Pouk kemije v šolah se prične v 8. razredu s preučevanjem splošnih temeljev naravoslovja: opisane so možne vrste vezi med atomi, vrste kristalnih rešetk in najpogostejši reakcijski mehanizmi. To postane temelj za študij pomembnega, a bolj specifičnega oddelka - anorganike.

Kaj je

To je znanost, ki obravnava načela strukture, osnovnih lastnosti in reaktivnosti vseh elementov periodnega sistema. Pomembno vlogo v anorganiki igra periodični zakon, ki poenostavlja sistematično razvrščanje snovi glede na spremembe njihove mase, števila in vrste.

Predmet zajema tudi spojine, ki nastanejo med interakcijo elementov tabele (edina izjema je področje ogljikovodikov, ki je obravnavano v poglavjih organske snovi). Naloge iz anorganske kemije vam omogočajo, da pridobljeno teoretično znanje obdelate v praksi.

Znanost v zgodovinskem vidiku

Ime "anorganski" se je pojavilo v skladu z idejo, da zajema del kemijskega znanja, ki ni povezan z aktivnostmi bioloških organizmov.

Sčasoma se je izkazalo, da večina organskega sveta lahko proizvaja tudi »nežive« spojine, v laboratoriju pa se sintetizirajo ogljikovodiki katere koli vrste. Torej je nemški znanstvenik Wehler iz amonijevega cianata, ki je sol v kemiji elementov, lahko sintetiziral sečnino.

Da bi se izognili zamenjavi z nomenklaturo in klasifikacijo vrst raziskav v obeh znanostih, program šolskih in univerzitetnih predmetov po splošni kemiji vključuje študij anorganike kot temeljne discipline. V znanstvenem svetu se ohranja podobno zaporedje.

Razredi anorganskih snovi

Kemija predvideva takšno predstavitev snovi, v kateri uvodna poglavja anorganike obravnavajo periodični zakon elementov. posebnega tipa, ki temelji na predpostavki, da atomski naboji jedra vplivajo na lastnosti snovi in ​​ti parametri se ciklično spreminjajo. Sprva je bila tabela zgrajena kot odraz povečanja atomskih mas elementov, vendar je bilo kmalu to zaporedje zavrnjeno zaradi nedoslednosti v vidiku, v katerem je treba to vprašanje obravnavati. anorganske snovi.

Kemija poleg periodične tabele nakazuje prisotnost približno sto figur, grozdov in diagramov, ki odražajo periodičnost lastnosti.

Trenutno je priljubljena konsolidirana različica obravnave takega koncepta kot razredi anorganske kemije. Stolpci tabele prikazujejo elemente, ki so odvisni od fizikalno-kemijskih lastnosti, v vrsticah - obdobja, ki so si med seboj podobna.

Enostavne snovi v anorganskih

Znak v periodnem sistemu in preprosta snov v prostem stanju sta najpogosteje različni stvari. V prvem primeru samo specifičen pogled atomi, v drugem - vrsta povezave delcev in njihov medsebojni vpliv v stabilnih oblikah.

Kemična vez v enostavnih snoveh določa njihovo delitev v družine. Tako lahko ločimo dve široki vrsti skupin atomov - kovine in nekovine. Prva družina vključuje 96 elementov od 118 preučenih.

Kovine

Kovinski tip predvideva prisotnost istoimenske vezi med delci. Interakcija temelji na socializaciji elektronov mreže, za katero je značilna neusmerjenost in nenasičenost. Zato kovine dobro prevajajo toploto in naboje, imajo kovinski lesk, kovnost in plastičnost.

Običajno so kovine na levi v periodnem sistemu, ko je potegnjena ravna črta od bora do astatina. Elementi blizu te črte so najpogosteje mejne narave in imajo dvojnost lastnosti (na primer germanij).

Večina kovin tvori bazične spojine. Oksidacijsko stanje takšnih snovi običajno ne presega dveh. V skupini se kovinskost poveča, v obdobju pa zmanjša. Radioaktivni francij ima na primer več osnovnih lastnosti kot natrij, v družini halogenov pa ima jod celo kovinski lesk.

Sicer pa je stanje v obdobju - dokončajo podravni, pred katerimi so snovi s nasprotne lastnosti. V horizontalnem prostoru periodnega sistema se manifestirana reaktivnost elementov spreminja iz bazične preko amfoterne v kislo. Kovine so dobra redukcijska sredstva (sprejmejo elektrone, ko nastanejo vezi).

nekovine

Ta vrsta atomov je vključena v glavne razrede anorganske kemije. Nekovine zasedajo desno stran periodnega sistema, kar kaže tipično kislinske lastnosti. Najpogosteje se ti elementi pojavljajo v obliki spojin med seboj (na primer borati, sulfati, voda). V prostem molekularnem stanju je znan obstoj žvepla, kisika in dušika. Obstaja tudi več dvoatomskih nekovinskih plinov - poleg zgornjih dveh med njimi so vodik, fluor, brom, klor in jod.

So najpogostejše snovi na zemlji – še posebej pogosti so silicij, vodik, kisik in ogljik. Jod, selen in arzen so zelo redki (to vključuje tudi radioaktivne in nestabilne konfiguracije, ki se nahajajo v zadnjih obdobjih tabele).

Nekovine se v spojinah obnašajo pretežno kot kisline. So močni oksidanti zaradi možnosti dodajanja dodatnega števila elektronov za dokončanje nivoja.

v anorganskih

Poleg snovi, ki jih predstavlja ena skupina atomov, obstajajo spojine, ki vključujejo več različnih konfiguracij. Takšne snovi so lahko binarne (sestavljene iz dveh različnih delcev), tri-, štirielementne itd.

Snovi dveh elementov

Kemija pripisuje poseben pomen binarnosti vezi v molekulah. Razredi anorganskih spojin so obravnavani tudi z vidika vezi, ki nastane med atomi. Lahko je ionska, kovinska, kovalentna (polarna ali nepolarna) ali mešana. Običajno takšne snovi jasno kažejo osnovne (v prisotnosti kovine), amforterične (dvojne - zlasti značilne za aluminij) ali kisle (če obstaja element z oksidacijskim stanjem +4 in višje) lastnosti.

Sodelavci treh elementov

Teme anorganske kemije vključujejo obravnavanje te vrste povezovanja atomov. Spojine, ki so sestavljene iz več kot dveh skupin atomov (najpogosteje se anorganske vrste ukvarjajo s tremi elementi), običajno nastanejo s sodelovanjem komponent, ki se med seboj bistveno razlikujejo po fizikalno-kemijskih parametrih.

Možne vrste vezi so kovalentne, ionske in mešane. Običajno so trielementne snovi po obnašanju podobne binarnim zaradi dejstva, da je ena od sil medatomske interakcije veliko močnejša od druge: na drugem mestu nastane šibka in ima sposobnost hitrejše disociacije v raztopini. .

Razredi anorganske kemije

Veliko večino snovi, ki se preučujejo na anorganskem tečaju, je mogoče obravnavati po preprosti klasifikaciji glede na njihovo sestavo in lastnosti. Torej ločimo okside in soli. Razmislek o njihovem odnosu je bolje začeti s seznanitvijo s konceptom oksidiranih oblik, v katerih se lahko pojavi skoraj vsaka anorganska snov. Kemija takih sodelavcev je obravnavana v poglavjih o oksidih.

oksidi

Oksid je spojina katerega koli kemičnega elementa s kisikom v oksidacijskem stanju -2 (v peroksidih -1). Do nastanka vezi pride zaradi vračanja in vezave elektronov z redukcijo O 2 (ko je kisik najbolj elektronegativen element).

Odvisno od druge skupine atomov imajo lahko tako kisle, kot amfoterne in bazične lastnosti. Če v oksidu ne presega oksidacijskega stanja +2, če je nekovinska - od +4 in več. Pri vzorcih z dvojno naravo parametrov je dosežena vrednost +3.

Kisline v anorganskih

Kisle spojine imajo zaradi vsebnosti vodikovih kationov srednjo reakcijo manj kot 7, ki lahko preidejo v raztopino in jih nato nadomesti kovinski ion. Po razvrstitvi so kompleksne snovi. Večino kislin lahko dobimo z redčenjem ustreznih oksidov z vodo, na primer pri tvorbi žveplove kisline po hidrataciji SO 3 .

Osnovna anorganska kemija

Lastnosti te vrste spojin so posledica prisotnosti hidroksilnega radikala OH, ki daje reakcijo medija nad 7. Topne baze imenujemo alkalije, so najmočnejše v tem razredu snovi zaradi popolne disociacije (razpad na ioni v tekočini). OH skupino pri tvorbi soli lahko nadomestimo s kislimi ostanki.

Anorganska kemija je dvojna znanost, ki lahko opiše snovi z različnih zornih kotov. V protolitični teoriji se baze obravnavajo kot akceptorji vodikovih kationov. Ta pristop razširja koncept tega razreda snovi in ​​imenuje alkalijo vsako snov, ki lahko sprejme proton.

sol

Ta vrsta spojin je med bazami in kislinami, saj je produkt njihove interakcije. Tako kovinski ion (včasih amonijev, fosfonijev ali hidroksonijev) običajno deluje kot kation, kislinski ostanek pa deluje kot anionska snov. Ko nastane sol, se vodik nadomesti z drugo snovjo.

Glede na razmerje med številom reagentov in njihovo močjo med seboj je smiselno upoštevati več vrst produktov interakcije:

• bazične soli dobimo, če hidroksilne skupine niso popolnoma substituirane (takšne snovi imajo alkalno okolje);
• v nasprotnem primeru nastanejo kislinske soli - ob pomanjkanju reakcijske baze vodik delno ostane v spojini;
• najbolj znani in najlažje razumljivi so povprečni (ali normalni) vzorci - so produkt popolne nevtralizacije reagentov s tvorbo vode in snovi samo s kovinskim kationom ali njegovim analogom in kislim ostankom.

Anorganska kemija je znanost, ki vključuje delitev vsakega od razredov na fragmente, ki jih obravnavamo v drugačen čas: nekateri - prej, drugi - kasneje. Z bolj poglobljeno študijo ločimo še 4 vrste soli:

• Binari vsebujejo en sam anion v prisotnosti dveh kationov. Običajno se takšne snovi pridobivajo z združitvijo dveh soli z istim kislinskim ostankom, vendar z različnimi kovinami.
• Mešani tip je nasproten prejšnjemu: njegova osnova je en kation z dvema različnima anionoma.
• Kristalni hidrati - soli, v formuli katerih je voda v kristaliziranem stanju.
• Kompleksi so snovi, v katerih so kation, anion ali oboje predstavljeni v obliki grozdov z tvornim elementom. Takšne soli je mogoče pridobiti predvsem iz elementov podskupine B.

Kot druge snovi, vključene v prakso anorganske kemije, ki jih lahko uvrstimo med soli ali kot ločena poglavja znanja, lahko imenujemo hidride, nitride, karbide in intermetalide (spojine več kovin, ki niso zlitine).

Rezultati

Anorganska kemija je znanost, ki je zanimiva za vsakega specialista na tem področju, ne glede na njegove interese. Vključuje prva poglavja, ki se pri tem predmetu učijo v šoli. Tečaj anorganske kemije predvideva sistematizacijo velikih količin informacij v skladu z razumljivo in preprosto klasifikacijo.

Oddelek za kemijo je nastal kmalu po preoblikovanju internata št. 18 v Specializirani izobraževalni in znanstveni center Moskovske državne univerze (odlok Sveta ministrov ZSSR št. 1241 z dne 1. 10. 88 in odredba državnega šolstva Odbor z dne 16. 11. 88).

Pred tem so kemijo v internatu poučevali:

Vedeneeva Marina Sergejevna- od 1964 do 1980
- od 1980 do 1991
Tabačenko Natalija Vladimirovna- od 1986 do 1989

13. novembra 1989 se je na SASC začel študirati prvi specialistični razred kemije. Nato je bilo vanjo vpisanih 18 dijakov. Vsi niso dosegli "cilja" - leta 1991 je bilo v prvi kemični izdaji le 8 ljudi.

Sestava učiteljev Oddelka za kemijo od leta 1989. ni bistveno spremenila. Na Oddelku za kemijo so delali in delajo:

Galin Aleksej Mihajlovič	(dr., izredni profesor) - od 1991 do prisoten čas
Zagorsky Vyacheslav Viktorovič	(D.Ped.Sc., Profesor) - od 1989 do prisoten čas
Mendeleeva Ekaterina Aleksandrovna	(dr., izredni profesor) - od 1990 do prisoten čas
Morozova Natalija Igorevna	(dr., višji predavatelj) - od 1990 do prisoten čas
Kolyasnikov Oleg Vladimirovič	(asistent) - od 2004 do prisoten čas
Kubarev Aleksej Vjačeslavovič	(asistent) - od 2005 do prisoten čas
Sigeev Aleksander Sergejevič	(dr., asistent) - od 2008 do prisoten čas
Aleshin Gleb	(laborant) - od 2009 do prisoten čas
Korenev Jurij Mihajlovič (10.05.1936 - 09.08.2010)	(doktor kemije, profesor, predstojnik katedre) - od 1989 do 2010
Bataeva Elena Viktorovna	(doktorat, asistent) - od 1990 do 1993
Pirkulijev Namig Šarafeddin-ogly	(asistent) - od 1997 do 1999
Prisyazhnyuk Valentina Viktorovna
Tatyanina Irina Vasilievna	(asistent) - od 1989 do 1991
Čuranov Sergej Sergejevič	(dr., izredni profesor) - od 1989 do 1997
Bataev Vadim Albertovič	(PhD) - od 1997 do 1998

V obdobju od 1991 do 2010 je potekalo 20 maturantov kemijskega razreda SUNC – skupaj 361 ljudi. Od tega se je 298 diplomantov (83 %) vpisalo na Moskovsko državno univerzo. Največ - 214 diplomantov - se je vpisalo na Fakulteto za kemijo in Fakulteto za materiale. Diplomanti kemijskega razreda študirajo in študirajo na Fakulteti za fiziko (16), za mehaniko in matematiko (15), biologijo (7), geologijo (6), Fakulteto za računalniško matematiko in kibernetiko (9), Fakulteto za temeljno medicino (6 ), Znanost tal (9 ). Fantje vstopajo tudi na druge univerze - Vseruski kemični kombinat Ruske akademije znanosti, Rusko kemijsko tehnično univerzo, MEPhI, Medicinsko akademijo itd.

Pouk v razredu kemije SASC MSU poteka v akademski zgradbi SASC (predavanja in seminarji) in na Fakulteti za kemijo Moskovske državne univerze (delavnice analitične, organske in anorganske kemije).

Pouk pri kemiji in pouk fizike in matematike poteka po izvirnih programih in učbenikih, katerih avtorji so učitelji oddelka. Razen osnovni tečaj učitelji Oddelka za kemijo izvajajo izbirne predmete:

• Termodinamika in kinematika hitrih in eksotermnih reakcij (Zagorsky V.V.)
• Kemija v angleščini (Mendeleeva E. A.)
• Človek in snov (Mendeleeva E. A.)
• Metode reševanja problemov v kemiji (Galin A. M.)
• Genomika (O. V. Kolyasnikov)
• Kemija beljakovin (O. V. Kolyasnikov)
• Nanotehnologije - proti nanosvetu (Smirnov E.A.)
• Sabljanje (O. V. Kolyasnikov)
• Ekološki izobraževalni program (Morozova N. I.)
• Priprava na enotni državni izpit (Galin A.M., Kubarev A.V.)
• Večerni klub (Zagorsky V.V.)

Učitelji Oddelka za kemijo so večkrat prejeli štipendije "Sorosov učitelj", sodelujejo pri organizaciji in izvedbi kemičnih olimpijad za šolarje, poletnih šol za srednješolce in seminarjev za učitelje.

Učitelji Oddelka za kemijo so objavili naslednje študijski vodniki:

• 
  Organska kemija. I. del. Teorija zgradbe organskih snovi.
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, 1997. - 48 str.
• Mendeleeva E. A., Morozova N. I.
  Organska kemija. Del II. ogljikovodiki.
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, Moskovska založba. un-ta, 1999. - 64 str.
  ISBN 5-211-02588-1
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P.
  Splošna in anorganska kemija. I. del
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, 1998. - 63 str.
• Yu.M.Korenev, N.I.Morozova, A.I.Zhirov
  Delavnica o anorganski kemiji.
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, ur. Moskovska državna univerza, 1999. - 64 str.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Kemija. I. del
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, 2000. - 72 str.
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P., Egorov E. N.
  Splošna in anorganska kemija. Del II. Glavni razredi anorganskih spojin.
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, Založba moskovske univerze, 2000. - 36 str.
  
• Pirkuliyev N. Sh.
  Olimpijske težave iz kemije. Vrste problemov in metode za njihovo reševanje.
  M .: Šola po imenu A. N. Kolmogorova, "Samoizobraževanje", 2000. - 160 str.
  
• Zagorsky V.V.
  Luči so smešne. Ognjemet: zgodovina, teorija, praksa.
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, "Samoizobraževanje", 2000. - 64 str.
• Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Organska kemija. del III. Organske spojine, ki vsebujejo kisik in dušik.
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, Moskovska univerzitetna založba, 2001. - 56 str.
  
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Splošna in anorganska kemija. del III. Osnove kemijske termodinamike in kinetike.
  M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, Založba moskovske univerze, 2002. - 48 str.
  
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Koristni nasveti.
  M: MAKS Press, 2003. - 31 str.
• Korenev Yu.M.
Splošna in anorganska kemija. del IV. Fizikalne in kemijske lastnosti raztopin.
M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, Založba moskovske univerze, 2004. - 49 str.
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Kako zmagati na izpitu.
  M., 2006. - 34 str.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Morozova N.I.
Splošna in anorganska kemija. I. del. Osnovni pojmi, struktura atoma, kemična vez.
M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 str.
• Morozova N.I.
  Identifikacija snovi.
  M.: MAKS Press, 2008. - 35 str.

Metodične izkušnje delo učiteljev Oddelka za kemijo je opisano v nadaljevanju publikacije:

• Različica predstavitve v fizikalno-matematični šoli na temo "Struktura atoma in periodični zakon".
  Zagorsky V.V.
  Russian Chemical Journal (ZhRHO po imenu D.I. Mendelejev), 1994, v. 38, št. 4, str. 37 - 42
• Nestandardne naloge iz kemije
  V.V.Zagorsky, A.M.Galin, E.A.Mendeleeva, N.I.Morozova
  Ruski kemijski časopis (ZhRHO po imenu D.I. Mendelejev), 1994, letnik 38, št. 4, str. 89 - 90
• Poučevanje kemije v razredih fizike, matematike in ekonomije Posebnega izobraževalnega in znanstvenega centra Moskovske državne univerze
  Galin.A.M., Zagorsky V.V., Mendeleeva E.A.
  Mednarodni seminar o poučevanju kemije v šoli "Puščinska jesen - 96" (zbirka gradiva), Moskva, 1996. - 29 str.
• Zagorsky V.V.
  Od učitelja do učitelja. Kako postati "zvezda".
  M.: Založba. Oddelek UC DO MSU, 1998 - 96 str.
• Kemija v podiplomski šoli: povratne informacije z anonimnim testiranjem.
  A.M. Galin, V.V. Zagorsky, E.A. Mendeleeva
  Gradivo XLV Herzen Readings (vseruska znanstvena in praktična konferenca) (13. - 16. maj 1998), Sankt Peterburg,
  str. 48 - 49.
• Resnica o maturi (Kako maturanti poznajo kemijo)
  V.Zagorsky, E.Mendeleeva, A.Galin, N.Morozova
  Učiteljski časopis, št.7, 23. februar 1999, str.
• Priprava na znanstvena dejavnost nadarjeni srednješolci: potreba po alternativi znanstvenemu svetovnemu nazoru
  V. V. Zagorsky
  v soboto. povzetki mednarodnega kongresa "Znanost in izobraževanje na pragu III tisočletja", Minsk, 3 - 6. 10. 2000, knjiga 1, str. 56-57
• Naloga izobraževanja 21. stoletja je oblikovanje ekološkega pogleda na svet
  E.A. Mendelejeva
  v soboto. povzetki mednarodnega kongresa "Znanost in izobraževanje na pragu III tisočletja", Minsk, 3 - 6. 10. 2000, knjiga 2, str. 91-92

V.V. Zagorsky

Splošna in anorganska kemija - V treh delih - Korenev Yu.M., Ovčarenko V.P. - 2000, 2002.

Ta metodološki priročnik je bil sestavljen v skladu s programom tečaja anorganske kemije in so ga prebrali študenti kemijskega in biološkega oddelka Šole A. N. Kolmogorova Specializiranega izobraževalnega in znanstvenega centra Moskovske državne univerze.
Knjiga predstavlja glavne razrede anorganskih spojin, njihove lastnosti in načine pridobivanja.

POGLAVJE I. OSNOVNI POJMI IN DEFINICIJE 3
1.1. Struktura snovi 3
1.2. Kvantitativna razmerja v kemiji 9
1.3. Kemični simboli in formule 13
POGLAVJE II. STRUKTURA ATOMA 20
2.1. Zgodnji modeli atoma 20
2.2. Kvantno mehanski model strukture atoma 26
POGLAVJE III. KEMIJSKA vez 41
3.1. Naslov 41
3.2. Metoda valenčne vezi 47
3.3. Molekularna orbitalna metoda 53

POGLAVJE 1. Oksidi 3
§ ena. Fizične lastnosti oksidi 3
§ 2. Razvrstitev oksidov in vzorci spreminjanja kemijskih lastnosti .. 4
2.1. Razvrstitev oksidov po kemijskih lastnostih 4
2.2. Vzorci sprememb lastnosti oksidov 5
§ 3. Metode za pridobivanje oksidov 7
§ štiri. Kemijske lastnosti oksidov 9
4.1. Osnovni oksidi 9
4.2. Kislinski oksidi 10
4.3. Amfoterni oksidi 10
4.4. Splošne kemijske lastnosti oksidov 11
POGLAVJE 2. Kisline in BAZE 13
§ 1. Teorije kislin in baz 13
1.1. Elektrolitična teorija 13
1.2. Protolitska teorija 13
1.3. Elektronska teorija 14
§2. Kisline 16
2.1. Razvrstitev kislin 16
2.2. Metode za pridobivanje kislin 19
2.3. Splošne metode za pridobivanje katere koli kisline 19
2.4. Kemijske lastnosti kislin 21
§3. Razlogi 24
3.1. Osnovna klasifikacija 24
3.2. Metode za pridobivanje baz 25
3.3. Kemijske lastnosti baz 27
POGLAVJE 3. Soli 29
§ 1. Razvrstitev soli 29
§ 2. Metode za pridobivanje soli 30
§ 3. Kemijske lastnosti soli 33

1. POGLAVJE Osnove TERMODINAMIKE 3
§ 1.1. Osnovne definicije 3
§ 1.2. Ničelni zakon (začetek) termodinamike 6
§ 1.3. Prvi zakon (začetek) termodinamike 6
§ 1.3.2. Standardna toplota (entalpija) tvorbe spojine 9
§ 1.3.3. Standardna entalpija zgorevanja 10
§ 1.3.4. Standardna energija (entalpija) kemične vezi 10
§ 1.3.5. Standardna entalpija sublimacije, izhlapevanja in taljenja 11
§ 1.3.6. Afiniteta do elektronov, ionizacijski potencial, elektronegativnost 11
§ 1.3.7. Hessov zakon 13
§ 1.3.8. Cikel Born-Haber 14
§ 1.3.9. Kirchhoffov zakon 16
§ 1.4. Drugi zakon (začetek) termodinamike 17
§ 1.4.1. Definicija entropije s stališča klasične termodinamike 18
§ 1.4.3. Statistična razlaga pojma entropije 19
§ 1.4.4. Gibbsova prosta energija 21
§ 1.4.5. Kemični potencial 22
§ 1.4.6. Kemijsko ravnotežje 23
§ 1.4.7. Smer reakcije 31
2. POGLAVJE Osnove KINETIKE 35
§2.1. Hitrost kemične reakcije 35
§ 2.2. Dejavniki, ki vplivajo na hitrost kemične reakcije 37
§ 2.3. Eksperimentalne metode za določanje konstant hitrosti kemične reakcije 47

Brezplačen prenos e-knjiga v priročni obliki, glejte in preberite:
Prenesite knjigo Splošna in anorganska kemija - V treh delih - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, hiter in brezplačen prenos.

Prenesite zip
To knjigo lahko kupite spodaj najboljša cena s popustom z dostavo po vsej Rusiji.

“Splošna in anorganska kemija I. del OSNOVNI POJMI, STRUKTURA ATOMA, KEMIJSKA VEŽ Šola po imenu A. N. Kolmogorova Moskovska univerzitetna založba 2000 UDK 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

-- [ Stran 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

anorganska kemija

OSNOVNI POJMI, STRUKTURA ATOMA,

KEMIJSKA VEZ

Šola poimenovana po A. N. Kolmogorovu

Moskovska univerzitetna založba

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Splošna in anorganska kemija. Tečaj predavanj. I. del

Osnovni pojmi, atomska zgradba, kemična vez. – M.:

Šola po imenu A. N. Kolmogorova, Moskovska univerzitetna založba, 2000. – 60 str.

ISBN 5-211-04200-X

Knjiga predstavlja glavne razrede anorganskih spojin, njihove lastnosti in načine pridobivanja.

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

© I.N. Korovin - oblikovanje, 2000

Poglavje I Osnovni pojmi in definicije 1.1. Zgradba snovi Eden od osnovnih konceptov kemije in drugih naravoslovnih znanosti je atom. Ta izraz ima dolg izvor; obstaja že približno 2500 let. Prvič je koncept atoma nastal v stari Grčiji, okoli 5. stoletja pred našim štetjem. pr e. Ustanovitelja atomističnega nauka sta bila starogrška filozofa Levkip1 in njegov učenec Demokrit. Prav oni so predstavili idejo o diskretni strukturi snovi in ​​uvedli izraz "ATOM".

Demokritova učenja niso postala razširjena in dolgo časa zgodovinsko obdobje v kemiji (in v srednjem veku - alkimiji) je prevladovala teorija Aristotela (384 - 322 pr.n.št.).

Po naukih Aristotela so glavna načela narave abstraktna "načela": mraz, toplota, suhost in vlaga, ko se združijo, nastanejo štirje glavni "elementi-elementi":

zemlja, zrak, ogenj in voda.

In šele na začetku 19. stoletja se je angleški znanstvenik John Dalton vrnil k atomom kot najmanjšim delcem snovi in ​​ta izraz uvedel v znanost. Pred tem je bilo delo tako izjemnih znanstvenikov, kot so R. Boyle (v knjigi "The Skeptic Chemist" je zadal močan udarec idejam alkimistov), ​​J. Priestley in K. V. Scheele (odkritje kisika), G. Cavendish (odkritje vodika), A. L. Lavoisier (poskus sestave prve tabele enostavnih snovi), M. V. Lomonosov (glavne določbe atomske in molekularne teorije, zakon o ohranjanju mase), J. L. Proust (zakon konstantnosti sestave ) in mnogi drugi.

Odkritja na področju fizike ob koncu 19. - prvi tretjini 20. stoletja so znanstvenike prisilila, da so na atomsko in molekularno teorijo pogledali povsem drugače. Izkazalo se je, da ima atom zapleteno strukturo in ni najmanjši delec snovi.

Tukaj ne bomo dali zastarele definicije tega koncepta, ampak bomo takoj podali formulacijo, ki temelji na sodobnih idejah.

1 Leucippus () - starogrščina. filozof. O Levkipovem življenju ni znanega skoraj nič.

I. poglavje Atom (grško µ - nedeljiv) je najmanjši delec kemičnega elementa, ki je sposoben samostojnega obstoja in je nosilec njegovih lastnosti. Atom je električno nevtralen mikrosistem, sestavljen iz pozitivno nabitega jedra in ustreznega števila elektronov.

Kemični element je vrsta atoma z enakim jedrskim nabojem.

Kemični element je pojem, ne materialni delec. To ni atom, ampak zbirka atomov, za katere je značilno določen znak z enakim jedrskim nabojem.

Elektron [dr.gr. - jantar (dobro je naelektren zaradi trenja)] - stabilen elementarni delec z maso mirovanja 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2 in ima osnovni negativni naboj enak 1,6 10–19 C.

V kemiji in fiziki se pri reševanju številnih problemov naboj elektrona vzame kot -1, naboji vseh ostalih delcev pa so izraženi v teh enotah. Elektroni so del vseh atomov.

Proton (grško - prvi) - elementarni delec, ki je sestavni del jeder atomov vseh kemičnih elementov, ima maso mirovanja mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e. m. in elementarni pozitivni električni naboj, ki je po velikosti enak naboju elektrona, to je 1,6 10–19 C.

Število protonov v jedru določa atomsko številko kemičnega elementa.

Nevtron (lat. neutrum - ne eno ne drugo) je električno nevtralen elementarni delec z maso mirovanja, ki nekoliko presega maso mirovanja protona mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. jesti.

Nevtron je poleg protona del vseh atomskih jeder (z izjemo jedra vodikovega izotopa 1H, ki je en proton).

Osnovno imenovano 2 a. e.m. - enota atomske mase, glej spodaj.

Splošno (skupinsko) ime protonov in nevtronov je nukleoni.

Masno število - skupno število nukleonov (protonov in nevtronov) v jedru.

Jedro atoma je sestavljeno iz protonov, katerih število je enako redni številki elementa (Z), in nevtronov (N). A = Z + N, kjer je A masno število.

Nuklidi (lat. nucleus - jedro) - splošno ime atomskih jeder, zanje je značilno določeno število protonov in nevtronov (pozitiven naboj in masno število).

Za označevanje kemičnega elementa je dovolj, da poimenujemo samo eno količino - naboj jedra, to je redna številka elementa v periodnem sistemu. Za določitev nuklida to ni dovolj - navesti morate tudi njegovo masno število.

Včasih, ne povsem natančno, se koncept "nuklida" ne nanaša na samo jedro, temveč na celoten atom.

Izotopi (grško - isto + - mesto) - nuklidi, ki imajo isto številko protoni, vendar se razlikujejo po masnih številih.

Izotopi - nuklidi, ki zasedajo isto mesto v periodnem sistemu, torej atomi istega kemičnega elementa.

Na primer: 11 Na, 23 Na, 24 Na so natrijevi izotopi.

Izobare (grško - enak + - teža) - nuklidi z enakim masnim številom, vendar različnim številom protonov (tj.

povezane z različnimi kemičnimi elementi), na primer 90Sr, 90Y, Izotoni - nuklidi z enakim številom nevtronov.

Kemiki dolgo časa niso naredili jasne razlike med atomi in molekulami preprostih snovi. Leta 1811 je A. Avogadro predlagal hipotezo, ki je omogočila nedvoumno opredelitev teh konceptov, vendar je njegovi sodobniki niso cenili in je bila priznana šele leta 1860, po prvem mednarodnem kongresu kemikov v Karlsruheju (Nemčija), ko je molekulo so začeli razumeti kot najmanjši delec snovi, ki sodeluje pri njenih kemičnih transformacijah. Z razvojem naravoslovja je definicija molekule doživela nekaj sprememb.

Molekula (pomanjšava od latinskih molov - masa) je najmanjši delec snovi, ki določa njene lastnosti. Sestavljen je iz atomov enega ali različnih kemičnih elementov in obstaja kot en sam sistem atomskih jeder in elektronov. V primeru enoatomskih molekul (na primer žlahtnih plinov) koncepta atoma in molekule sovpadata.

Atomi se v molekuli držijo skupaj s kemičnimi vezmi.

V kemiji je treba poleg atomov in molekul upoštevati tudi druge strukturne enote: ione in radikale.

Ioni (grško - gredo) - električno nabiti delci, ki nastanejo iz atomov (ali atomskih skupin) kot posledica dodajanja ali izgube elektronov.

Pozitivno nabiti ioni se imenujejo kationi (grško - dol + ion), negativno nabiti - anioni (grško - gor + ion).

Na primer, K+ je kalijev kation, Fe2+ je železov kation, NH+ je amonijev kation, Cl– je klorov anion (kloridni anion), S2– je žveplov anion (sulfidanion), SO 2 je sulfatni anion.

Radikali (latinsko radikalis - koren) - delci (atomi ali skupine atomov) z neparnimi elektroni.

So zelo reaktivni. Na primer, H je vodikov radikal, Cl je klorov radikal, CH3 je metilni radikal. Hkrati paramagnetne molekule, na primer O2, NO, NO2, ki imajo neparne elektrone, niso radikali.

Preprosta snov je snov, sestavljena iz atomov enega kemičnega elementa.

Preprosta snov je oblika obstoja kemičnega elementa.

Številni elementi lahko obstajajo v obliki več preprostih snovi, na primer ogljik (grafit, diamant, karbin, fulereni), fosfor (bela, rdeča, črna), kisik (ozon, kisik).

Znanih je okoli 400 preprostih snovi.

Allotrpy (grško - drug + - obrat) - sposobnost kemičnega elementa, da obstaja v obliki dveh ali več preprostih snovi, ki se razlikujejo po številu atomov v molekuli (na primer O2 in O3) ali v različnih kristalnih strukturah (grafit in diamant).

Polimorfizem (grško µ - raznolik) - sposobnost trdnih snovi, da obstajajo v dveh ali več oblikah z različnimi kristalnimi strukturami in različnimi lastnostmi.

Takšne oblike imenujemo polimorfne modifikacije.

Na primer, FeS2 lahko tvori dve snovi z različnimi kristalnimi strukturami (polimorfi): ena se imenuje pirit, druga pa markazit. Ali so te snovi alotropne modifikacije? Niso.

Alotropija se nanaša samo na preproste snovi in ​​upošteva tako razliko v sestavi njihovih molekul kot razliko v strukturi kristalnih rešetk. Če govorimo o razliki v strukturi kristalnih rešetk preprostih snovi, potem koncepta polimorfizma in alotropije sovpadata, na primer za grafit in diamant lahko rečemo, da sta alotropni obliki ali polimorfni obliki.

Možnost tvorbe dveh ali več vrst molekul, kisika. Tvori dve alotropni obliki: O2 in O3 - ozon. Razlikujejo se tako po fizikalnih kot kemičnih lastnostih.

Kisik O2 – brezbarven plin, brez vonja. Ozon O3 - plin modra barva z značilnim vonjem (je celo ime dobil po grščini.

(ozein) - vonjati).

V tekočem in trdnem stanju ima kisik bledo modro barvo. Ozon v tekočem stanju je intenzivno obarvan vijolično, v trdnem stanju pa črno-vijoličen.

Kisik je paramagnetičen, ozon je diamagnetičen.

Kemična aktivnost kisika in ozona se močno razlikuje. Ozon je bolj reaktiven kot kisik in ima močnejše oksidativne lastnosti.

Kljub dejstvu, da kisik komunicira s skoraj vsemi elementi v prosti obliki, se te reakcije v mnogih primerih pojavijo le pri povišanih temperaturah. Po drugi strani pa ozon reagira s številnimi snovmi pod pogoji, ko kisik ostane inerten, na primer ozon oksidira živo srebro in srebro v okside.

Fosfor. Poznani sta dve alotropni obliki fosforja: bela in rdeča.

Beli fosfor je sestavljen iz tetraedričnih molekul P4. Rdeči fosfor lahko štejemo za polimerne molekule P. Seveda se v trdnem stanju te modifikacije razlikujejo tako po strukturi kristalnih rešetk kot po fizikalnih lastnostih.

Vse alotropne oblike fosforja kažejo tudi pomembno razliko v kemičnih lastnostih, ki so predvsem v njihovi različni reaktivnosti. Beli fosfor je bolj aktivna oblika, rdeči pa manj aktivna oblika.

Beli fosfor na zraku počasi oksidira tudi pri običajnih temperaturah (kar je razlog za sijaj belega fosforja), rdeči pa je na zraku obstojen in se prižge šele pri segrevanju.

Nastajanje različnih kristalnih mrež Ta primer alotropije lahko obravnavamo tudi kot polimorfizem preprostih snovi.

ogljik. Za ogljik je znanih več alotropnih modifikacij:

grafit, diamant, karabin, fulereni.

Grafit in diamant tvorita atomske kristalne mreže, ki se razlikujejo po strukturi. Ti dve snovi se močno razlikujeta tudi po svojih fizikalnih lastnostih: diamant je brezbarven, prozoren, grafit je črno-siv, neprozoren, diamant je najtrša snov, grafit je mehak, diamant ne prevaja elektrike, grafit prevaja elektriko. V normalnih pogojih je diamant metastabilna (manj stabilna) oblika. Ko se diamant segreje (t > 1000°C), se nepovratno spremeni v grafit. Prehod grafita v diamant poteka pri višji temperaturi in nujno pri zelo visokem tlaku.

Kositer. Znani sta dve alotropni obliki kositra - siva in bela.

Sivi kositer (-kositer) obstaja pri temperaturah pod 13,2 ° C, kaže polprevodniške lastnosti, zelo krhka snov z gostoto 5,846 g / cm3.

Beli kositer (-kositer) je po fizikalnih lastnostih tipična srebrno bela kovina, dobro prevaja toploto in električni tok, je plastična, gostota je 7,295 g/cm3 in je stabilna v temperaturnem območju 13,2 - 173°C. Nad to temperaturo preide -kositer v drugo modifikacijo - -kositer, ki ima drugačno strukturo kristalne mreže in gostoto 6,54 g / cm3.

Številne polimorfne (ali alotropne) modifikacije so lahko v metastabilnem stanju, torej obstajajo dlje časa v pogojih, ki zanje niso značilni ("v tujem območju").

Na primer, bel kositer se lahko prehladi in obstaja dlje časa pri temperaturi pod 13,2 ° C, vendar je njegovo stanje v teh pogojih nestabilno, zato lahko mehanske poškodbe, ostro tresenje itd. povzročijo oster prehod v obliko. Ta dobro znan pojav so imenovali "kositerjeva kuga".

Nečistoče pomembno vplivajo tudi na prehod iz ene oblike v drugo. Na primer, rahla primes bizmuta praktično prepreči prehod belega kositra v sivo, dodatek aluminija pa, nasprotno, ta prehod pospeši.

Za vsako alotropno (ali polimorfno) obliko obstaja določen razpon temperatur in tlakov, kjer je ta modifikacija stabilna. Na primer, pri temperaturah do 95,6 ° C je rombično žveplo (-oblika) stabilno, pri višji temperaturi pa monoklinično (oblika). Ti dve alotropni obliki se med seboj razlikujeta po strukturi kristalnih rešetk.

Spojina ali spojina je snov, ki je sestavljena iz atomov različnih kemičnih elementov.

Izomorfizem (grško - enak, podoben + µ - oblika) - sposobnost snovi, podobnih po sestavi, da tvorijo mešane kristale, v katerih se atomi, ioni ali atomske skupine podobne velikosti naključno zamenjajo.

Na primer, v kristalih kalijevega galuna KAl(SO4)2 12 H2O lahko kalijeve ione nadomestimo z rubidijevimi ali amonijevimi ioni, ione Al3+ pa z ioni Cr3+ ali Fe3+. V tem primeru naj bi bili kalijevi kationi izomorfni kationom rubidija ali amonija, medtem ko so aluminijevi kationi izomorfni kationom kroma ali železa.

1.2. Kvantitativna razmerja v kemiji Mase atomov in molekul so zelo majhne, ​​zato je za številčno izražanje njihovih vrednosti neprijetno uporabljati splošno sprejeto mersko enoto - kilogram. Zato se za izražanje mase atomov in molekul uporablja druga merska enota - enota atomske mase (amu).

Enota atomske mase (a.m.u.) - merska enota za maso atomov, molekul in elementarni delci.

Kot atomsko masno enoto se vzame 1/12 mase ogljikovega nuklida 12C.

Masa tega nuklida v enotah SI je 1,9927 10–26 kg.

Relativna atomska masa (zastarel izraz je atomska teža) je masa atoma, izražena v enotah atomske mase (a.m.u.).

Imenovani Ar.

Večina naravnih kemičnih elementov je mešanica izotopov. Zato se povprečna vrednost relativne atomske mase naravne mešanice njenih izotopov, ob upoštevanju njihove vsebnosti v zemeljskih pogojih, vzame kot relativna atomska masa elementa. Te vrednosti so podane v periodičnem sistemu.

Na primer, kisik ima tri izotope 16O, 17O in 18O, njihova atomska masa in vsebnost v naravni mešanici sta prikazani v tabeli 3.

Povprečna vrednost atomske mase, ob upoštevanju prispevka vsakega izotopa, se izračuna po naslednji formuli:

kjer sta Ar, j atomske mase ustreznih izotopov, ni njihova vsebnost v naravni mešanici (v molskih frakcijah). Če v to formulo nadomestimo ustrezne vrednosti iz tabele 3 za atomsko maso kisika, dobimo:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Upoštevajte, da sta atomska masa in masno število absolutno različni koncepti: prva je masa atoma, izražena v a. e.m., drugo pa je število nukleonov v jedru. Atomska masa je delna vrednost (ima celo število samo za izotop 12C), v nasprotju z masnim številom, ki je vedno celo število.

Številčno so te količine zelo blizu; na primer, za vodik je atomska masa 1,0078 in masno število je 1, za helij je atomska masa 4,0026 in masno število je 4.

Relativne atomske mase imajo frakcijske vrednosti iz naslednjih razlogov:

1) večina elementov, ki obstajajo v naravi, je mešanica več izotopov, periodni sistem pa kaže povprečno vrednost relativne atomske mase mešanice naravne izotopske sestave.

2) za monoizotopske elemente (na primer 23Na) bo ta vrednost tudi delna, saj je masa nukleonov izražena v a. m.u., ni celo število (glej tabelo 3) in med nastajanjem jedra se del mase nukleona pretvori v energijo v skladu z enačbo Ebond = m c2, kjer je c = 3 108 m/s hitrost svetlobe v vakuumu.

Pri tvorbi katere koli vezi se vedno sprosti energija, za kar se porabi del mase veznih delcev. V primeru tvorbe kemičnih vezi je ta vrednost zelo majhna, zato je sprememba mase tukaj zanemarjena in se domneva, da je masa oblikovanega delca enaka vsoti mas delcev, ki sodelujejo pri njegovem delovanju. nastanek. Ko nastane jedro, se sprosti zelo velika količina energije in "masna napaka" je jasno vidna.

Molekulska masa je masa molekule, izražena v a. e. m. Masa molekule je praktično enaka vsoti relativnih atomskih mas njenih sestavnih atomov.

Če snov ni sestavljena iz molekul, ampak na primer iz ionov (NaCl) ali je oligomer [(H2O)n], je relativna molekulska masa navedena za enoto formule snovi. Formulno enoto snovi je treba razumeti kot kemično sestavo najmanjše količine dane snovi.

Mol je merska enota za količino snovi. Določena.

1 mol je količina snovi, ki vsebuje enako število strukturnih enot (atomov, molekul, ionov, radikalov), kot je atomov v 0,012 kg izotopa ogljika 12C, in sicer molska masa snovi (M) je enako razmerju med maso te snovi (m) in njeno količino ():

Prejšnja definicija: masa enega mola snovi, ki je številčno enaka njeni molekulski masi, vendar izražena v enotah g/mol. Morda bo sprva olajšalo reševanje računskih problemov.

Upoštevajte razliko v terminih: molska masa” in “molekulska teža”, podobna zvočno, vendar se nanaša na različno število predmetov: prva je masa enega mola snovi (tj. masa 6,022 1023 molekul), druga pa masa enega molekule, izražene pa so v različnih enotah - g/mol in a. e. m., oz.

V večini kemičnih izračunov se uporablja koncept "količine snovi" in s tem njena merska enota - mol. Ta vrednost je edinstveno povezana z maso, številom strukturnih enot in prostornino (če je plin ali para) snovi. Če je podana količina snovi, je te količine enostavno izračunati.

Masni delež snovi A v sistemu je razmerje med njeno maso in maso celotnega sistema (pogosto je ta vrednost izražena v %):

Vse težave, povezane z izračuni z masnimi deleži, je treba rešiti s to formulo. Da bi se izognili nadležnim tehničnim napakam, priporočamo, da pri izračunih takoj pretvorite % v deleže.

Volumenski delež komponente je razmerje med prostornino komponente in prostornino celotnega sistema:

Molski delež komponente je razmerje med količino snovi (mol) komponente A in skupnim številom molov vseh komponent sistema:

Zakon ohranjanja energije - energija ne nastane iz nič in ne izgine brez sledu, vendar lahko njeni posamezni tipi prehajajo drug v drugega v skladu s strogo določenimi enakovrednimi razmerji.

Torej, če je energija kemičnih vezi v reakcijskih produktih večja kot v reaktantih, se sproščena energija sprosti v obliki toplote, svetlobe ali pa bo zaradi nje prišlo do dela (na primer eksplozija ali gibanje bata) .

Zakon ohranjanja mase (M. V. Lomonosov, 1748) - masa vseh snovi, ki so vstopile v reakcijo, je enaka masi vseh reakcijskih produktov.

Z vidika atomske in molekularne teorije je zakon ohranjanja mase razložen takole: atomi zaradi kemičnih reakcij ne izginejo in ne nastanejo, ampak se prerazporedijo. Ker število atomov pred in po reakciji ostane nespremenjeno, se tudi njihova skupna masa ne spremeni.

Na podlagi tega zakona se vsi izračuni izvajajo po enačbah kemijskih reakcij.

Zakon o konstantnosti sestave (Proust, 1806) - vsaka kemična spojina ima natančno določeno in konstantno sestavo.

Kot posledica tega zakona sledi, da sestava kemične spojine ni odvisna od načina njene priprave.

Snovi, katerih sestava je skladna s tem zakonom, se imenujejo daltonidi. Snovi, katerih sestava je odvisna od načina priprave, imenujemo bertolidi (na primer oksidi prehodnih kovin).

Zakon večkratnih razmerij (Dalton) - če dva elementa med seboj tvorita več spojin, so masne količine enega elementa, ki se združijo z enako masno količino drugega, povezane med seboj kot majhna cela števila.

Avogadrov zakon (1811) - enake količine različnih idealnih plinov pod enakimi pogoji (temperatura in tlak) vsebujejo enako število molekul.

Posledice iz Avogadrovega zakona 1°. 1 mol katerega koli idealnega plina pod enakimi pogoji (temperatura in tlak) zaseda enako prostornino.

V normalnih pogojih (n.a.):

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

- molska prostornina katerega koli idealnega plina je 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Gostote idealnih plinov pod enakimi pogoji (temperatura in tlak) so neposredno sorazmerne z njihovo molsko maso:

ker iz Avogadrovega zakona izhaja, da je pod enakimi pogoji (p in t) za vse idealne pline razmerje / V = ​​konst.

Za pline je uveden koncept relativne gostote enega plina nad drugim. DA(X) - relativna gostota plina X za plin A:

V kemiji, tako kot v vsaki znanosti, obstaja sistem konvencionalnih znakov, katerih poznavanje je potrebno za razumevanje tega predmeta.

Kemična simbolika je neke vrste abeceda, s pomočjo katere zapisujejo "besede" - formule spojin in "fraze" - enačbe kemijskih reakcij, ki do neke mere odražajo dejanske procese, ki se dogajajo.

Že v srednjem veku so bili takrat znani kemični elementi označeni s konvencionalnimi simboli, enakimi tistimi, ki so jih uporabljali za označevanje nebesnih teles. Dejstvo je, da je po zamislih alkimistov vsak od takrat znanih elementov ustrezal svojemu nebesnemu telesu.

Nekatere ideje alkimistov se odražajo v poetični obliki:

Oznake nebesnih teles in njihovih "ustreznih" kemičnih elementov, sprejete v srednjem veku, so predstavljene v tabeli 4.

Element Simbol nebesnega telesa Seveda takšni simboli za označevanje kemičnih elementov niso bili zelo priročni. Poleg tega je bilo do leta 1800 znanih približno 1800 kemičnih elementov (čeprav nekateri še niso bili izolirani kot preproste snovi, ampak so bili znani predvsem v obliki oksidov), uporaba takšne simbolike pa je postala nemogoča.

D. Dalton je predlagal druge oznake za kemične elemente, spodaj je nekaj primerov te simbolike:

Simboli kemičnih elementov, ki jih je predlagal D. Dalton Kot je razvidno iz teh primerov, je Dalton v nekaterih primerih uporabil začetne črke angleški naslovi elementi (na primer: železo - železo, baker - baker, svinec - svinec), obkroženi. Znameniti švedski kemik 19. stoletja Jens Jakob Berzelius, ki je veliko prispeval k razvoju Daltonove atomistične teorije, je predlagal povsem novo simboliko za označevanje kemičnih elementov. Odločil se je, da mora imeti vsak kemični element svoj poseben znak, ki bi bil hkrati simbol kemičnega elementa in označeval en atom. Kot tak simbol je bila predlagana uporaba začetne črke latinskega imena elementa (na primer vodik - hidrohenij - simbol H, žveplo - žveplo - S itd.). V primerih, ko se imena dveh elementov začnejo z isto črko, je bila imenu tega elementa dodana druga črka, na primer C - ogljik, Cu - baker, Cd - kadmij. Tako so se pojavili simboli kemičnih elementov, ki jih vse do danes uporabljajo po vsem svetu.

Nekateri elementi (na primer železo, zlato, svinec) so poznani že od antičnih časov, njihova imena pa so zgodovinskega izvora.

Na podlagi imen elementov, odkritih v zadnjih 300 letih različna načela: po mineralu, iz katerega je bil ta element prvič izoliran, na primer berilij (po imenu minerala - beril), po imenu države - domovina odkritelja, na primer germanij (nemški kemik K. Winkler ) v čast Nemčiji, po nekaterih lastnostih, na primer klor (iz grščine - zeleno), fosfor (iz grščine.

- svetloba, - nosim). Umetni elementi so dobili imena v čast znanih znanstvenikov, na primer mendelevij, einsteinium.

Če je simbol kemičnega elementa miselno vpisan v kvadrat, se vogali tega kvadrata po potrebi uporabljajo za dodatne informacije:

S kemičnimi simboli elementov so zapisane kemijske formule snovi. Na primer, formula za žveplovo kislino H2SO4 kaže, da je molekula te spojine sestavljena iz dveh atomov vodika, enega atoma žvepla in štirih atomov kisika. S kemičnimi formulami zapišite enačbe kemičnih reakcij, na primer:

Snovi, ki vstopijo v kemijsko reakcijo (začetne snovi), so zapisane na levi strani enačbe, snovi, ki nastanejo kot rezultat reakcije (reakcijski produkti), pa so zapisane na desni strani enačbe, število atomov vsak element na levi strani enačbe mora biti enak številu atomov tega elementa na desni strani (zakon ohranjanja mase snovi).

Vsaka kemijska formula je pogojni zapis, ki vsebuje določene informacije o določeni snovi in ​​glede na to, katere informacije želijo sporočiti, se uporabljajo različne formule.

1°. Molekulska formula (ali bruto formula) odraža le kvalitativno in količinsko sestavo spojine, torej kaže, kateri atomi katerih elementov in v kakšni količini so vključeni v sestavo te snovi, in ne pove ničesar o njeni strukturi. , na primer:

2°. Grafična formula (pogosto se napačno imenuje strukturna formula) zagotavlja dodatne informacije: poleg kvalitativne in kvantitativne sestave prikazuje, v kakšnem zaporedju so atomi povezani med seboj, in kaže tudi množico vezi (enostavne, dvojne , trojno):

Vendar te formule ne povedo ničesar o strukturi molekul, torej ne odražajo relativne razporeditve atomov v prostoru.

3°. Elektronska formula nosi dodatne informacije v primerjavi z grafično (čeprav ji je v resnici zelo podobna) - kaže, kateri od valenčnih elektronov sodelujejo pri tvorbi vezi, pa tudi prisotnost neparnih in nedeljenih elektronov. elektronski pari:

4°. Strukturna formula je prikazana v merilu, v ustrezni projekciji, ki daje tridimenzionalni prikaz molekule in prikazuje relativno razporeditev atomov v prostoru. Če je potrebno, do strukturne formule priložene so tabele, v katerih so navedene dolžine vezi (razdalje med središči vezanih atomov) in vezni koti (koti med vezmi).

5°. Možno je uporabiti druge različice formul za posredovanje ustreznih informacij o molekuli ali olajšanje zaznavanja informacij, na primer kaže prisotnost proste orbitale 1. Koliko atomov vodika vsebuje 1 liter vodika pri n. pri.?

Rešitev. Ker 1 mol katerega koli idealnega plina zaseda pri n. y. 22,4 litra, potem bo 1 liter vodika (lahko ga štejemo za približno idealen plin) vseboval = 0,045 mola molekul vodika. Vsaka molekula vodika je sestavljena iz dveh atomov, kar pomeni, da je število atomov dvakrat večje: 2 0,045 \u003d 0,09 mol. Če želite ugotoviti, koliko atomov je v tej količini snovi, jo pomnožite z Avogadrovim številom:

2. Kolikšna je masa 1 molekule NaOH?

Rešitev. Najprej izračunajmo molekulsko maso NaOH v enotah a. e. m., ki temelji na vrednostih atomskih mas natrija, kisika in vodika.

Zdaj pa pretvorimo v enote SI:

3. Kakšna energija se sprosti pri tvorbi atoma helija iz elementarnih delcev?

Rešitev. Atomska masa helija je 4,0026 amu. e. m. Izračunajmo skupno maso osnovnih delcev, ki sestavljajo helij:

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

Masni defekt je ali 4. V odvečni vodi smo raztopili g CaO z maso B g. Izrazite masni delež snovi v dobljeni raztopini.

Rešitev. Za rešitev tega problema se je treba spomniti, da ko se kalcijev oksid raztopi v vodi, pride do reakcije CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, zato bo kalcijev hidroksid topljenec.

Maso snovi najdemo po reakcijski enačbi:

Masa raztopine je vsota mase snovi, ki so tvorile to raztopino (ker se reakcija ne obori in se ne sprošča plin, ni treba ničesar odšteti) A + B. Tako je \u003d (100%).

5. Zmešali so 11,2 litra klora in 22,4 litra vodika. Poiščite prostorninski delež plinov v zmesi po reakciji.

Rešitev. Reakcija poteka H2 + Cl2 = 2 HCl. Ker so prostornine plinov sorazmerne z njihovimi količinami snovi, bo 1 prostornina vodika reagirala z 1 volumnom klora in nastala bosta 2 volumna vodikovega klorida. Klora primanjkuje, popolnoma bo reagiral; Reagiralo bo 11,2 litra vodika, ostalo pa bo še 11,2 litra. Izkazalo se bo 2 11,2 \u003d 22,4 litra vodikovega klorida.

Skupna prostornina sistema je 11,2 + 22,4 = 33,6 litra. Volumenski delež vodika 11,2 / 33,6 = 0,33 (33 %), klorovodika 22,4 / 33,6 = 0,67 (67 %) ali 6. Zlitina vsebuje 40 % K in 60 % Na. Poiščite molske deleže komponent.

Rešitev. M(K) = 39, M(Na) = 23. Če 100 g zlitine vsebuje 40 g K, potem je to 40/39 = 1,03 mol. 60 g natrija je 60/23 = 2,61 mol.

Skupna količina snovi v 100 g zlitine je 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Zato molske frakcije: kalij 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), natrij 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%) ali 100 - 28 = 72%.

7. Kombinacija ogljika in vodika vsebuje 75 mas % ogljika.

Rešitev. Zapišimo formulo v splošni obliki: СхНу. Masa ogljika v molekuli te snovi je sorazmerna 12x, vodika - y. Ker je masni delež ogljika 75%, dobimo: 12x: y \u003d 75: 25, torej x: y \u003d 6,25: 25 \u003d 1: 4.

Želena formula CH4.

8. Gostota plina v zraku 0,55. Kaj je ta plin?

Rešitev. Povprečna molska masa zraka je 29. Če želite najti molsko maso plina, pomnožite 29 z gostoto plina: 29 0,55 = 16. Ta molska masa ustreza metanu CH4, drugih možnosti ni.

1. Skupni naboj koliko elektronov je 1 C?

Kolikšna je masa 1 mola elektronov?

2. Koliko atomov vodika vsebuje 3 litre vode a) pri 20°C in 1 atm;

b) pri 150°C in 1 atm?

3. Kakšna energija se bo sprostila, ko bo iz elementarnih delcev nastal 1 mol nuklidov 16O?

4. X g kalija raztopimo v presežku vode s prostornino 1 litra. Kolikšen je masni delež snovi v nastali raztopini?

5. V 100 ml vode raztopimo 16,8 litra vodikovega klorida in 5,6 litra vodikovega bromida. Poiščite masne deleže snovi v raztopini.

6. Pri 2000°C je stopnja toplotne disociacije (tj. molski delež molekul, ki jih razgradi toplota) vode približno 2%.

Izračunajte molski in prostorninski delež vseh komponent v ravnotežni mešanici pri tej temperaturi.

7. Izračunajte masni delež alkohola v vodni raztopini z volumskim deležem 40 %, če je gostota alkohola (pri 20°C) 0,79 g/ml.

8. Vlijemo dve raztopini: 10 g 20 % barijevega klorida in 20 g 10 % kalijevega sulfata. Poiščite masne deleže vseh raztopin.

9. Kombinacija dušika z vodikom vsebuje 87,5 mas. % dušika.

Poiščite formulo za to spojino.

10. Določen plin ima gostoto vodika 8,5. Kaj je ta plin?

11. Nariši grafične formule dušika, železovega oksida (III), fosforjeve kisline.

Študija prehoda električnega toka skozi različne medije (pline, raztopine, taline), izvedena v prejšnjem stoletju, je dala prva eksperimentalna dejstva, ki so spodbudila idejo o kompleksni strukturi atoma.

V 30. letih 19. stoletja je angleški fizik Michael Faraday ugotovil, da so za elektrokemijske procese značilna določena razmerja, ki kažejo, da so električni naboji, tako kot materija, po naravi diskretni in obstaja določen minimalni naboj.

Poskusi s cevmi za razelektritev v plinu, izvedeni v drugi polovici prejšnjega stoletja, so jasno pokazali, da mora sestava atomov vsebovati negativno nabite delce, ki so jih kasneje poimenovali elektroni3. Ti poskusi z redkimi plini so imeli dokaj preprosto zasnovo. Dve elektrodi smo spajkali v stekleno cev, nato pa smo cev izpraznili do tlaka približno 10 mm Hg. Umetnost.

(0,013 Pa). Na elektrode je bila uporabljena visoka napetost (nekaj kilovoltov) in ob sijaju sten cevi in ​​preostalih plinov smo opazili tok delcev, ki so se premikali od negativne elektrode do pozitivne. Če je bila na pot tega žarka postavljena kakršna koli ovira, na primer spinner, se je začel vrteti, kar kaže, da imajo delci končno maso. Če je bila cev za razelektritev v plinu nameščena med plošče ravnega kondenzatorja, se je tok delcev odklonil proti eni od njih, in sicer tistemu, ki je bil pozitivno nabit, kar je kazalo na negativni naboj delcev.

Leta 1896 je Henri Becquerel, ki je delal z uranovimi spojinami, odkril pojav radioaktivnosti - spontani razpad atomov enega elementa in njihovo preoblikovanje v atome drugega kemičnega elementa. Ugotovljeno je bilo, da takšne transformacije spremlja emisija sevanja, nevidnega očesu.

Nekoliko pozneje sta zakonca Pierre Curie in Maria Skłodowska-Curie odkrila, da ne oddajajo nevidnega sevanja le spojine.3 Elektron je bil prvi od odkritih elementarnih delcev. Leta 1874

J. J. Stoney je predlagal, da je električni tok tok negativno nabitih delcev, ki jih je imenoval elektroni. Vendar prednost odkritja elektrona skoraj povsod priznava J. J. Thomson, ki je eksperimentalno dokazal obstoj elektrona in določil razmerje med njegovim nabojem in maso.

uran, pa tudi druge snovi. Kot rezultat mukotrpnega dela sta odkrila dva nova kemični element, ki sta bila poimenovana "radij" in "polonij".

Leta 1899 je Rutherford odkril, da radioaktivni elementi oddajajo dve vrsti sevanja, ki ju je imenoval - in - žarki. Kasneje je bilo ugotovljeno, da lahko radioaktivne snovi oddajajo tri vrste sevanja: in. -sevanje je tok jeder atomov helija in zato imajo -delci maso 4 a. e.m in električni naboj +2, -žarki so tok elektronov, -žarki pa so elektromagnetno sevanje z zelo kratko valovno dolžino4.

Vsa ta eksperimentalna dejstva so pokazala, da ima atom kompleksno strukturo in mora vsebovati elektrone. In ker je atom kot celota električno nevtralen delec, je treba negativni naboj elektronov kompenzirati s pozitivnim nabojem.

Okoli leta 1900 je J. J. Thomson predlagal prvi model atoma, po katerem pozitivni naboj enakomerno zapolnjuje celotno prostornino atoma, negativni naboj, ki ga predstavljajo elektroni, pa je vpet v to pozitivno nabito kroglo. Ta model se je imenoval "Thomsonov puding". Model ni mogel pojasniti vseh do takrat pridobljenih eksperimentalnih podatkov. Do neke mere je pojasnil Faradayjeve poskuse in poskuse s plinskimi cevmi, vendar ni mogel odgovoriti na najpomembnejše vprašanje: "kako lahko obstaja tak sistem električnih nabojev?"5 Kljub temu so znanstveniki nekaj časa uporabljali ta model.

4 Kasneje so odkrili še druge vrste radioaktivnega razpada: +-razpad (emisija pozitrona), zajem elektrona (zajem orbitalnega elektrona z jedrom), zapoznela emisija nevtronov, spontana jedrska cepitev in leta 1961 pod vodstvom akademika Flerova , protonski razpad.

5 Eden glavnih izrekov elektrostatike je izrek, ki ga je v 19. stoletju oblikoval angleški fizik in matematik S. Earnshaw:

vsaka ravnotežna konfiguracija točkovnih električnih nabojev v mirovanju je nestabilna, če razen Coulombovih sil privlačnosti in odbijanja nanje ne deluje nobena druga sila. Ta izrek izhaja iz trditve, da potencialna energija statičnega sistema električnih nabojev ne more imeti minimuma. Prisotnost minimalne potencialne energije je nujen pogoj stabilno ravnovesje.

riž. 1. Poskusite s prehodom -delcev skozi snov.

Leta 1910 sta Rutherfordova študenta Hans Geiger in Ernest Marsden izvedla poskuse bombardiranja tankih kovinskih plošč z delci. Ugotovili so, da večina -delcev prehaja skozi folijo, ne da bi spremenili svojo pot. In to ni bilo presenetljivo, če sprejmemo pravilnost Thomsonovega modela atoma.

Presenetljivo je bilo le to, da so se nekateri delci odmaknili od prvotne trajektorije in, na presenečenje vseh, je približno 1 od 20.000 delcev odklonil za kot blizu 180 °, torej se je odbil nazaj (glej sliko 1).

Iz rezultatov tega poskusa bi lahko izpeljali naslednje zaključke:

1) v atomu je neka "ovira", ki se je imenovala jedro;

2) jedro ima pozitiven naboj (sicer se pozitivno nabiti -delci ne bi odbijali nazaj);

3) jedro ima zelo majhne dimenzije v primerjavi z dimenzijami samega atoma (le majhen del -delcev je spremenil smer gibanja);

4) jedro ima veliko maso v primerjavi z maso -delcev.

Eksperimenti s sipanjem -delcev so omogočili tudi oceno velikosti jeder in atomov:

- jedra imajo premer reda 10–15 - 10–14 m, - atomi imajo premer reda 10–10 m.

Za razlago dobljenih rezultatov je Rutherford predstavil idejo planetarne strukture atoma. Na atom je gledal kot solarni sistem: v središču je jedro, ki vsebuje glavno maso in celoten pozitivni naboj atoma, okoli pa se v različnih orbitah vrtijo elektroni. Ta model je precej dobro razložil eksperimentalni material, ki se je nabral do takrat, vendar je imel dve pomanjkljivosti:

1) V skladu z enačbami klasične elektrodinamike mora nabiti delec, ki se giblje s pospeškom (in elektron v atomu se giblje s centripetalnim pospeškom), oddajati energijo.

V tem primeru bi morala izguba energije privesti do zmanjšanja polmera orbite in padca elektrona na jedro.

2) Nenehna sprememba poti elektrona naj bi prispevala tudi k nenehni spremembi frekvence sevanja in posledično stalnega emisijskega spektra. Toda poskusi so pokazali, da je emisijski spekter vodika, pa tudi drugih atomov v plinastem stanju, sestavljen iz več pasov, t.j.

je diskretna.

Izhod iz te situacije je leta 1913 našel danski fizik Niels Bohr, ki je predlagal svojo teorijo strukture atoma. Ob tem ni povsem zavrgel prejšnjih idej o planetarni zgradbi atoma, vendar je za razlago stabilnosti takšnega sistema podal predpostavko, da zakoni klasične fizike niso vedno uporabni za opis sistemov, kot je npr. atomov in oblikoval dva postulata.

Bohrov prvi postulat. Elektroni se lahko vrtijo okoli jedra po strogo določenih stacionarnih orbitah, pri tem pa ne oddajajo ali absorbirajo energije.

Bohrov drugi postulat. Ko se premika iz ene orbite v drugo, elektron absorbira ali oddaja kvant energije.

Bohr je predlagal, da lahko kotni moment za elektron v atomu prevzame diskretne vrednosti, enake samo celemu številu akcijskih kvantov, ki jih je mogoče matematično zapisati na naslednji način:

kjer je m masa elektrona, v linearna hitrost njegovega vrtenja, r je polmer orbite, n je glavno kvantno število, ki prevzame cele vrednosti od 1 do neskončnosti in h = 6,625 10–34 J /s je Planckova konstanta. Enačba (7) je matematični izraz Bohrovega prvega postulata.

Energija elektrona v ustrezni orbiti je določena z izrazom:

V tej enačbi so vse količine, razen n, konstante.

Tako je energija elektrona v atomu določena z vrednostjo glavnega kvantnega števila. Za atom vodika pri n = 1, E = 2,176 10–J ali 13,6 eV (1 elektronvolt je energija, ki jo elektron pridobi pri prehodu skozi potencialno razliko 1 volta in je enaka 1,6 10–19 J) .

Z uporabo zgornjih enačb je Bohr izračunal emisijski spekter vodikovega atoma.

V atomu vodika ima elektron najmanjšo energijo v prvi orbiti. To stanje elektrona imenujemo osnovno stanje ali ni vzbujeno. Če je temu elektronu dano dovolj energije, potem lahko gre v drugo orbito z velikim polmerom, na primer v orbito št. 2, 3 itd., odvisno od prenesene energije. Takšno stanje se imenuje vznemirjeno, je nestabilno.

Elektron lahko ostane v teh orbitah kratek čas in se nato premakne v drugo orbito z nižjo energijo in se sčasoma vrne v osnovno stanje. Med temi prehodi se energija oddaja v obliki elektromagnetnega sevanja.

Leta 1900 je Planck predlagal, da se lahko sevanje in absorpcija energije pojavita le v strogo določenih delih, ki jih je imenoval kvante. Frekvenca sevanja je povezana z energijo z enačbo:

kjer je c hitrost svetlobe v vakuumu 3 108 m/s. Zato je frekvenca tega sevanja odvisna od razlike med energijami nivojev (). Glede na valovno dolžino lahko to sevanje spada v različne regije spektra: rentgensko, ultravijolično, vidno ali infrardečo. Na sl. 2 shematično prikazuje prehode elektrona v vzbujenem atomu vodika, ki povzročajo sevanje v različnih delih spektra.

riž. 2. Elektronski prehodi v atomu vodika Izkazalo se je, da se Bohrovi izračuni odlično ujemajo z rezultati, pridobljenimi eksperimentalno (glej tabelo 6).

Valovne dolžine spektralnih črt v Balmerjevi seriji (vidno območje) Ob podrobnem preučevanju spektralnih linij se je izkazalo, da nekatere med njimi niso ena, temveč več tesno razporejenih črt. To je pokazalo, da obstajajo različne orbite, v katerih imajo elektroni podobno energijo. Da bi pojasnil to dejstvo, je Sommerfeld predlagal, da se elektroni lahko vrtijo ne le v krožnih, temveč tudi v eliptičnih orbitah.

Vendar Bohrova teorija ni bila univerzalna. Z njegovega stališča je bilo nemogoče opisati obnašanje vodikovega atoma v magnetnem polju. Prav tako ni mogoče razložiti nastanka molekule vodika in pri opisu večelektronskih atomov se pojavljajo nepremostljive težave temeljne narave. Bohrova teorija se v kemiji praktično ne uporablja.

Te težave je mogoče premagati, če k opisu strukture atoma pristopimo s stališča širše teorije – kvantne mehanike, ki obravnava obnašanje delcev v mikrokozmosu. Zakoni, ki opisujejo pojave, ki se pojavljajo v mikrosvetu, se bistveno razlikujejo od zakonov, ki opisujejo vedenje makroteles. Kvantno število n, ki je bilo umetno uvedeno v Bohrovo teorijo, se izkaže za neizogibno posledico splošnejših zakonitosti z vidika kvantne teorije.

Dvojna narava mikrokozmosa je bila najprej ugotovljena za svetlobo. Po eni strani so za svetlobo značilni pojavi, kot sta interferenca in difrakcija, ki ju je mogoče razložiti le s stališča njene valovne narave. Po drugi strani pa fenomena fotoelektričnega učinka ni mogoče opisati s stališča te teorije. To je mogoče storiti tako, da predpostavimo korpuskularno (iz latinskega corpusculum - delec) naravo svetlobe. Leta 1905 je Einstein predlagal, da se svetloba oddaja v obliki delcev, imenovanih fotoni ali kvanti. Vsak foton ima energijo, definirano z enačbo (11).

Iz korpuskularne narave svetlobe je sledilo, da morajo imeti fotoni določeno maso. Masa mirovanja fotona je enaka nič, pri premikanju pa foton pridobi dinamično maso. Za izračun te mase je Einstein predlagal enačbo za enakovrednost mase in energije:

Če združimo enačbe (11) in (12), dobimo:

ali kjer je p zagon fotona.

Leta 1924 je francoski fizik de Broglie na podlagi koncepta dvojne narave mikrosveta predlagal, da ima elektron določeno valovno dolžino, ki se celo število krat prilega v orbito. To pomeni, da je 2r = n.

De Brogliejeva domneva leta 1927 je dobila eksperimentalno potrditev. Ameriška fizika Davison in Germer sta opazovala uklon elektronov s kristali natrijevega klorida.

Načelo kvantizacije je bilo v Bohrovo teorijo vpeljano poljubno. Uporabljal je predvsem zakone klasične mehanike. Odkritje valovnih lastnosti elektrona, fotoelektričnega učinka, poskusi s popolnoma črnim telesom so pripeljali do nastanka nove veje fizike - kvantne mehanike.

Veliko vlogo pri njegovem nastanku sta odigrala E. Schrödinger in W. Heisenberg.

Kvantno mehanski model atoma ni tako jasen kot model, ki ga je predlagal Bohr, in matematični aparat kvantne mehanike kvantno mehanskega modela strukture atoma bo obravnavan zgolj kvalitativno, brez uporabe matematičnega aparata. Veliko tega, kar bo predstavljeno v naslednjem razdelku, bo moral bralec sprejeti "na vero", brez dokazov. Kvantna števila bodo preprosto uvedena za opis obnašanja elektrona v atomu, medtem ko so posledica rešitve Schrödingerjeve enačbe.

2.2. Kvantno-mehanski model strukture atoma Heisenberg je opozoril na temeljne razlike pri opazovanju mikro- in makro objektov. Opazovanje katerega koli predmeta se načeloma zmanjša na dva primera:

1) Objekt sam daje kakršne koli signale. Na primer hrup delujočega motorja, toplotno sevanje itd.

2) Opazovani predmet je podvržen določenemu vplivu, na primer obsevanju s svetlobo, radijskimi valovi itd., Odbit signal pa se zabeleži (kot se pogosto uporablja v radarju, pri eholokaciji). Poleg tega močnejši kot je udarec na opazovani objekt, močnejši je (ceteris paribus) odbit signal in bolj zanesljiva je registracija predmeta.

Če opazimo makroobjekte, ki so nam znani, potem delovanje elektromagnetnega sevanja (svetloba, radijski valovi itd.) nanje ne spremeni ne njihovega položaja ne njihove hitrosti. Povsem drugačna situacija je pri opazovanju predmetov mikrokozmosa, na primer elektronov. Pod delovanjem kvanta svetlobe na elektron hitrost slednjega ne ostane nespremenjena. Zato, ko smo določili položaj elektrona v nekem trenutku pod delovanjem fotona, ne moremo določiti njegove hitrosti v istem trenutku - ta se je že spremenila.

Heisenberg je predlagal relacijo, ki se je imenovala "relacija negotovosti":

kjer je p negotovost v vrednosti zagona delca in x je negotovost v njegovih koordinatah. Iz tega razmerja sledi, da bolj natančno kot so določene koordinate elektrona, manj natančno bo določena njegova zagon in obratno. Z drugimi besedami, nima smisla govoriti o trajektoriji elektrona, saj je za opis slednjega potrebno natančno poznati tako koordinate elektrona kot tudi njegovo gibalno gibanje v vsakem trenutku (kar je bilo vključeno v Bohrov model atoma). Razmerje negotovosti kaže, da je tako natančen opis gibanja tako majhnega delca, kot je elektron, nemogoč, se pravi, da se sam koncept orbite (trajektorije) elektrona izkaže za nevzdržen. Potrebna je povsem drugačna metoda za opis obnašanja elektrona v atomu, ki jo zagotavlja kvantna mehanika. V kvantni mehaniki sta za opis obnašanja elektrona začetna dva položaja:

1) gibanje elektrona je valovne narave;

2) naše znanje o vedenju elektrona je verjetnostne (ali statistične) narave.

Nekaj ​​pojasnil o prvi določbi je bilo že podanih (na strani 25). Naj komentiramo drugo pozicijo. Po Heisenbergovem načelu negotovosti lokacije delca nikoli ni mogoče natančno določiti. Najboljša stvar v tem primeru je, da navedemo verjetnost, s katero bo delec v območju prostora V = x y z.

Leta 1926 je Schrödinger predlagal enačbo, v kateri je bila uvedena valovna funkcija za opis obnašanja elektrona v atomu. Enačba je varljivo preprosta:

kjer je E skupna energija delca, valovna funkcija in H je Hamilton. Hamiltonian kaže, katere matematične operacije morate izvesti z valovno funkcijo, da rešite enačbo za energijo. Fizični pomen valovne funkcije je težko določiti, vendar kvadrat njenega modula | |2 določa verjetnost, da se elektron najde v danem območju prostora.

Schrödingerjeva enačba je natančno rešena za vodik in vodiku podobne atome (to je za sisteme, sestavljene iz jedra in enega elektrona). Iz rešitve te enačbe za atom vodika je sledilo, da je obnašanje elektrona v atomu opisano s štirimi kvantnimi števili.

1°. Glavno kvantno število n. Lahko sprejme vrednosti od do neskončnosti, ki definirajo:

a) število energijske ravni (v Bohrovi teoriji število orbite);

b) energijski interval elektronov, ki se nahajajo na tej ravni;

c) velikosti orbital (v Bohrovi teoriji polmeri orbit);

d) število podravni dane energetske ravni (prva raven je sestavljena iz ene podravni, druga - iz dveh, tretja - iz treh itd.).

e) v periodnem sistemu D. I. Mendelejeva vrednost glavnega kvantnega števila ustreza številki obdobja.

Včasih uporabljajo črkovne oznake glavnega kvantne številke, to pomeni, da vsaka številčna vrednost n ustreza določeni črkovni oznaki:

2°. Orbitalno ali azimutno kvantno število l. Orbitalno kvantno število določa kotni moment (moment) elektrona, natančno vrednost njegove energije in obliko orbital.

Nov koncept "orbitala" zveni kot beseda "orbita", vendar ima popolnoma drugačen pomen. Orbitala je območje prostora, v katerem ima verjetnost, da najdemo elektron, določeno vrednost (90 - 95 %). Včasih se mejna površina tega območja imenuje orbitala, na slikah pa je praviloma odsek tega območja prikazan z ravnino, ki poteka skozi izvor koordinat in leži v ravnini figure. Središče atomskega jedra je postavljeno na izhodišče koordinat. Koncept orbitale, za razliko od orbite, ne pomeni poznavanja natančnih koordinat elektrona. Orbitalno kvantno število je odvisno od glavnega kvantnega števila in ima naslednje vrednosti:

in vsaka vrednost glavnega kvantnega števila n ustreza n vrednostim orbitalnega kvantnega števila l. Na primer, če je n = 1, potem l vzame samo eno vrednost (l = 0) za n = 2, vrednost l prevzame dve vrednosti: 0 in 1 itd. Vsaka številčna vrednost l ustreza določeni geometriji obliko orbital in ji je dodeljena črkovna oznaka. Prve štiri črkovne oznake so zgodovinskega izvora in so povezane z naravo spektralnih črt, ki ustrezajo elektronskim prehodom med temi podravni: s, p, d, f - prve črke angleških besed, ki se uporabljajo za poimenovanje ostrih spektralnih črt ( oster), glavni (glavni), difuzni (difuzni), temeljni (glavni). Oznake drugih podravni so po abecednem vrstnem redu: g, h, ....

Pomeni l l Število podnivojev Vsako podnivo določata dve kvantni števili – glavno (pri pisanju običajno označujejo številčno vrednost) in orbitalno (pri pisanju običajno uporabljajo črkovno oznako). Na primer, energijsko podnivo, za katero je n = 2 in l = 1, je treba zapisati kot:

2p podnivo. Vse orbitale z enakimi vrednostmi l imajo enako geometrijsko obliko in se glede na vrednosti glavnega kvantnega števila razlikujejo po velikosti, torej so podobne figure. Na primer, vse orbitale, za katere je l = 0 (s-orbitale), imajo obliko krogle, vendar se razlikujejo po polmerih, odvisno od vrednosti glavnega kvantnega števila n. Večja kot je vrednost n, večje so velikosti orbital, na primer orbitala 1s ima najmanjše dimenzije, je polmer orbitale 2s večji, 3s je še večji.

3°. Magnetno kvantno število ml. Rotacijo elektrona okoli jedra lahko primerjamo s gibanjem toka v zaprtem krogu. V tem primeru nastane magnetno polje, katerega moč je usmerjena pravokotno na ravnino vrtenja elektrona. Če je atom v zunanjem magnetnem polju, potem morajo biti v skladu s kvantno mehanskimi koncepti njegovi elektroni razporejeni tako, da so projekcije njihovih magnetnih momentov na smer tega polja celo število (glej sliko 3). Hkrati lahko sprejmejo tako negativne kot pozitivne vrednosti, vključno z nič.

Številčna vrednost projekcije magnetnega momenta je magnetno kvantno število. Če je vrednost orbitalnega kvantnega števila enaka l, bo magnetno kvantno število prevzelo vrednosti od -l do + l, vključno z nič. Skupno število vrednosti bo 2l + 1.

riž. 3. Fizični pomen magnetnega kvantnega števila Tako magnetno kvantno število določa lokacijo orbital v prostoru glede na izbrani koordinatni sistem.

Skupno število možnih vrednosti ml kaže, na koliko načinov je mogoče orbitale dane podnivo razporediti v prostoru, t.j.

skupno število orbital v podnivoju.

orbitale na podnivoju Orbitalno kvantno število l = 0 ustreza edinstveni vrednosti magnetnega kvantnega števila ml = 0. Te vrednosti označujejo vse s-orbitale, ki imajo obliko krogle. Ker v tem primeru magnetno kvantno število zavzame samo eno vrednost, je vsaka s-podnivo sestavljena samo iz ene orbitale. Oglejmo si katero koli p-podravnjo: pri l = 1 so orbitale v obliki bučice (volumetrične "osmice"), magnetno kvantno število ima naslednje vrednosti ml = – 1, 0, + 1 (tri vrednosti), zato je p-podnivo sestavljen iz treh orbital in te orbitale se nahajajo vzdolž treh koordinatnih osi in so označene s px, py, pz. Za d-podnivo l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (vrednosti) in vsaka d-podnivo je sestavljena iz petih orbital, ki so na določen način razporejene v prostoru (glej sliko . 6) in so označene z dxy, dxz, dzy, d z 2 in d x 2 y 2. Štiri od petih dorbital so v obliki rozet s štirimi cvetnimi listi, od katerih vsako tvorita dve bučici, peta orbitala je dumbbell s torusom v ekvatorialni ravnini (d z 2 -orbitala) in se nahaja vzdolž osi z. "Cvetni listi" orbitale d x 2 y 2 se nahajajo vzdolž osi x in y. Orbitale dxy, dxz in dyz se nahajajo med posameznima osema.

riž. 4. Prostorske konfiguracije s-, p- in d-orbital Četrto energijsko raven sestavljajo štiri podravni – s, p, d in f. Prve tri od njih so podobne tistim, ki smo jih obravnavali zgoraj, četrta, f-podnivo, pa je že sestavljena iz sedmih orbital, katerih prostorske konfiguracije so precej zapletene in jih ne bomo upoštevali.

4°. Spin kvantno število (spin elektrona), ms. Leta 1926

Uhlenbeck in Goldsmith sta pokazala, da mora elektron poleg orbitalnega gibanja sodelovati pri vrtenju okoli svoje osi, ki poteka skozi središče. Zato mora imeti elektron svoj kotni moment, in ker je nabit delec, potem magnetni moment. Ta predstavitev je precej primitivna, vendar se uporablja zaradi jasnosti, zato jo bomo uporabili.

Možni sta samo dve smeri vrtenja elektrona okoli svoje osi:

v smeri urinega kazalca in v nasprotni smeri urinega kazalca. Zato ima spinsko kvantno število le dve vrednosti: + 1 in 1.

riž. 5. Pojav spina elektrona (po Uhlenbecku in Goldsmithu) Tako je stanje elektrona v atomu določeno z nizom vrednosti štirih kvantnih števil. Koncept "orbitale" je bil podan zgoraj (glej str. 29). Naj jasneje opredelimo nekatere izraze, ki so bili uporabljeni pri razlagi fizičnega pomena kvantnih števil in jih bomo uporabljali v nadaljevanju.

Skupina orbital z enako vrednostjo orbitalnega kvantnega števila tvori energijsko podnivo.

Množica vseh orbital z enako vrednostjo glavnega kvantnega števila, torej orbital z bližnjimi energijskimi vrednostmi, tvori energijski nivo.

Če pri opisu strukture atoma vodika ni posebnih težav - le en elektron, ki bi moral v osnovnem stanju zasedati orbitalo z minimalno energijo, potem je pri opisu strukture večelektronskih atomov treba upoštevati interakcija elektrona ne le z jedrom, ampak tudi z drugimi elektroni. To povzroča problem zaporedja, v katerem elektroni zapolnjujejo različne podravni v atomu. To zaporedje določajo tri "pravila".

1. Paulijev princip. En atom ne more imeti dveh elektronov z enakim naborom vrednosti za vsa štiri kvantna števila.

To pomeni, da se morajo elektroni razlikovati po vrednosti vsaj enega kvantnega števila. Prva tri kvantna števila označujejo orbitalo, v kateri se nahaja elektron. In če imata dva elektrona enak nabor, potem to pomeni, da sta na isti orbitali. V skladu s Paulijevim načelom se morajo razlikovati po vrednosti vrtenja. Iz tega sledi, da sta lahko v eni orbitali le dva elektrona z nasprotnimi vrednostmi spina.

Za določitev "kapaciteta" nivoja energije, t.j.

največje število elektronov, ki je lahko na ravni z glavnim kvantnim številom n, bomo sestavili naslednjo tabelo:

Največja elektronska zmogljivost prvih treh energijskih nivojev Tabela kaže, da število orbital na dani energijski ravni, odvisno od vrednosti n, tvori aritmetično progresijo, kjer je prvi člen a1 = 1, zadnji pa je an = 2l + 1. Razlika v napredovanju je 2, število članov pa - n. Vsota Sn napredovanja v tem primeru bo enaka:

in ob upoštevanju l = n - Tako je skupno število orbital na energetski ravni z vrednostjo glavnega kvantnega števila n enako n2. In ker sta lahko v eni orbitali le dva elektrona, dobimo, da je največja elektronska zmogljivost nivoja energije 2n2.

Obstaja določena oblika zapisovanja stanja elektrona v atomu.

Na primer, za osnovno stanje atoma vodika izgleda takole:

To pomeni, da je na prvi energijski ravni en elektron na s-podravni. Obstaja še ena oblika beleženja porazdelitve elektronov po podravneh - z uporabo kvantnih celic.

V tem primeru je orbitala običajno označena s kvadrati, elektroni pa s puščicami ali, odvisno od predznaka spina. Nato lahko elektronsko strukturo vodikovega atoma opišemo na naslednji način:

Elektronsko strukturo atoma z velikim številom elektronov, kot je atom bora, lahko zapišemo na naslednje načine:

2. Hundovo pravilo. To pravilo določa zaporedje, v katerem so orbitale napolnjene z elektroni znotraj enega podnivoja.

Hundovo pravilo je formulirano takole: "Znotraj ene podnivoi so elektroni razporejeni v orbitale tako, da je njihov skupni spin največji, to pomeni, da mora podnivo imeti največje število neparnih elektronov." Razmislite o izvajanju tega pravila na primeru polnjenja p-podravni.

Možnost 1 total spin Možnost 2 total spin Po Hundovem pravilu se orbitale zapolnijo po prvi možnosti, torej najprej elektroni zasedajo vse proste orbitale in šele nato se parijo.

3. Načelo najmanjše energije (pravilo Klečkovskega).

Polnjenje energijskih nivojev v vodiku podobnih atomih (mikrosistem, sestavljen iz jedra in enega elektrona) poteka v skladu z monotono rastjo glavnega kvantnega števila n (n = 1, 2, 3, ... itd.). Za vsako vrednost n je treba podravni izpolniti v vrstnem redu naraščajočega orbitalnega kvantnega števila l, ki ima vrednosti od 0 do (n – 1). In polnjenje naslednje energetske ravni se začne šele, ko je prejšnji nivo popolnoma napolnjen. Največje število elektronov na nivoju energije je določeno s formulo 2n2, zato mora biti največje število elektronov v obdobjih naslednje:

V resnici pa v periodnem sistemu opazimo drugačno sliko:

Kot je razvidno iz te tabele, so obdobja razporejena v parih, izjema je le prva obdobja, ki vsebuje le dva elementa, v katerih je zapolnjena prva energijska raven, sestavljena iz enega podnivoja, in ni notranjih elektronov, ki bi lahko vpliva na strukturo zunanje ravni. V drugih primerih opazimo naslednjo sliko: struktura tretjega obdobja je podobna strukturi drugega (in oba vsebujeta 8 elementov), ​​struktura petega obdobja je podobna strukturi četrtega (in obe vsebujeta 18 elementov), ​​sedmi je podoben strukturi šestega (vsak po 32 elementov).

Veliko bolje se ujema z realnostjo razporeditev elektronov v skupine, ki jo je predlagal V. M. Klechkovsky: "V atomu vsak elektron zaseda podravnjo, na kateri bo njegova energija minimalna."

Zgoraj je bilo omenjeno, da energija elektrona ni določena le z vrednostjo glavnega kvantnega števila, ampak tudi z vrednostjo orbitalne, torej, da bi ugotovili, katera podnivo bo najprej napolnjena z elektroni , je treba upoštevati vrednosti obeh kvantnih števil.

Za praktično uporabo lahko pravilo Klečkovskega oblikujemo na naslednji način:

zaporedja povečanja vsote vrednosti glavnega in orbitalnih kvantnih števil, ki jim ustrezajo.

b) "V primeru enakih vrednosti te vsote za več podravni, se najprej izpolni podnivo, za katero ima glavno kvantno število najmanjšo vrednost."

Razmislite o posebni uporabi tega pravila:

Za prvi dve vrednosti vsote (n + l), enaki 1 oziroma 2, ni alternativne možnosti, podnivoji pa se izpolnijo v naslednjem zaporedju: 1s in nato 2s. Začenši z vrednostjo vsote 3, se pojavita dve možnosti: zapolniti podnivo 2p ali podnivo 3s. V skladu s pravilom Klečkovskega izberemo podnivo, za katero ima n manjšo vrednost, torej 2p-podnivo.

Nato se zapolni podnivo 3s. Nadalje je vrednost n + l = 4. Spet obstajata dve takšni vrednosti: za 3p-podnivo in za 4s-podnivo (primer, podoben prejšnjemu). Najprej bosta zapolnjena 3p- in nato 4s-podnivo. 3d podnivo ostane prosta, saj je vsota n + l zanjo večja kot za 4s.

zaporedje polnjenja energijskih podravni:

Toda takšno polnjenje se pojavi do določene točke. Če upoštevamo spremembo energije podnivojev s povečanjem naboja atomskega jedra (glej sliko 8), lahko vidimo, da se energija vseh podnivojev zmanjšuje. Toda hitrost zmanjševanja energije na različnih podravneh ni enaka. Torej, če je bila pred kalcijem 3d podraven energijsko višja od 4s, potem se od skadija in naslednjih elementov njegova energija močno zmanjša, kar dokazuje na primer elektronska struktura iona Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). Iz podane elektronske strukture iona je razvidno, da sta dva valenčna elektrona železa zapustila energetsko manj ugodno 4s podnivo. Podobno energijsko inverzijo opazimo za podnivoji 5s in 4f ter za podnivoji 6s in 5f.

riž. 6. Shema spremembe energije podnivojev s povečanjem naboja jedra.

Kasneje je bilo ugotovljeno, da imajo popolnoma in napol napolnjene podnivoi večjo stabilnost. Torej sta za podnivo d stabilni elektronski konfiguraciji d 10 in d 5, za f podnivo pa f 14 oziroma f 7. To pojasnjuje anomalije v strukturi zunanjih energijskih nivojev nekaterih elementov, npr. v kromu bi morali biti valenčni elektroni locirani 3d 44s2, v resnici pa - 3d 54s1, baker bi moral imeti 3d 94s2, v resnici pa 3d 104s1. Podobne prehode elektronov iz s-podnivoja v d-nivo opazimo v molibdenu, srebru, zlatu in tudi v f-elementih.

Obstajajo tudi nekatere druge anomalije v strukturi zunanjih energijskih nivojev, predvsem v aktinidih, ki jih tukaj ne bomo obravnavali.

Stanje elektrona v atomu je določeno z nizom vrednosti štirih kvantnih števil, od katerih vsako odraža določeno fizična količina. Za prva tri kvantna števila lahko uvedemo tudi geometrijsko interpretacijo:

glavno kvantno število n določa velikost orbital, orbitalno kvantno število l določa geometrijsko obliko orbital, magnetno kvantno število ml določa lokacijo orbital v prostoru glede na izbrani koordinatni sistem.

Polnjenje energijskih podnivojev atomov z elektroni v nevzbujenem stanju je v skladu s tremi pravili:

Paulijevo načelo, Hundovo pravilo in pravilo Klečkovskega.

1. Ali so lahko elektroni iona Rb+ v naslednjih orbitalah:

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

Rešitev. Element Rb je v glavni podskupini I skupine V obdobja periodnega sistema, kar pomeni, da se njegova elektronska raven začne polniti z glavnim kvantnim številom n = 5: 5s1. Ion Rb+ je izgubil zunanji elektron. To pomeni, da ni elektronov niti na 5p niti na 5s orbitalah nevzbujenega iona Rb+. Vendar se lahko elektroni premaknejo na te orbitale, ko je atom vzbujen.

Upodobimo predzadnjo raven (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Ima 8 elektronov, kot vsak s-element (to je element glavne podskupine skupine I ali II periodnega sistema, v katerem je s- podnivo je zapolnjeno). Zakaj sta podnivoji 4d in 4f prazni? Dejstvo je, da je energija 4d podnivoja višja od 5s, 4f pa celo višja od 6s, pri čemer se najprej napolnijo podnivoji z nižjo energijo (pravilo Klečkovskega). Torej, Rb+ elektroni so lahko v 4p orbitalah.

Še vedno je treba videti, ali so lahko v 3f orbitalah. Za n = orbitalno kvantno število l prevzame vrednosti 0,1,2, ki ustrezajo podravni s, p in d. In podnivo 3f preprosto ne obstaja.

2. Navedite primere treh delcev (atomov, ionov) z elektronsko konfiguracijo 1s22s2p63s2p6.

Rešitev. Primeren artikel Periodični sistem - Ar (elektroni na tretji - zunanji - elektronski ravni). Jasno je, da ni drugih atomov s tako elektronsko konfiguracijo. Vemo pa, da elementi, ki jim v stabilni 8-elektronski lupini praviloma manjkajo 1-3 elektrone, jih nagibajo k pridobivanju in postanejo negativni ioni, in imajo 1-3 elektrone na naslednji ravni, se jim odrečejo in postanejo pozitivni. ioni.. Torej je lahko Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Izberite poljubne tri delce.

3. Koliko elementov bi bilo v obdobju V, če bi imelo spinsko kvantno število eno samo vrednost – 1?

Rešitev. V resnici ima spinsko kvantno število, kot veste, dve različni vrednosti: + 1 in - 1. Če bi imela eno samo vrednost, bi lahko elektronska lupina sprejela polovico števila elektronov, saj se morajo vsi razlikovati od vsakega drugi nabor kvantnih števil (Paulijevo načelo) in posledično bi bilo elementov v obdobju 2-krat manj.

4. Kakšna kvantna števila in kako naj se po vašem mnenju spremenijo med prehodom iz našega sveta v 1) enodimenzionalni;

2) petdimenzionalni?

Rešitev. Za odgovor na to vprašanje je treba razumeti, katera od 4 kvantnih števil so povezana z dimenzijo prostora.

Glavno kvantno število n določa število elektronskih nivojev (lupine, plasti) in v glavnem označuje velikost elektronskega oblaka:

Jasno je, da dimenzija prostora (ne-nič) ne vpliva na to lastnost.

Orbitalno kvantno število l označuje obliko elektronskega oblaka. Poleg tridimenzionalnih si lahko vizualno predstavljamo le dvo- in enodimenzionalne svetove. V dvodimenzionalnem svetu bodo elektronski oblaki, tako kot vse ostalo, postali ploščati, a koncept oblike bo ostal. V bistvu je podoba volumetričnih elektronskih oblakov na papirju, njihova projekcija v ravnino lista, do neke mere prehod v dvodimenzionalni svet. Kar zadeva enodimenzionalno, je tukaj koncept oblike izbrisan, ostane le velikost (dolžina). Verjetno bo orbitalno kvantno število v tem primeru izgubilo pomen.

Če upoštevamo prostor višje dimenzije od našega, potem postane koncept "oblike" veliko širši in ni mogoče izključiti, da bo za opis celotne raznolikosti oblik elektrona potrebnih več različnih vrednosti l oblaki za dano n.

Magnetno kvantno število ml označuje prostorsko orientacijo elektronskega oblaka, kar pomeni, da je neposredno odvisno od dimenzije. Za l = 0 lahko ml prevzame edino vrednost 0, ki odraža edino možnost orientacije v prostoru sferično simetričnega s-oblaka. Za l = 1 ml traja 3 različne pomene: – 1, 0, 1 – P-oblake v obliki bučice je mogoče razširiti vzdolž različnih koordinatnih osi: px, py, pz. Če je dimenzija prostora, t.j.

spremeni se število koordinatnih osi, potem se bo spremenilo tudi število možnosti za razporeditev elektronskih oblakov, kar pomeni, da bo nabor ml drugačen.

Ker število različnih vrednosti ml za dani l določa število orbital na danem podnivoju, to vodi do pomembnih sprememb v kemiji.

ms - spin kvantno število - ima dve vrednosti: + in -. To odraža dejstvo, da sta lahko v orbitali dva "nasprotno zasukana" elektrona. Običajno je spin povezan z lastnim kotnim momentom elektrona in se kot tak lahko spremeni ob prehodu v drugo dimenzijo prostora.

1. Poiščite v periodičnem sistemu toliko primerov kršitve periodičnega zakona, kot jih je oblikoval D. I. Mendelejev:

"kemijske in fizikalne lastnosti elementov so v periodičnem razmerju z njihovo atomsko težo." Kako je mogoče razložiti te kršitve?

2. Ali so lahko elektroni a) nevzbujenega, b) vzbujenega iona Na+ v orbitalah 2s, 2d, 3f, 4s, 5d? Upraviči.

3. Napiši elektronsko zgradbo atomov elementov I in II obdobja periodnega sistema.

4. Navedite dva primera kompleksnih snovi, ki vsebujejo samo delce s elektronska struktura 1s22s2p6.

5. Kakšna so kvantna števila najbolj oddaljenega elektrona nevzbujenega litijevega atoma?

6. Recimo, da ima neko vesolje Y nabor kvantnih števil:

Koliko elementov bi bilo v III obdobju periodnega sistema vesolja Y?

Koliko dimenzij je po vašem mnenju lahko v vesolju Y?

7. Kako bi se spremenilo število elementov v drugem obdobju našega periodičnega sistema, če bi imel spin z drugimi konstantnimi kvantnimi števili vrednosti ms = ± 1?

8. Koliko protonov in nevtronov je v jedrih atomov a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

molekule kemične snovi predstavljajo zapleten sistem atomska jedra in elektroni. Atome v molekuli držijo predvsem elektrostatične sile. V tem primeru naj bi bili povezani s kemično vezjo. Kemično vez izvajajo s- in p-elektroni zunanjega in d-elektroni predzunanje plasti. Za to povezavo so značilni naslednji parametri:

1. Dolžina vezi - medjedrna razdalja med dvema kemično vezanima atomoma.

2. Valenčni kot - kot med namišljenimi črtami, ki potekajo skozi središča kemično vezanih atomov.

3. Energija vezi – količina energije, porabljene za njeno prekinitev v plinastem stanju.

4. Množičnost vezi - število elektronskih parov, preko katerih se izvaja kemična vez med atomi.

Atom v molekuli je pogojen pojem, saj se njegovo energijsko in elektronsko stanje bistveno razlikuje od izoliranega atoma, katerega struktura je bila obravnavana v prejšnjem poglavju. Poglejmo, kakšne sile nastanejo med delci v najpreprostejšem sistemu, sestavljenem iz dveh protonov in enega elektrona (glej sliko 9). Če združimo dva protona, se bodo med njima pojavile odbojne sile in o pridobitvi stabilnega sistema ni treba govoriti. Postavimo en elektron v njihovo polje. Tu se lahko pojavita dva primera.

riž. 9. Porazdelitev interakcijskih sil med jedri in elektronom v H +.

Prvi, ko je elektron med protoni (a), in drugi, ko se nahaja za enim od njih (b). V obeh primerih se pojavijo privlačne sile. V prvem primeru so komponente teh sil (projekcije) na os, ki poteka skozi protonska središča, usmerjene v nasprotni smeri z odbojnimi silami (glej sliko 9a) in jih lahko kompenzirajo.

To ustvarja energetsko stabilen sistem. V drugem primeru so komponente privlačnih sil usmerjene v različne smeri (glej sliko 9b) in težko je govoriti o uravnoteženju odbojnih sil med protoni. Iz tega sledi, da morajo biti za nastanek kemične vezi s tvorbo molekule ali iona elektroni pretežno v medjedrnem prostoru. To območje imenujemo vezno območje, ker ko so tam prisotni elektroni, nastane kemična vez. Območje za jedri se imenuje rahljanje, saj ko vanj vstopijo elektroni, se kemična vez ne tvori. Tu je bil obravnavan najenostavnejši primer nastanka kemične vezi v ionu H +. Če uporabimo podobne premisleke za molekulo vodika, lahko sklepamo, da pojav drugega elektrona v veznem območju še bolj stabilizira sistem. Zato je za tvorbo stabilne kemične vezi potreben vsaj en elektronski par.

Vrti elektronov v tem primeru morajo biti antiparalelni, t.j.

usmerjene v različne smeri. Nastanek kemične vezi mora spremljati zmanjšanje skupne energije sistema.

riž. 10. Sprememba potencialne energije sistema dveh vodikovih atomov kot Razmislite o spremembi potencialne energije sistema na primeru pristopa dveh vodikovih atomov. Ko so atomi na zelo veliki razdalji drug od drugega, ne sodelujejo in je energija takega sistema blizu nič. Ko se približujejo, nastanejo privlačne sile med elektronom enega atoma in jedrom drugega in obratno.

Te sile naraščajo obratno s kvadratom razdalje med atomi. Energija sistema se zmanjša. Ko se atomi približujejo drug drugemu, začne igrati vlogo odbojna sila med njihovimi jedri in elektroni.

Povečanje odbojnih sil je obratno sorazmerno s šesto potenco razdalje. Krivulja potencialne energije gre skozi minimum, nato pa se strmo dvigne (slika 10).

Razdalja, ki ustreza položaju minimuma na krivulji, je ravnotežna medjedrna razdalja in določa dolžino kemične vezi. Ker atomi v molekuli sodelujejo v nihajnem gibanju okoli ravnotežnega položaja, se razdalja med njimi nenehno spreminja, kar pomeni, da atomi med seboj niso togo povezani.

Ravnotežna razdalja pri določeni temperaturi ustreza neki povprečni vrednosti. Ko se temperatura dvigne, se amplituda nihanja poveča. Pri neki dovolj visoki temperaturi se lahko atomi razletijo na neskončno veliko razdaljo drug od drugega, kar bo ustrezalo pretrganju kemične vezi. Globina minimuma vzdolž energijske osi določa energijo kemične vezi, vrednost te energije, vzeta z nasprotnim predznakom, pa bo enaka disociacijski energiji danega dvoatomskega delca. Če se atomi vodika približajo drug drugemu, katerih elektroni se vrtijo vzporedno, med atomi nastanejo le odbojne sile in potencialna energija takega sistema se bo povečala (slika 10).

riž. 11. Rezultati seštevanja dveh sinusoid.

Kot je navedeno zgoraj, s-, p- in d-elektroni sodelujejo pri tvorbi kemične vezi, ki imajo različne geometrijske konfiguracije elektronskih oblakov in različni znaki valovne funkcije v vesolju. Za nastanek kemične vezi je potrebno prekrivati ​​dele elektronskih lupin z enakim predznakom valovne funkcije. V nasprotnem primeru ne nastane nobena kemična vez.

To izjavo je mogoče enostavno razložiti s primerom superpozicije dveh sinusoid, ki ju v prvem približku lahko identificiramo z valovnimi funkcijami (glej sliko 11):

V primeru superpozicije dveh sinusoid z različnimi predznaki na istem območju (slika 11a) bo njuna skupna komponenta enaka nič - povezave ni. V nasprotnem primeru se seštejejo amplitude nihanja in nastane nova sinusoida – nastala je kemična vez (slika 11b).

Glede na simetrijo elektronskih oblakov, zaradi prekrivanja katerih nastane kemična vez, bo imel celoten elektronski oblak drugačno simetrijo, v skladu s katero spadajo v tri vrste:

In - povezave.

Komunikacija se izvaja, ko se oblaki prekrivajo vzdolž črte, ki povezuje središča atomov, medtem ko je največja elektronska gostota dosežena v medjedrnem prostoru in ima valjasto simetrijo glede na črto, ki povezuje središča atomov. Kot je razvidno iz sl. 12, zaradi svoje sferične simetrije s-elektroni vedno sodelujejo pri tvorbi vezi. Tvorijo vez kot rezultat prekrivanja z naslednjimi elektroni drugega atoma: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektroni. Pri elektronih v drugih orbitalah, na primer pY ali pZ, je tvorba kemične vezi nemogoča, saj pride do prekrivanja na območjih, kjer ima elektronska gostota nasprotne predznake. Možnost nastanka vezi s s-elektroni ni izčrpana, lahko nastane v primeru prekrivanja drugih elektronskih oblakov, kot sta dva pX ali pX in sl. 12. Nekaj ​​primerov tvorjenja -povezav.

Vezi nastanejo, ko se elektronski oblaki prekrivajo nad in pod črto, ki povezuje središča atomov. Celotni elektronski oblaki so tudi simetrični glede te osi, vendar nimajo valjaste simetrije, kot v primeru -vezi. Zaradi svoje prostorske razporeditve vez tvorijo elektroni na takih parih orbital, kot so pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Povezavo tvorijo samo d-elektroni zaradi prekrivanja vseh štirih njihovih cvetnih listov elektronskih oblakov, ki se nahajajo v vzporednih ravninah. To je mogoče, če so pri tvorbi vezi vključeni elektroni dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ.

Zgoraj je bila obravnavana klasifikacija kemičnih vezi na podlagi simetrije elektronskih oblakov. Obstaja še en pristop k klasifikaciji kemične vezi, ki temelji na naravi porazdelitve elektronske gostote med atomi v molekuli, t.j.

kemijska vez se obravnava z vidika pripadnosti elektronskega para enemu ali drugemu atomu. Možni so trije primeri. Prvi:

Elektronski par povezuje dva enaka atoma v molekuli. V tem primeru pripada obema enako. V molekuli ni ločitve težišč pozitivnih in negativnih nabojev.

Sovpadajo in takšna vez se imenuje kovalentna nepolarna. Če elektronski par veže dva različna atoma, se premakne proti bolj elektronegativnemu atomu. Težišča pozitivnih in negativnih nabojev se ločijo, vez postane polarna in se imenuje kovalentna polarna vez.

Tretji primer je povezan s popolnim prenosom elektronskega para v last enega od atomov. To se zgodi med interakcijo dveh atomov, ki se močno razlikujeta po elektronegativnosti, to je sposobnosti, da zadržijo elektronski par v svojem električnem polju. V tem primeru atom, ki je daroval elektrone, postane pozitivno nabit ion, atom, ki jih je sprejel, pa negativen. V tem primeru se vez imenuje ionska.

Narava vezi v veliki meri določa fizikalno-kemijske lastnosti snovi.

Snovi, katerih molekule so označene s kovalentno nepolarno vezjo, lahko tvorijo molekularne in atomske kristalne mreže v trdnem stanju. V molekularnih mrežah opazimo zelo šibko medmolekulsko interakcijo. Molekule se držijo na vozliščih kristalne mreže zaradi tvorbe trenutnih in induciranih dipolov v njih. Ločitev težišč negativnih in pozitivnih nabojev v molekuli nastane zaradi rotacije para elektronov in njegove lokacije v nekem trenutku za enim od jeder. Takšno stanje v molekuli opazimo zelo kratek čas. Zato se tak dipol imenuje trenutni. Vendar ta čas zadostuje za induciranje dipola na drugi molekuli. Sile, ki vežejo molekule s tvorbo trenutnih in induciranih dipolov, se pogosto imenujejo van der Waalsove sile. V splošnem primeru van der Waalsove sile vključujejo vse sile medmolekularne interakcije: dipol-dipolne, orientacijske, disperzijske itd. Van der Waalsove sile so zelo šibke, zaradi česar se kristalna mreža zlahka uniči z rahlim segrevanjem. Vse snovi z molekularno kristalno mrežo imajo nizko tališče in vrelišče. Van der Waalsova sila narašča s številom elektronov v molekuli, saj se povečuje verjetnost nastanka trenutnih dipolov. Vodik ima en par elektronov, zato ima najnižje vrelišče. Molekule kisika in dušika se razlikujejo po vsebnosti elektronov na par. Njihovo vrelišče se razlikuje za 13 C.

Nasprotno, za preproste snovi z atomsko kristalno mrežo so značilne zelo visoke tališče in vrelišče. V tem primeru je neskončno število atomov povezano z nepolarnimi kovalentnimi vezmi v velikansko molekulo. Energija prekinitve kovalentne nepolarne vezi je visoka. Zato so za uničenje takšne kristalne mreže potrebni veliki stroški energije. Hkrati, če je za snov značilna ena medatomska razdalja v kristalni mreži, bo imela tudi zelo visoko trdoto. Primer je diamant.

Tališča in vrelišča snovi, katerih atomi v molekuli so povezani s kovalentno polarno vezjo in imajo molekularno mrežo, so prav tako nizke, vendar višje kot pri snoveh z nepolarnimi molekulami. Večina jih je plinov pri sobni temperaturi.

Primer je vodikov klorid, vodikov sulfid itd. Med velikostjo dipolnega momenta in vreliščem ni neposredne povezave. Najverjetneje je določena z molekulsko maso spojine, z izjemo amoniaka, vode in vodikovega fluorida.

Te spojine imajo v vrsti podobnih najvišje tališče in vrelišče, njihovo močno povečanje je razloženo s tvorbo vodikovih vezi med molekulami.

elektronegativni atomi. Močno premaknejo elektronsko gostoto v molekuli proti sebi. Posledično vodik tvori praktično prosto orbitalo, atom fluora pa ima na primer prosti elektronski par. Možno je tvoriti dodatne vezi med molekulami z donorsko-akceptorskim mehanizmom, kar vodi do obstoja molekul sestave (HF)n in (H2O)n ne le v tekoči, ampak tudi v plinski fazi. Prisotnost takšnih molekul vodi do povečanja vrelišča in tališča v primerjavi z enakimi vrednostmi za analoge.

Najvišje tališče in vrelišče imajo snovi, v vozliščih kristalne mreže, katerih ioni se nahajajo.

To je posledica močne elektrostatične interakcije pozitivnih in negativnih ionov. Odbojne sile podobnih ionov so veliko manjše, saj se nahajajo na velikih razdaljah drug od drugega. Posledično imajo vse snovi z ionsko kristalno mrežo visoke vrednosti svoje tvorbene energije. Ionska vez se izvaja v halogenidih, oksidih in v solih, kot so nitrati, sulfati itd. Uničenje ionskih kristalov zahteva znatno toplotno energijo, ki določa visoko tališče in vrelišče, ki bo posledično odvisno od naboja ioni, njihovi polmeri in elektronska obloga. Večji kot je naboj in manjši polmer iona, višje je tališče. Druga lastnost ionskih snovi je sposobnost tvorbe talin, ki dobro prevajajo elektriko.

Tako lahko sklepamo, da so fizikalno-kemijske lastnosti spojin močno odvisne od narave kemične vezi v njih.

Kot smo že omenili, je elektronski par, ki tvori kemično vez, v skupni uporabi dveh jeder. V tem primeru bo gibanje vsakega elektrona opisano z novo valovno funkcijo, ki je rešitev Schrödingerjeve enačbe za ta sistem. Ta valovna funkcija se razlikuje od atomskih funkcij in se imenuje molekularna funkcija, ki ustreza določeni molekularni orbitali. Za molekularne orbitale so značilne določene vrednosti celotne energije sistema. V molekuli, tako kot v atomu, obstaja zaporedje energijskih nivojev. Vendar zanje ni mogoče dobiti stroge rešitve Schrödingerjeve enačbe, zato se zatečejo k približnim metodam izračuna, ki se med seboj razlikujejo po načinu določanja molekularne valovne funkcije. Večina široka uporaba prejeli dve metodi: metodo valenčnih vezi in metodo molekularnih orbital.

Pri metodi valenčnih vezi se kemična vez obravnava kot dvoelektronska in dvocentrična, to pomeni, da je par elektronov, ki tvorijo vez, lokaliziran v prostoru med dvema atomoma in je v njuni skupni uporabi. Obstajata dva možna mehanizma za nastanek skupnega elektronskega para. Prva se imenuje izmenjava in je sestavljena iz parjenja dveh elektronov, ki pripadata različnim atomom in imata nasprotna vrtenja. Lahko se izrazi na naslednji način:

Drugi mehanizem, imenovan donorsko-akceptorski mehanizem, vodi do tvorbe kemične vezi tako, da en atom zagotovi par elektronov za skupno uporabo, drugi pa prosto orbitalo.

Atom, ki zagotavlja elektronski par, se imenuje darovalec, atom, ki ima prosto orbitalo, pa akceptor. Shema oblikovanja povezave v tem primeru izgleda takole:

Razmislite o možnostih napovedovanja sestave kemične spojine med vodikom in elementi drugega obdobja periodnega sistema: Li, Be, B, C, N, O, F, saj je v atomu vodika samo en elektron, tvorba vezi pa bo nastala glede na izmenjavo mehanizem.

Litijev atom na podnivoju 2s ima en neparen elektron in zato mora imeti spojina sestavo LiH. Atom berilija ima to podnivo napolnjeno in ni niti enega neparnega elektrona, zato berilij ne bi smel tvoriti ene same kemične vezi. Za bor in naslednje elemente (C, N, O, F) se podnivo 2p zaporedno polni, atomi teh elementov pa bodo imeli določeno število neparnih elektronov. Če se pri tvorbi vezi upošteva le prisotnost neparnih elektronov, potem je treba za te elemente oblikovati naslednje: vodikove spojine: BH, CH2, NH3, H2O, HF. To kaže, da lahko z uporabo samo menjalnega mehanizma za tvorbo kemične vezi pridemo v nasprotje z eksperimentalnimi podatki: berilij tvori spojino z vodikom sestave BeH2, vodikove spojine bora imajo tudi drugačno sestavo in najpreprostejša spojina ogljika z vodikom ima sestavo CH4 To protislovje je mogoče odpraviti ob predpostavki, da atomi elementov drugega obdobja pri tvorbi molekul sodelujejo v vzbujenem stanju, to je, da se s-elektroni izparijo in preidejo v p-podnivo. Toda tu se pojavi še eno neskladje s eksperimentalnimi podatki. Ker sta energiji s- in p-elektronov različni, se morajo razlikovati tudi energije kemičnih vezi, ki jih tvorijo, zato morajo imeti takšne E-H vezi različne dolžine (odvisno od vrste orbital, ki sodelujejo pri njihovem nastanku). . Teorijo in eksperiment je mogoče uskladiti z uvedbo predpostavke o povprečevanju energij s- in p-podnivojev in oblikovanju novih nivojev, na katerih so energije elektronov, ki so že v orbitah druge vrste, enake. In če je tako, potem se po Hundovem pravilu v atomu pojavi največje število nesparjenih elektronov. Ta hipoteza je bila imenovana fenomen hibridizacije, orbitale, ki nastanejo kot posledica povprečenja energij podnivojev, pa se imenujejo hibridne. Seveda se v tem primeru spremenita tako oblika elektronskih oblakov kot njihova lokacija v vesolju. Glede na to, katere orbitale sodelujejo pri tvorbi hibridnih orbital, se upoštevajo različne vrste hibridizacije in prostorske konfiguracije nastalih hibridnih orbital (glej sliko 14.). Število nastalih hibridnih orbital mora biti enako skupnemu številu orbital, ki so vstopile v hibridizacijo. Glede na to, katere orbitale medsebojno delujejo, se upošteva več vrst hibridizacije:

sp hibridizacija. Ta pojav vključuje s- in eno p-orbitali, posledično pa nastaneta dve orbitali novega tipa, ki ju imenujemo sp-hibrid. Te orbitale imajo obliko, prikazano na sliki, njihove osi ležijo na isti ravni črti in tvorijo kot 180°. Sp-hibridne orbitale atoma berilija sodelujejo pri tvorbi vezi v molekuli BeH2, molekula pa ima linearno strukturo;

riž. 14. Prostorska razporeditev elektronskih oblakov za različne sp2 hibridizacije. S- in dve p-orbitali vstopata v interakcijo, zaradi česar nastanejo tri orbitale nove vrste, ki se imenujejo sp2-hibridne (glej sliko 14.). Osi teh orbital ležijo v isti ravnini, koti med njimi pa so 120°. Na primer, atom bora v molekuli BF3 je v sp2 hibridnem stanju, ta molekula pa ima obliko pravilnega trikotnika z atomom bora v središču;

sp3 hibridizacija. V tem primeru so začetne s- in tri p-orbitale. Kot rezultat hibridizacije nastanejo štiri nove orbitale - sp3-hibrid (glej sliko 14.). Osi teh orbital so usmerjene od središča do oglišč tetraedra, koti med osema so 109°28. CH4 je molekula metana, kjer pride do te vrste hibridizacije in ima tetraedrsko razporeditev atomov vodika. V molekuli amoniaka (NH3) je tudi atom dušika v sp3-hibridnem stanju, trije pari elektronov so skupni z vodikovimi atomi in sodelujejo pri tvorbi vezi, en elektronski par (posamičen elektronski par) pa pripada le dušikov atom. Da bi napovedali geometrijo molekule amoniaka, je treba atom dušika postaviti v središče tetraedra, atome vodika na tri oglišča, osamljeni elektronski par pa v četrto točko. Seveda položaja tega elektronskega para ni mogoče določiti z eksperimentalnimi metodami, najdemo le položaje atomov vodika in dušika. Vse to vodi v dejstvo, da ima molekula amoniaka piramidalno obliko. Podobno lahko razmislimo o strukturi molekule vode. V njem dva osamljena elektronska para kisika zasedata dve oglišči tetraedra, druga dva pa zasedata atomi vodika, kar vodi do kotne oblike vodne molekule. Geometrije HF molekule ni smiselno opisovati s teh položajev, saj je jasno, da bo linearna, saj je mogoče skozi dve točki potegniti eno ravno črto.

Nedeljeni elektronski par tvori bolj razpršen "elektronski oblak" kot vez (socializiran, običajen), zato zavzema večji volumen, kar vodi do zmanjšanja veznih kotov v primerjavi s tetraedričnimi.

Valenčni elektroni se ne nahajajo samo na s- in p-orbitalah, temveč tudi na d. Slednji sodelujejo tudi pri nastajanju hibridnih orbital. Obstajata dva primera hibridizacije, ki vključuje d-orbitale: sp3d2 in sp3d. V prvem primeru molekula izvaja oktaedrsko strukturo, v drugem pa nastane trigonalna bipiramida.

Predpostavka o nastanku hibridnih orbital je bila velik dosežek teorije valenčnih vezi, vendar ni opisala vseh možnih prostorskih konfiguracij molekul, ki jih najdemo v naravi.

Splošnejšo teorijo prostorske strukture molekul je predlagal Gillespie, ki temelji na povsem elektrostatičnih konceptih. Temeljil je na veliki količini eksperimentalnega materiala, ki sta ga povzela Sidwick in Powell. Glavne določbe teorije so naslednje:

1. Geometrija molekule ali iona je določena izključno s številom elektronskih parov v valenčni lupini osrednjega atoma.

2. Elektronski pari zavzamejo takšno razporeditev na valenčni lupini atoma, v kateri so maksimalno odmaknjeni drug od drugega, to pomeni, da se elektronski pari obnašajo, kot da se odbijajo. Geometrijski poliedri, ki so realizirani v tem primeru, upoštevajo Descartes-Eulerjevo formulo: "število oglišč + število obrazov - število robov je dve."

3. Območje prostora, ki ga zaseda nevezni osamljeni par elektronov, je večja od površine, ki jo zaseda vezni elektronski par.

4. Velikost območja prostora, ki ga zaseda vezni par elektronov, se zmanjšuje s povečanjem elektronegativnosti liganda in z zmanjšanjem elektronegativnosti osrednjega atoma.

5. Dva elektronska para dvojne vezi zasedata večje območje prostora kot en elektronski par enojne vezi.

"ZVEZNI DRŽAVNI PRORAČUNSKI IZOBRAŽEVALNI ZAVOD VIŠJEGA STROKOVNEGA IZOBRAŽENJA MURMANSKA DRŽAVNA TEHNIČNA UNIVERZA MURMANSK Oddelek za filozofijo FILOZOFIJA METODOLOŠKA NAVODILA in teme kontrolnih nalog za študente (diplomante) dopisne oblike študija vseh področij študija -18 Dr. . filozofije znanosti, profesor Natalia Nikolaevna Nikulina, dr. filozofije znanosti, izredna profesorica Natalia Vladimirovna...»

« Seleznev A.D. Pronyakin Izvršilni postopek Kompleks usposabljanja in metodologije Moskva 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. IZVRŠILNA PRODUKCIJA: Metodični kompleks UchebnoS 29. – M.: Ed. Center EAOI, 2009. - 216 str. ISBN 978-5-374-00010-8 Priročnik za usposabljanje je pripravljen v skladu z ... "

Državna proračunska ustanova za kulturo Irkutska regionalna državna univerzalna znanstvena knjižnica poimenovana po I. I. I.I. Molchanov-Sibirskogo S E R I I KNJIŽNICA IN T R E M I. XXI stoletje. Izdaja št. 144 UDK 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Odgovorni urednik serije BORODIN Borodina, V.A. Informacijska storitev: opis, tabele, diagrami: specialni tečaj B83 za metodikologa. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 str. ISBN 978-5-8167-0054-2 Priročnik zajema vse vidike...»

LITERATURA LITERATURA IZOBRAŽEVALNIH METODOLOŠKIH SKUPOV PO IZDAJI V. F. CHERTOVA Programi 5–11 Učbeniki Metodološki pripomočki RAZRED Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. in drugi Programi kulturne dejavnosti izvajajo splošnoizobraževalne ustanove: splošnoizobraževalne ustanove – Base. Literatura: 4 pristop k poučevanju in naloga spremljanja in komunikacijske kompetence. 5.-11. razredi (osnovna in profilna davkovna tvorba med učenci osnove izobraževalnih metodoloških stopenj) / Ed. V. F..."

"AMPAK. A. Ivin LOGIC Priporočil Znanstveno-metodološki svet za filozofijo Ministrstva za izobraževanje in znanost Ruske federacije kot učbenik discipline Logika za študente humanitarnih in socialno-ekonomskih specialnosti in področij usposabljanja visokošolskih ustanov Moskva ONICS Svet in izobraževanje 2008 UDK 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 Recenzenti: Nikiforov A.L. - dr. filozof. znanosti, prof., vodilni znanstveni. član Filozofskega inštituta Ruske akademije znanosti; Pereverzev V. N. - dr. ... "

"Ministrstvo za šolstvo Republike Belorusije DRŽAVNA UNIVERZA POLOTSKY Katedra za kazensko pravo in kriminalistiko METODOLOŠKA NAVODILA za izvajanje seminarske naloge po disciplini Kazensko pravo. Splošni del za specialnost 24-01-02 Pravo Novopolotsk, 2012 oddelek I.V. Veger Odobren in priporočen za objavo s strani metodološke komisije...»

UPRAVLJANJE V URBANISTEM GOSPODARstvu Uredil kandidat ekonomskih znanosti, izredni profesor R.Zh. Sirazhdinova Odobril Svet Izobraževalno-metodičnega združenja za izobraževanje na področju managementa kot učbenik v disciplini specializacije specialnosti Državno in občinsko upravljanje UDK 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Recenzenti: A.N. Kirillova, Moskovska mestna univerza za upravljanje vlade Moskve, doktor ekonomije. znanosti, prof., T.G. Morozov, Vseruska korespondenca ... "

»Potrjujem Strokovni svet V.D. Shadrikov 28. februar 2014 POROČILO O REZULTATIH NEODVISNEGA VREDNOTENJA OSNOVNEGA IZOBRAŽEVALNEGA PROGRAMA VISOKEGA ŠOLSTVA 060201 Stomatologija Državna medicinska akademija Tjumen Razvijal: Vodja projekta: A.L. Strokovnjaki Drondin / AKKORK: I.A. Solop / N.V. Ushakova / Moskva - Vsebina I. SPLOŠNE INFORMACIJE O UNIVERZI II. POROČILO O REZULTATIH SAMOSTOJNE VREDNOTVE TEMELJNEGA IZOBRAŽEVALNEGA PROGRAMA 1 TRENUTNO STANJE IN TRENDOVI RAZVOJA V REGIONALNIH... civilno pravo in postopek DOGOVOLJENO POTREBNO Dekan Odvetniške družbe prorektor za SD V.G. Krashenina _ O. A. Goncharova __ 2008 _ 2008 IZOBRAŽEVALNI IN METODOLOŠKI KOMPLEKS V DISCIPLNI Delovno pravo, specialnost 030501 Pravna praksa Sestavljen ... "

“NEMŠKI JEZIK (4. letnik) NEMŠKI JEZIK IZOBRAŽEVALNO METODOLOŠKI KOMPLETI NEMŠKI JEZIK I.L. BIM IN DR. Serija Akademski šolski učbenik Programi 2–11 Učbeniki Delovni zvezki 2. razred Nadzorne naloge Zbirka vaj Knjige za branje RAZREDI Knjige za učitelje Avdio aplikacije Bim I.L., Ryzhova L.I. (kasete, CD MP3) Nemščina: 2. razred: Učbenik za izobraževalne ustanove: Ob 2. uri: 1. del. Linija, ki jo je ustvarila avtorjeva šola Kolsiya za obdobje do -..."

“Podatki o izobraževalni, metodološki, metodološki in drugi dokumentaciji, ki jo je razvila izobraževalna organizacija za zagotavljanje izobraževalnega procesa v smeri usposabljanja 110800.62 Agroinženiring Št. Naziv discipline glede na Naziv izobraževalnega, metodičnega, metodičnega in drugega gradiva (avtor, kraj objava, letnik kurikulum publikacije, naklada) 1) Učno-metodični kompleks pri disciplini Zgodovina, 2013. 2) Simboli Rusije: zgodovina in sodobnost. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... "

«VSEBINA 1. Opredelitev strank 5 2. Preambula 5 3. Splošne določbe 6 4. Cilji kolektivne pogodbe 6 5. Delovna razmerja 7 5.1. Zaposlovanje 7 5.1.1. Splošne določbe 7 5.1.2. Postopek zaposlovanja oseb iz učiteljskega osebja 8 5.1.3. Postopek zaposlovanja znanstvenikov 8 5.1.4. Postopek zaposlovanja vodij strukturnih oddelkov univerze 5.1.5. Opisi delovnih mest 5.2. Plačilo dela 5.2.1. Splošne zahteve 5.2.2. Organizacija izdaje denar 5.2.3. Pogoji...»

“Izobraževalno-metodična podpora Naziv izvajanega programa Predmet Razred Učbeniki in učni pripomočki Količina Razvoj pevskega glasu pri otrocih v začetni stopnji izobraževanja. Pop-jazz umetnost Pop petje 1-3 2 Metodični razvoj. 1990 (vokalna izvedba) O. Stepanov. Beli oblaki. 2 Vzorčni kurikulum V. Tsvetkov. Kupili so mi papigo. Pop petje za glasbeno šolo in Y. Verizhnikov. Jesenske melodije. glasbeni oddelki šol Yu. Verizhnikov. Grozd Rowan ...."

"OD. Byishev atynday Atbe univerzitetni kitaphanasy Aparatty Bulletin №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliografije sipattama № Blim Avtorji. Atauy. Zhyly. Оу Naročniki ment Ekonomika 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspects_ler_. –Almaty: LEM, 2012.-336 str. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspectsіlerі ou raly...»

»ZLATA PSIHA Natečaj Nominacija Projekt leta v psihološki praksi Spremljanje izobraževalnih rezultatov študentov: diagnostični komplet Začetek šole, Učenje učenja in delovanja Avtorji: M.R. Bityanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaya (Moskva) Ustvarjanje diagnostičnega kompleta za 1. razred (delovni zvezki Začetek šole, Učenje učenja in delovanja ter metodološki pripomočki zanje) je prva faza dolgoročnega projekta, zasnovanega za tri leta od 2011 do 2014 ... »

« priporočila Preverjanje vrednosti in selekcija v Arhivski sklad Ruska federacija dokumenti o osebju Moskva 2014 2 Smernice Preverjanje vrednosti in izbor dokumentov o osebju za Arhivski sklad Ruske federacije / Rosarhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - str. Metodološka priporočila odražajo: ... "

VSEBINA KURIKULUM 1 2-8 NAČRT IZVENŠOLSKIH DEJAVNOSTI MBU ŠOLA Št. 32 2 9-18 (1-3. RAZREDI) ZA ŠTUDSKO LETO 2013-2014 Z SISTEM POGOJEV ZA PROGRAM 19-18 IMPLESA 5. Z ZAHTEVAMI 3 STANDARDI. Opis kadrovskih pogojev za izvajanje osnovnega izobraževalnega programa 22-33 osnovnošolskega splošnega izobraževanja 3.2. Psihološki in pedagoški pogoji za izvajanje glavne 33-34 izobraževalni program osnovnošolsko splošno izobraževanje 3.3. Finančna pomoč implementacija..."

"Izobraževalno-metodološko združenje visokošolskih zavodov Republike Belorusije za kemijsko in tehnološko izobraževanje izobraževalni zavod Beloruski državni Tehnološka univerza Odobril rektor BSTU profesor _I.M. Zharsky __2010/r Program usposabljanja za posebnost 1 - 36 07 01 00 Stroji in aparati kemična industrija in podjetja gradbeni materiali Fakulteta za kemijsko tehnologijo in tehniko Oddelek za stroje in...»

Splošna in anorganska kemija. Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M.: Šolajte jih. A.N. Kolmogorov, Moskovska državna univerza, 2000-2002; 60s.+36s.+48s.

Ta metodološki priročnik je bil sestavljen v skladu s programom tečaja anorganske kemije in so ga prebrali študenti kemijskega in biološkega oddelka Šole A. N. Kolmogorova Specializiranega izobraževalnega in znanstvenega centra Moskovske državne univerze.

Knjiga predstavlja glavne razrede anorganskih spojin, njihove lastnosti in načine pridobivanja.

Format: djvu/zip

Velikost: 5 68 Kb

/ Prenesi datoteko

DEL JAZ.

POGLAVJE I. OSNOVNI POJMI IN DEFINICIJE 3
1.1. Struktura snovi 3
1.2. Kvantitativna razmerja v kemiji 9
1.3. Kemični simboli in formule 13
POGLAVJE II. STRUKTURA ATOMA 20
2.1. Zgodnji modeli atoma 20
2.2. Kvantno mehanski model strukture atoma 26
POGLAVJE III. KEMIJSKA vez 41
3.1. Naslov 41
3.2. Metoda valenčne vezi 47
3.3. Molekularna orbitalna metoda 53

DEL II.

POGLAVJE 1. Oksidi 3
§ 1. Fizikalne lastnosti oksidov 3
§ 2. Razvrstitev oksidov in vzorci spreminjanja kemijskih lastnosti .. 4
2.1. Razvrstitev oksidov po kemijskih lastnostih 4
2.2. Vzorci sprememb lastnosti oksidov 5
§ 3. Metode za pridobivanje oksidov 7
§ štiri. Kemijske lastnosti oksidov 9
4.1. Osnovni oksidi 9
4.2. Kislinski oksidi 10
4.3. Amfoterni oksidi 10
4.4. Splošne kemijske lastnosti oksidov 11
POGLAVJE 2. Kisline in BAZE 13
§ 1. Teorije kislin in baz 13
1.1. Elektrolitična teorija 13
1.2. Protolitska teorija 13
1.3. Elektronska teorija 14
§2. Kisline 16
2.1. Razvrstitev kislin 16
2.2. Metode za pridobivanje kislin 19
2.3. Splošne metode za pridobivanje katere koli kisline 19
2.4. Kemijske lastnosti kislin 21
§3. Razlogi 24
3.1. Osnovna klasifikacija 24
3.2. Metode za pridobivanje baz 25
3.3. Kemijske lastnosti baz 27
POGLAVJE 3. Soli 29
§ 1. Razvrstitev soli 29
§ 2. Metode za pridobivanje soli 30
§ 3. Kemijske lastnosti soli 33

DEL III.

1. POGLAVJE Osnove TERMODINAMIKE 3
§ 1.1. Osnovne definicije 3
§ 1.2. Ničelni zakon (začetek) termodinamike 6
§ 1.3. Prvi zakon (začetek) termodinamike 6
§ 1.3.2. Standardna toplota (entalpija) tvorbe spojine 9
§ 1.3.3. Standardna entalpija zgorevanja 10
§ 1.3.4. Standardna energija (entalpija) kemične vezi 10
§ 1.3.5. Standardna entalpija sublimacije, izhlapevanja in taljenja 11
§ 1.3.6. Afiniteta do elektronov, ionizacijski potencial, elektronegativnost 11
§ 1.3.7. Hessov zakon 13
§ 1.3.8. Cikel Born-Haber 14
§ 1.3.9. Kirchhoffov zakon 16
§ 1.4. Drugi zakon (začetek) termodinamike 17
§ 1.4.1. Definicija entropije s stališča klasične termodinamike 18
§ 1.4.3. Statistična razlaga pojma entropije 19
§ 1.4.4. Gibbsova prosta energija 21
§ 1.4.5. Kemični potencial 22
§ 1.4.6. Kemijsko ravnotežje 23
§ 1.4.7. Smer reakcije 31
2. POGLAVJE Osnove KINETIKE 35
§2.1. Hitrost kemične reakcije 35
§ 2.2. Dejavniki, ki vplivajo na hitrost kemične reakcije 37
§ 2.3. Eksperimentalne metode za določanje konstant hitrosti kemične reakcije 47