Kursen i kemi i skolan börjar i 8:e klass med studiet av vetenskapens allmänna grunder: möjliga typer av bindningar mellan atomer, typer av kristallgitter och de vanligaste reaktionsmekanismerna beskrivs. Detta blir grunden för studiet av en viktig, men mer specifik sektion - oorganiska ämnen.

Vad det är

Detta är en vetenskap som överväger principerna för struktur, grundläggande egenskaper och reaktivitet för alla element i det periodiska systemet. En viktig roll i oorganiska ämnen spelas av den periodiska lagen, som effektiviserar den systematiska klassificeringen av ämnen enligt förändringar i deras massa, antal och typ.

Kursen täcker också de föreningar som bildas under interaktionen mellan elementen i tabellen (det enda undantaget är området för kolväten, som beaktas i de organiska kapitlen). Uppgifter i oorganisk kemi låter dig arbeta fram den mottagna teoretiska kunskapen i praktiken.

Vetenskap i den historiska aspekten

Namnet "oorganiskt" dök upp i enlighet med tanken att det täcker en del av kemisk kunskap som inte är relaterad till biologiska organismers aktiviteter.

Med tiden har det bevisats att större delen av den organiska världen också kan producera "icke-levande" föreningar, och kolväten av vilken typ som helst syntetiseras i laboratoriet. Så från ammoniumcyanat, som är ett salt i grundämnenas kemi, kunde den tyska forskaren Wehler syntetisera urea.

För att undvika förväxling med nomenklaturen och klassificeringen av typer av forskning inom båda vetenskaperna, innefattar programmet för skol- och universitetskurser, efter allmän kemi, studier av oorganiska ämnen som en grundläggande disciplin. I den vetenskapliga världen upprätthålls en liknande sekvens.

Klasser av oorganiska ämnen

Kemi tillhandahåller en sådan presentation av material där de inledande kapitlen av oorganiska ämnen tar hänsyn till grundämnenas periodiska lag. av särskild typ, som bygger på antagandet att atomladdningar kärnor påverkar egenskaperna hos ämnen, och dessa parametrar förändras cykliskt. Inledningsvis byggdes bordet som en återspegling av ökningen av grundämnenas atommassor, men snart avvisades denna sekvens på grund av dess inkonsekvens i den aspekt i vilken denna fråga bör övervägas. oorganiska ämnen.

Kemi, förutom det periodiska systemet, antyder närvaron av ett hundratal figurer, kluster och diagram som återspeglar egenskapernas periodicitet.

För närvarande är en konsoliderad version av övervägandet av ett sådant koncept som klasser av oorganisk kemi populär. Kolumnerna i tabellen anger elementen beroende på de fysikalisk-kemiska egenskaperna, i raderna - perioder som liknar varandra.

Enkla ämnen i det oorganiska

Ett tecken i det periodiska systemet och ett enkelt ämne i fritt tillstånd är oftast olika saker. Endast i det första fallet specifik syn atomer, i den andra - typen av anslutning av partiklar och deras ömsesidiga inflytande i stabila former.

Den kemiska bindningen i enkla ämnen bestämmer deras indelning i familjer. Således kan två breda typer av grupper av atomer särskiljas - metaller och icke-metaller. Den första familjen innehåller 96 element av 118 studerade.

Metaller

Den metalliska typen antar närvaron av en bindning med samma namn mellan partiklarna. Interaktionen är baserad på socialiseringen av elektronerna i gittret, som kännetecknas av icke-riktad och omättnad. Det är därför metaller leder värme och laddar bra, har en metallisk lyster, formbarhet och plasticitet.

Konventionellt är metaller till vänster i det periodiska systemet när en rät linje dras från bor till astatin. Element som ligger nära denna linje är oftast av gränsande karaktär och uppvisar en dualitet av egenskaper (till exempel germanium).

De flesta metaller bildar basiska föreningar. Oxidationstillstånden för sådana ämnen överstiger vanligtvis inte två. I en grupp ökar metalliciteten medan den under en period minskar. Till exempel uppvisar radioaktivt francium mer grundläggande egenskaper än natrium, och i halogenfamiljen har jod till och med en metallisk glans.

Annars är situationen i perioden - de fullföljer undernivåerna framför vilka det finns ämnen med motsatta fastigheter. I det horisontella utrymmet i det periodiska systemet ändras den manifesterade reaktiviteten hos element från basisk till amfoter till sur. Metaller är bra reduktionsmedel (accepterar elektroner när bindningar bildas).

icke-metaller

Denna typ av atomer ingår i huvudklasserna av oorganisk kemi. Icke-metaller upptar den högra sidan av det periodiska systemet, vilket är typiskt sura egenskaper. Oftast förekommer dessa element i form av föreningar med varandra (till exempel borater, sulfater, vatten). I det fria molekylära tillståndet är förekomsten av svavel, syre och kväve känd. Det finns också flera diatomiska icke-metalliska gaser - förutom de två ovanstående inkluderar dessa väte, fluor, brom, klor och jod.

De är de vanligaste ämnena på jorden - kisel, väte, syre och kol är särskilt vanliga. Jod, selen och arsenik är mycket sällsynta (detta inkluderar även radioaktiva och instabila konfigurationer, som finns i tabellens sista perioder).

I föreningar beter sig icke-metaller övervägande som syror. De är kraftfulla oxidationsmedel på grund av möjligheten att lägga till ytterligare ett antal elektroner för att fullborda nivån.

i oorganiskt

Förutom ämnen som representeras av en grupp av atomer, finns det föreningar som inkluderar flera olika konfigurationer. Sådana ämnen kan vara binära (bestående av två olika partiklar), tre-, fyra-element och så vidare.

Två element ämnen

Kemi fäster särskild vikt vid binariteten hos bindningar i molekyler. Klasser av oorganiska föreningar beaktas också ur synvinkeln av bindningen som bildas mellan atomerna. Det kan vara joniskt, metalliskt, kovalent (polärt eller opolärt) eller blandat. Vanligtvis visar sådana ämnen tydligt grundläggande (i närvaro av metall), amforteriska (dubbel - särskilt karakteristiska för aluminium) eller sura (om det finns ett element med ett oxidationstillstånd på +4 och högre) kvaliteter.

Tre element associerade

Ämnen för oorganisk kemi inkluderar övervägande av denna typ av sammanslutning av atomer. Föreningar som består av mer än två grupper av atomer (oftast handlar oorganiska ämnen om treelementarter) bildas vanligtvis med deltagande av komponenter som skiljer sig väsentligt från varandra i fysikalisk-kemiska parametrar.

Möjliga bindningstyper är kovalenta, joniska och blandade. Vanligtvis liknar treelementämnen i beteende som binära på grund av det faktum att en av krafterna för interatomisk interaktion är mycket starkare än den andra: den svaga bildas i andra hand och har förmågan att dissociera snabbare i lösning .

Klasser av oorganisk kemi

Den överväldigande majoriteten av ämnen som studeras i den oorganiska kursen kan betraktas enligt en enkel klassificering beroende på deras sammansättning och egenskaper. Så oxider och salter särskiljs. Övervägande av deras förhållande är bättre att börja med en bekantskap med begreppet oxiderade former, där nästan alla oorganiska ämnen kan förekomma. Kemin hos sådana associerade ämnen diskuteras i kapitlen om oxider.

oxider

En oxid är en förening av vilket kemiskt element som helst med syre i ett oxidationstillstånd av -2 (i peroxider -1, respektive). Bildandet av en bindning sker på grund av att elektroner återgår och fästs med reduktion av O 2 (när syre är det mest elektronegativa elementet).

De kan uppvisa både sura och amfotera och basiska egenskaper, beroende på den andra gruppen av atomer. Om i oxiden det inte överstiger oxidationstillståndet +2, om icke-metallen - från +4 och uppåt. I prover med en dubbel karaktär av parametrarna uppnås ett värde på +3.

Syror i det oorganiska

Sura föreningar har en medelreaktion på mindre än 7 på grund av innehållet av vätekatjoner, som kan gå i lösning och därefter ersättas med en metalljon. Genom klassificering är de komplexa ämnen. De flesta syror kan erhållas genom att späda motsvarande oxider med vatten, till exempel vid bildning av svavelsyra efter hydratisering av SO 3 .

Grundläggande oorganisk kemi

Egenskaperna hos denna typ av föreningar beror på närvaron av OH-hydroxylradikalen, vilket ger reaktionen av mediet över 7. Lösliga baser kallas alkalier, de är starkast i denna klass av ämnen på grund av fullständig dissociation (nedbrytning i joner i en vätska). OH-gruppen i bildningen av salter kan ersättas med sura rester.

Oorganisk kemi är en dubbelvetenskap som kan beskriva ämnen ur olika perspektiv. I den protolytiska teorin betraktas baser som vätekatjonacceptorer. Detta tillvägagångssätt utökar konceptet för denna klass av ämnen och kallar alkali varje ämne som kan acceptera en proton.

salt-

Denna typ av föreningar är mellan baser och syror, eftersom det är produkten av deras interaktion. Således fungerar en metalljon (ibland ammonium, fosfonium eller hydroxonium) vanligtvis som en katjon, och en syrarest fungerar som en anjonisk substans. När ett salt bildas ersätts väte med ett annat ämne.

Beroende på förhållandet mellan antalet reagenser och deras styrka i förhållande till varandra, är det rationellt att överväga flera typer av interaktionsprodukter:

• basiska salter erhålls om hydroxylgrupperna inte är fullständigt substituerade (sådana ämnen har en alkalisk miljö);
• sura salter bildas i det motsatta fallet - med brist på en reagerande bas förblir väte delvis i föreningen;
• de mest kända och lättaste att förstå är de genomsnittliga (eller normala) proverna - de är produkten av fullständig neutralisering av reagenserna med bildandet av vatten och ett ämne med endast en metallkatjon eller dess analog och en syrarest.

Oorganisk kemi är en vetenskap som involverar uppdelningen av var och en av klasserna i fragment, som betraktas i annan tid: några - tidigare, andra - senare. Med en mer djupgående studie särskiljs ytterligare fyra typer av salter:

• Binära filer innehåller en enda anjon i närvaro av två katjoner. Typiskt erhålls sådana ämnen genom att slå samman två salter med samma syrarest, men olika metaller.
• Den blandade typen är motsatsen till den föregående: dess bas är en katjon med två olika anjoner.
• Kristallina hydrater - salter, i vars formel det finns vatten i kristalliserat tillstånd.
• Komplex är ämnen där en katjon, anjon eller båda presenteras i form av kluster med ett bildande element. Sådana salter kan huvudsakligen erhållas från element i undergrupp B.

Som andra ämnen som ingår i utövandet av oorganisk kemi, som kan klassificeras som salter eller som separata kunskapskapitel, kan man nämna hydrider, nitrider, karbider och intermetallider (föreningar av flera metaller som inte är en legering).

Resultat

Oorganisk kemi är en vetenskap som är av intresse för alla specialister inom detta område, oavsett hans intressen. Den innehåller de första kapitlen som studerats i skolan i detta ämne. Kursen i oorganisk kemi ger systematisering av stora mängder information i enlighet med en tydlig och enkel klassificering.

Institutionen för kemi uppstod kort efter omvandlingen av internatskola nr 18 till det specialiserade pedagogiska och vetenskapliga centret vid Moscow State University (dekret från USSR:s ministerråd nr 1241 av 01.10.88 och ordningen för den statliga utbildningen kommitté av 11.16.88).

Innan dess undervisades kemi på internatskolan av:

Vedeneeva Marina Sergeevna- från 1964 till 1980
- från 1980 till 1991
Tabachenko Natalya Vladimirovna- från 1986 till 1989

Den 13 november 1989 började den första specialiserade kemiklassen att studera vid SASC. Då var 18 elever inskrivna i den. Alla nådde inte "avslutet" - 1991, i den första kemikaliefrågan, var det bara 8 personer.

Sammansättningen av lärare vid Institutionen för kemi sedan 1989. förändrades inte nämnvärt. På Institutionen för kemi arbetade och arbetar:

Galin Alexey Mikhailovich	(Ph.D., docent) - från 1991 till närvarande tid
Zagorsky Vyacheslav Viktorovich	(D.Ped.Sc., professor) - från 1989 till närvarande tid
Mendeleeva Ekaterina Alexandrovna	(Ph.D., docent) - från 1990 till närvarande tid
Morozova Natalya Igorevna	(Ph.D., universitetslektor) - från 1990 till närvarande tid
Kolyasnikov Oleg Vladimirovich	(assistent) - från 2004 till närvarande tid
Kubarev Alexey Vyacheslavovich	(assistent) - från 2005 till närvarande tid
Sigeev Alexander Sergeevich	(Ph.D., assistent) - från 2008 till närvarande tid
Aleshin Gleb	(laboratorieassistent) - från 2009 till närvarande tid
Korenev Yury Mikhailovich (10.05.1936 - 09.08.2010)	(Doktor i kemi, professor, prefekt) - från 1989 till 2010
Bataeva Elena Viktorovna	(PhD, assistent) - från 1990 till 1993
Pirkuliyev Namig Sharafeddin-ogly	(assistent) - från 1997 till 1999
Prisyazhnyuk Valentina Viktorovna
Tatyanina Irina Vasilievna	(assistent) - från 1989 till 1991
Churanov Sergey Sergeevich	(PhD, docent) - från 1989 till 1997
Bataev Vadim Albertovich	(PhD) - från 1997 till 1998

Under perioden 1991 till 2010 ägde 20 examen i kemisk klass SUNC rum - totalt 361 personer. Av dessa gick 298 akademiker (83%) in på Moskvas statliga universitet. De flesta - 214 utexaminerade - kom in på den kemiska fakulteten och den materialvetenskapliga fakulteten. Utexaminerade från den kemiska klassen studerade och studerar vid fysikaliska fakulteten (16), mekanik och matematik (15), biologi (7), geologi (6), fakulteten för beräkningsmatematik och kybernetik (9), fakulteten för grundläggande medicin (6) ), Jordvetenskap (9 ). Killarna går också in på andra universitet - All-Russian Chemical Combine of the Russian Academy of Sciences, Russian Chemical Technical University, MEPhI, Medical Academy, etc.

Klasser i kemiklassen i SASC MSU hålls i SASC:s akademiska byggnad (föreläsningar och seminarier) och vid kemifakulteten vid Moskvas statliga universitet (workshops om analytisk, organisk och oorganisk kemi).

Klasser i kemi och fysik och matematik klasser genomförs enligt originalprogram och läroböcker, vars författare är lärare vid institutionen. Bortsett från grundkurs lärare vid Institutionen för kemi genomför valfria kurser:

• Termodynamik och kinematik för snabba och exoterma reaktioner (Zagorsky V.V.)
• Kemi på engelska (Mendeleeva E.A.)
• Människan och substansen (Mendeleeva E.A.)
• Metoder för att lösa problem inom kemi (Galin A. M.)
• Genomics (O.V. Kolyasnikov)
• Proteinkemi (O.V. Kolyasnikov)
• Nanoteknik - mot nanovärlden (Smirnov E. A.)
• Fäktning (O. V. Kolyasnikov)
• Ekologiskt utbildningsprogram (Morozova N.I.)
• Förberedelse för Unified State Examination (Galin A.M., Kubarev A.V.)
• Kvällsklubb (Zagorsky V. V.)

Lärare vid Institutionen för kemi har upprepade gånger fått bidrag "Soros Teacher", de deltar i organisationen och genomförandet av kemiska olympiader för skolbarn, sommarskolor för gymnasieelever och seminarier för skollärare.

Lärarna vid Institutionen för kemi publicerade följande studieguider:

• 
  Organisk kemi. Del I. Teori om organiska ämnens struktur.
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, 1997. - 48 sid.
• Mendeleeva E. A., Morozova N. I.
  Organisk kemi. Del II. Kolväten.
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, Moscows förlag. un-ta, 1999. - 64 sid.
  ISBN 5-211-02588-1
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P.
  Allmän och oorganisk kemi. Del I
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, 1998. - 63 sid.
• Yu.M. Korenev, N.I. Morozova, A.I.Zhirov
  Workshop om oorganisk kemi.
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, red. Moscow State University, 1999. - 64 sid.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Kemi. Del I
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, 2000. - 72 sid.
• Korenev Yu. M., Ovcharenko V. P., Egorov E. N.
  Allmän och oorganisk kemi. Del II. Huvudklasser av oorganiska föreningar.
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, Moscow University Publishing House, 2000. - 36 sid.
  
• Pirkuliyev N. Sh.
  Olympiadproblem i kemi. Typer av problem och metoder för deras lösning.
  M .: Skola uppkallad efter A. N. Kolmogorov, "Självutbildning", 2000. - 160 s.
  
• Zagorsky V.V.
  Lamporna är roliga. Fyrverkerier: historia, teori, praktik.
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, "Självutbildning", 2000. - 64 s.
• Mendeleeva E.A., Morozova N.I.
  Organisk kemi. Del III. Syrehaltiga och kvävehaltiga organiska föreningar.
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, Moscow University Press, 2001. - 56 s.
  
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
  Allmän och oorganisk kemi. Del III. Grunderna i kemisk termodynamik och kinetik.
  M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, Moscow University Publishing House, 2002. - 48 sid.
  
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Användbara tips.
  M: MAKS Press, 2003. - 31 sid.
• Korenev Yu.M.
Allmän och oorganisk kemi. Del IV. Fysikaliska och kemiska egenskaper hos lösningar.
M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, Moscow University Publishing House, 2004. - 49 sid.
• Morozova N.I., Zagorsky V.V.
  Hur man vinner provet.
  M., 2006. - 34 sid.
• Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Morozova N.I.
Allmän och oorganisk kemi. Del I. Grundläggande begrepp, atomstruktur, kemisk bindning.
M.: Skola dem. A.N. Kolmogorova, MAKS Press, 2008. - 81 sid.
• Morozova N.I.
  Identifiering av ämnen.
  M.: MAKS Press, 2008. - 35 sid.

Metodisk erfarenhet I det följande beskrivs arbetet med lärare vid Kemiska institutionen publikationer:

• En variant av presentationen i den fysiska och matematiska skolan av ämnet "Atomens struktur och den periodiska lagen".
  Zagorsky V.V.
  Russian Chemical Journal (ZhRHO uppkallad efter D.I. Mendeleev), 1994, v. 38, nr 4, s. 37 - 42
• Icke-standardiserade uppgifter inom kemi
  V.V.Zagorsky, A.M.Galin, E.A.Mendeleeva, N.I. Morozova
  Russian Chemical Journal (ZhRHO uppkallad efter D.I. Mendeleev), 1994, vol. 38, nr 4, s. 89 - 90
• Undervisar i kemi i klasserna fysik, matematik och ekonomi vid det specialpedagogiska och vetenskapliga centret vid Moscow State University
  Galin.A.M., Zagorsky V.V., Mendeleeva E.A.
  Internationellt seminarium om undervisning i kemi i skolan "Pushchinskaya Autumn - 96" (materialsamling), Moskva, 1996. - 29 s.
• Zagorsky V.V.
  Från lärare till lärare. Hur man blir en "stjärna".
  M.: Förlag. Institutionen för UC DO MSU, 1998 - 96s.
• Kemi i forskarskolan: Feedback genom anonyma tester.
  A.M. Galin, V.V. Zagorsky, E.A. Mendeleeva
  Material från XLV Herzen Readings (allryska vetenskapliga och praktiska konferensen) (13 - 16 maj 1998), St. Petersburg,
  s. 48 - 49.
• Sanningen om examen (Hur skolutexaminerade kan kemi)
  V. Zagorsky, E. Mendeleeva, A. Galin, N. Morozova
  Lärartidningen, nr 7, 1999-02-23, s. 8
• Förbereder för vetenskaplig verksamhet begåvade gymnasieelever: behovet av ett alternativ till den vetenskapliga världsbilden
  V.V. Zagorsky
  På lör. sammandrag från den internationella kongressen "Science and Education on the Threshold of the III Millennium", Minsk, 3 - 6.10.2000, bok 1, s. 56-57
• 2000-talets utbildningsuppgift är att skapa en ekologisk världsbild
  E.A. Mendeleeva
  På lör. sammandrag från den internationella kongressen "Science and Education on the Threshold of the III Millennium", Minsk, 3 - 6.10.2000, bok 2, s. 91-92

V.V. Zagorskij

Allmän och oorganisk kemi - I tre delar - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - 2000, 2002.

Denna metodologiska handbok har sammanställts i enlighet med programmet för kursen i oorganisk kemi och lästs av studenterna vid den kemiska och biologiska avdelningen vid A. N. Kolmogorov-skolan vid det specialiserade pedagogiska och vetenskapliga centret vid Moscow State University.
Boken introducerar huvudklasserna av oorganiska föreningar, deras egenskaper och metoder för att erhålla dem.

KAPITEL I. GRUNDBEGREP OCH DEFINITIONER 3
1.1. Materiens struktur 3
1.2. Kvantitativa förhållanden i kemi 9
1.3. Kemiska symboler och formler 13
KAPITEL II. ATOMENS STRUKTUR 20
2.1. Tidiga modeller av atom 20
2.2. Kvantmekanisk modell av atomens struktur 26
KAPITEL III. KEMISK bindning 41
3.1. Rubrik 41
3.2. Valensbindningsmetod 47
3.3. Molekylär omloppsmetod 53

KAPITEL 1. Oxider 3
§ ett. Fysikaliska egenskaper oxider 3
§ 2. Klassificering av oxider och förändringsmönster i kemiska egenskaper .. 4
2.1. Klassificering av oxider efter kemiska egenskaper 4
2.2. Mönster för förändringar i oxidernas egenskaper 5
§ 3. Metoder för att erhålla oxider 7
§4. Oxiders kemiska egenskaper 9
4.1. Grundläggande oxider 9
4.2. Syraoxider 10
4.3. Amfotära oxider 10
4.4. Allmänna kemiska egenskaper hos oxider 11
KAPITEL 2. Syror och BASER 13
§ 1. Teorier om syror och baser 13
1.1. Elektrolytisk teori 13
1.2. Protolitisk teori 13
1.3. Elektronisk teori 14
§2. Syror 16
2.1. Klassificering av syror 16
2.2. Metoder för att erhålla syror 19
2.3. Allmänna metoder för att erhålla eventuella syror 19
2.4. Syrors kemiska egenskaper 21
§3. Mark 24
3.1. Basklassificering 24
3.2. Metoder för att erhålla baser 25
3.3. Kemiska egenskaper för baser 27
KAPITEL 3. Salter 29
§ 1. Klassificering av salter 29
2 § Metoder för att erhålla salter 30
§ 3. Salters kemiska egenskaper 33

KAPITEL 1 Grunderna i TERMODYNAMIK 3
§ 1.1. Grundläggande definitioner 3
§ 1.2. Termodynamikens nolllag (början) 6
§ 1.3. Termodynamikens första lag (början) 6
§ 1.3.2. Standardvärme (entalpi) för bildning av förening 9
§ 1.3.3. Standardentalpi för förbränning 10
§ 1.3.4. Standardenergi (entalpi) för en kemisk bindning 10
§ 1.3.5. Standardentalpi för sublimering, förångning och smältning 11
§ 1.3.6. Elektronaffinitet, joniseringspotential, elektronegativitet 11
§ 1.3.7. Hess lag 13
§ 1.3.8. Born-Haber cykel 14
§ 1.3.9. Kirchhoffs lag 16
§ 1.4. Termodynamikens andra lag (början) 17
§ 1.4.1. Definition av entropi utifrån klassisk termodynamik 18
§ 1.4.3. Statistisk tolkning av begreppet entropi 19
§ 1.4.4. Gibbs gratis energi 21
§ 1.4.5. Kemisk potential 22
§ 1.4.6. Kemisk jämvikt 23
§ 1.4.7. Reaktionsriktning 31
KAPITEL 2 Grunderna i KINETIKEN 35
§2.1. Kemisk reaktionshastighet 35
§ 2.2. Faktorer som påverkar hastigheten för en kemisk reaktion 37
§ 2.3. Experimentella metoder för att bestämma hastighetskonstanter för en kemisk reaktion 47

Gratis nedladdning e-bok i ett bekvämt format, titta och läs:
Ladda ner boken Allmän och oorganisk kemi - i tre delar - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, snabb och gratis nedladdning.

Ladda ner zip
Du kan köpa den här boken nedan bästa pris till rabatt med leverans i hela Ryssland.

"Allmän och oorganisk kemi Del I GRUNDBEGREP, ATOMENS STRUKTUR, KEMISK BÄNDNING Skolan uppkallad efter A.N. Kolmogorov Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ..."

-- [ Sida 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

oorganisk kemi

GRUNDBEgrepp, ATOMENS STRUKTUR,

KEMISK BINDNING

Skola uppkallad efter A.N. Kolmogorov

Moscow University Press

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Allmän och oorganisk kemi. Föreläsningskurs. Del I

Grundläggande begrepp, atomstruktur, kemisk bindning. – M.:

Skola uppkallad efter A. N. Kolmogorov, Moscow University Press, 2000. – 60 sid.

ISBN 5-211-04200- X

Boken introducerar huvudklasserna av oorganiska föreningar, deras egenskaper och metoder för att erhålla dem.

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

© I.N. Korovin - design, 2000

Kapitel I Grundläggande begrepp och definitioner 1.1. Materiens struktur Ett av grundbegreppen inom kemi och annan naturvetenskap är atomen. Denna term har ett långt ursprung; det har funnits i cirka 2500 år. För första gången har begreppet en atom sitt ursprung i det antika Grekland, runt 500-talet f.Kr. före Kristus e. Grundläggarna av den atomistiska läran var de antika grekiska filosoferna Leucippus1 och hans lärjunge Demokritos. Det var de som lade fram idén om en diskret struktur av materia och introducerade termen "ATOM".

Demokritos läror blev inte utbredd, och det under lång tid historisk period inom kemi (och under medeltiden - alkemi) dominerade teorin om Aristoteles (384 - 322 f.Kr.).

Enligt Aristoteles läror är naturens huvudprinciper abstrakta "principer": kyla, värme, torrhet och fuktighet, när de kombineras, bildas fyra huvudsakliga "element-element":

jord, luft, eld och vatten.

Och först i början av 1800-talet återvände den engelske vetenskapsmannen John Dalton till atomer som de minsta partiklarna av materia och introducerade denna term i vetenskapen. Detta föregicks av arbetet av så anmärkningsvärda vetenskapsmän som R. Boyle (i boken "The Skeptic Chemist" gav han ett förkrossande slag mot alkemisternas idéer), J. Priestley och K. V. Scheele (upptäckt av syre), G. Cavendish (upptäckt av väte), A. L. Lavoisier (ett försök att sammanställa den första tabellen över enkla ämnen), M. V. Lomonosov (de viktigaste bestämmelserna i atom- och molekylteorin, lagen om bevarande av massa), J. L. Proust (lagen om sammansättningskonstans ) och många andra.

Upptäckter inom fysikområdet som gjordes i slutet av 1800-talet - den första tredjedelen av 1900-talet tvingade forskare att se på atom- och molekylteorin på ett helt annat sätt. Det visade sig att atomen har en komplex struktur och inte är den minsta partikeln av materia.

Här kommer vi inte att ge en förlegad definition av detta begrepp, utan omedelbart ge en formulering baserad på moderna idéer.

1 Leucippus () - antik grek. filosof. Nästan ingenting är känt om Leucippus liv.

Kapitel I En atom (grekiska µ - odelbar) är den minsta partikeln av ett kemiskt grundämne som kan existera självständigt och är bärare av dess egenskaper. En atom är ett elektriskt neutralt mikrosystem som består av en positivt laddad kärna och ett lämpligt antal elektroner.

Ett kemiskt element är en typ av atom med samma kärnladdning.

Ett kemiskt element är ett koncept, inte en materialpartikel. Detta är inte en atom, utan en samling atomer som kännetecknas av ett visst tecken med samma kärnladdning.

Elektron [dr.gr. - bärnsten (den är väl elektrifierad av friktion)] - en stabil elementarpartikel med en vilomassa lika med 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2 och bär en elementär negativ laddning lika med 1,6 10–19 C.

Inom kemi och fysik, när man löser många problem, tas laddningen av en elektron som -1 och laddningarna för alla andra partiklar uttrycks i dessa enheter. Elektroner är en del av alla atomer.

Proton (grekiska - första) - en elementarpartikel, som är en integrerad del av kärnorna av atomer av alla kemiska element, har en vilomassa mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e. m. och en elementär positiv elektrisk laddning lika stor som en elektrons laddning, dvs 1,6 10–19 C.

Antalet protoner i kärnan bestämmer det kemiska elementets atomnummer.

Neutron (lat. neutrum - varken det ena eller det andra) är en elektriskt neutral elementarpartikel med en vilomassa som något överstiger vilomassan för en proton mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. äta.

Tillsammans med protonen är neutronen en del av alla atomkärnor (med undantag för kärnan i väteisotopen 1H, som är en proton).

Elementärt betecknat 2 a. e.m. - atommassaenhet, se nedan.

Det generaliserade (grupp)namnet på protoner och neutroner är nukleoner.

Massantal - det totala antalet nukleoner (protoner och neutroner) i kärnan.

En atoms kärna består av protoner, vars antal är lika med grundämnets ordningsnummer (Z) och neutroner (N). A = Z + N, där A är massnummer.

Nuklider (lat. nucleus - kärna) - det allmänna namnet på atomkärnor, kännetecknas av ett visst antal protoner och neutroner (positiv laddning och masstal).

För att indikera ett kemiskt element räcker det att bara nämna en kvantitet - kärnans laddning, det vill säga grundämnets ordningsnummer i det periodiska systemet. För att bestämma nukliden är detta inte tillräckligt - du måste också ange dess massnummer.

Ibland, inte helt korrekt, hänvisar begreppet "nuklid" inte till själva kärnan, utan till hela atomen.

Isotoper (grekiska - samma + - plats) - nuklider som har samma nummer protoner, men skiljer sig i massatal.

Isotoper - nuklider som upptar samma plats i det periodiska systemet, dvs atomer av samma kemiska element.

Till exempel: 11 Na, 23 Na, 24 Na är natriumisotoper.

Isobarer (grekiska - lika + - vikt) - nuklider med samma masstal, men ett annat antal protoner (dvs.

relaterade till olika kemiska grundämnen), till exempel 90Sr, 90Y, isotoner - nuklider med samma antal neutroner.

Under lång tid gjorde kemister ingen tydlig skillnad mellan atomer och molekyler av enkla ämnen. 1811 föreslog A. Avogadro en hypotes som gjorde det möjligt att entydigt definiera dessa begrepp, men hans samtida uppskattade den inte, och den erkändes först 1860, efter den första internationella kemistkongressen som hölls i Karlsruhe (Tyskland), då molekylen började förstås som den minsta partikeln av ett ämne som var involverat i dess kemiska omvandlingar. När naturvetenskapen har utvecklats har definitionen av en molekyl genomgått vissa förändringar.

Molekyl (diminutiv av latinska mol - massa) är den minsta partikeln av ett ämne som bestämmer dess egenskaper. Består av atomer av ett eller olika kemiska grundämnen och existerar som ett enda system av atomkärnor och elektroner. När det gäller monoatomiska molekyler (till exempel ädelgaser) sammanfaller begreppen en atom och en molekyl.

Atomer hålls samman i en molekyl av kemiska bindningar.

Inom kemin måste man förutom atomer och molekyler ta hänsyn till andra strukturella enheter: joner och radikaler.

Joner (grekiska - går) - elektriskt laddade partiklar som bildas av atomer (eller atomgrupper) som ett resultat av tillsats eller förlust av elektroner.

Positivt laddade joner kallas katjoner (grekiska - ner + jon), negativt laddade - anjoner (grekiska - upp + jon).

Till exempel är K+ en kaliumkatjon, Fe2+ är en järnkatjon, NH + är en ammoniumkatjon, Cl– är en kloranjon (kloridanjon), S2– är en svavelanjon (sulfidanjon), SO 2 är en sulfatanjon.

Radikaler (latin radicalis - rot) - partiklar (atomer eller grupper av atomer) med oparade elektroner.

De är mycket reaktiva. Till exempel är H en väteradikal, Cl är en klorradikal, CH3 är en metylradikal. Samtidigt är paramagnetiska molekyler, till exempel O2, NO, NO2, som har oparade elektroner, inte radikaler.

Ett enkelt ämne är ett ämne som består av atomer av ett kemiskt element.

Ett enkelt ämne är en form av existens av ett kemiskt element.

Många grundämnen kan existera i form av flera enkla ämnen, till exempel kol (grafit, diamant, karbin, fullerener), fosfor (vit, röd, svart), syre (ozon, syre).

Cirka 400 enkla ämnen är kända.

Allotrpy (grekiska - en annan + - tur) - förmågan hos ett kemiskt element att existera i form av två eller flera enkla ämnen som skiljer sig åt i antalet atomer i molekylen (till exempel O2 och O3) eller i olika kristallstrukturer (grafit och diamant).

Polymorfism (grekiska µ - olika) - fasta ämnens förmåga att existera i två eller flera former med olika kristallstrukturer och olika egenskaper.

Sådana former kallas polymorfa modifieringar.

Till exempel kan FeS2 bilda två ämnen med olika kristallstrukturer (polymorfer): den ena kallas pyrit och den andra är markasit. Är dessa ämnen allotropa modifieringar? Är inte.

Allotropi hänvisar endast till enkla ämnen och beaktar både skillnaden i sammansättningen av deras molekyler och skillnaden i strukturen hos kristallgitter. Om vi ​​pratar om skillnaden i strukturen hos kristallgittren hos enkla ämnen, så sammanfaller begreppen polymorfism och allotropi, till exempel kan grafit och diamant sägas vara allotropa former, eller polymorfa former.

Möjligheten att bilda två eller flera typer av molekyler, syre. Bildar två allotropa former: O2 och O3 - ozon. De skiljer sig åt i både fysikaliska och kemiska egenskaper.

Oxygen O2 – färglös gas, utan lukt. Ozon O3 - gas blå färg med en karakteristisk lukt (den fick till och med sitt namn från grekiskan.

(ozein) - att lukta).

I flytande och fast tillstånd har syre en blekblå färg. Ozon i flytande tillstånd är intensivt lila till färgen, i fast tillstånd är det svartviolett.

Syre är paramagnetiskt, ozon är diamagnetiskt.

Den kemiska aktiviteten av syre och ozon skiljer sig kraftigt åt. Ozon är mer reaktivt än syre och uppvisar starkare oxiderande egenskaper.

Trots det faktum att syre interagerar med nästan alla element i sin fria form, sker dessa reaktioner i många fall endast vid förhöjda temperaturer. Ozon, å andra sidan, reagerar med många ämnen under förhållanden där syre förblir inert, till exempel oxiderar Ozon kvicksilver och silver till oxider.

Fosfor. Två allotropa former av fosfor är kända: vit och röd.

Vit fosfor är sammansatt av P4 tetraedriska molekyler. Röd fosfor kan betraktas som polymermolekyler P. Naturligtvis, i fast tillstånd, skiljer sig dessa modifieringar både i strukturen av kristallgitter och i fysikaliska egenskaper.

Alla allotropa former av fosfor uppvisar också en betydande skillnad i kemiska egenskaper, som först och främst består i deras olika reaktivitet. Vit fosfor är den mer aktiva formen, medan röd är den mindre aktiva formen.

Vit fosfor oxiderar långsamt i luften även vid vanliga temperaturer (vilket är orsaken till ljuset av vit fosfor), medan rött är stabilt i luften och lyser endast vid uppvärmning.

Bildning av olika kristallgitter Detta fall av allotropi kan också betraktas som en polymorfism av enkla ämnen.

Kol. Flera allotropa modifieringar är kända för kol:

grafit, diamant, karbin, fullerener.

Grafit och diamant bildar atomära kristallgitter som skiljer sig i struktur. Dessa två ämnen skiljer sig också kraftigt åt i sina fysiska egenskaper: diamant är färglös, transparent, grafit är svartgrå, ogenomskinlig, diamant är det hårdaste ämnet, grafit är mjuk, diamant leder inte elektricitet, grafit leder elektricitet. Under normala förhållanden är diamant en metastabil (mindre stabil) form. När diamant värms upp (t > 1 000°C) omvandlas den irreversibelt till grafit. Övergången av grafit till diamant sker vid en högre temperatur och nödvändigtvis vid ett mycket högt tryck.

Tenn. Två allotropa former av tenn är välkända - grått och vitt.

Grå tenn (-tenn) finns vid temperaturer under 13,2 ° C, uppvisar halvledaregenskaper, ett mycket ömtåligt ämne med en densitet på 5,846 g / cm3.

Vitt tenn (-tenn) är en typisk silvervit metall vad gäller fysikaliska egenskaper, leder värme och elektrisk ström väl, är plastisk, densiteten är 7,295 g/cm3 och är stabil i temperaturområdet 13,2 - 173°C. Över denna temperatur går -tenn över i en annan modifiering - -tenn, som har en annan struktur av kristallgittret och en densitet på 6,54 g / cm3.

Många polymorfa (eller allotropa) modifikationer kan vara i ett metastabilt tillstånd, d.v.s. existera under lång tid under förhållanden som inte är karakteristiska för dem ("i ett främmande område").

Till exempel kan vitt tenn superkyla och existera under lång tid vid en temperatur under 13,2 ° C, men dess tillstånd är instabilt under dessa förhållanden, så mekanisk skada, skarp skakning etc. kan orsaka en skarp övergång till formen. Detta välkända fenomen kallades "plåtpest".

Föroreningar har också en betydande effekt på övergången från en form till en annan. Till exempel förhindrar en liten inblandning av vismut praktiskt taget övergången av vitt tenn till grått, och tillsatsen av aluminium, tvärtom, accelererar denna övergång.

För varje allotropisk (eller polymorf) form finns det ett specifikt område av temperaturer och tryck där denna modifiering är stabil. Till exempel, vid temperaturer upp till 95,6 ° C, är rombiskt svavel (-form) stabil, och vid en högre temperatur, monoklinisk (form). Dessa två allotropa former skiljer sig från varandra i strukturen av kristallgitter.

En förening eller förening är ett ämne som är uppbyggt av atomer av olika kemiska grundämnen.

Isomorfism (grekiska - lika, liknande + µ - form) - förmågan hos ämnen med liknande sammansättning att bilda blandade kristaller där atomer, joner eller atomgrupper av liknande storlek slumpmässigt ersätter varandra.

Till exempel, i kristaller av kaliumalun KAl(SO4)2 12 H2O, kan kaliumjoner ersättas med rubidium- eller ammoniumjoner och Al3+-joner med Cr3+- eller Fe3+-joner. I detta fall sägs kaliumkatjoner vara isomorfa till rubidium- eller ammoniumkatjoner, medan aluminiumkatjoner är isomorfa till krom- eller järnkatjoner.

1.2. Kvantitativa förhållanden i kemi Massorna av atomer och molekyler är mycket små, och det är obekvämt att använda den allmänt accepterade måttenheten - kilogram - för det numeriska uttrycket av deras värden. Därför, för att uttrycka massorna av atomer och molekyler, används en annan måttenhet - atommassaenheten (amu).

Atommassenhet (a.m.u.) - en måttenhet för massorna av atomer, molekyler och elementarpartiklar.

1/12 av massan av kolnukliden 12C tas som en atommassaenhet.

Massan av denna nuklid i SI-enheter är 1,9927 10–26 kg.

Relativ atommassa (en föråldrad term är atomvikt) är massan av en atom uttryckt i atommassaenheter (a.m.u.).

Betecknad Ar.

De flesta naturliga kemiska grundämnen är en blandning av isotoper. Därför tas medelvärdet av den relativa atommassan av den naturliga blandningen av dess isotoper, med hänsyn till deras innehåll under markförhållanden, som den relativa atommassan för ett element. Det är dessa värden som ges i det periodiska systemet.

Till exempel har syre tre isotoper 16O, 17O och 18O, deras atommassa och innehåll i den naturliga blandningen visas i Tabell 3.

Medelvärdet för atommassan, med hänsyn till bidraget från varje isotop, beräknas med hjälp av följande formel:

där Ar, j är atommassorna för motsvarande isotoper, ni är deras innehåll i den naturliga blandningen (i molfraktioner). Genom att i denna formel ersätta motsvarande värden från tabell 3 för atommassan av syre får vi:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Observera att atommassa och massatal är absolut olika koncept: den första är atomens massa, uttryckt i a. e.m., och den andra är antalet nukleoner i kärnan. Atommassa är ett bråktal (har ett heltalsvärde endast för 12C-isotopen), i motsats till masstalet, som alltid är ett heltal.

Numeriskt är dessa kvantiteter mycket nära; till exempel, för väte är atommassan 1,0078 och masstalet är 1, för helium är atommassan 4,0026 och masstalet är 4.

Relativa atommassor har bråkvärden av följande skäl:

1) de flesta av de grundämnen som finns i naturen är en blandning av flera isotoper, och det periodiska systemet anger medelvärdet av den relativa atommassan av en blandning av naturlig isotopsammansättning.

2) för monoisotopiska element (till exempel 23Na) kommer detta värde också att vara fraktionerat, eftersom massan av nukleoner, uttryckt i a. m.u., är inte ett heltal (se tabell 3) och under bildandet av en kärna omvandlas en del av nukleonmassan till energi, i enlighet med ekvationen Ebond = m c2, där c = 3 108 m/s är hastigheten av ljus i vakuum.

Under bildandet av en bindning frigörs alltid energi, för vilken en del av massan av bindande partiklar förbrukas. I fallet med bildning av kemiska bindningar är detta värde mycket litet, därför försummas förändringen i massa här och det antas att massan av den bildade partikeln är lika med summan av massorna av partiklarna som deltar i dess bildning. När en kärna bildas frigörs en mycket stor mängd energi, och "massdefekten" är tydligt synlig.

Molekylvikt är massan av en molekyl, uttryckt i a. e. m. En molekyls massa är praktiskt taget lika med summan av de relativa atommassorna för dess ingående atomer.

Om ämnet inte består av molekyler, utan till exempel av joner (NaCl), eller är en oligomer [(H2O)n], så anges den relativa molekylvikten för ämnets formelenhet. Formelenheten för ett ämne ska förstås som den kemiska sammansättningen av den minsta mängden av ett givet ämne.

En mullvad är en måttenhet för mängden av ett ämne. Utsedda.

1 mol är mängden av ett ämne som innehåller samma antal strukturella enheter (atomer, molekyler, joner, radikaler) som det finns atomer i 0,012 kg av 12C-kolisotopen, nämligen molmassan av ett ämne (M) är lika med förhållandet mellan massan av detta ämne ( m) och dess kvantitet ():

Tidigare definition: massan av en mol av ett ämne, numeriskt lika med dess molekylvikt, men uttryckt i enheter av g/mol. Kanske kommer det till en början att underlätta lösningen av beräkningsproblem.

Lägg märke till skillnaden i termer: molär massa" och "molekylvikt", liknande ljud, men hänvisar till ett annat antal objekt: den första är massan av en mol av ett ämne (dvs. massan av 6 022 1023 molekyler) och den andra är massan av en molekyl, och de uttrycks i olika enheter - g/mol och a. e. m. respektive.

I de flesta kemiska beräkningar används begreppet "substansmängd" och följaktligen enheten för dess mätning - mol. Detta värde är unikt relaterat till massan, antalet strukturella enheter och volymen (om det är en gas eller ånga) av ämnet. Om mängden ämne anges är dessa kvantiteter lätta att beräkna.

Massfraktionen av ämne A i systemet är förhållandet mellan dess massa och massan av hela systemet (ofta uttrycks detta värde i%):

Alla problem relaterade till beräkningar med massfraktioner bör lösas med denna formel. För att undvika irriterande tekniska fel rekommenderar vi att omedelbart konvertera % till aktier vid beräkningar.

Volymfraktionen av komponenten är förhållandet mellan volymen av komponenten och volymen av hela systemet:

Molfraktionen av en komponent är förhållandet mellan mängden ämne (mol) av komponent A och det totala antalet mol av alla komponenter i systemet:

Lagen om energibevarande - energi uppstår inte ur ingenting och försvinner inte spårlöst, men dess individuella typer kan passera in i varandra enligt strikt definierade ekvivalenta förhållanden.

Så om energin för kemiska bindningar i reaktionsprodukterna är större än i reaktanterna, så frigörs den frigjorda energin i form av värme, ljus eller arbete kommer att uppstå på grund av det (till exempel en explosion eller kolvrörelse) .

Lagen om bevarande av massa (M. V. Lomonosov, 1748) - massan av alla ämnen som har ingått en reaktion är lika med massan av alla reaktionsprodukter.

Ur atom- och molekylärteoris synvinkel förklaras lagen om bevarande av massa på följande sätt: som ett resultat av kemiska reaktioner försvinner inte atomer och uppstår inte, men de omarrangeras. Eftersom antalet atomer före och efter reaktionen förblir oförändrat, förändras inte heller deras totala massa.

Baserat på denna lag utförs alla beräkningar enligt ekvationerna för kemiska reaktioner.

Lagen om sammansättningens beständighet (Proust, 1806) - varje kemisk förening har en väldefinierad och konstant sammansättning.

Som en konsekvens av denna lag följer att sammansättningen av en kemisk förening inte beror på metoden för dess framställning.

Ämnen vars sammansättning följer denna lag kallas daltonider. Ämnen vars sammansättning beror på framställningsmetoden kallas berthollider (till exempel övergångsmetalloxider).

Lagen om multipla förhållanden (Dalton) - om två element bildar flera föreningar med varandra, då är masskvantiteterna av ett element som kombineras med samma masskvantitet av det andra relaterade till varandra som små heltal.

Avogadros lag (1811) - lika volymer av olika idealgaser under samma förhållanden (temperatur och tryck) innehåller samma antal molekyler.

Konsekvenser från Avogadros lag 1°. 1 mol av valfri idealgas under samma förhållanden (temperatur och tryck) upptar samma volym.

Under normala förhållanden (n.a.):

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

- molvolymen för en idealgas är 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Densiteterna för ideala gaser under samma förhållanden (temperatur och tryck) är direkt proportionella mot deras molära massor:

eftersom det följer av Avogadros lag att under samma förhållanden (p och t) för alla ideala gaser, förhållandet / V = ​​konst.

För gaser introduceras begreppet en gass relativa densitet jämfört med en annan. DA(X) - relativ densitet för gas X för gas A:

I kemi, som i varje vetenskap, finns det ett system av konventionella tecken, vars kunskap är nödvändig för att förstå detta ämne.

Kemisk symbolik är ett slags alfabet, med hjälp av vilket de skriver ner "ord" - formler för föreningar och "fraser" - ekvationer för kemiska reaktioner, som i viss mån återspeglar de faktiska processer som äger rum.

Även på medeltiden betecknades de då kända kemiska grundämnena med konventionella symboler, samma som de som användes för att beteckna himlakroppar. Faktum är att, enligt alkemisternas idéer, var och en av de element som var kända vid den tiden motsvarade sin egen himlakropp.

Vissa idéer från alkemister återspeglas i poetisk form:

Beteckningarna på himlakroppar och deras "motsvarande" kemiska element, antagna under medeltiden, presenteras i tabell 4.

Element Himlakropp Symbol Naturligtvis var sådana symboler för att beteckna kemiska grundämnen inte särskilt bekväma. Vidare, år 1800, var omkring 1800 kemiska grundämnen kända (även om några ännu inte hade isolerats som enkla ämnen, men var kända främst i form av oxider), och användningen av sådan symbolik blev omöjlig.

D. Dalton föreslog andra beteckningar för kemiska grundämnen, nedan är några exempel på denna symbolik:

Symboler för kemiska grundämnen föreslagna av D. Dalton Som framgår av dessa exempel använde Dalton i vissa fall initialbokstäverna engelska titlar element (till exempel: järn - Järn, koppar - Koppar, bly - Bly), inringade. Den berömde svenske kemisten på 1800-talet, Jens Jakob Berzelius, som gjorde ett stort bidrag till utvecklingen av Daltons atomistiska teori, föreslog en helt ny symbolik för beteckningen av kemiska grundämnen. Han bestämde att varje kemiskt grundämne skulle ha sitt eget speciella tecken, som samtidigt skulle vara symbolen för det kemiska grundämnet och beteckna en atom. Som en sådan symbol föreslogs det att använda den initiala bokstaven i elementets latinska namn (till exempel väte - Hidrohenium - symbol H, svavel - Svavel - S, etc.). I de fall där namnen på två element börjar med samma bokstav, lades en andra bokstav till namnet på detta element, till exempel C - kol, Cu - koppar, Cd - kadmium. Så här uppträdde symbolerna för kemiska grundämnen, som används över hela världen än i dag.

Vissa element (till exempel järn, guld, bly) har varit kända sedan urminnes tider, och deras namn är av historiskt ursprung.

Namnen på de grundämnen som upptäckts under de senaste 300 åren var baserade på olika principer: av mineralet från vilket detta grundämne först isolerades, till exempel beryllium (med namnet på mineralet - beryl), med namnet på landet - upptäckarens hemland, till exempel germanium (tysk kemist K. Winkler ) för att hedra Tyskland, av vissa egenskaper, till exempel, klor (från grekiska - grön), fosfor (från grekiska.

- lätt, - jag bär). Konstgjorda element fick sina namn för att hedra kända forskare, till exempel mendelevium, einsteinium.

Om symbolen för ett kemiskt element mentalt sätts in i en kvadrat, används hörnen på denna kvadrat, om nödvändigt, för ytterligare information:

Med hjälp av grundämnenas kemiska symboler skrivs de kemiska formlerna för ämnen. Till exempel visar formeln för svavelsyra H2SO4 att molekylen av denna förening består av två väteatomer, en svavelatom och fyra syreatomer. Använd kemiska formler och skriv ner ekvationerna för kemiska reaktioner, till exempel:

Ämnen som går in i en kemisk reaktion (initiala ämnen) skrivs på vänster sida av ekvationen, och ämnen som bildas som ett resultat av reaktionen (reaktionsprodukter) skrivs på höger sida av ekvationen, och antalet atomer av varje element på vänster sida av ekvationen bör vara lika med antalet atomer av detta element på höger sida (lagen om bevarande av massa av ämnen).

Varje kemisk formel är en villkorad post som innehåller viss information om ett visst ämne, och beroende på vilken information de vill rapportera används olika formler.

1°. Molekylformeln (eller bruttoformeln) återspeglar endast den kvalitativa och kvantitativa sammansättningen av föreningen, det vill säga den visar vilka atomer av vilka element och i vilken mängd som ingår i sammansättningen av detta ämne, och säger inget om dess struktur , till exempel:

2°. Den grafiska formeln (den kallas ofta felaktigt strukturformeln) ger ytterligare information: förutom den kvalitativa och kvantitativa sammansättningen visar den i vilken sekvens atomerna är kopplade till varandra, och indikerar också mångfalden av bindningar (enkla, dubbla , trippel):

Dessa formler säger dock ingenting om molekylernas struktur, det vill säga de återspeglar inte det relativa arrangemanget av atomer i rymden.

3°. Den elektroniska formeln innehåller ytterligare information jämfört med den grafiska (även om den faktiskt är väldigt lik den) - den visar vilka av valenselektronerna som är involverade i bildandet av bindningar, såväl som närvaron av oparade elektroner och oparade elektroner elektronpar:

4°. Strukturformeln avbildas på en skala, i lämplig projektion, som ger en tredimensionell representation av molekylen och visar det relativa arrangemanget av atomer i rymden. Om det behövs, till strukturformler tabeller är bifogade, som anger bindningslängderna (avstånd mellan centra för bundna atomer) och bindningsvinklar (vinklar mellan bindningar).

5°. Det är möjligt att använda andra varianter av formler för att förmedla relevant information om molekylen eller underlätta uppfattningen av information, till exempel visar den närvaron av en fri orbital 1. Hur många väteatomer finns i 1 liter väte vid n. på.?

Beslut. Eftersom 1 mol av en idealgas upptar vid n. y. 22,4 liter, då kommer 1 liter väte (vi kan betrakta det som en ungefär idealisk gas) innehålla = 0,045 mol vätemolekyler. Varje vätemolekyl består av två atomer, vilket betyder att antalet atomer är dubbelt så stort: ​​2 0,045 \u003d 0,09 mol. För att ta reda på hur många atomer det finns i denna mängd materia, multiplicera det med Avogadros tal:

2. Vad är massan av 1 NaOH-molekyl?

Beslut. Låt oss först beräkna molekylvikten för NaOH i enheter av a. e. m., baserat på värdena för atommassorna av natrium, syre och väte.

Låt oss nu konvertera till SI-enheter:

3. Vilken energi frigörs vid bildandet av en heliumatom från elementarpartiklar?

Beslut. Heliums atommassa är 4,0026 amu. e. m. Låt oss beräkna den totala massan av elementarpartiklar som utgör helium:

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

Massdefekten är eller 4. A g CaO löstes i överskott av vatten med en massa av B g. Uttryck massfraktionen av ämnet i den resulterande lösningen.

Beslut. För att lösa detta problem måste man komma ihåg att när kalciumoxid löses i vatten inträffar reaktionen CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, därför kommer kalciumhydroxid att vara det lösta ämnet.

Vi hittar ämnets massa enligt reaktionsekvationen:

Lösningens massa är summan av massan av de ämnen som bildade denna lösning (eftersom reaktionen inte fälls ut och ingen gas frigörs behöver inget subtraheras) A + B. Således \u003d (100%).

5. Blandade 11,2 liter klor och 22,4 liter väte. Hitta volymfraktionen av gaser i blandningen efter reaktionen.

Beslut. Reaktionen fortskrider H2 + Cl2 = 2 HCl. Eftersom volymerna av gaser är proportionella mot deras kvantiteter av ämnen, kommer 1 volym väte att reagera med 1 volym klor och 2 volymer väteklorid bildas. Klor är en bristvara, det kommer att reagera helt; 11,2 liter väte kommer att reagera och ytterligare 11,2 liter blir kvar. Väteklorid kommer att visa sig 2 11,2 \u003d 22,4 liter.

Systemets totala volym är 11,2 + 22,4 = 33,6 liter. Volymfraktionen väte 11,2 / 33,6 = 0,33 (33 %), väteklorid 22,4 / 33,6 = 0,67 (67 %), eller 6. Legeringen innehåller 40 % K och 60 % Na. Hitta molfraktionerna av komponenterna.

Beslut. M(K) = 39, M(Na) = 23. Om 100 g av legeringen innehåller 40 g K, så är detta 40/39 = 1,03 mol. 60 g natrium är 60/23 = 2,61 mol.

Den totala mängden av ämnet i 100 g av legeringen är 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Därav molfraktionerna: kalium 1,03 / 3,64 = 0,28 (28 %), natrium 2,61 / 3,64 = 0,72 (72 %), eller 100 - 28 = 72 %.

7. Kombinationen av kol och väte innehåller 75 viktprocent kol.

Beslut. Låt oss skriva formeln i allmän form: СхНу. Massan av kol i en molekyl av detta ämne är proportionell mot 12x, väte - y. Eftersom massandelen av kol är 75% får vi: 12x: y \u003d 75: 25, därav x: y \u003d 6.25: 25 \u003d 1: 4.

Den önskade formeln CH4.

8. Densitet av gas i luft 0,55. Vad är det för gas?

Beslut. Den genomsnittliga molmassan för luft är 29. För att hitta molmassan för en gas, multiplicera 29 med gasens densitet: 29 0,55 = 16. Denna molära massa motsvarar metan CH4, det finns inga andra alternativ.

1. Den totala laddningen av hur många elektroner är 1 C?

Vad är massan av 1 mol elektroner?

2. Hur många väteatomer finns i 3 liter vatten a) vid 20°C och 1 atm;

b) vid 150°C och 1 atm?

3. Vilken energi frigörs när 1 mol 16O-nuklider bildas av elementarpartiklar?

4. X g kalium löstes i ett överskott av vatten med en volym av 1 liter. Hur stor är massandelen av ämnet i den resulterande lösningen?

5. 16,8 liter väteklorid och 5,6 liter vätebromid löstes i 100 ml vatten. Hitta massfraktionerna av ämnena i lösningen.

6. Vid 2000°C är graden av termisk dissociation (dvs. molfraktionen av molekyler som sönderdelas av värme) av vatten cirka 2%.

Beräkna mol- och volymfraktionerna för alla komponenter i jämviktsblandningen vid denna temperatur.

7. Beräkna massfraktionen av alkohol i en vattenlösning med en volymfraktion på 40 %, om alkoholens densitet (vid 20°C) är 0,79 g/ml.

8. Två lösningar hälldes: 10 g 20% ​​bariumklorid och 20 g 10% kaliumsulfat. Hitta massfraktionerna av alla lösta ämnen.

9. Kombinationen av kväve med väte innehåller 87,5 viktprocent kväve.

Hitta formeln för denna förening.

10. En viss gas har en vätedensitet på 8,5. Vad är det för gas?

11. Rita de grafiska formlerna för kväve, järnoxid (III), fosforsyra.

Studiet av passage av elektrisk ström genom olika medier (gaser, lösningar, smältor), som utfördes under förra seklet, gav de första experimentella fakta som föranledde idén om atomens komplexa struktur.

På 30-talet av 1800-talet slog den engelske fysikern Michael Faraday fast att elektrokemiska processer kännetecknas av vissa samband, vilket indikerar att elektriska laddningar, liksom materia, är diskreta till sin natur, och det finns en viss minimiladdning.

Experiment med gasurladdningsrör, utförda under andra hälften av förra seklet, visade tydligt att sammansättningen av atomer måste innehålla negativt laddade partiklar, som senare kallades elektroner3. Dessa experiment med förädlade gaser hade en ganska enkel design. Två elektroder löddes in i ett glasrör, sedan evakuerades röret till ett tryck av ca 10 mm Hg. Konst.

(0,013 Pa). En hög spänning (flera kilovolt) applicerades på elektroderna, och genom glöden från rörväggarna och restgaser observerades ett flöde av partiklar som rörde sig från den negativa elektroden till den positiva. Om något hinder, till exempel en spinnare, placerades i banan för denna stråle, började den rotera, vilket indikerar att partiklarna hade en ändlig massa. Om gasurladdningsröret placerades mellan plattorna på en platt kondensator, avböjdes partikelflödet mot en av dem, nämligen den som var positivt laddad, vilket indikerade en negativ laddning av partiklarna.

År 1896 upptäckte Henri Becquerel, som arbetade med uranföreningar, fenomenet radioaktivitet - det spontana sönderfallet av atomer av ett element och deras omvandling till atomer av ett annat kemiskt element. Det visade sig att sådana omvandlingar åtföljs av utsläpp av strålning som är osynlig för ögat.

Något senare upptäckte makarna Pierre Curie och Maria Skłodowska-Curie att inte bara föreningar avger osynlig strålning.3 Elektronen var den första av de upptäckta elementarpartiklarna. År 1874

J. J. Stoney föreslog att den elektriska strömmen är en ström av negativt laddade partiklar, som han kallade elektroner. Prioriteten för upptäckten av elektronen är dock nästan allmänt erkänd av J. J. Thomson, som experimentellt bevisade elektronens existens och bestämde förhållandet mellan dess laddning och massa.

uran, men även andra ämnen. Som ett resultat av mödosamt arbete upptäckte de två nya kemiskt element, som fick namnet "radium" och "polonium".

1899 upptäckte Rutherford att radioaktiva grundämnen sänder ut två typer av strålning, som han kallade - och - strålar. Senare fann man att radioaktiva ämnen kan avge tre typer av strålning:, och. -strålning är en ström av kärnor av heliumatomer och följaktligen -partiklar har en massa på 4 a. e.m. och elektrisk laddning +2, -strålar är en ström av elektroner, och -strålar är elektromagnetisk strålning med mycket kort våglängd4.

Alla dessa experimentella fakta indikerade att atomen har en komplex struktur och måste inkludera elektroner. Och eftersom atomen som helhet är en elektriskt neutral partikel måste elektronernas negativa laddning kompenseras av en positiv laddning.

Omkring 1900 föreslog J. J. Thomson den första modellen av atomen, enligt vilken den positiva laddningen likformigt fyller hela atomens volym, och den negativa laddningen, representerad av elektroner, är insprängd i denna positivt laddade sfär. Denna modell kallades "Thomsons pudding". Modellen kunde inte förklara alla experimentella data som erhölls vid den tiden. Den förklarade till viss del Faradays experiment och experiment med gasurladdningsrör, men kunde inte svara på den viktigaste frågan: "hur kan ett sådant system av elektriska laddningar existera?"5 Trots detta använde forskare denna modell under en tid.

4 Därefter upptäcktes andra typer av radioaktivt sönderfall: +-sönderfall (positronemission), elektronfångning (fångning av en orbitalelektron av en kärna), fördröjd neutronemission, spontan kärnklyvning och 1961, under ledning av akademiker Flerov , protonsönderfall.

5 En av elektrostatikens huvudsatser är en teorem som formulerades på 1800-talet av den engelske fysikern och matematikern S. Earnshaw:

någon jämviktskonfiguration av punktelektriska laddningar i vila är instabil om, förutom Coulomb-krafterna för attraktion och repulsion, inga andra krafter verkar på dem. Detta teorem följer av påståendet att den potentiella energin i ett statiskt system av elektriska laddningar inte kan ha ett minimum. Närvaron av en minimal potentiell energi är nödvändigt tillstånd stabil balans.

Ris. 1. Experimentera med passage av -partiklar genom materia.

År 1910 genomförde Rutherfords elever Hans Geiger och Ernest Marsden experiment med partikelbombning av tunna metallplattor. De fann att de flesta av -partiklarna passerar genom folien utan att ändra sin bana. Och detta var inte förvånande, om vi accepterar riktigheten av Thomsons modell av atomen.

Det som var överraskande var bara att vissa partiklar avvek från den ursprungliga banan och, till allas förvåning, avvek ungefär 1 av 20 000 -partiklar genom en vinkel nära 180°, dvs studsade tillbaka (se fig. 1).

Från resultaten av detta experiment kan följande slutsatser dras:

1) det finns något "hinder" i atomen, som kallades kärnan;

2) kärnan har en positiv laddning (annars skulle positivt laddade -partiklar inte reflekteras tillbaka);

3) kärnan har mycket små dimensioner jämfört med dimensionerna på själva atomen (endast en liten del av -partiklarna ändrade rörelseriktningen);

4) kärnan har en stor massa jämfört med massan av -partiklar.

Experiment med spridning av -partiklar gjorde det också möjligt att uppskatta storleken på kärnor och atomer:

- kärnor har diametrar i storleksordningen 10–15 - 10–14 m, - atomer har diametrar i storleksordningen 10–10 m.

För att förklara de erhållna resultaten lade Rutherford fram idén om en planetarisk struktur av atomen. Han såg atomen som solsystem: i mitten finns kärnan som innehåller huvudmassan och hela den positiva laddningen av atomen, och runt, i olika banor, roterar elektroner. Denna modell förklarade ganska väl det experimentella material som ackumulerats vid den tiden, men led av två nackdelar:

1) I enlighet med den klassiska elektrodynamikens ekvationer måste en laddad partikel som rör sig med acceleration (och en elektron i en atom rör sig med centripetalacceleration) utstråla energi.

I det här fallet bör förlusten av energi leda till en minskning av omloppsbanans radie och att elektronen faller på kärnan.

2) En kontinuerlig förändring av elektronbanan bör också bidra till en kontinuerlig förändring av strålningsfrekvensen och följaktligen ett kontinuerligt emissionsspektrum. Men experiment visade att emissionsspektrumet för väte, liksom andra atomer i gasformigt tillstånd, består av flera band, d.v.s.

är diskret.

En väg ut ur denna situation hittades 1913 av den danske fysikern Niels Bohr, som föreslog sin teori om atomens struktur. Samtidigt förkastade han inte helt de tidigare idéerna om atomens planetariska struktur, men för att förklara stabiliteten i ett sådant system gjorde han antagandet att den klassiska fysikens lagar inte alltid är tillämpliga för att beskriva system som t.ex. atomer och formulerade två postulat.

Bohrs första postulat. Elektroner kan kretsa runt kärnan i strikt definierade stationära banor, samtidigt som de inte avger eller absorberar energi.

Bohrs andra postulat. När en elektron rör sig från en bana till en annan absorberar eller avger en energikvantum.

Bohr föreslog att vinkelmomentet för en elektron i en atom kan ta diskreta värden lika med endast ett heltal av aktionskvantor, som matematiskt kan skrivas enligt följande:

där m är elektronmassan, v är den linjära rotationshastigheten, r är omloppsbanans radie, n är huvudkvanttalet, som tar heltalsvärden från 1 till oändligt, och h = 6,625 10–34 J /s är Plancks konstant. Ekvation (7) är ett matematiskt uttryck för Bohrs första postulat.

Energin hos en elektron i motsvarande omloppsbana bestäms av uttrycket:

I denna ekvation är alla storheter utom n konstanter.

Således bestäms energin hos en elektron i en atom av värdet på det huvudsakliga kvanttalet. För en väteatom vid n = 1, E = 2,176 10–J, eller 13,6 eV (1 elektronvolt är den energi som en elektron får när den passerar genom en potentialskillnad på 1 volt, och är lika med 1,6 10–19 J) .

Med hjälp av ovanstående ekvationer beräknade Bohr väteatomens emissionsspektrum.

I väteatomen har elektronen minsta energi i den första omloppsbanan. Detta tillstånd av elektronen kallas grundtillståndet, eller inte exciterat. Om tillräckligt med energi ges till denna elektron kan den gå till en annan bana med stor radie, till exempel till bana nr 2, 3, etc., beroende på vilken energi som ges. Ett sådant tillstånd kallas upphetsat, det är instabilt.

En elektron kan stanna i dessa banor under en kort tid och sedan flytta till en annan bana med lägre energi och så småningom återgå till marktillståndet. Under dessa övergångar emitteras energi i form av elektromagnetisk strålning.

År 1900 föreslog Planck att strålning och absorption av energi endast kan ske i strikt definierade delar, som han kallade kvanta. Strålningsfrekvensen är relaterad till energin genom ekvationen:

där c är ljusets hastighet i vakuum lika med 3 108 m/s. Därför beror frekvensen av denna strålning på skillnaden mellan energierna i nivåerna (). Beroende på våglängden kan denna strålning tillhöra olika regioner av spektrumet: röntgen, ultraviolett, synlig eller infraröd. På fig. 2 visar schematiskt övergångarna för en elektron i en exciterad väteatom, som orsakar strålning i olika delar av spektrumet.

Ris. 2. Elektroniska övergångar i väteatomen Bohrs beräkningar visade sig vara i utmärkt överensstämmelse med de resultat som erhölls experimentellt (se tabell 6).

Våglängder för spektrallinjer i Balmer-serien (Synlig region) Vid en detaljerad studie av spektrallinjerna visade det sig att några av dem inte är en, utan flera tätt åtskilda linjer. Detta indikerade att det finns olika banor där elektronerna har liknande energier. För att förklara detta faktum föreslog Sommerfeld att elektroner kan rotera inte bara i cirkulära, utan också i elliptiska banor.

Bohrs teori var dock inte universell. Ur dess synvinkel var det omöjligt att beskriva väteatomens beteende i ett magnetfält. Det är inte heller möjligt att förklara bildandet av en vätemolekyl, och oöverstigliga svårigheter av grundläggande karaktär uppstår i beskrivningen av många-elektronatomer. Bohr-teorin används praktiskt taget inte inom kemi.

Dessa svårigheter kan övervinnas om vi närmar oss beskrivningen av atomens struktur utifrån en bredare teori - kvantmekanik, som tar hänsyn till partiklarnas beteende i mikrokosmos. Lagarna som beskriver de fenomen som förekommer i mikrovärlden skiljer sig väsentligt från de lagar som beskriver makrokropparnas beteende. Kvanttalet n, som på konstgjord väg introducerades i Bohrs teori, visar sig vara en oundviklig konsekvens av mer allmänna lagar ur kvantteorinsynpunkt.

Mikrokosmos dubbla natur etablerades först för ljus. Å ena sidan kännetecknas ljus av sådana fenomen som interferens och diffraktion, vilket bara kan förklaras utifrån dess vågnatur. Å andra sidan kan fenomenet fotoelektrisk effekt inte beskrivas utifrån denna teori. Detta kan göras genom att anta en corpuskulär (från latin corpusculum - partikel) natur för ljus. 1905 föreslog Einstein att ljus sänds ut i form av partiklar som kallas fotoner eller kvanta. Varje foton har en energi som definieras av ekvation (11).

Av ljusets korpuskulära natur följde det att fotoner måste ha en viss massa. En fotons vilomassa är lika med noll, och när den rör sig får fotonen en dynamisk massa. För att beräkna denna massa föreslog Einstein en ekvation för ekvivalensen mellan massa och energi:

Genom att kombinera ekvationerna (11) och (12) får vi:

eller där p är fotonens rörelsemängd.

År 1924 föreslog den franske fysikern de Broglie, baserat på konceptet om mikrovärldens dubbla natur, att elektronen har en viss våglängd, som passar in i omloppsbanan ett helt antal gånger. Detta betyder att 2r = n.

De Broglies antagande 1927 fick experimentell bekräftelse. Amerikanska fysiker Davison och Germer observerade diffraktionen av elektroner av natriumkloridkristaller.

Kvantiseringsprincipen introducerades i Bohrs teori godtyckligt. Den använde främst den klassiska mekanikens lagar. Upptäckten av elektronens vågegenskaper, den fotoelektriska effekten, experiment med en helt svart kropp ledde till skapandet av en ny gren av fysiken - kvantmekaniken.

En stor roll i skapandet spelades av E. Schrödinger och W. Heisenberg.

Den kvantmekaniska modellen av atomen är inte lika tydlig som den modell som föreslagits av Bohr, och kvantmekanikens matematiska apparat av den kvantmekaniska modellen av atomens struktur kommer att betraktas rent kvalitativt, utan användning av matematisk apparat. Mycket av det som kommer att presenteras i nästa avsnitt kommer läsaren att få acceptera "på tro", utan bevis. Kvanttal kommer helt enkelt att introduceras för att beskriva beteendet hos en elektron i en atom, medan de är en konsekvens av lösningen av Schrödinger-ekvationen.

2.2. Kvantmekanisk modell av strukturen hos atomen Heisenberg påpekade de grundläggande skillnaderna i observation av mikro- och makroobjekt. Observation av något föremål kommer i princip ner på två fall:

1) Objektet i sig ger några signaler. Till exempel buller från en motor igång, värmestrålning osv.

2) Det observerade föremålet utsätts för viss påverkan, till exempel bestrålning med ljus, radiovågor etc., och den reflekterade signalen registreras (som ofta används i radar, vid ekolokalisering). Dessutom, ju starkare påverkan på det observerade objektet är, desto starkare (ceteris paribus) den reflekterade signalen och desto mer tillförlitlig är registreringen av objektet.

Om makroobjekt som är bekanta för oss observeras, ändrar inte effekten av elektromagnetisk strålning (ljus, radiovågor, etc.) på dem varken deras position eller hastighet. Situationen är helt annorlunda när man observerar objekt i mikrokosmos, till exempel elektroner. Under verkan av ett ljuskvantum på en elektron förblir hastigheten för den senare inte oförändrad. Därför, efter att ha bestämt elektronens position vid någon tidpunkt under inverkan av en foton, kan vi inte bestämma dess hastighet i samma ögonblick - den har redan förändrats.

Heisenberg föreslog en relation, som kallades "osäkerhetsrelationen":

där p är osäkerheten i värdet av partikelns rörelsemängd och x är osäkerheten i dess koordinater. Det följer av detta förhållande att ju mer exakt koordinaterna för en elektron bestäms, desto mindre noggrant kommer dess rörelsemängd att bestämmas och vice versa. Med andra ord, det är meningslöst att tala om en elektrons bana, eftersom för att beskriva den senare är det nödvändigt att veta exakt både elektronens koordinater och dess rörelsemängd vid varje tidpunkt (som inkorporerades i Bohr-modellen av atomen). Osäkerhetsrelationen visar att en så noggrann beskrivning av rörelsen hos en så liten partikel som en elektron är omöjlig, det vill säga själva konceptet om en elektrons omloppsbana (bana) visar sig vara ohållbar. Det behövs en helt annan metod för att beskriva beteendet hos en elektron i en atom, som tillhandahålls av kvantmekaniken. Inom kvantmekaniken, för att beskriva beteendet hos en elektron, är två positioner initiala:

1) en elektrons rörelse är av vågkaraktär;

2) vår kunskap om en elektrons beteende är av probabilistisk (eller statistisk) natur.

Vissa förtydliganden om den första bestämmelsen har redan gjorts (på sidan 25). Låt oss kommentera den andra positionen. Enligt Heisenbergs osäkerhetsprincip kan platsen för en partikel aldrig bestämmas exakt. Det bästa man kan göra i det här fallet är att ange sannolikheten med vilken partikeln kommer att befinna sig i ett område av rymden V = x y z.

1926 föreslog Schrödinger en ekvation där vågfunktionen introducerades för att beskriva beteendet hos en elektron i en atom. Ekvationen är bedrägligt enkel:

där E är partikelns totala energi, är vågfunktionen och H är Hamilton. Hamiltonian visar vilka matematiska operationer du behöver utföra med vågfunktionen för att lösa ekvationen för energi. Den fysiska betydelsen av vågfunktionen är svår att fastställa, men kvadraten på dess modul | |2 bestämmer sannolikheten att hitta en elektron i ett givet område av rymden.

Schrödinger-ekvationen är exakt löst för väte och väteliknande atomer (det vill säga för system som består av en kärna och en elektron). Av lösningen av denna ekvation för väteatomen följde det att beteendet hos en elektron i en atom beskrivs av fyra kvanttal.

1°. Huvudkvantnummer n. Det kan ta värden från till oändlighet, som definierar:

a) numret på energinivån (i Bohrs teori, numret på omloppsbanan);

b) energiintervallet för elektroner belägna på denna nivå;

c) storleken på orbitalerna (i Bohrs teori, banornas radier);

d) antalet undernivåer av en given energinivå (den första nivån består av en undernivå, den andra - av två, den tredje - av tre, etc.).

e) i D. I. Mendeleevs periodiska system motsvarar värdet av huvudkvanttalet periodnumret.

Ibland använder de bokstavsbeteckningarna för huvudkvantnumret, d.v.s. varje numeriskt värde på n motsvarar en viss bokstavsbeteckning:

2°. Orbitalt eller azimutalt kvantnummer l. Orbitalkvantnumret bestämmer elektronens rörelsemängd (momentum), det exakta värdet på dess energi och formen på orbitalen.

Det nya begreppet "orbital" låter som ordet "orbital", men har en helt annan betydelse. En orbital är ett område i rymden där sannolikheten att hitta en elektron har ett visst värde (90 - 95%). Ibland kallas gränsytan för denna region en omloppsbana, och i figurerna avbildas som regel en sektion av denna region av ett plan som går genom koordinaternas ursprung och ligger i figurens plan. Atomkärnans centrum är placerat vid koordinaternas ursprung. Konceptet med en omloppsbana, till skillnad från en omloppsbana, innebär inte kunskap om de exakta koordinaterna för en elektron. Orbitalkvanttalet beror på det huvudsakliga kvantnumret och har följande värden:

och varje värde på huvudkvantnumret n motsvarar n värden av orbitalkvantnumret l. Till exempel, om n \u003d 1, så tar l bara ett värde (l \u003d 0) för n \u003d 2, värdet l tar två värden: 0 och 1, etc. Varje numeriskt värde på l motsvarar en viss geometrisk orbitalens form och tilldelas en bokstavsbeteckning. De fyra första bokstavsbeteckningarna är av historiskt ursprung och är förknippade med karaktären hos de spektrallinjer som motsvarar elektroniska övergångar mellan dessa undernivåer: s, p, d, f - de första bokstäverna i de engelska orden som används för att benämna spektrallinjerna skarpa ( skarp), huvud (huvud), diffus (diffus), fundamental (huvud). Beteckningarna för andra undernivåer är i alfabetisk ordning: g, h, ....

Betyder l l Antal undernivåer Varje undernivå bestäms av två kvanttal - det huvudsakliga (när man skriver anger de vanligtvis ett numeriskt värde) och orbital (när man skriver använder de vanligtvis en bokstavsbeteckning). Till exempel bör en energiundernivå för vilken n = 2 och l = 1 skrivas som:

2p undernivå. Alla orbitaler med samma värden på l har samma geometriska form och, beroende på värdena för det huvudsakliga kvantnumret, skiljer sig i storlek, det vill säga de är liknande figurer. Till exempel har alla orbitaler för vilka l = 0 (s-orbitaler) formen av en sfär, men skiljer sig åt i radier, beroende på värdet av det huvudsakliga kvanttalet n. Ju större värdet på n, desto större storlek på orbitalen, till exempel har 1s orbitalen minsta dimensioner, radien för 2s orbitalen är större, 3s är ännu större.

3°. Magnetiskt kvantantal ml. Rotationen av en elektron runt kärnan kan jämföras med strömmens rörelse i en sluten krets. I detta fall uppstår ett magnetfält, vars styrka är riktad vinkelrätt mot elektronens rotationsplan. Om en atom befinner sig i ett externt magnetfält måste, enligt kvantmekaniska koncept, dess elektroner vara ordnade så att projektionerna av deras magnetiska moment i riktningen av detta fält är heltal (se fig. 3). Samtidigt kan de ta både negativa och positiva värden, inklusive noll.

Det numeriska värdet för projektionen av det magnetiska momentet är det magnetiska kvanttalet. Om värdet på det orbitala kvanttalet är lika med l, kommer det magnetiska kvanttalet att ta värden från - l till + l, inklusive noll. Det totala antalet värden kommer att vara 2l + 1.

Ris. 3. Den fysiska innebörden av det magnetiska kvanttalet Det magnetiska kvantnumret bestämmer alltså orbitalernas placering i rymden i förhållande till det valda koordinatsystemet.

Det totala antalet möjliga värden på ml visar hur många sätt orbitalerna för en given undernivå kan ordnas i rymden, dvs.

det totala antalet orbitaler i undernivån.

orbitaler på undernivå Orbitalkvanttalet l = 0 motsvarar det unika värdet för det magnetiska kvanttalet ml = 0. Dessa värden kännetecknar alla s-orbitaler som har formen av en sfär. Eftersom det magnetiska kvanttalet i detta fall endast tar ett värde, består varje s-subnivå av endast en orbital. Låt oss överväga vilken p-subnivå som helst: vid l = 1 är orbitalen hantelformade (volymetriska "åttor"), det magnetiska kvanttalet tar följande värden ml = – 1, 0, + 1 (tre värden), därför består p-undernivån av tre orbitaler , och dessa orbitaler är belägna längs tre koordinataxlar och betecknas med px, py, pz. För d-subnivån l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (värden), och varje d-subnivå består av fem orbitaler, som är ordnade på ett visst sätt i rymden (se fig. . 6) respektive betecknas dxy, dxz, dzy, d z 2 och d x 2 y 2. Fyra av de fem dorbitalen är i form av fyra kronbladsrosetter, som var och en bildas av två hantlar, den femte orbitalen är en hantel med en torus i ekvatorialplanet (d z 2 -orbital) och placerad längs z-axeln. "Kronbladen" av d x 2 y 2 orbitalen är belägna längs x- och y-axlarna. Orbitaler dxy, dxz och dyz är placerade mellan respektive axlar.

Ris. 4. Rumsliga konfigurationer av s-, p- och d-orbitaler Den fjärde energinivån består av fyra undernivåer – s, p, d och f. De första tre av dem liknar de som diskuterats ovan, och den fjärde, f-undernivån, består redan av sju orbitaler, vars rumsliga konfigurationer är ganska komplexa, och vi kommer inte att överväga dem.

4°. Spin kvantnummer (elektronspin), ms. År 1926

Uhlenbeck och Goldsmith visade att förutom omloppsrörelsen måste elektronen delta i rotationen runt sin egen axel som går genom centrum. Därför måste elektronen ha sin egen rörelsemängd, och eftersom det är en laddad partikel, då det magnetiska momentet. Denna representation är ganska primitiv, men används för klarhet, så vi kommer att använda den.

Endast två rotationsriktningar för en elektron runt dess axel är möjliga:

medurs och moturs. Därför tar spin-kvanttalet bara två värden: + 1 och 1.

Ris. 5. Uppkomst av elektronspin (enligt Uhlenbeck och Goldsmith) Således bestäms tillståndet för en elektron i en atom av en uppsättning värden av fyra kvanttal. Begreppet "orbital" gavs ovan (se sid. 29). Låt oss tydligare definiera några av termerna som användes för att förklara den fysiska betydelsen av kvanttal och kommer att användas i det följande.

En grupp orbitaler med samma värde som orbitalkvanttalet bildar en energisubnivå.

Mängden av alla orbitaler med samma värde av det huvudsakliga kvanttalet, dvs orbitaler med nära energivärden, bildar en energinivå.

Om det inte finns några speciella problem när man beskriver strukturen hos en väteatom - bara en elektron, som i grundtillståndet bör ockupera en orbital med en minimal energi, då när man beskriver strukturen hos multielektronatomer är det nödvändigt att ta hänsyn till interaktion mellan en elektron inte bara med kärnan utan även med andra elektroner. Detta ger upphov till problemet med sekvensen i vilken elektroner fyller de olika undernivåerna i atomen. Denna sekvens bestäms av tre "regler".

1. Pauli-principen. En atom kan inte ha två elektroner med samma uppsättning värden för alla fyra kvanttalen.

Det betyder att elektronerna måste skilja sig åt i värdet av minst ett kvanttal. De tre första kvanttalen kännetecknar orbitalen där elektronen befinner sig. Och om två elektroner har samma uppsättning av dem betyder det att de är i samma orbital. I enlighet med Pauli-principen måste de skilja sig åt i snurrvärdet. Det följer av detta att endast två elektroner med motsatta spin-värden kan vara i en omloppsbana.

För att bestämma "kapaciteten" på energinivån, d.v.s.

det maximala antalet elektroner som kan vara på nivån med det huvudsakliga kvanttalet n, kommer vi att sammanställa följande tabell:

Den maximala elektroniska kapaciteten för de tre första energinivåerna Tabellen visar att antalet orbitaler vid en given energinivå, beroende på värdet på n, bildar en aritmetisk progression, där den första termen är a1 = 1, och den sista är an = 2l + 1. Progressionsskillnaden är 2, och antalet medlemmar - n. Summan Sn av progressionen i detta fall kommer att vara lika med:

och med hänsyn tagen till l = n - Således är det totala antalet orbitaler på energinivån med värdet av det huvudsakliga kvanttalet n lika med n2. Och eftersom endast två elektroner kan vara i en omloppsbana får vi att den maximala elektroniska kapaciteten för energinivån är 2n2.

Det finns en viss form för att registrera tillståndet för en elektron i en atom.

Till exempel, för grundtillståndet för en väteatom, ser det ut så här:

Det betyder att i den första energinivån finns det en elektron i s-subnivån. Det finns en annan form av att registrera fördelningen av elektroner över undernivåer - med hjälp av kvantceller.

I det här fallet betecknas orbitalen konventionellt med kvadrater och elektroner med pilar eller, beroende på spinnets tecken. Sedan kan den elektroniska strukturen för väteatomen avbildas enligt följande:

Den elektroniska strukturen hos en atom med ett stort antal elektroner, till exempel en boratom, kan skrivas på följande sätt:

2. Hunds regel. Denna regel bestämmer sekvensen i vilken orbitaler är fyllda med elektroner inom en undernivå.

Hunds regel är formulerad så här: "Inom en undernivå är elektroner ordnade i orbitaler på ett sådant sätt att deras totala spin är maximalt, det vill säga det ska finnas ett maximalt antal oparade elektroner på undernivån." Överväg implementeringen av denna regel på exemplet med att fylla p-undernivån.

Alternativ 1 totalt snurr Alternativ 2 totalt snurr I enlighet med Hunds regel fylls orbitaler enligt det första alternativet, det vill säga först upptar elektroner alla fria orbitaler och först därefter parar de sig.

3. Principen om minsta energi (Klechkovskys regel).

Fyllningen av energinivåer i väteliknande atomer (ett mikrosystem bestående av en kärna och en elektron) sker i enlighet med den monotona tillväxten av huvudkvanttalet n (n = 1, 2, 3, ... etc.). För varje värde på n måste undernivåerna fyllas i i ordningen med ökande orbitalkvantnummer l, vilket tar värden från 0 till (n – 1). Och fyllningen av nästa energinivå börjar först när den föregående nivån är helt fylld. Det maximala antalet elektroner i energinivån bestäms av formeln 2n2 och därför bör det maximala antalet elektroner i perioder vara som följer:

I verkligheten observeras dock en annan bild i det periodiska systemet:

Som framgår av denna tabell är perioderna ordnade i par, det enda undantaget är den första perioden, som bara innehåller två element, där den första energinivån är fylld, bestående av en undernivå, och det finns inga inre elektroner som kan påverka strukturen på den yttre nivån. I andra fall observeras följande bild: strukturen för den tredje perioden liknar strukturen för den andra (och båda innehåller 8 element), strukturen för den femte perioden liknar strukturen för den fjärde (och båda innehåller 18 element), den sjunde liknar strukturen för den sjätte (32 element vardera).

En mycket bättre överensstämmelse med verkligheten ges av fördelningen av elektroner i grupper som föreslagits av V. M. Klechkovsky: "I en atom upptar varje elektron den undernivå där dess energi kommer att vara minimal."

Det nämndes ovan att energin hos en elektron bestäms inte bara av värdet på huvudkvantnumret utan också av värdet på den orbitala, därför för att bestämma vilken undernivå som kommer att fyllas med elektroner i första hand , är det nödvändigt att ta hänsyn till värdena för båda kvanttalen.

För praktisk tillämpning kan Klechkovsky-regeln formuleras enligt följande:

sekvenser för att öka summan av värdena för de huvudsakliga och orbitala kvanttalen som motsvarar dem.

b) "I fallet med samma värden av denna summa för flera undernivåer, fylls den undernivå för vilken huvudkvantnumret har det minsta värdet först."

Överväg en specifik tillämpning av denna regel:

För de två första värdena av summorna (n + l), lika med 1 respektive 2, finns det ingen alternativa alternativ, och undernivåerna fylls i följande sekvens: 1s och sedan 2s. Från och med ett summavärde på 3 uppstår två alternativ: att fylla 2p-undernivån eller 3s-undernivån. I enlighet med Klechkovsky-regeln väljer vi den undernivå för vilken n har ett mindre värde, d.v.s. 2p-undernivån.

Sedan är 3s undernivå fylld. Vidare är värdet n + l = 4. Det finns återigen två sådana värden: för 3p-undernivån och för 4s-undernivån (ett fall som liknar det föregående). 3p- och sedan 4s-undernivån fylls först. 3D-undernivån förblir fri, eftersom summan n + l för den är större än för 4s.

sekvensen av fyllande energisubnivåer:

Men sådan fyllning sker upp till en viss punkt. Om vi ​​betraktar förändringen i energin för undernivåer med en ökning av laddningen av atomkärnan (se fig. 8), så kan vi se att energin för alla undernivåer minskar. Men hastigheten på energiminskningen i olika undernivåer är inte densamma. Därför, om 3d-undernivån före kalcium var högre i energi än 4s, då från skandium och efterföljande element, minskar dess energi kraftigt, vilket till exempel framgår av den elektroniska strukturen hos Fe2+-jonen (1s22s22p63s23p63d6). Det kan ses från jonens givna elektroniska struktur att två valenselektroner av järn har lämnat den mindre energimässigt gynnsamma 4s-subnivån. En liknande energiinversion observeras för 5s och 4f undernivåerna, såväl som för 6s och 5f undernivåerna.

Ris. 6. Schema för förändringen av energin för undernivåer med en ökning av kärnans laddning.

Därefter fann man att helt och halvt fyllda undernivåer har ökad stabilitet. Så för d-undernivån är stabila elektroniska konfigurationer d 10 och d 5, och för f-undernivån, f 14 respektive f 7. Detta förklarar anomalierna i strukturen för de externa energinivåerna för vissa element, till exempel, i krom borde valenselektronerna ha varit lokaliserade 3d 44s2, men i verkligheten - 3d 54s1, borde koppar ha 3d 94s2, men i själva verket 3d 104s1. Liknande övergångar av elektroner från s-subnivån till d-subnivån observeras i molybden, silver, guld och även i f-element.

Det finns också några andra anomalier i strukturen av externa energinivåer, främst i aktinider, som inte kommer att beaktas här.

Tillståndet för en elektron i en atom bestäms av en uppsättning värden av fyra kvanttal, som vart och ett reflekterar en viss fysisk kvantitet. För de tre första kvanttalen kan man också införa en geometrisk tolkning:

huvudkvanttalet n bestämmer orbitalernas storlek, orbitalkvanttalet l bestämmer orbitalernas geometriska form, det magnetiska kvanttalet ml bestämmer platsen för orbitalerna i rymden i förhållande till det valda koordinatsystemet.

Fyllningen av energisubnivåerna för atomer med elektroner i det oexciterade tillståndet följer tre regler:

Paulis princip, Hunds styre och Klechkovskys styre.

1. Kan elektronerna i Rb+-jonen finnas i följande orbitaler:

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

Beslut. Elementet Rb är i huvudundergruppen I i grupp V i periodiska systemets period, vilket betyder att dess elektroniska nivå börjar fyllas med huvudkvanttalet n = 5: 5s1. Rb+-jonen har förlorat en yttre elektron. Detta betyder att det inte finns några elektroner på varken 5p- eller 5s-orbitalen för den oexciterade Rb+-jonen. Elektroner kan dock flytta till dessa orbitaler när atomen exciteras.

Låt oss avbilda den näst sista nivån (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Den har 8 elektroner, som alla s-element (det vill säga ett element i huvudundergruppen av grupp I eller II i det periodiska systemet, där s- undernivå är ifylld). Varför är undernivåerna 4d och 4f tomma? Faktum är att energin för 4d-undernivån är högre än 5s, och 4f är till och med högre än 6s, och undernivåer med lägre energi fylls först (Klechkovskys regel). Så Rb+ elektroner kan vara i 4p orbitaler.

Det återstår att se om de kan vara i 3f-orbitaler. För n = det orbitala kvanttalet l antar värdena 0,1,2, som motsvarar s, p och d undernivåerna. Och undernivån 3f finns helt enkelt inte.

2. Ge exempel på tre partiklar (atomer, joner) med den elektroniska konfigurationen 1s22s2p63s2p6.

Beslut. Lämplig artikel Periodiskt system - Ar (elektroner på tredje - extern - elektronisk nivå). Det är tydligt att det inte finns några andra atomer med en sådan elektronisk konfiguration. Men vi vet att element som i regel saknar 1-3 elektroner till ett stabilt 8-elektronskal, tenderar att förvärva dem och bli negativa joner, och som har 1-3 elektroner på nästa nivå, ger upp dem och blir positiva joner.. Så det kan vara Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Välj vilka tre partiklar du vill.

3. Hur många element skulle det finnas i V-perioden om spinnkvanttalet hade ett enda värde - 1?

Beslut. I verkligheten tar spinnkvanttalet, som ni vet, två olika värden: + 1 och - 1. Om det hade ett enda värde, skulle elektronskalet kunna rymma hälften av antalet elektroner, eftersom de alla måste vara olika från varje andra en uppsättning kvanttal (Pauli-principen), och följaktligen skulle elementen i perioden vara 2 gånger mindre.

4. Vilka kvanttal och hur bör enligt din mening förändras under övergången från vår värld till 1) endimensionell;

2) femdimensionell?

Beslut. För att svara på denna fråga är det nödvändigt att förstå vilka av de 4 kvanttalen som är relaterade till rummets dimension.

Huvudkvanttalet n bestämmer antalet elektroniska nivåer (skal, lager) och kännetecknar huvudsakligen storleken på elektronmolnet:

Det är tydligt att rummets dimension (ej noll) inte påverkar denna egenskap.

Orbitalkvanttalet l kännetecknar elektronmolnets form. Förutom tredimensionella kan vi visuellt bara föreställa oss två- och endimensionella världar. I en tvådimensionell värld kommer elektronmoln, som allt annat, att bli platta, men begreppet form kommer att finnas kvar. I huvudsak är bilden av volymetriska elektronmoln på papper, deras projektion i arkets plan, i viss mån en övergång till en tvådimensionell värld. Vad gäller det endimensionella, här raderas formbegreppet, bara storlek (längd) återstår. Förmodligen kommer orbitalkvanttalet att förlora sin betydelse i detta fall.

Om vi ​​betraktar ett utrymme med en högre dimension än vårt, så blir begreppet "form" här mycket bredare, och det kan inte uteslutas att fler olika värden på l kommer att krävas för att beskriva hela mängden elektronformer moln för ett givet n.

Det magnetiska kvanttalet ml kännetecknar elektronmolnets rumsliga orientering, vilket innebär att det direkt beror på dimensionen. För l = 0 kan ml ta det enda värdet 0, vilket återspeglar den enda möjligheten till orientering i rymden för ett sfäriskt symmetriskt s-moln. För l = 1 ml tar 3 olika betydelser: – 1, 0, 1 – hantelformade p-moln kan förlängas längs olika koordinataxlar: px, py, pz. Om utrymmets dimension, dvs.

antalet koordinataxlar ändras, då kommer även antalet möjligheter för arrangemanget av elektronmoln att ändras, vilket gör att ml-mängden blir annorlunda.

Eftersom antalet olika värden på ml för ett givet l bestämmer antalet orbitaler på en given undernivå, leder detta till betydande förändringar i kemin.

ms - spin quantum number - tar två värden: + och -. Detta återspeglar det faktum att det kan finnas två "motsatt vridna" elektroner i en orbital. Vanligtvis är spinn associerad med elektronens inneboende vinkelmomentum och kan som sådan förändras vid övergång till en annan dimension av rymden.

1. Hitta i det periodiska systemet så många fall av brott mot den periodiska lagen som formulerats av D. I. Mendeleev:

"de kemiska och fysikaliska egenskaperna hos grundämnena står i ett periodiskt förhållande till deras atomvikter." Hur kan dessa kränkningar förklaras?

2. Kan elektroner från a) oexciterade, b) exciterade Na+-joner finnas i 2s, 2d, 3f, 4s, 5d orbitaler? Rättfärdiga.

3. Skriv den elektroniska strukturen för atomerna i elementen i I- och II-perioderna i det periodiska systemet.

4. Ge två exempel på komplexa ämnen som endast innehåller partiklar med elektronisk struktur 1s22s2p6.

5. Vilka är kvanttalen för den yttersta elektronen i en oexciterad litiumatom?

6. Antag att något universum Y har en uppsättning kvanttal:

Hur många grundämnen skulle finnas under III-perioden i universums Y periodiska system?

Hur många dimensioner tror du att det kan finnas i Y-universum?

7. Hur skulle antalet element förändras under den andra perioden av vårt periodiska system om spinnet med andra konstanta kvanttal skulle ha värdena ms = ± 1?

8. Hur många protoner och neutroner finns i atomkärnorna a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

molekyler kemiska substanser representera komplext system atomkärnor och elektroner. Atomer i en molekyl hålls huvudsakligen av elektrostatiska krafter. I det här fallet sägs de vara sammanlänkade med en kemisk bindning. Den kemiska bindningen utförs av s- och p-elektroner i de yttre och d-elektronerna i det för-yttre lagret. Denna anslutning kännetecknas av följande parametrar:

1. Bindningslängd - det interna nukleära avståndet mellan två kemiskt bundna atomer.

2. Valensvinkel - vinkeln mellan imaginära linjer som passerar genom mitten av kemiskt bundna atomer.

3. Bindningsenergi - mängden energi som går åt för att bryta den i gasformigt tillstånd.

4. Multipel av bindningar - antalet elektronpar genom vilka en kemisk bindning mellan atomer utförs.

En atom i en molekyl är ett villkorligt koncept, eftersom dess energi och elektroniska tillstånd är fundamentalt annorlunda än en isolerad atom, vars struktur diskuterades i föregående kapitel. Låt oss överväga vilka krafter som uppstår mellan partiklar i det enklaste systemet som består av två protoner och en elektron (se fig. 9). Om vi ​​sammanför två protoner kommer det att uppstå repulsiva krafter mellan dem, och det finns ingen anledning att prata om att få ett stabilt system. Låt oss placera en elektron i deras fält. Här kan två fall uppstå.

Ris. 9. Fördelning av interaktionskrafter mellan kärnor och en elektron i H+.

Den första, när elektronen är mellan protonerna (a), och den andra, när den är placerad bakom en av dem (b). I båda fallen uppstår lockande krafter. I det första fallet är komponenterna av dessa krafter (utsprång) på axeln som passerar genom protoncentra riktade i motsatta riktningar med repulsiva krafter (se fig. 9a) och kan kompensera dem.

Detta skapar ett energimässigt stabilt system. I det andra fallet är komponenterna i attraktionskrafterna riktade i olika riktningar (se fig. 9b) och det är svårt att tala om att balansera de repulsiva krafterna mellan protoner. Av detta följer att för uppkomsten av en kemisk bindning med bildandet av en molekyl eller en jon, måste elektronerna övervägande finnas i det internukleära utrymmet. Denna region kallas en bindningsregion, för när elektroner finns där bildas en kemisk bindning. Området bakom kärnorna kallas lossning, för när elektroner kommer in i det bildas ingen kemisk bindning. Här övervägdes det enklaste fallet av bildandet av en kemisk bindning i H+-jonen. Genom att tillämpa liknande resonemang på vätemolekylen kan vi dra slutsatsen att uppkomsten av en andra elektron i bindningsområdet stabiliserar systemet ännu mer. Därför krävs minst ett elektronpar för att bilda en stabil kemisk bindning.

Elektronspin måste i detta fall vara antiparallella, d.v.s.

riktade åt olika håll. Bildandet av en kemisk bindning måste åtföljas av en minskning av systemets totala energi.

Ris. 10. Förändring i den potentiella energin för ett system med två väteatomer som Betrakta förändringen i systemets potentiella energi genom att använda exemplet med två väteatomers tillvägagångssätt. När atomerna befinner sig på mycket stort avstånd från varandra samverkar de inte och energin i ett sådant system är nära noll. När de närmar sig uppstår attraktionskrafter mellan elektronen i en atom och kärnan i en annan, och vice versa.

Dessa krafter ökar omvänt med kvadraten på avståndet mellan atomerna. Systemets energi reduceras. När atomerna närmar sig varandra börjar den frånstötande kraften mellan deras kärnor och elektroner spela rollen.

Ökningen av repulsiva krafter är omvänt proportionell mot avståndets sjätte potens. Den potentiella energikurvan passerar genom ett minimum och går sedan kraftigt uppåt (fig. 10).

Avståndet som motsvarar läget för minimum på kurvan är det interna nukleära jämviktsavståndet och bestämmer längden på den kemiska bindningen. Eftersom atomerna i en molekyl deltar i oscillerande rörelse kring jämviktspositionen förändras avståndet mellan dem ständigt, d.v.s. atomerna är inte fast förbundna med varandra.

Jämviktsavståndet motsvarar vid en given temperatur något medelvärde. När temperaturen stiger ökar oscillationsamplituden. Vid någon tillräckligt hög temperatur kan atomer flyga isär till ett oändligt stort avstånd från varandra, vilket kommer att motsvara brytningen av en kemisk bindning. Djupet av minimum längs energiaxeln bestämmer den kemiska bindningsenergin, och värdet av denna energi, taget med motsatt tecken, kommer att vara lika med dissociationsenergin för en given diatomisk partikel. Om väteatomer närmar sig varandra, vars elektroner har parallella spinn, uppstår endast repulsiva krafter mellan atomerna, och den potentiella energin i ett sådant system kommer att öka (fig. 10).

Ris. 11. Resultaten av att lägga till två sinusoider.

Som noterats ovan deltar s-, p- och d-elektroner i bildandet av en kemisk bindning, med olika geometriska konfigurationer av elektronmoln och olika tecken vågfunktioner i rymden. För uppkomsten av en kemisk bindning är det nödvändigt att överlappa delarna av elektronskalen med samma tecken på vågfunktionen. Annars bildas ingen kemisk bindning.

Detta uttalande kan lätt förklaras med exemplet på överlagring av två sinusoider, som i den första approximationen kan identifieras med vågfunktioner (se fig. 11):

Vid överlagring av två sinusoider med olika tecken i samma område (Fig. 11a), kommer deras totala komponent att vara lika med noll - det finns ingen koppling. I det motsatta fallet läggs svängningsamplituderna till och en ny sinusform bildas - en kemisk bindning har bildats (fig. 11b).

Beroende på elektronmolnens symmetri, som ett resultat av överlappningen av vilken en kemisk bindning bildas, kommer det totala elektronmolnet att ha en annan symmetri, enligt vilken de faller in i tre typer:

Och - anslutningar.

Kommunikation utförs när moln överlappar varandra längs linjen som förbinder atomernas centra, medan den maximala elektrondensiteten uppnås i det internukleära utrymmet och har cylindrisk symmetri i förhållande till linjen som förbinder atomernas centra. Såsom framgår av fig. 12, på grund av sin sfäriska symmetri deltar s-elektroner alltid i bildandet av en bindning. De bildar en bindning som ett resultat av överlappning med följande elektroner från en annan atom: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektroner. Med elektroner i andra orbitaler, till exempel pY eller pZ, är bildningen av en kemisk bindning omöjlig, eftersom det finns en överlappning i områden där elektrontätheten har motsatta tecken. Möjligheten för bindningsbildning av s-elektroner är inte uttömd, den kan bildas vid överlappning av andra elektronmoln, såsom två pX eller pX och Fig. 12. Några exempel på bildandet av -förbindelser.

Bindningar uppstår när elektronmoln överlappar över och under linjen som förbinder atomernas centrum. De totala elektronmolnen är också symmetriska kring denna axel, men de har inte cylindrisk symmetri, som i fallet med -bindning. På grund av deras rumsliga arrangemang bildas bindningen av elektroner på sådana par av orbitaler som pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Anslutningen bildas endast av d-elektroner på grund av överlappningen av alla fyra av deras kronblad av elektronmoln som ligger i parallella plan. Detta är möjligt när elektroner dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ är involverade i bindningsbildningen.

Klassificeringen av kemiska bindningar baserad på elektronmolns symmetri övervägdes ovan. Det finns ett annat tillvägagångssätt för klassificeringen av en kemisk bindning, baserat på arten av fördelningen av elektrondensitet mellan atomer i en molekyl, dvs.

en kemisk bindning betraktas ur synpunkten att ett elektronpar tillhör en eller annan atom. Tre fall är möjliga. Först:

Ett elektronpar länkar samman två identiska atomer i en molekyl. I det här fallet tillhör det dem båda lika. I en molekyl finns det ingen separation av tyngdpunkterna för positiva och negativa laddningar.

De sammanfaller, och en sådan bindning kallas kovalent icke-polär. Om ett elektronpar binder två olika atomer, så skiftar det mot en mer elektronegativ atom. Tyngdpunkten för de positiva och negativa laddningarna separeras, bindningen blir polär och kallas en kovalent polär bindning.

Det tredje fallet är kopplat till den fullständiga överföringen av elektronparet till en av atomernas besittning. Detta sker under växelverkan mellan två atomer som skiljer sig kraftigt i elektronegativitet, dvs förmågan att hålla ett elektronpar i sitt elektriska fält. I det här fallet blir atomen som donerade elektroner en positivt laddad jon, och atomen som accepterade dem blir negativ. I detta fall kallas bindningen jonisk.

Bindningens natur bestämmer till stor del ämnens fysikalisk-kemiska egenskaper.

Ämnen vars molekyler kännetecknas av en kovalent icke-polär bindning kan bilda molekylära och atomära kristallgitter i fast tillstånd. I molekylära gitter observeras mycket svag intermolekylär interaktion. Molekyler hålls vid noderna i kristallgittret på grund av bildandet av momentana och inducerade dipoler i dem. Separationen av tyngdpunkterna för negativa och positiva laddningar i en molekyl sker på grund av rotationen av ett elektronpar och dess placering vid någon tidpunkt bakom en av kärnorna. Ett sådant tillstånd i molekylen observeras under en mycket kort tid. Därför kallas en sådan dipol momentan. Denna tid är dock tillräcklig för att inducera en dipol på en annan molekyl. De krafter som binder molekyler genom bildandet av momentana och inducerade dipoler kallas ofta van der Waals-krafter. I det allmänna fallet inkluderar van der Waals krafter alla krafter av intermolekylär interaktion: dipol-dipol, orienterande, dispersion, etc. Van der Waals krafter är mycket svaga, som ett resultat av vilket kristallgittret lätt förstörs av lätt uppvärmning. Alla ämnen som har molekylära kristallgitter har låga smält- och kokpunkter. Van der Waals-kraften ökar med antalet elektroner i molekylen, eftersom sannolikheten för bildandet av momentana dipoler ökar. Väte har ett par elektroner, varför det har den lägsta kokpunkten. Molekyler av syre och kväve skiljer sig åt i halten av elektroner per par. Deras kokpunkter skiljer sig med 13 C.

Enkla ämnen med ett atomärt kristallgitter, tvärtom, kännetecknas av mycket höga smält- och kokpunkter. I det här fallet är ett oändligt antal atomer förbundna med opolära kovalenta bindningar till en gigantisk molekyl. Energin för att bryta en kovalent icke-polär bindning är hög. För att förstöra ett sådant kristallgitter krävs därför stora energikostnader. Samtidigt, om ett ämne kännetecknas av ett interatomärt avstånd i kristallgittret, kommer det också att ha en mycket hög hårdhet. Ett exempel är en diamant.

Smält- och kokpunkterna för ämnen vars atomer i molekylen är förbundna med en kovalent polär bindning och har ett molekylärt gitter är också låga, men högre än för ämnen med opolära molekyler. De flesta av dem är gaser vid rumstemperatur.

Ett exempel är väteklorid, vätesulfid etc. Det finns inget direkt samband mellan storleken på dipolmomentet och kokpunkten. Troligtvis bestäms den av föreningens molekylvikt, med undantag för ammoniak, vatten och vätefluorid.

Dessa föreningar, i en serie liknande, har de högsta smält- och kokpunkterna, deras kraftiga ökning förklaras av bildandet av vätebindningar mellan molekylerna.

elektronegativa atomer. De förskjuter starkt elektrontätheten i molekylen mot sig själva. Som ett resultat bildar väte en praktiskt taget fri orbital, och till exempel har en fluoratom ett fritt elektronpar. Det blir möjligt att bilda ytterligare bindningar mellan molekyler genom donator-acceptor-mekanismen, vilket leder till förekomsten av molekyler av sammansättningen (HF)n och (H2O)n inte bara i vätskan utan även i gasfasen. Närvaron av sådana molekyler leder till en ökning av kok- och smältpunkterna jämfört med samma värden för analoger.

De högsta smält- och kokpunkterna innehas av ämnen i noderna i kristallgittret där joner är belägna.

Detta beror på den starka elektrostatiska interaktionen mellan positiva och negativa joner. De frånstötande krafterna hos liknande joner är mycket mindre, eftersom de är belägna på stora avstånd från varandra. Som ett resultat har alla ämnen med joniska kristallgitter höga värden på sin bildningsenergi. Jonbindning utförs i halogenider, oxider och i salter som nitrater, sulfater etc. Förstörelsen av joniska kristaller kräver betydande termisk energi, vilket bestämmer de höga smält- och kokpunkterna, vilket i sin tur kommer att bero på laddningen av jonerna, deras radier och elektroniska foder. Ju högre laddning och ju mindre radie av jon, desto högre smältpunkt. En annan egenskap hos joniska ämnen är förmågan att bilda smältor som leder elektricitet bra.

Således kan vi dra slutsatsen att de fysikalisk-kemiska egenskaperna hos föreningar starkt beror på arten av den kemiska bindningen i dem.

Ett elektronpar som bildar en kemisk bindning, som redan nämnts, är i vanlig användning av två kärnor. I det här fallet kommer varje elektrons rörelse att beskrivas av en ny vågfunktion, som är lösningen av Schrödinger-ekvationen för detta system. Denna vågfunktion skiljer sig från atomfunktioner och kallas den molekylära funktion som motsvarar en specifik molekylorbital. Molekylära orbitaler kännetecknas av vissa värden av systemets totala energi. I en molekyl, som i en atom, finns en sekvens av energinivåer. Det är dock inte möjligt att få en rigorös lösning av Schrödinger-ekvationen för dem, och därför tillgriper de ungefärliga beräkningsmetoder som skiljer sig från varandra på det sätt som molekylvågsfunktionen specificeras. Mest bred användning fick två metoder: metoden för valensbindningar och metoden för molekylära orbitaler.

I metoden för valensbindningar anses en kemisk bindning som två-elektron och två-center, det vill säga ett elektronpar som bildar en bindning är lokaliserat i utrymmet mellan två atomer och är i deras vanliga användning. Det finns två möjliga mekanismer för bildandet av ett gemensamt elektronpar. Den första kallas utbyte och består i parning av två elektroner som tillhör olika atomer och som har motsatta snurr. Det kan uttryckas på följande sätt:

Den andra mekanismen, som kallas donator-acceptor-mekanismen, leder till bildandet av en kemisk bindning genom att tillhandahålla ett par elektroner för gemensam användning av en atom och en fri orbital av en annan.

En atom som ger ett elektronpar kallas en donator, och en atom som har en fri orbital kallas en acceptor. Anslutningsbildningsschemat i det här fallet ser ut så här:

Överväg möjligheterna att förutsäga sammansättningen kemiska föreningar mellan väte och element i den andra perioden av det periodiska systemet: Li, Be, B, C, N, O, F, eftersom det bara finns en elektron i väteatomen, och bildningen av en bindning kommer att ske enligt utbytet mekanism.

Litiumatomen på 2s undernivå har en oparad elektron och därför måste föreningen ha sammansättningen LiH. Berylliumatomen har denna undernivå fylld och det finns inte en enda oparad elektron, därför bör beryllium inte bilda en enda kemisk bindning. För bor och följande element (C, N, O, F) fylls 2p undernivån successivt, och atomerna i dessa element kommer att ha ett visst antal oparade elektroner. Om, vid bildandet av bindningar, endast närvaron av oparade elektroner beaktas, bör följande bildas för dessa element: väteföreningar: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Detta visar att man, genom att endast använda utbytesmekanismen för bildandet av en kemisk bindning, kan komma i konflikt med experimentdata: beryllium bildar en förening med väte av sammansättningen BeH2, väteföreningar av bor har också en annan sammansättning, och enklaste föreningen av kol med väte har sammansättningen CH4. Eliminera denna motsägelse är det möjligt, förutsatt att atomerna i elementen i den andra perioden deltar i bildandet av molekyler i ett exciterat tillstånd, dvs. s-elektronerna är försämrade och de gå över till p-undernivån. Men här uppstår en annan diskrepans med experimentdata. Eftersom energierna för s- och p-elektroner är olika måste energierna för de kemiska bindningarna de bildar också skilja sig åt, och därför måste sådana E–H-bindningar ha olika längd (beroende på vilken typ av orbitaler som är involverade i deras bildning) . Det är möjligt att harmonisera teori och experiment genom att införa antagandet om medelvärde av energierna för s- och p-subnivåerna och bildandet av nya nivåer där energierna hos elektroner som redan befinner sig i banor av en annan typ är desamma. Och om det är så, så visas enligt Hunds regel det maximala antalet oparade elektroner i atomen. Denna hypotes kallades fenomenet hybridisering, och de orbitaler som bildas som ett resultat av medelvärdet av energierna för subnivåer kallas hybrid. Naturligtvis förändras i detta fall både formen på elektronmolnen och deras placering i rymden. Beroende på vilka orbitaler som är involverade i bildandet av hybridorbitaler, övervägs olika typer av hybridisering och rumsliga konfigurationer av de resulterande hybridorbitalerna (se fig. 14.). Antalet resulterande hybridorbitaler bör vara lika med det totala antalet orbitaler som ingick i hybridisering. Beroende på vilka orbitaler som interagerar med varandra övervägs flera typer av hybridisering:

sp-hybridisering. Detta fenomen involverar s- och en p-orbitaler, och som ett resultat bildas två orbitaler av ny typ, som kallas sp-hybrid. Dessa orbitaler har formen som visas i figuren, deras axlar ligger på samma räta linje och bildar en vinkel på 180°. Berylliumatomens sp-hybridorbitaler deltar i bildandet av bindningar i BeH2-molekylen, och molekylen har en linjär struktur;

Ris. 14. Rumsligt arrangemang av elektronmoln för olika sp2-hybridiseringar. s- och två p-orbitaler träder i växelverkan, varvid tre orbitaler av en ny typ bildas, som kallas sp2-hybrid (se fig. 14.). Dessa orbitalers axlar ligger i samma plan, och vinklarna mellan dem är 120°. Till exempel är boratomen i BF3-molekylen i sp2-hybridtillståndet, och denna molekyl har formen av en vanlig triangel med en boratom i mitten;

sp3 hybridisering. I detta fall är de initiala s- och tre p-orbitaler. Som ett resultat av hybridisering bildas fyra nya orbitaler - sp3-hybrid (se fig. 14.). Dessa orbitalers axlar är riktade från centrum till tetraederns hörn, vinklarna mellan axlarna är 109°28. CH4 är en metanmolekyl där denna typ av hybridisering sker och har ett tetraedriskt arrangemang av väteatomer. I ammoniakmolekylen (NH3) är även kväveatomen i sp3-hybrid tillstånd, tre elektronpar är vanliga med väteatomer och deltar i bildningen av bindningar och ett elektronpar (ensamt elektronpar) tillhör endast kväveatom. För att förutsäga ammoniakmolekylens geometri bör kväveatomen placeras i mitten av tetraedern, väteatomerna vid tre hörn och det ensamma elektronparet vid den fjärde vertexen. Naturligtvis kan positionen för detta elektronpar inte fixeras med experimentella metoder, endast positionerna för väte- och kväveatomer finns. Allt detta leder till det faktum att ammoniakmolekylen har en pyramidform. På samma sätt kan vi överväga strukturen av vattenmolekylen. I den upptar två ensamma elektronpar av syre två hörn av tetraedern, och de andra två är upptagna av väteatomer, vilket leder till vattenmolekylens vinkelform. Det är ingen mening att beskriva HF-molekylens geometri från dessa positioner, eftersom det är klart att det kommer att vara linjärt, eftersom en rät linje kan dras genom två punkter.

Ett odelat elektronpar bildar ett mer diffust "elektronmoln" än en bindning (socialiserad, vanlig), därför upptar det en större volym, vilket leder till en minskning av bindningsvinklar jämfört med tetraedriska.

Valenselektroner finns inte bara på s- och p-orbitaler, utan också på d. De senare deltar också i bildandet av hybridorbitaler. Det finns två fall av hybridisering som involverar d-orbitaler: sp3d2 och sp3d. I det första fallet implementerar molekylen en oktaedrisk struktur, och i det andra bildas en trigonal bipyramid.

Antagandet om bildandet av hybridorbitaler var en stor prestation i teorin om valensbindningar, men beskrev inte alla möjliga rumsliga konfigurationer av molekyler som finns i naturen.

En mer allmän teori om molekylers rumsliga struktur föreslogs av Gillespie, baserad på rent elektrostatiska koncept. Den baserades på en stor mängd experimentellt material som sammanfattats av Sidwick och Powell. De viktigaste bestämmelserna i teorin är följande:

1. En molekyls eller jons geometri bestäms enbart av antalet elektronpar i centralatomens valensskal.

2. Elektronpar tar ett sådant arrangemang på atomens valensskal, där de är maximalt avlägsnade från varandra, d.v.s. elektronpar beter sig som om de stöter bort varandra. De geometriska polyedrarna som realiseras i det här fallet lyder Descartes-Eulers formel: "antalet hörn + antalet ytor - antalet kanter är två."

3. Arean av rymden som upptas av ett icke-bindande ensamt elektronpar är större än arean som upptas av ett bindande elektronpar.

4. Storleken på området i utrymmet som upptas av ett bindande elektronpar minskar med en ökning av ligandens elektronegativitet och med en minskning av den centrala atomens elektronegativitet.

5. Två elektronpar av en dubbelbindning upptar ett större område av rymden än ett elektronpar i en enkelbindning.

"FEDERAL STATE BUDGETARY EDUCATIONAL INSTITUTION OF HIGHER PROFESSIONAL EDUCATION MURMANSK STATE TECHNICAL UNIVERSITY Institutionen för filosofi FILOSOFI METODOLOGICAL INSTRUCTIONS och ämnen för kontrolluppgifter för studenter (bachelor) av korrespondens form av utbildning av alla områdena Drvmnachina M21,Murkarna M2,Murkarna, juli 2009, MSTU. . filosofi Vetenskaper, professor Natalia Nikolaevna Nikulina, Ph.D. filosofi Vetenskaper, docent Natalia Vladimirovna...»

« Seleznev A.D. Pronyakin Verkställighetsförfarande Utbildnings- och metodkomplex Moskva 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. EXECUTIV PRODUKTION: UchebnoS 29 metodiskt komplex. – M.: Ed. Center EAOI, 2009. - 216 sid. ISBN 978-5-374-00010-8 Utbildningsmanualen har utarbetats i enlighet med ... "

"Statens budgetinstitution för kultur Irkutsk Regional State Universal Scientific Library uppkallad efter I.I. I.I. Molchanov-Sibirskogo S E R I I BIBLIOTEK OCH T R E M I. XXI århundradet. Utgåva nr 144 UDC 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Chefredaktör för serien BORODIN Borodina, V.A. Informationstjänst: beskrivning, tabeller, diagram: specialkurs B83 för metodolog. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 sid. ISBN 978-5-8167-0054-2 Manualen täcker alla aspekter...»

”LITTERATUR LITERATURE LINE OF EDUCATIONAL METHODOLOGICAL KITS UNDER UTGÅVA AV V. F. CHERTOV Program 5–11 Läroböcker Metodologiska hjälpmedel KLASSER Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. m.fl. Program för allmän utbildning- kulturellt genomförda utbildningsinstitutioner. Litteratur: 4 förhållningssätt till undervisning och uppdraget att följa upp och kommunikativa kompetenser. Årskurs 5-11 (grundläggande och profil vatbildning bland elever på grundval av pedagogiska metodiska com nivåer) / Ed. V. F...."

"MEN. A. Ivin LOGIC Rekommenderas av det vetenskapliga och metodologiska rådet för filosofi vid ministeriet för utbildning och vetenskap i Ryska federationen som en lärobok i disciplinen Logik för studenter inom humanitära och socioekonomiska specialiteter och utbildningsområden för högre utbildningsinstitutioner Moskva ONICS Värld och utbildning 2008 UDC 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 Granskare: Nikiforov A. L. - Dr. Filosofi. Sciences, Prof., Leading Scient. medlem av institutet för filosofi vid Ryska vetenskapsakademin; Pereverzev V. N. - Dr ... "

"Utbildningsministeriet i Republiken Vitryssland POLOTSKY STATE UNIVERSITY Institutionen för straffrätt och kriminalistik METODISKA INSTRUKTIONER för implementering terminsuppsatser genom disciplin Straffrätt. Allmän del för specialiteten 24-01-02 Rättsvetenskap Novopolotsk, 2012 UDC Beaktad och rekommenderad för godkännande vid ett möte med Institutionen för straffrätt och kriminalistik Protokoll nr daterat, _2012 Chef. avdelning I.V. Veger Godkänd och rekommenderad för publicering av metodkommittén...»

”MANAGEMENT IN THE URBAN ECONOMY Redigerad av Candidate of Economic Sciences, docent R.Zh. Sirazhdinova Godkänd av rådet för Educational and Methodological Association for Education in the Field of Management som lärobok i specialiseringsdisciplinen för specialiteten Statlig och kommunal ledning UDC 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Granskare: A.N. Kirillova, Moscow City University of Management av Moskvas regering, doktor i nationalekonomi. Vetenskaper, prof., T.G. Morozov, allrysk korrespondens ... "

”Jag godkänner Expertrådet V.D. Shadrikov 28 februari 2014 RAPPORT OM RESULTATET AV EN OBEROENDE UTVÄRDERING AV GRUNDLÄGGANDE UTBILDNINGSPROGRAMMET FÖR HÖGRE UTBILDNING 060201 Dentistry Tyumen State Medical Academy Utvecklad av: Projektledare: A.L. Drondin / AKKORK experter: I.A. Solop / N.V. Ushakova / Moskva - Innehåll I. ALLMÄN INFORMATION OM UNIVERSITET II. RAPPORT OM RESULTATET AV EN OBEROENDE UTVÄRDERING AV GRUNDLÄGGANDE UTBILDNINGSPROGRAMMET 1 AKTUELL STATUS OCH UTVECKLINGSTRENDER I REGIONAL... civilrätt och bearbeta GODKÄNT Dekanus på Advokatbyrån prorektor för SD V.G. Krashenina _ O.A. Goncharova __ 2008 _ 2008 UTBILDNINGS- OCH METODOLOGISKT KOMPLEX I DISCIPLINEN Arbetsrätt, specialitet 030501 Jurisprudens Sammanställd ... "

“TYSKA SPRÅK (4:e studieåret) TYSKA SPRÅK UTBILDNINGSMETODIK TYSKA SPRÅK I.L. BIM OCH DR. Serie Akademisk skolbok Program 2–11 Läroböcker Arbetsböcker Årskurs 2 Kontrolluppgifter Samling av övningar Böcker för läsning KLASSER Böcker för lärare Ljudapplikationer Bim I.L., Ryzhova L.I. (kassetter, CD MP3) Tyska: Årskurs 2: Lärobok för läroanstalter: Klockan 2: Del 1. Linjen skapad av författarens Kolsiya-utbildning för perioden fram till -... "

”Information om pedagogisk, metodologisk, metodisk och annan dokumentation utvecklad av en utbildningsorganisation för att säkerställa utbildningsprocessen i riktning mot utbildning 110800.62 Agroengineering Nr. Namn på disciplin enligt Namn på utbildnings-, metodologiskt, metodologiskt och annat material (författare, plats för publikation, år läroplan publikationer, cirkulation) 1) Utbildnings- och metodkomplex inom disciplinen Historia, 2013. 2) Symboler för Ryssland: historia och modernitet. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... "

«INNEHÅLL 1. Definition av parterna 5 2. Ingress 5 3. Allmänna bestämmelser 6 4. Kollektivavtalets mål 6 5. Arbetsrelationer 7 5.1. Sysselsättning 7 5.1.1. Allmänna bestämmelser 7 5.1.2. Förfarandet för att anställa personer bland lärarkåren 8 5.1.3. Förfarandet för att anställa forskare 8 5.1.4. Förfarandet för att anställa cheferna för universitetets strukturella avdelningar 5.1.5. Arbetsbeskrivningar 5.2. Ersättning till arbetskraft 5.2.1. Allmänna krav 5.2.2. Organisation av emission Pengar 5.2.3. Villkor..."

”Utbildnings- och metodstöd Namn på programmet som genomförs Ämne Klass Läroböcker och läromedel Kvantitet Utveckling av sångrösten hos barn i det inledande skedet av utbildningen. Pop-jazzkonst Popsång 1-3 2 Metodisk utveckling. 1990 (vokalframträdande) O. Stepanov. Vita moln. 2 Exemplarisk läroplan V. Tsvetkov. De köpte en papegoja till mig. Popsång för musikskolan och Y. Verizhnikov. Höstmelodier. musikaliska avdelningar i skolor Yu. Verizhnikov. Rönn gäng ...."

"MED. Byishev atynday Atbe universitet kitaphanasy Aparatty Bulletin №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliografier sipattama № Blim Authors. Atauy. Zhyly. Оу Prenumeranter ment Ekonomi 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 sid. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspectsіlerі ou raly...»

"GOLDEN PSYCHE Competition Nomineringsprojekt för Årets i psykologisk praktik Övervakning av elevers utbildningsresultat: diagnostiksats Skolstart, Lära sig att lära och agera Författare: M.R. Bityanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaya (Moskva) Skapandet av ett diagnostiskt kit för årskurs 1 (arbetsböcker skolstart, lära sig att lära och agera och metodologiska hjälpmedel för dem) är det första steget i ett långsiktigt projekt utformat för tre år från 2011 till 2014... »

« rekommendationer Prövning av värde och urval till Arkivfonden Ryska Federationen dokument om personal Moskva 2014 2 Riktlinjer Undersökning av värdet och urval av dokument om personal för Ryska federationens arkivfond / Rosarkhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - sid. Metodologiska rekommendationer återspeglar: ... "

”INNEHÅLL LÄRPLAN 1 2-8 PLAN FÖR EXTRA-LÄRANDE VERKSAMHET MBU SKOLA Nr 32 2 9-18 (ÅKOR 1-3) FÖR LÄSÅRET 2013-2014 Z SYSTEM AV FÖRUTSÄTTNINGAR FÖR GENOMFÖRANDE AV PRODUKTIONEN B59 COMPLICATION MED KRAV 3 STANDARDER. Beskrivning av personalförhållanden för genomförandet av grundutbildningen 22-33 i grundskolans allmänna utbildning 3.2. Psykologiska och pedagogiska förutsättningar för genomförandet av huvud 33-34 utbildningsprogram primär allmän utbildning 3.3. Finansiellt stöd genomförande..."

"Utbildnings- och metodologisk sammanslutning av högre utbildningsinstitutioner i republiken Vitryssland för kemisk och teknisk utbildning utbildningsinstitution Vitryska staten Tekniska högskolan Godkänd av rektor för BSTU professor _I.M. Zharsky __2010 r. Träningsprogram för specialitet 1 - 36 07 01 00 Maskiner och apparater kemisk industri och företag byggmaterial Fakulteten för kemiteknik och teknik Institutionen för maskiner och...»

Allmän och oorganisk kemi. Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M.: Skola dem. EN. Kolmogorov, Moscow State University, 2000-2002; 60s.+36s.+48s.

Denna metodologiska handbok har sammanställts i enlighet med programmet för kursen i oorganisk kemi och lästs av studenterna vid den kemiska och biologiska avdelningen vid A. N. Kolmogorov-skolan vid det specialiserade pedagogiska och vetenskapliga centret vid Moscow State University.

Boken introducerar huvudklasserna av oorganiska föreningar, deras egenskaper och metoder för att erhålla dem.

Formatera: djvu/zip

Storleken: 5 68 Kb

/ Nedladdning fil

DEL jag.

KAPITEL I. GRUNDBEGREP OCH DEFINITIONER 3
1.1. Materiens struktur 3
1.2. Kvantitativa förhållanden i kemi 9
1.3. Kemiska symboler och formler 13
KAPITEL II. ATOMENS STRUKTUR 20
2.1. Tidiga modeller av atom 20
2.2. Kvantmekanisk modell av atomens struktur 26
KAPITEL III. KEMISK bindning 41
3.1. Rubrik 41
3.2. Valensbindningsmetod 47
3.3. Molekylär omloppsmetod 53

DEL II.

KAPITEL 1. Oxider 3
§ 1. Oxiders fysikaliska egenskaper 3
§ 2. Klassificering av oxider och förändringsmönster i kemiska egenskaper .. 4
2.1. Klassificering av oxider efter kemiska egenskaper 4
2.2. Mönster för förändringar i oxidernas egenskaper 5
§ 3. Metoder för att erhålla oxider 7
§4. Oxiders kemiska egenskaper 9
4.1. Grundläggande oxider 9
4.2. Syraoxider 10
4.3. Amfotära oxider 10
4.4. Allmänna kemiska egenskaper hos oxider 11
KAPITEL 2. Syror och BASER 13
§ 1. Teorier om syror och baser 13
1.1. Elektrolytisk teori 13
1.2. Protolitisk teori 13
1.3. Elektronisk teori 14
§2. Syror 16
2.1. Klassificering av syror 16
2.2. Metoder för att erhålla syror 19
2.3. Allmänna metoder för att erhålla eventuella syror 19
2.4. Syrors kemiska egenskaper 21
§3. Mark 24
3.1. Basklassificering 24
3.2. Metoder för att erhålla baser 25
3.3. Kemiska egenskaper för baser 27
KAPITEL 3. Salter 29
§ 1. Klassificering av salter 29
2 § Metoder för att erhålla salter 30
§ 3. Salters kemiska egenskaper 33

DEL III.

KAPITEL 1 Grunderna i TERMODYNAMIK 3
§ 1.1. Grundläggande definitioner 3
§ 1.2. Termodynamikens nolllag (början) 6
§ 1.3. Termodynamikens första lag (början) 6
§ 1.3.2. Standardvärme (entalpi) för bildning av förening 9
§ 1.3.3. Standardentalpi för förbränning 10
§ 1.3.4. Standardenergi (entalpi) för en kemisk bindning 10
§ 1.3.5. Standardentalpi för sublimering, förångning och smältning 11
§ 1.3.6. Elektronaffinitet, joniseringspotential, elektronegativitet 11
§ 1.3.7. Hess lag 13
§ 1.3.8. Born-Haber cykel 14
§ 1.3.9. Kirchhoffs lag 16
§ 1.4. Termodynamikens andra lag (början) 17
§ 1.4.1. Definition av entropi utifrån klassisk termodynamik 18
§ 1.4.3. Statistisk tolkning av begreppet entropi 19
§ 1.4.4. Gibbs gratis energi 21
§ 1.4.5. Kemisk potential 22
§ 1.4.6. Kemisk jämvikt 23
§ 1.4.7. Reaktionsriktning 31
KAPITEL 2 Grunderna i KINETIKEN 35
§2.1. Kemisk reaktionshastighet 35
§ 2.2. Faktorer som påverkar hastigheten för en kemisk reaktion 37
§ 2.3. Experimentella metoder för att bestämma hastighetskonstanter för en kemisk reaktion 47