbitalilor hibrizi a fost o mare realizare în teoria legăturilor de valență, dar nu a descris toate configurațiile spațiale posibile ale moleculelor găsite în natură.

O teorie mai generală a structurii spațiale a moleculelor a fost propusă de Gillespie, bazată pe concepte pur electrostatice. S-a bazat pe o cantitate mare de material experimental rezumat de Sidwick și Powell. Principalele prevederi ale teoriei sunt următoarele:

1. Geometria unei molecule sau ion este determinată numai de numărul de perechi de electroni din învelișul de valență al atomului central.

2. Perechile de electroni iau un astfel de aranjament pe învelișul de valență a atomului, în care sunt îndepărtați maxim unul de celălalt, adică perechile de electroni se comportă ca și cum s-ar respinge reciproc. Poliedrele geometrice care se realizează în acest caz se supun formulei lui Descartes-Euler: „numărul de vârfuri + numărul de fețe – numărul muchiilor este două”.

3. Suprafața spațiului ocupată de o pereche de electroni fără legătură este mai mare decât aria ocupată de o pereche de electroni de legătură.

4. Mărimea regiunii spațiului ocupată de o pereche de electroni de legătură scade odată cu creșterea electronegativității ligandului și odată cu scăderea electronegativității atomului central.

5. Două perechi de electroni ale unei legături duble ocupă o regiune mai mare a spațiului decât o pereche de electroni a unei legături simple.

„INSTITUȚIA DE ÎNVĂȚĂMÂNT BUGETAR DE STAT FEDERALĂ DE ÎNVĂȚĂMÂNT PROFESIONAL SUPERIOR UNIVERSITATEA TEHNICĂ DE STAT MURMANSK Departamentul de Filosofie FILOZOFIE INSTRUCȚIUNI METODOLOGICE și teme ale sarcinilor de control pentru studenții (licențări) de corespondență forma de studiu a tuturor domeniilor de formare MSTU Murmansk, 1820 iulie D. . filozofie Științe, prof. univ. dr. Natalia Nikolaevna Nikulina. filozofie Științe, conf. univ. Natalia Vladimirovna...»

„Seleznev A.D. Pronyakin Procedura de executare Complex de instruire și metodologie Moscova 2009 1 UDC 347,9 LBC 67,410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. PRODUCTIE EXECUTIVĂ: UchebnoS 29 complex metodic. – M.: Ed. Centrul EAOI, 2009. - 216 p. ISBN 978-5-374-00010-8 Manualul de instruire a fost pregătit în conformitate cu ... "

„Instituția de cultură a bugetului de stat Irkutsk Biblioteca științifică universală de stat regională numită după I.I. I.I. Molchanov-Sibirskogo BIBLIOTECA S E R I I ȘI T R E M I. Secolul XXI. Ediția nr. 144 UDC 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Redactor director al seriei BORODIN Borodina, V.A. Serviciul de informare: descriere, tabele, diagrame: curs special B83 pentru un metodolog. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 p. ISBN 978-5-8167-0054-2 Manualul acoperă toate aspectele...»

„LITERATURA LITERATURA LINIA DE TRUSE METODOLOGICE EDUCAȚIONALE SUB EDIȚIA V. F. CHERTOV Programe 5–11 Manuale Ajutoare metodologice CLASURI Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. și altele.Programe de învățământ general Linia implementează instituțiile de cultură generală pe bază de: Literatură: 4 abordare a predării și sarcina de urmărire și competențe comunicative. Clasele 5-11 (formarea tva de bază și de profil în rândul elevilor a bazei de niveluri metodologice educaționale com) / Ed. V. F...."

"DAR. A. Ivin LOGIC Recomandat de Consiliul Științific și Metodologic de Filosofie al Ministerului Educației și Științei al Federației Ruse ca manual despre disciplina Logica pentru studenții specialităților umanitare și socio-economice și domeniile de pregătire a instituțiilor de învățământ superior Moscova ONICS Lumea și educația 2008 UDC 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 Recenzători: Nikiforov A.L. - Dr. Filosofie. Științe, Prof., Leading Scient. membru al Institutului de Filosofie al Academiei Ruse de Științe; Pereverzev V. N. - Dr. ... "

„Ministerul Educației al Republicii Belarus UNIVERSITATEA DE STAT POLOTSKY Departamentul de drept penal și criminalistică INSTRUCȚIUNI METODOLOGICE pentru implementare lucrări de termen prin disciplina Drept penal. Partea generală pentru specialitatea 24-01-02 Jurisprudență Novopolotsk, 2012 UDC Considerat și recomandat pentru aprobare la o ședință a Departamentului de Drept Penal și Criminalistică Proces-verbal Nr. datat, _2012 Șef. departamentul I.V. Veger Aprobat și recomandat pentru publicare de către comitetul metodologic...»

„MANAGEMENTUL ÎN ECONOMIA URBANĂ Editat de Candidatul la Științe Economice, Conf. univ. R.Zh. Sirazhdinova Aprobat de Consiliul Asociației Educaționale și Metodologice pentru Educația în Domeniul Managementului ca manual în disciplina de specializare a specialității Management de stat și municipal UDC 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Revizori: A.N. Kirillova, Universitatea de Management din Orașul Moscova a Guvernului Moscovei, Doctor în Economie. Științe, prof., T.G. Morozov, corespondența întregii ruse ... "

„Aprob Consiliul de Experti V.D. Shadrikov 28 februarie 2014 RAPORT PRIVIND REZULTATELE EVALUĂRII INDEPENDENTE A PROGRAMULUI DE ÎNVĂȚĂMÂNT DE BAZĂ DE ÎNVĂȚĂMÂNT SUPERIOR 060201 Stomatologie Academia Medicală de Stat Tyumen Elaborat de: Manager de proiect: A.L. Experți Drondin / AKKORK: I.A. Solop / N.V. Ushakova / Moscova - Cuprins I. INFORMAȚII GENERALE DESPRE UNIVERSITATE II. RAPORT PRIVIND REZULTATELE UNEI EVALUĂRI INDEPENDENTE A PROGRAMULUI EDUCAȚIONAL DE BAZĂ 1 STARE ACTUALĂ ȘI TENDINȚE DE DEZVOLTARE ÎN REGIONAL... drept civil iar procesul CONVIN APROBAT Decan al Cabinetului de Avocatură Prorector SD V.G. Krashenina _ O.A. Goncharova __ 2008 _ 2008 COMPLEXUL EDUCAȚIONAL ȘI METODOLOGIC ÎN DISCIPLINA Dreptul muncii, specialitatea 030501 Jurisprudență Întocmit...”

„LIMBA GERMANĂ (anul 4 de studii) LIMBA GERMANĂ KISE METODOLOGICE EDUCAȚIONALE LIMBA GERMANĂ I.L. BIM ȘI DR. Seria Manual școlar academic Programe 2–11 Manuale Caiete de lucru Clasa a II-a Sarcini de control Culegere de exerciții Cărți pentru lectură CLASURI Cărți pentru profesori Aplicații audio Bim I.L., Ryzhova L.I. (casete, CD MP3) Germană: Clasa 2: Manual pentru institutii de invatamant: La ora 2: Partea 1. Linia creată de educația Kolsiya a autorului pentru perioada de până la -... "

„Informații privind documentația educațională, metodică, metodologică și de altă natură elaborată de o organizație de învățământ pentru asigurarea procesului de învățământ în direcția pregătirii 110800.62 Agroinginerie Nr. Denumirea disciplinei conform Denumirea materialelor educaționale, metodice, metodologice și de altă natură (autor, loc de desfășurare). publicare, anul plății curriculum publicații, tiraj) 1) Complex educațional și metodologic la disciplina Istorie, 2013. 2) Simboluri ale Rusiei: istorie și modernitate. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... "

«CUPRINS 1. Definirea părților 5 2. Preambul 5 3. Dispoziții generale 6 4. Obiectivele contractului colectiv 6 5. Relații de muncă 7 5.1. Ocuparea forței de muncă 7 5.1.1. Dispoziții generale 7 5.1.2. Procedura de angajare a persoanelor din rândul personalului didactic 8 5.1.3. Procedura de angajare a oamenilor de știință 8 5.1.4. Procedura de angajare a şefilor de direcţii structurale ale Universităţii 5.1.5. Descrierea postului 5.2. Remunerația muncii 5.2.1. Cerințe generale 5.2.2. Organizarea emiterii Bani 5.2.3. Termeni..."

„Suport educațional și metodologic Denumirea programului în curs de implementare Subiect Clasa Manuale și mijloace didactice Cantitate Dezvoltarea vocii cântătoare la copii în stadiul inițial de învățământ. Artă pop-jazz Cânt pop 1-3 2 Dezvoltare metodică. 1990 (performanţă vocală) O. Stepanov. Nori albi. 2 Curriculum exemplar V. Tsvetkov. Mi-au cumpărat un papagal. Cânt pop pentru școala de muzică și Y. Verizhnikov. Melodii de toamnă. departamentele muzicale ale școlilor Yu. Verizhnikov. grămadă de rowan...."

"DIN. Byishev atynday Universitatea Atbe kitaphanasy Aparatty Buletin №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliografii sipattama № Blim Authors. Atauy. Zhyly. Оу Abonați ment Economie 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn economicsy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspects_ler_. –Almaty: LEM, 2012.-336 p. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspectsіlerі ou raly...»

„Concursul GOLDEN PSYCHE Nominalizare Proiect al Anului în Practică Psihologică Monitorizarea rezultatelor educaționale ale elevilor: trusă de diagnostic Începutul școlii, A învăța să înveți și să acționezi Autori: M.R. Bityanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaya (Moscova) Crearea unui kit de diagnosticare pentru clasa 1 (caiete de lucru Începutul școlii, Învățarea de a învăța și a acționa și ajutoare metodologice pentru ei) este prima etapă a unui proiect pe termen lung conceput pentru trei ani din 2011 până în 2014... »

« Recomandări Examinarea valorii și selecția către Fondul Arhivistic Federația Rusă documente privind personalul Moscova 2014 2 Orientări Examinarea valorii și selecția documentelor privind personalul pentru Fondul de arhivă al Federației Ruse / Rosarkhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - str. Recomandările metodologice reflectă: ... "

„CUPRINS CURRICULUM 1 2-8 PLAN DE ACTIVITĂȚI EXTRACURRICULUM SCOALA MBU Nr. 32 2 9-18 (CLASELE 1-3) PENTRU ANUL ACADEMesc 2013-2014 Z SISTEM DE CONDIȚII PENTRU IMPLEMENTAREA PROGRAMULUI DE BAZĂ 19-55 CU CERINȚE 3 STANDARDE. Descrierea condiţiilor de personal pentru implementarea programului educaţional de bază 22-33 din învăţământul primar general 3.2. Condiții psihologice și pedagogice pentru implementarea principalelor 33-34 program educaționalînvăţământul primar general 3.3. Sprijin financiar implementare..."

„Asociația educațională și metodologică a instituțiilor de învățământ superior din Republica Belarus pentru învățământul chimic și tehnologic Instituția de învățământ Statul Belarus Universitatea de Tehnologie Aprobat de rectorul profesorului BSTU _I.M. Zharsky __2010/r Program de antrenament pentru specialitatea 1 - 36 07 01 00 Maşini şi aparate industriile chimice si intreprinderi materiale de construcții Facultatea de Tehnologie Chimică și Inginerie Departamentul de Mașini și...»

Chimie generală și anorganică. Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M.: Scoala-i. UN. Kolmogorov, Universitatea de Stat din Moscova, 2000-2002; 60s.+36s.+48s.

Acest manual metodologic a fost întocmit în conformitate cu programul cursului de chimie anorganică și citit de studenții departamentului de chimie și biologice a Școlii A. N. Kolmogorov a Centrului Educațional și Științific Specializat al Universității de Stat din Moscova.

Cartea prezintă principalele clase de compuși anorganici, proprietățile acestora și metodele de obținere.

Format: djvu/zip

Marimea: 5 68 Kb

/ Descărcare fișier

PARTE eu.

CAPITOLUL I. CONCEPTE ȘI DEFINIȚII DE BAZĂ 3
1.1. Structura materiei 3
1.2. Raporturi cantitative în chimie 9
1.3. Simboluri și formule chimice 13
CAPITOLUL II. STRUCTURA ATOMULUI 20
2.1. Modelele timpurii ale atomului 20
2.2. Modelul mecanic cuantic al structurii atomului 26
CAPITOLUL III. Legatura chimica 41
3.1. Titlul 41
3.2. Metoda legăturii de valență 47
3.3. Metoda orbitală moleculară 53

PARTE II.

CAPITOLUL 1. Oxizii 3
§ 1. Proprietăţile fizice ale oxizilor 3
§ 2. Clasificarea oxizilor și modele de modificare a proprietăților chimice .. 4
2.1. Clasificarea oxizilor după proprietăți chimice 4
2.2. Modele de modificări ale proprietăților oxizilor 5
§ 3. Metode de obţinere a oxizilor 7
§patru. Proprietățile chimice ale oxizilor 9
4.1. Oxizii de bază 9
4.2. Oxizii acizi 10
4.3. Oxizi amfoteri 10
4.4. Proprietățile chimice generale ale oxizilor 11
CAPITOLUL 2. Acizi și BAZE 13
§ 1. Teorii ale acizilor si bazelor 13
1.1. Teoria electrolitică 13
1.2. Teoria protolitică 13
1.3. Teoria electronică 14
§2. Acizi 16
2.1. Clasificarea acizilor 16
2.2. Metode de obținere a acizilor 19
2.3. Metode generale de obținere a oricăror acizi 19
2.4. Proprietățile chimice ale acizilor 21
§3. Motivul 24
3.1. Clasificarea de bază 24
3.2. Metode de obținere a bazelor 25
3.3. Proprietățile chimice ale bazelor 27
CAPITOLUL 3. Săruri 29
§ 1. Clasificarea sărurilor 29
§ 2. Metode de obţinere a sărurilor 30
§ 3. Proprietăţile chimice ale sărurilor 33

PARTE III.

CAPITOLUL 1 Fundamentele TERMODINAMICII 3
§ 1.1. Definiții de bază 3
§ 1.2. Legea zero (începutul) a termodinamicii 6
§ 1.3. Prima lege (începutul) a termodinamicii 6
§ 1.3.2. Căldura standard (entalpia) de formare a compusului 9
§ 1.3.3. Entalpia standard de ardere 10
§ 1.3.4. Energia standard (entalpia) unei legături chimice 10
§ 1.3.5. Entalpia standard de sublimare, evaporare și topire 11
§ 1.3.6. Afinitatea electronică, potențialul de ionizare, electronegativitatea 11
§ 1.3.7. Legea lui Hess 13
§ 1.3.8. Ciclul 14 Born-Haber
§ 1.3.9. Legea lui Kirchhoff 16
§ 1.4. A doua lege (începutul) a termodinamicii 17
§ 1.4.1. Definirea entropiei din punctul de vedere al termodinamicii clasice 18
§ 1.4.3. Interpretarea statistică a conceptului de entropie 19
§ 1.4.4. Energia liberă Gibbs 21
§ 1.4.5. Potential chimic 22
§ 1.4.6. Echilibru chimic 23
§ 1.4.7. Direcția de reacție 31
CAPITOLUL 2 Fundamentele CINETICEI 35
§2.1. Viteza de reacție chimică 35
§ 2.2. Factori care afectează viteza unei reacții chimice 37
§ 2.3. Metode experimentale pentru determinarea constantelor de viteză ale unei reacții chimice 47