Курс хімії у школах починається у 8-му класі з вивчення загальних основ науки: описуються можливі види зв'язку між атомами, типи кристалічних ґрат та найбільш поширені механізми реакцій. Це стає фундаментом вивчення важливого, але більш специфічного розділу - неорганіки.

Що це таке

Це наука, яка розглядає принципи будови, основні властивості та реакційну здатність усіх елементів таблиці Менделєєва. Важливу роль неорганіці грає Періодичний закон, який упорядковує систематичну класифікацію речовин зі зміни їхньої маси, номери і типу.

Курс охоплює і сполуки, що утворюються при взаємодії елементів таблиці (виняток становить лише область вуглеводнів, що у главах органіки). Завдання з неорганічної хімії дозволяють відпрацювати отримані теоретичні знання практично.

Наука в історичному аспекті

Назва "неорганіка" з'явилася відповідно до уявлення, що вона охоплює частину хімічного знання, яка не пов'язана з діяльністю біологічних організмів.

Згодом було доведено, більшість органічного світу може виробляти і «неживі» сполуки, а вуглеводні будь-якого типу синтезуються за умов лабораторії. Так, з амонію ціанату, що є сіллю в хімії елементів, німецький учений Велер зміг синтезувати сечовину.

Щоб уникнути плутанини з номенклатурою та класифікацією типів досліджень обох наук, програма шкільного та університетського курсів слідом за загальною хімією передбачає вивчення неорганіки як фундаментальну дисципліну. У науковому світі зберігається аналогічна послідовність.

Класи неорганічних речовин

Хімія передбачає таку подачу матеріалу, за якої вступні глави неорганіки розглядають Періодичний закон елементів. особливого типу, що заснована на припущенні, що атомні зарядиядер впливають на властивості речовин, причому ці параметри змінюються циклічно. Спочатку таблиця будувалася як відображення збільшення атомних мас елементів, але незабаром дана послідовність була відкинута через її неспроможність у тому аспекті, у якому вимагають розгляду цього питання. неорганічні речовини.

Хімія, крім таблиці Менделєєва, передбачає наявність близько сотні фігур, кластерів і діаграм, що відбивають періодичність якостей.

Нині популярним є зведений варіант розгляду такого поняття, як класи неорганічної хімії. У стовпцях таблиці вказуються елементи залежно від фізико-хімічних властивостей, у рядках – аналогічні один одному періоди.

Прості речовини у неорганіці

Знак у таблиці Менделєєва та проста речовина у вільному стані – найчастіше різні речі. У першому випадку відображається лише конкретний виглядатомів, у другому - тип з'єднання частинок та їх взаємовплив у стабільних формах.

Хімічний зв'язок у найпростіших речовинах зумовлює їх розподіл на сімейства. Так, можна назвати два великі різновиди груп атомів - метали і неметали. Перше сімейство налічує 96 елементів із 118 вивчених.

Метали

Металевий тип передбачає наявність однойменного зв'язку між частинками. Взаємодія заснована на усуспільненні електронів решітки, що характеризується неспрямованістю та ненасиченістю. Саме тому метали добре проводять тепло, заряди, мають металевий блиск, ковкість і пластичність.

Умовно метали знаходяться ліворуч у таблиці Менделєєва під час проведення прямої лінії від бору до астату. Елементи, близькі до цієї межі, найчастіше носять прикордонний характері і виявляють двоїстість властивостей (наприклад, германій).

Метали здебільшого утворюють основні сполуки. Ступені окиснення таких речовин зазвичай не перевищують двох. У групі металевість підвищується, а періоді зменшується. Наприклад, радіоактивний францій виявляє більш основні властивості, ніж натрій, а сімействі галогенів у йоду навіть утворюється металевий блиск.

Інакше справа в періоді - завершують підрівні перед якими знаходяться речовини з протилежними властивостями. У горизонтальному просторі таблиці Менделєєва реакційна здатність елементів, що виявляється, змінюється від основної через амфотерну до кислотної. Метали – добрі відновники (приймають електрони при утворенні зв'язків).

Неметали

Цей вид атомів включають основні класи неорганічної хімії. Неметали займають праву частину таблиці Менделєєва, виявляючи типово кислотні властивості. Найчастіше дані елементи зустрічаються як сполук один з одним (наприклад, борати, сульфати, вода). У вільному молекулярному стані відоме існування сірки, кисню та азоту. Існує також кілька двоатомних газів-неметалів - крім двох вищезгаданих, до них можна віднести водень, фтор, бром, хлор та йод.

Є найпоширенішими речовинами землі - особливо часто зустрічаються кремній, водень кисень і вуглець. Йод, селен і миш'як поширені дуже мало (сюди ж можна віднести радіоактивні та нестійкі конфігурації, що розташовані в останніх періодах таблиці).

У сполуках неметали поводяться переважно як кислоти. Є потужними окисниками за рахунок можливості приєднання додаткової кількості електронів для завершення рівня.

у неорганіці

Крім речовин, які представлені однією групою атомів, розрізняють сполуки, що включають декілька різних конфігурацій. Такі речовини можуть бути бінарними (що складаються з двох різних частинок), три-, чотириелементними тощо.

Двоелементні речовини

Особливого значення бінарності зв'язку в молекулах надає хімія. Класи неорганічних сполук також розглядаються з погляду утвореного між атомами зв'язку. Вона може бути іонною, металевою, ковалентною (полярною чи неполярною) або змішаною. Зазвичай такі речовини чітко виявляють основні (за наявності металу), амфортерні (двійні - особливо для алюмінію) або кислотні (якщо є елемент зі ступенем окислення від +4 і вище) якості.

Триелементні асоціати

Теми неорганічної хімії передбачають розгляд цього виду об'єднання атомів. З'єднання, що складаються з більш ніж двох груп атомів (найчастіше неорганіки мають справу з триелементними видами), зазвичай утворюються за участю компонентів, що значно відрізняються один від одного за фізико-хімічними параметрами.

Можливі види зв'язку - ковалентний, іонний та змішаний. Зазвичай триелементні речовини з поведінки схожі на бінарні за рахунок того, що одна з сил міжатомної взаємодії значно міцніша за іншу: слабка формується в другу чергу і має можливість дисоціювати в розчині швидше.

Класи неорганічної хімії

Переважну більшість неорганіки речовин, що вивчаються в курсі, можна розглянути за простою класифікацією залежно від їх складу і властивостей. Так, розрізняють оксиди та солі. Розгляд їхнього взаємозв'язку краще почати зі знайомства з поняттям окислених форм, у яких можуть опинитися майже будь-які неорганічні речовини. Хімія таких асоціатів розглядається в розділах про оксиди.

Оксиди

Окис є сполукою будь-якого хімічного елемента з киснем у ступені окисленості, що дорівнює -2 (у пероксидах -1 відповідно). Утворення зв'язку відбувається за рахунок віддачі та приєднання електронів з відновленням 2 (коли найбільш електронегативним елементом є кисень).

Можуть виявляти і кислотні, і амфотерні та основні властивості залежно від другої групи атомів. Якщо оксиді він перевищує ступеня окислення +2, якщо неметал - від +4 і від. У зразках із двоїстою природою параметрів досягається значення +3.

Кислоти в неорганіці

Кислотні сполуки мають реакцію середовища менше 7 за рахунок вмісту катіонів водню, які можуть перейти в розчин і замінити згодом іоном металу. За класифікацією є складними речовинами. Більшість кислот можна отримати шляхом розведення відповідних оксидів водою, наприклад, утворюючи сірчану кислоту після гідратації SO 3 .

Основна неорганічна хімія

Властивості даного виду сполук обумовлені наявністю гідроксильного радикала ВІН, який дає реакцію середовища вище 7. Розчинні основи називаються лугами, вони є найсильнішими в цьому класі речовин за рахунок повної дисоціації (розпаду на іони рідини). Група ВІН при утворенні солей може замінюватись кислотними залишками.

Неорганічна хімія - це двоїста наука, яка може описати речовини з різних точок зору. У протолітичній теорії основи розглядаються як акцептори катіону водню. Такий підхід розширює поняття про цей клас речовин, називаючи лугом будь-яку речовину, здатну прийняти протон.

Солі

Цей вид сполук знаходиться між підставами і кислотами, оскільки є продуктом їхньої взаємодії. Так, як катіон виступає зазвичай іон металу (іноді амонію, фосфонію або гідроксонію), а як аніонна речовина - кислотний залишок. При утворенні солі водень замінюється іншою речовиною.

Залежно від співвідношення кількості реагентів та його сили стосовно друг до друга раціонально розглядати кілька видів продуктів взаємодії:

• основні солі утворюються, якщо гідроксильні групи заміщені не повністю (такі речовини мають лужну реакцію середовища);
• кислі солі утворюються у протилежному випадку - при нестачі реагуючої основи водень частково залишається у поєднанні;
• найвідомішими і найпростішими для розуміння є середні (або нормальні) зразки - вони є продуктом повної нейтралізації реагентів з утворенням води та речовини тільки з катіоном металу або його аналогом та кислотним залишком.

Неорганічна хімія - це наука, що передбачає розподіл кожного з класів на фрагменти, що розглядаються в різний час: одні – раніше, інші – пізніше. При більш поглибленому вивченні розрізняють ще 4 види солей:

• Подвійні містять єдиний аніон за наявності двох катіонів. Зазвичай такі речовини утворюються в результаті зливання двох солей з однаковим кислотним залишком, але різними металами.
• Змішаний тип протилежний попередньому: його основою є один катіон із двома різними аніонами.
• Кристаллогідрати - солі, у формулі яких є вода в кристалізованому стані.
• Комплекси - речовини, в яких катіон, аніон або обидва представлені у вигляді кластерів з утворюючим елементом. Такі солі можна отримати переважно у елементів підгрупи.

Як інші речовини, включені в практикум з неорганічної хімії, які можна класифікувати як солі або як окремі глави знання, можна назвати гідриди, нітриди, карбіди та інтерметаліди (з'єднання декількох металів, які не є сплавом).

Підсумки

Неорганічна хімія - це наука, яка цікавить кожного фахівця даної сфери незалежно від його інтересів. Вона включає перші розділи, що вивчаються в школі з даного предмета. Курс неорганічної хімії передбачає систематизацію великих обсягів інформації відповідно до зрозумілої та простої класифікації.

Кафедра хімії виникла невдовзі після перетворення інтернату №18 у Спеціалізований навчально-науковий центр МГУ (Постанова Ради Міністрів СРСР №1241 від 01.10.88р. та наказ Держкомосвіти від 16.11.88г.).

До цього хімію в інтернаті викладали:

Вєдєнєєва Марина Сергіївна- З 1964 по 1980 р.
- З 1980 по 1991 р.
Табаченко Наталія Володимирівна- З 1986 по 1989 р.

З 13 листопада 1989 р. до занять у СУНЦ розпочав перший спеціалізований хімічний клас. Тоді до нього було зараховано 18 школярів. Не всі дійшли до "фінішу" - у 1991 р. у першому хімічному випуску налічувалося лише 8 осіб.

Склад викладачів кафедри хімії з 1989р. суттєво не змінювався. На кафедрі хімії працювали та працюють:

Галин Олексій Михайлович	(к.х.н., доцент) - з 1991 р. до наст. час
Загорський В'ячеслав Вікторович	(д.пед.н., професор) – з 1989 р. по наст. час
Менделєєва Катерина Олександрівна	(к.х.н., доцент) - з 1990 р. до наст. час
Морозова Наталія Ігорівна	(к.х.н., ст.виклад.) - з 1990 р. до наст. час
Колясніков Олег Володимирович	(помічник) - з 2004 р. по наст. час
Кубарьов Олексій В'ячеславович	(помічник) - з 2005 р. по наст. час
Сігєєв Олександр Сергійович	(к.х.н., асистент) – з 2008 по наст. час
Альошин Гліб	(лаборант) – з 2009 по наст. час
Коренєв Юрій Михайлович (10.05.1936 - 09.08.2010)	(д.х.н., професор, зав. кафедрою) – з 1989 р. по 2010 р.
Батаєва Олена Вікторівна	(к.пед.н., асист.) – з 1990 по 1993 р.
Піркуліїв Намиг Шарафеддін-огли	(помічник) - з 1997 по 1999 р.
Присяжнюк Валентина Вікторівна
Тетяна Ірина Василівна	(помічник) - з 1989 по 1991 р.
Чуранов Сергій Сергійович	(к.х.н., доцент) – з 1989 по 1997 р.
Батаєв Вадим Альбертович	(к.х.н.) – з 1997 по 1998 р.

За період з 1991 по 2010 рік відбулося 20 випусків хімічного класу СУНЦ – лише 361 особа. З них 298 випускників (83%) надійшли до МДУ. Більшість – 214 випускників – вступили на хімічний факультет та факультет наук про матеріали. Випускники хімічного класу навчалися та навчаються також на фізичному (16), механіко-математичному (15), біологічному (7), геологічному (6) факультетах, факультеті обчислювальної математики та кібернетики (9), факультеті фундаментальної медицини (6), ґрунтознавства (9) ). Надходять хлопці та інші ВНЗ - ВХК РАН, РХТУ, МІФІ, Медичну академію тощо.

Заняття у хімічному класі СУНЦ МДУ проводяться у навчальному корпусі СУНЦ (лекції та семінари) та на Хімічному факультеті МДУ (практикуми з аналітичної, органічної та неорганічної хімії).

Заняття у хімічному та фізико-математичних класах проводяться за оригінальними програмами та підручниками, авторами яких є викладачі кафедри. Крім базового курсувикладачі кафедри хімії ведуть факультативи:

• Термодинаміка та кінематика швидких та екзотермічних реакцій (Загорський В. В.)
• Хімія англійською (Менделєєва Є. А.)
• Людина і речовина (Менделєєва Є. А.)
• Методи вирішення задач з хімії (Галін А. М.)
• Геноміка (Колясніков О. В.)
• Хімія білка (Колясніков О. В.)
• Нанотехнології - назустріч наноміру (Смирнов Є. А.)
• Фехтування (Колясніков О. В.)
• Органічний лікнеп (Морозова Н. І.)
• Підготовка до ЄДІ (Галін А.М., Кубарьов А. В.)
• Вечірній клуб (Загорський В. В.)

Викладачі кафедри хімії багаторазово отримували гранти "Соросовський учитель", вони беруть участь в організації та проведенні хімічних олімпіад школярів, літніх шкіл для старшокласників та семінарів для шкільних учителів.

Викладачі кафедри хімії видали такі навчальні посібники:

• 
  Органічна хімія. Частина I. Теорія будови органічних речовин.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, 1997. – 48 с.
• Менделєєва Є. А., Морозова Н. І.
  Органічна хімія. Частина ІІ. Вуглеводні.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, Вид-во Моск. ун-ту, 1999. - 64 с.
  ISBN 5-211-02588-1
• Коренєв Ю. М., Овчаренко В. П.
  Загальна та неорганічна хімія. Частина І.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, 1998. – 63 с.
• Ю.М.Корєнєв, Н.І.Морозова, А.І.Жиров
  Практикум з неорганічної хімії.
  М: Школа ім. А.Н Колмогорова, Изд. МДУ, 1999. – 64 с.
• Коренєв Ю.М., Овчаренко В.П., Менделєєва Є.А., Морозова Н.І.
  Хімія. Частина І.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, 2000. – 72 с.
• Коренєв Ю. М., Овчаренко В. П., Єгоров Є. М.
  Загальна та неорганічна хімія. Частина ІІ. Основні класи неорганічних сполук.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, Видавництво Московського університету, 2000. - 36 с.
  
• Піркулієв Н. Ш.
  Олімпіадні завдання з хімії. Типи завдань та методи їх вирішення.
  М.: Школа імені А. Н. Колмогорова, «Самоосвіта», 2000. - 160 с.
  
• Загорський В. В.
  Вогні кумедні. Феєрверк: історія, теорія, практика.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, «Самоосвіта», 2000. - 64 с.
• Менделєєва Є.А., Морозова Н.І.
  Органічна хімія. Частина ІІІ. Кисневмісні та азотовмісні органічні сполуки.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, Видавництво Московського університету, 2001. - 56 с.
  
• Коренєв Ю.М., Овчаренко В.П.
  Загальна та неорганічна хімія. Частина ІІІ. Основи хімічної термодинаміки та кінетики.
  М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, Видавництво Московського університету, 2002. - 48 с.
  
• Морозова Н.І., Загорський В.В.
  Корисні поради.
  М: МАКС Прес, 2003. - 31 с.
• Коренєв Ю.М.
Загальна та неорганічна хімія. Частина IV. Фізико-хімічні властивості розчинів.
М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, Видавництво Московського університету, 2004. - 49 с.
• Морозова Н.І., Загорський В.В.
  Як перемогти на іспиті.
  М., 2006. - 34 с.
• Коренєв Ю.М., Овчаренко В.П., Морозова Н.І.
Загальна та неорганічна хімія. Частина I. Основні поняття, будова атома, хімічний зв'язок.
М: Школа ім. А.Н.Колмогорова, МАКС Прес, 2008. - 81 с.
• Морозова Н.І.
  Ідентифікація речовин.
  М: МАКС Прес, 2008. - 35 с.

Методичний досвідроботи викладачів кафедри хімії описано в наступних публікаціях:

• Варіант викладу у фізико-математичній школі теми "Будова атома та Періодичний закон".
  Загорський В.В.
  Російський хімічний журнал (ЖРГО ім. Д.І.Менделєєва), 1994, т. 38, №4, с.37 - 42
• Нестандартні завдання з хімії
  В.В.Загорський, А.М.Галін, Є.А.Менделєєва, Н.І.Морозова
  Російський хімічний журнал (ЖРХО ім.Д.І.Менделєєва), 1994, т.38, №4, с.89 - 90
• Викладання хімії у класах фізико-математичного та економічного профілю СУНЦ МДУ
  Галін.А.М., Загорський В.В., Менделєєва Є.А.
  Міжнародний семінар з викладання хімії в школі "Пущинська осінь – 96" (зб. матеріалів), Москва, 1996. – 29 с.
• Загорський В.В.
  Від "педагога" до Вчителя. Як стати "зіркою".
  М: Видавництво. відділ УНЦ ДО МДУ, 1998 – 96с.
• Хімія у випускних класах середньої школи: зворотний за допомогою анонімного тестування.
  А.М.Галін, В.В.Загорський, Є.А.Менделєєва
  Матеріали XLV Герценовських читань (Всеросійської науково-практичної конференції) (13 – 16 травня 1998), С.-Петербург,
  с.48 – 49.
• Правда про випускні (Як знають хімію випускники шкіл)
  В.Загорський, Є.Менделєєва, О.Галін, Н.Морозова
  Вчительська газета, №7, 23 лютого 1999 р., с.8
• Підготовка до наукової діяльностіобдарованих старшокласників: необхідність альтернативи науковому світогляду
  В.В.Загорський
  У сб. тез доповідей Міжнародного конгресу "Наука та освіта на порозі ІІІ-го тисячоліття", Мінськ, 3 - 6.10.2000, книга 1, стор.56-57
• Завдання освіти ХХІ століття - формування екологічного світогляду
  Є.А.Менделєєва
  У сб. тез доповідей Міжнародного конгресу "Наука та освіта на порозі ІІІ-го тисячоліття", Мінськ, 3 - 6.10.2000, книга 2, стор.91-92

В.В. Загорський

Загальна та неорганічна хімія - У трьох частинах - Коренєв Ю.М., Овчаренко В.П. - 2000, 2002.

Даний методичний посібник складено відповідно до програми курсу неорганічної хімії та читаного учням хіміко-біологічного відділення Школи імені О. М. Колмогорова Спеціалізованого навчально-наукового центру МДУ.
Книга знайомить з основними класами неорганічних сполук, їх властивостями та способами одержання.

ГЛАВА I. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ І ВИЗНАЧЕННЯ 3
1.1. Будова речовини 3
1.2. Кількісні співвідношення в хімії 9
1.3. Хімічні символи та формули 13
РОЗДІЛ ІІ. БУДОВА АТОМА 20
2.1. Ранні моделі атома 20
2.2. Квантовомеханічна модель будови атома 26
РОЗДІЛ ІІІ. ХІМІЧНИЙ зв'язок 41
3.1. Заголовок 41
3.2. Метод валентних зв'язків 47
3.3. Метод молекулярних орбіталей 53

РОЗДІЛ 1. Оксиди 3
§ 1. Фізичні властивостіоксидів 3
§ 2. Класифікація оксидів та закономірності зміни хімічних властивостей.
2.1. Класифікація оксидів за хімічними властивостями 4
2.2. Закономірності зміни властивостей оксидів 5
§ 3. Способи одержання оксидів 7
§4. Хімічні властивості оксидів 9
4.1. Основні оксиди 9
4.2. Кислотні оксиди 10
4.3. Амфотерні оксиди 10
4.4. Загальні хімічні властивості оксидів
ГЛАВА 2. Кислоти та ПІДСТАВИ 13
§ 1. Теорії кислот та основ 13
1.1. Електролітична теорія 13
1.2. Протолітична теорія 13
1.3. Електронна теорія 14
§2. Кислоти 16
2.1. Класифікація кислот 16
2.2. Способи одержання кислот 19
2.3. Загальні методи одержання будь-яких кислот 19
2.4. Хімічні властивості кислот 21
§3. Підстави 24
3.1. Класифікація підстав 24
3.2. Способи отримання підстав 25
3.3. Хімічні властивості основ 27
Розділ 3. Солі 29
§ 1. Класифікація солей 29
§ 2. Способи одержання солей 30
§ 3. Хімічні властивості солей 33

Розділ 1 Основи термодинаміки 3
§ 1.1. Основні визначення 3
§ 1.2. Нульовий закон (початок) термодинаміки 6
§ 1.3. Перший закон (початок) термодинаміки 6
§ 1.3.2. Стандартна теплота (ентальпія) утворення сполуки 9
§ 1.3.3. Стандартна ентальпія згоряння 10
§ 1.3.4. Стандартна енергія (етальпія) хімічного зв'язку 10
§ 1.3.5. Стандартна ентальпія сублімації, випаровування та плавлення 11
§ 1.3.6. Спорідненість до електрона, потенціал іонізації, електронегативність 11
§ 1.3.7. Закон Геса 13
§ 1.3.8. Цикл Борна-Габера 14
§ 1.3.9. Закон Кірхгофа 16
§ 1.4. Другий закон (початок) термодинаміки 17
§ 1.4.1. Визначення ентропії з позицій класичної термодинаміки 18
§ 1.4.3. Статистична інтерпретація поняття ентропії 19
§ 1.4.4. Вільна енергія Гіббса 21
§ 1.4.5. Хімічний потенціал 22
§ 1.4.6. Хімічне рівновагу 23
§ 1.4.7. Напрямок перебігу реакцій 31
Розділ 2 Основи кінетики 35
§2.1. Швидкість хімічної реакції 35
§ 2.2. Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції 37
§ 2.3. Експериментальні методи визначення констант швидкості хімічної реакції 47

Безкоштовно завантажити електронну книгуу зручному форматі, дивитися та читати:
Скачати книгу Загальна та неорганічна хімія - У трьох частинах - Коренєв Ю.М., Овчаренко В.П. - fileskachat.com, швидке та безкоштовне скачування.

Завантажити zip
Нижче можна купити цю книгу по кращою ціноюзі знижкою з доставкою по всій Україні.

«Загальна та неорганічна хімія Частина I ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ, БУДОВА АТОМА, ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК Школа імені О.М. До 66...»

-- [ Сторінка 1 ] --

Ю.М.Корєнєв, В.П.Овчаренко

неорганічна хімія

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ, БУДОВА АТОМА,

ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК

Школа імені О.М.Колмогорова

Видавництво Московського університету

Коренєв Ю.М., Овчаренко В.П.

До 66 Загальна та неорганічна хімія. Курс лекцій. Частина І.

Основні поняття, будова атома, хімічний зв'язок. - М.:

Школа імені А. Н. Колмогорова, Видавництво Московського університету, 2000. - 60 с.

ISBN 5-211-04200-X Цей методичний посібник складено відповідно до програми курсу неорганічної хімії та читаного учням хіміко-біологічного відділення Школи імені О. М. Колмогорова Спеціалізованого навчально-наукового центру МДУ.

Книга знайомить з основними класами неорганічних сполук, їх властивостями та способами одержання.

ISBN 5-211-04200-X © Ю.М.Корєнєв, В.П.Овчаренко, 1998 р.

© І.М.Коровін - оформлення, 2000 р.

Глава I Основні поняття та визначення 1.1. Будова речовини Одним з основних понять хімії та інших наук є атом. Цей термін має давнє походження; він налічує вже близько 2500 років. Вперше поняття атома зародилося у Стародавню Грецію, приблизно V V в. до зв. е. Основоположниками атомістичного вчення були давньогрецькі філософи Левкіпп1 та його учень Демокріт. Саме вони висунули ідею про дискретну будову матерії та ввели термін «АТОМ».

Вчення Демокріта не набуло широкого поширення, і протягом великого історичного періодуу хімії (а за часів середньовіччя – алхімії) панувала теорія Арістотеля (384 – 322 рр. до н. е.).

Згідно з вченням Аристотеля, основними засадами природи є абстрактні «принципи»: холод, тепло, сухість і вологість, при комбінації яких утворюються чотири основні «елементи-стихії»:

земля, повітря, вогонь та вода.

І лише на початку XIX століття англійський вчений Джон Дальтон повертається до атомів як найменших частинок матерії та вводить у науку цей термін. Цьому передували роботи таких чудових учених, як Р. Бойль (у книзі «Хімік-скептик» він завдав нищівного удару за уявленнями алхіміків), Дж. Прістлі та К. В. Шееле (відкриття кисню), Г. Кавендіш (відкриття водню), А. Л. Лавуазьє (спроба скласти першу таблицю простих речовин), М. В. Ломоносов (основні положення атомно-молекулярного вчення, закон збереження маси), Ж. Л. Пруст (закон сталості складу) та багато інших.

Відкриття у сфері фізики, зроблені наприкінці ХІХ – першої третини ХХ століть, змусили вчених інакше дивитись на атомномолекулярное вчення. Виявилося, що атом має складну будову і не є найменшою частинкою матерії.

Тут ми не будемо наводити застаріле визначення цього поняття, а відразу дамо формулювання, що базується на сучасних уявленнях.

1 Левкіпп () – давньогрецька. філософ. Про життя Левкіпа практично нічого не відомо.

Глава I Атом (грец. µ – неподільний) – це найменша частка хімічного елемента, здатна до самостійного існування і є носієм його властивостей. Атом є електронейтральної мікросистеми, що складається з позитивно зарядженого ядра і відповідного числа електронів.

Хімічний елемент – вид атомів із однаковим зарядом ядра.

Хімічний елемент – це поняття, а чи не матеріальна частка. Це не атом, а сукупність атомів, що характеризуються певною ознакою– однаковим зарядом ядра.

Електрон [ін.грец. – бурштин (добре електризується при терті)] – стабільна елементарна частка, що має масу спокою, що дорівнює 9,109 10–31 кг = 5,486 10–4 а. е. м.2, і несе елементарний негативний заряд, що дорівнює 1,6 10-19 Кл.

У хімії та у фізиці при вирішенні багатьох завдань заряд електрона приймають за – 1 і заряди всіх інших частинок виражають у цих одиницях. Електрони входять до складу всіх атомів.

Протон (грец. – перший) – елементарна частка, що є складовою ядер атомів всіх хімічних елементів, має масу спокою mp =1,672 10–27 кг = 1,007 а. е. м. і елементарним позитивним електричним зарядом, що дорівнює за величиною заряду електрона, тобто 1,6 10-19 Кл.

Число протонів у ядрі визначає порядковий номер хімічного елемента.

Нейтрон (лат. neutrum – ні те, ні інше) – електрично нейтральна елементарна частка з масою спокою, що дещо перевищує масу спокою протона mn = 1,675 10–27 кг = 1,009 а. е. м.

Поряд з протоном нейтрон входить до складу всіх атомних ядер (за винятком ядра ізотопу водню 1Н, що є одним протоном).

Елементарна Позначений 2а. е. м. - атомна одиниця маси, див. нижче.

Узагальнююча (групова) назва протонів та нейтронів – нуклони.

Масове число – загальна кількість нуклонів (протонів та нейтронів) в ядрі.

Ядро атома складається з протонів, число яких дорівнює порядковому номеру елемента (Z) і нейтронів (N). A = Z + N, де A – масове число.

Нукліди (лат. Nucleus – ядро) – загальна назва атомних ядер, характеризуються певною кількістю протонів і нейтронів (величиною позитивного заряду та масовим числом).

Щоб вказати хімічний елемент, досить назвати лише одну величину – заряд ядра, т. е. порядковий номер елемента Періодичної системі. Для визначення нукліду цього недостатньо – треба зазначити також його масове число.

Іноді, не зовсім точно, поняття «нуклід» відносять не до ядра, а до всього атома.

Ізотопи (грец. – однаковий + – місце) – нукліди, що мають однакове числопротонів, але різняться масовими числами.

Ізотопи - нукліди, що займають одне і те ж місце в Періодичній системі, тобто атоми одного і того ж хімічного елемента.

Наприклад: 11 Na, 23 Na, 24 Na – ізотопи натрію.

Ізобари (грецьк. – рівний + – вага) – нукліди, що мають однакові масові числа, але різне число протонів (тобто.

що відносяться до різних хімічних елементів), наприклад, 90Sr, 90Y, Ізотони – нукліди з однаковим числом нейтронів.

Досить довго хіміки не робили чіткої різниці між атомами та молекулами простих речовин. У 1811 р. А. Авогадро запропонував гіпотезу, яка дозволяла однозначно визначити ці поняття, проте сучасники її не оцінили, і вона отримала визнання тільки в 1860 р., після першого міжнародного з'їзду хіміків, що відбувся в Карлсруе (Німеччина), коли молекула стала розумітися як дрібна частка речовини, що бере участь у його хімічних перетвореннях. У міру розвитку природничих наук визначення молекули зазнало деяких змін.

Молекула (зменшувана від латів. moles – маса) – це найменша частка речовини, що визначає його властивості. Складається з атомів одного або різних хімічних елементів та існує як єдина система атомних ядер та електронів. У разі одноатомних молекул (наприклад, благородних газів) поняття атома та молекули збігаються.

Атоми утримуються у молекулі з допомогою хімічних зв'язків.

У хімії, крім атомів та молекул, доводиться розглядати й інші структурні одиниці: іони та радикали.

Іони (грец. – що йде) – електрично заряджені частинки, що утворилися з атомів (або атомних груп) внаслідок приєднання чи втрати електронів.

Позитивно заряджені іони називаються катіонами (грец. – вниз + іон), негативно заряджені – аніонами (грец. – вгору + іон).

Наприклад, K+ – катіон калію, Fe2+ – катіон заліза, NH + – катіон амонію, Cl– – аніон хлору (хлорид-аніон), S2– – аніон сірки (сульфіданіон), SO 2 – сульфат-аніон.

Радикали (лат. radicalis – корінний) – частки (атоми чи групи атомів) з неспареними електронами.

Вони мають високу реакційну здатність. Наприклад, H – радикал водню, Cl – радикал хлору, CH3 – радикал-метил. У той самий час парамагнітні молекули, наприклад, O2, NO, NO2, мають неспарені електрони, є радикалами.

Проста речовина – речовина, що складається з атомів хімічного елемента.

Проста речовина – форма існування хімічного елемента.

Багато елементів можуть бути у вигляді кількох простих речовин, наприклад, вуглець (графіт, алмаз, карбін, фулерени), фосфор (білий, червоний, чорний), кисень (озон, кисень).

Відомо близько 400 найпростіших речовин.

Алорпія (грецьк. – інший + – поворот) – здатність хімічного елемента існувати у вигляді двох або декількох простих речовин, що відрізняються кількістю атомів у молекулі (наприклад, O2 та O3) або різною структурою кристалів (графіт та алмаз).

Поліморфізм (грец. µ – різноманітний) – здатність твердих речовин існувати у двох або кількох формах з різною кристалічною структурою та різними ж властивостями.

Такі форми називають поліморфними модифікаціями.

Наприклад, FeS2 може утворювати дві речовини з різними кристалічними структурами (поліморфні модифікації): одне називається пірит, інше – марказит. Чи є ці речовини аллотропними модифікаціями? Не є.

Алотропія відноситься тільки до простих речовин і розглядає як відмінність у складі їх молекул, так і відмінність у будові кристалічних ґрат. Якщо йдеться про відмінність у будові кристалічних ґрат простих речовин, то поняття поліморфізм та алотропія збігаються, наприклад, про графіт та алмаз можна сказати, що це алотропні форми, а можна – поліморфні форми.

Можливість утворення двох і більше видів молекул, Кисень. Утворює дві алотропні форми: O2 та O3 – озон. Вони розрізняються як за фізичними, так і за хімічними властивостями.

Кисень O2 – безбарвний газ, без запаху. Озон O3 – газ блакитного кольоруз характерним запахом (навіть свою назву він одержав від грец.

(ozein) – пахнути).

У рідкому та твердому станах кисень забарвлений у блідо-блакитний колір. Озон у рідкому стані інтенсивно забарвлений у фіолетовий колір, у твердому стані має чорно-фіолетовий колір.

Кисень парамагнітний, озон діамагнітний.

За хімічною активністю кисень та озон різко різняться. Озон більш реакційноздатний, ніж кисень, і виявляє сильніші окисні властивості.

Незважаючи на те, що кисень взаємодіє майже з усіма елементами у вільному вигляді, у багатьох випадках ці реакції протікають лише за підвищеної температури. Озон же реагує з багатьма речовинами в умовах, коли кисень залишається інертним, наприклад, Озон окислює ртуть і срібло в оксиди.

фосфор. Відомі дві алотропні форми фосфору: біла та червона.

Білий фосфор складається з тетраедричних молекул P4. Червоний фосфор можна як полімерні молекули P. Безумовно, у твердому стані ці модифікації відрізняються і будовою кристалічних решіток, і фізичними властивостями.

Всі алотропні форми фосфору також виявляють значну відмінність і в хімічних властивостях, які, перш за все, полягають у їхній різній реакційній здатності. Білий фосфор – активніша, а червоний – менш активна форми.

Білий фосфор повільно окислюється на повітрі вже за нормальної температури (чому обумовлено світіння білого фосфору), тоді як червоний стійкий повітря і спалахує лише за нагріванні.

Освіта різних кристалічних ґрат Цей випадок алотропії можна розглядати також і як поліморфізм простих речовин.

Вуглець. Для вуглецю відомо кілька алотропних модифікацій:

графіт, алмаз, карбін, фулерени.

Графіт і алмаз утворюють атомні кристалічні грати, що розрізняються за будовою. Ці дві речовини різко розрізняються і за своїми фізичними властивостями: алмаз безбарвний, прозорий, графіт чорно-сірого кольору, непрозорий, алмаз – найтвердіша речовина, графіт – м'який, алмаз не проводить електричний струм, графіт проводить електричний струм. За звичайних умов алмаз є метастабільною (менш стійкою) формою. При нагріванні алмазу (t> 1000 ° С) він незворотно переходить у графіт. Перехід графіту в алмаз протікає за вищої температури і обов'язково за дуже високому тиску.

Олово. Добре відомі дві алотропні форми олова – сіре та біле.

Сіре олово (-олово) існує при температурі нижче 13,2 ° С, виявляє напівпровідникові властивості, дуже тендітна речовина з щільністю 5,846 г/см3.

Біле олово (-олово) – за фізичними властивостями типовий метал сріблясто-білого кольору, добре проводить тепло та електричний струм, пластичний, щільність 7,295 г/см3 стійко в інтервалі температур 13,2 – 173°С. Вище цієї температури -олово переходить в іншу модифікацію -олово, яке має іншу будову кристалічних ґрат і щільність 6,54 г/см3.

Багато поліморфні (або алотропні) модифікації можуть бути в метастабільному стані, тобто існувати тривалий час за умов для них не характерних («в чужій області»).

Наприклад, біле олово може переохолоджуватись і існувати тривалий час при температурі нижче 13,2°С, однак його стан за цих умов нестійкий, тому механічні пошкодження, різке струсіння тощо можуть викликати різкий перехід у форму. Це добре відоме явище назвали «олов'яною чумою».

Домішки також істотно впливають на перехід з однієї форми в іншу. Наприклад, незначна домішка вісмуту практично запобігає переходу білого олова в сіре, а добавка алюмінію, навпаки, прискорює цей перехід.

Для кожної алотропної (або поліморфної) форми існує певний інтервал температур і тисків, де ця модифікація стійка. Наприклад, при температурах до 95,6°С стійка ромбічна сірка (форма), а при вищій температурі - моноклінна (форма). Ці дві алотропні форми відрізняються одна від одної будовою кристалічних ґрат.

Складна речовина або сполука – речовина, що складається з атомів різних хімічних елементів.

Ізоморфізм (грец. – рівний, подібний + µ – форма) – здатність подібних до складу речовин утворювати змішані кристали, у яких близькі за розміром атоми, іони чи атомні угруповання випадково заміщають одне одного.

Наприклад, у кристалах алюмокалієвих галунів KAl(SO4)2 12 H2O іони калію можуть бути заміщені іонами рубідії або амонію, а іони Al3+ іонами Cr3+ або Fe3+. У цьому випадку кажуть, що катіони калію ізоморфні катіони рубідії або амонію, а катіони алюмінію ізоморфні катіони хрому або заліза.

1.2. Кількісні співвідношення в хімії Маси атомів та молекул дуже малі, і використовувати для чисельного вираження їх величин загальноприйняту одиницю виміру – кілограм – незручно. Тож висловлювання мас атомів і молекул використовують іншу одиницю виміру – атомну одиницю маси (а. е. м.).

Атомна одиниця маси (а. е. м.) – одиниця виміру мас атомів, молекул і елементарних частинок.

За атомну одиницю маси прийнято 1/12 маси нукліду вуглецю 12C.

Маса цього нукліду в одиницях СІ дорівнює 19927 10-26 кг.

Відносна атомна маса (застарілий термін – атомна вага) – маса атома, виражена в атомних одиницях маси (а. е. м).

позначається Ar.

Більшість природних хімічних елементів є сумішшю ізотопів. Тому за відносну атомну масу елемента набувають середнього значення відносної атомної маси природної суміші його ізотопів з урахуванням їх утримання в земних умовах. Саме ці значення наведені в Періодичній системі.

Наприклад, кисень має три ізотопи 16O, 17O і 18O, їх атомні маси та вміст у природній суміші наведені в таблиці 3.

Середнє значення атомної маси з урахуванням вкладу кожного ізотопу обчислюється за такою формулою:

де Ar, j - атомні маси відповідних ізотопів, ni - вміст їх у природній суміші (у мольних частках). Підставляючи в цю формулу відповідні значення таблиці 3 для атомної маси кисню, отримаємо:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Зверніть увагу на те, що атомна маса та масове число – абсолютно різні поняття: перше - маса атома, виражена в а. е. м., а друге - число нуклонів в ядрі. Атомна маса – дробова величина (має ціле значення лише ізотопу 12C), на відміну масового числа, що є цілим.

Чисельно ці величини дуже близькі; наприклад, для водню атомна маса дорівнює 1,0078, а масове число одно 1, для гелію атомна маса дорівнює 4,0026, а масове число - 4.

Відносні атомні маси мають дробові значення з наступних причин:

1) більшість елементів, що існують у природі, є сумішшю декількох ізотопів, і в Періодичній системі вказується середнє значення відносної атомної маси суміші природного ізотопного складу.

2) для моноізотопних елементів (наприклад, 23Na) це значення буде також дробовим, тому що маса нуклонів, виражена в а. е. м., не є цілим числом (див. табл. 3) і при утворенні ядра частина маси нуклонів переходить в енергію, відповідно до рівняння E зв'язку = m c2, де c = 3108 м/с - швидкість світла у вакуумі.

При утворенні будь-якого зв'язку завжди виділяється енергія, на що й витрачається частина маси частинок, що зв'язуються. У разі утворення хімічних зв'язків ця величина дуже мала, тому зміною маси тут нехтують і вважають, що маса частки, що утворилася, дорівнює сумі мас частинок, що беруть участь у її утворенні. При утворенні ядра виділяється дуже велика енергія, і «дефект маси» добре помітний.

Молекулярна маса - маса молекули, виражена в а. е. м. Маса молекули практично дорівнює сумі відносних атомних мас входять до неї атомів.

Якщо ж речовина складається не з молекул, а, наприклад, іонів (NaCl), або є олігомером [(H2O)n], то відносну молекулярну масу вказують для формульної одиниці речовини. Під формульною одиницею речовини слід розуміти хімічний склад найменшої кількості цієї речовини.

Міль – одиниця виміру кількості речовини. Позначається.

1 моль – це така кількість речовини, в якій міститься стільки ж структурних одиниць (атомів, молекул, іонів, радикалів), скільки атомів міститься в 0,012 кг ізотопу вуглецю 12C, а саме – Молярна маса речовини (М) дорівнює відношенню маси цієї речовини ( m) до його кількості ():

Колишнє визначення: маса одного молячи речовини чисельно дорівнює його молекулярній масі, але виражається в одиницях г/моль. Можливо, воно, спочатку, полегшить вирішення розрахункових завдань.

Зверніть увагу на різницю в поняттях: « молярна маса» і «молекулярна маса», схожих за звучанням, але які стосуються різного числа об'єктів: перше – це маса одного молячи речовини (тобто маса 6,022 1023 молекул), а друге – маса однієї молекули, і виражені вони у різних одиницях – г/моль та а. е. м. відповідно.

Поняття «кількість речовини» і, відповідно, одиниця його виміру – моль використовують у більшості хімічних розрахунків. Ця величина однозначно пов'язана з масою, числом структурних одиниць та обсягом (якщо це газ чи пари) речовини. Якщо задана кількість речовини, ці величини легко розрахувати.

Масова частка речовини A у системі – відношення його маси до маси всієї системи (часто цю величину виражають у %):

Усі завдання, пов'язані з розрахунками за масовими частками, слід вирішувати, використовуючи цю формулу. Щоб уникнути прикрих технічних помилок, рекомендуємо при проведенні розрахунків відразу % перевести в частки.

Об'ємна частка компонента – відношення обсягу компонента до обсягу всієї системи:

Мольна частка компонента - відношення кількості речовини (моль) компонента A до загальної кількості молей всіх компонентів системи:

Закон збереження енергії - енергія не виникає з нічого і не зникає безвісти, але окремі її види можуть переходити один в одного за строго певним еквівалентним співвідношенням.

Так, якщо енергія хімічних зв'язків у продуктах реакції більша, ніж у реагентах, то звільнена енергія виділяється у вигляді тепла, світла або за рахунок неї відбудеться робота (наприклад, вибух або рух поршня).

Закон збереження маси (М. В. Ломоносов, 1748) - маса всіх речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі всіх продуктів реакції.

З погляду атомно-молекулярного вчення закон збереження маси пояснюється так: у результаті хімічних реакцій атоми не зникають і не виникають, а відбувається їхнє перегрупування. Оскільки число атомів до реакції і після залишається незмінним, їх загальна маса також змінюється.

З цього закону проводяться всі розрахунки за рівняннями хімічних реакцій.

Закон сталості складу (Пруст, 1806) - кожна хімічна сполука має цілком певний і постійний склад.

Як наслідок цього закону випливає, що склад хімічної сполуки не залежить від способу його отримання.

Речовини, склад яких підпорядковується цьому закону, дістали назву дальтоніди. Речовини, склад яких залежить від способу одержання, називаються бертолідами (наприклад, оксиди перехідних металів).

Закон кратних відносин (Дальтон) – якщо два елементи утворюють між собою кілька з'єднань, то масові кількості одного елемента, що з'єднуються з тим самим масовим кількістю іншого, ставляться між собою як невеликі цілі числа.

Закон Авогадро (1811 р.) – у рівних обсягах різних ідеальних газів за однакових умов (температурі та тиску) міститься однакове число молекул.

Наслідки із закону Авогадро 1°. 1 моль будь-якого ідеального газу при однакових умовах (температурі та тиску) займає той самий обсяг.

За нормальних умов (н. у.):

- p = 101325 Па = 101,325 кПа = 1 атм = 760 мм рт. ст.

- молярний об'єм будь-якого ідеального газу дорівнює 22,4 л/моль (22,4 10-2 м3).

2°. Щільності ідеальних газів за однакових умов (температури та тиску) прямо пропорційні їх молярним масам:

т. к. із закону Авогадро випливає, що за однакових умов (p і t) для будь-яких ідеальних газів відношення / V = ​​const.

Для газів вводять поняття відносної густини одного газу в інший. DA(X) – відносна щільність газу Х газу А:

У хімії, як і в кожній науці, є своя система умовних знаків, знання якої необхідне розуміння цього предмета.

Хімічна символіка – це своєрідний алфавіт, з допомогою якого записують «слова» – формули сполук і «фрази» – рівняння хімічних реакцій, що тією чи іншою мірою відбивають реальні процеси.

Ще в середньовіччі відомі тоді хімічні елементи позначали умовними символами, такими ж, які використовували для позначення небесних тіл. Справа в тому, що, за уявленнями алхіміків, кожному з відомих на той час елементів відповідало своє небесне тіло.

Деякі уявлення алхіміків відображені у віршованій формі:

Позначення небесних тіл та «відповідних» їм хімічних елементів, прийняті в середні віки, представлені в таблиці 4.

Елемент Небесне тіло Символ Безумовно, такі символи для позначення хімічних елементів були дуже зручні. Більше того, до 1800 року було відомо близько хімічних елементів (щоправда, деякі ще були виділені як прості речовини, а були відомі переважно у вигляді оксидів), і використання подібної символіки стало неможливим.

Д. Дальтон запропонував інші позначення хімічних елементів, нижче наведено деякі приклади цієї символіки:

Символи хімічних елементів, запропоновані Д. Дальтон Як видно з цих прикладів, в деяких випадках Дальтон використовував початкові літери англійських назвелементів (наприклад: залізо – Iron, мідь – Copper, свинець – Lead), обведені кружком. Відомий шведський хімік XIX століття Йєнс Якоб Берцеліус, який зробив великий внесок у розробку атомістичної теорії Дальтона, запропонував абсолютно нову символіку для позначення хімічних елементів. Він вирішив, що кожному хімічному елементу повинен відповідати свій особливий знак, який одночасно був і символом хімічного елемента і позначав один атом. Як такий символ було запропоновано використовувати початкову літеру латинської назви елемента (наприклад, водень – Hidrohenium – символ H, сірка – Sulfur – S тощо). У тих випадках, коли назви двох елементів починаються з однієї й тієї ж літери, додавалася друга літера, що входить у назву цього елемента, наприклад, C – вуглець, Cu – мідь, Cd – кадмій. Так з'явилися символи хімічних елементів, якими користуються у всьому світі й досі.

Деякі елементи (наприклад, залізо, золото, свинець) відомі з давніх-давен, і їх назви мають історичне походження.

В основу назв елементів, відкритих за останні 300 років, було покладено різні принципи: за мінералом, з якого вперше було виділено цей елемент, наприклад, берилій (за назвою мінералу – берила), за назвою країни – батьківщини першовідкривача, наприклад, германій (нім. хімік К. Вінклер) на честь Німеччини, за деякими властивостями, наприклад , хлор (від грец. - Зелений), фосфор (від грец.

- Світло, - несу). Штучні елементи отримали свої назви на честь відомих вчених, наприклад, Менделеві, Ейнштейні.

Якщо символ хімічного елемента подумки вписати у квадрат, то кути цього квадрата використовують, за необхідності, додаткової інформації:

За допомогою хімічних символів записують елементи хімічні формули речовин. Наприклад, формула сірчаної кислоти H2SO4 показує, що молекула цієї сполуки складається з двох атомів водню, одного атома сірки та чотирьох атомів кисню. Використовуючи хімічні формули, записують рівняння хімічних реакцій, наприклад:

У ліву частину рівняння записують речовини, що вступають у хімічну реакцію (вихідні речовини), а в праву – речовини, що утворюються в результаті реакції (продукти реакції), причому число атомів кожного елемента в лівій частині рівняння має дорівнювати числу атомів цього елемента у правій частині (Закон збереження маси речовин).

Будь-яка хімічна формула - це умовний запис, який несе певну інформацію про дану речовину, і в залежності від того, яку інформацію хочуть повідомити, користуються різними формулами.

1°. Молекулярна формула (або брутто-формула) відображає тільки якісний і кількісний склад сполуки, тобто показує, атоми яких елементів і в якій кількості входять до складу цієї речовини, і нічого не говорить про її будову, наприклад:

2°. Графічна формула (її помилково часто називають структурною формулою) дає додаткову інформацію: крім якісного та кількісного складу вона показує, в якій послідовності атоми пов'язані один з одним, а також вказує на кратність зв'язків (проста, подвійна, потрійна):

Однак ці формули нічого не говорять про структуру молекул, тобто не відображають відносне розташування атомів у просторі.

3 °. Електронна формула несе додаткову інформацію порівняно з графічною (хоча, по суті, дуже схожа на неї) – показує, які з валентних електронів беруть участь в утворенні зв'язків, а також наявність неспарених електронів та неподілених електронних пар:

4 °. Структурна формула зображується в масштабі, відповідної проекції, що дає об'ємне уявлення про молекулу і показує відносне розташування атомів у просторі. При необхідності до структурним формуламдодаються таблиці, в яких вказують довжини зв'язків (відстань між центрами зв'язаних атомів) та валентні кути (кути між зв'язками).

5 °. Можливе використання інших варіантів формул для передачі відповідної інформації про молекулу або полегшують сприйняття інформації, наприклад показує наявність вільної орбіталі 1. Скільки атомів водню міститься в 1 л водню при н. у.?

Рішення. 1 моль будь-якого ідеального газу займає при н. у. 22,4 л, то в 1 л водню (ми можемо вважати його приблизно ідеальним газом) буде міститися = 0,045 моль молекул водню. Кожна молекула водню і двох атомів, отже, кількість атомів вдвічі більше: 2 0,045 = 0,09 моль. Щоб знайти скільки атомів знаходиться в цій кількості речовини, помножимо його на число Авогадро:

2. Яка маса 1 молекули NaOH?

Рішення. Розрахуємо спочатку молекулярну масу NaOH в одиницях а. е. м., виходячи із значень атомних мас натрію, кисню та водню.

А тепер переведемо в одиниці СІ:

3. Яка енергія виділяється під час утворення атома гелію з елементарних частинок?

Рішення. Атомна маса гелію 4,0026 а. е. м. Розрахуємо сумарну масу елементарних частинок, що становлять гелій:

2mp + 2mn + 2me = 2 (1,007 + 1,009 + 5,5 10-4) = 4,0331 а. е. м.

Дефект маси становить або 4. А г СаО розчинили у надлишку води масою В. Виразіть масову частку речовини в отриманому розчині.

Рішення. Для вирішення цього завдання необхідно пам'ятати, що при розчиненні оксиду кальцію у воді відбувається реакція СаО + Н2О = Са(ОН)2, тому розчиненою речовиною буде гідроксид кальцію.

Масу речовини знайдемо за рівнянням реакції:

Маса розчину складається з маси речовин, що утворили цей розчин (оскільки в результаті реакції не випадає осад і не виділяється газ, нічого не потрібно віднімати) A + B. Таким чином, = (100%).

5. Змішали 11,2 л хлору та 22,4 л водню. Знайдіть об'ємні частки газів у суміші після проходження реакції.

Рішення. Відбувається реакція H2 + Cl2 = 2 HCl. Так як обсяги газів пропорційні їх кількості речовин, то 1 обсяг водню буде реагувати з 1 обсягом хлору, при цьому утворюються 2 обсяги хлороводню. Хлор у нестачі, він прореагує повністю; 11,2 л водню набере реакцію і ще 11,2 л залишиться. Хлороводню вийде 2 11,2 = 22,4 л.

Сумарний об'єм системи 11,2+22,4=33,6 л. Об'ємна частка водню 11,2/33,6 = 0,33 (33%), хлороводню 22,4/33,6 = 0,67 (67%), або 6. У сплаві міститься 40 % K та 60 % Na. Знайдіть молитовні частини компонентів.

Рішення. М(K) = 39, M(Na) = 23. Якщо 100 р сплаву міститься 40 р K, це становить 40 / 39 = 1,03 моль. 60 г натрію – це 60/23 = 2,61 моль.

Загальна кількість речовини в 100 г металу 1,03 + 2,61 = 3,64 моль. Звідси мільні частки: калію 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), натрію 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%), або 100 - 28 = 72%.

7. З'єднання вуглецю з воднем містить 75% вуглецю за масою.

Рішення. Напишемо формулу у загальному вигляді: СхНу. Маса вуглецю у молекулі цієї речовини пропорційна 12х, водню – у. Т. к. масова частка вуглецю 75%, отримуємо: 12х: у = 75: 25, звідси х: у = 6,25: 25 = 1: 4.

Шукана формула СН4.

8. Щільність газу повітрям 0,55. Що це за газ?

Рішення. Середня молярна маса повітря 29. Щоб знайти молярну масу газу, помножимо 29 на густину газу: 29 0,55 = 16. Ця молярна маса відповідає метану СН4, інших варіантів немає.

1. Сумарний заряд якої кількості електронів становить 1 Кл?

Яка маса 1 моль електронів?

2. Скільки атомів водню міститься в 3 л води: а) при 20°С і 1 атм;

б) при 150°З 1 атм?

3. Яка енергія виділиться при утворенні елементарних частинок 1 моль нуклідів 16О?

4. У надлишку води об'ємом 1 л розчинили х г калію. Якою є масова частка речовини в отриманому розчині?

5. 16,8 л хлороводню та 5,6 л бромоводню розчинили у 100 мл води. Знайдіть масові частки речовин у розчині.

6. При 2000°С ступінь термічної дисоціації (тобто мольна частка молекул, що розпалися під дією тепла) води становить близько 2%.

Розрахуйте молитовні та об'ємні частки всіх компонентів у рівноважній суміші при цій температурі.

7. Розрахуйте масову частку спирту у водному розчині з об'ємною часткою 40%, якщо густина спирту (при 20°С) 0,79 г/мл.

8. Злили два розчини: 10 г 20% хлориду барію та 20 г 10% сульфату калію. Знайдіть масові частки всіх розчинених речовин.

9. У поєднанні азоту з воднем міститься 87,5% азоту за масою.

Знайдіть формулу цієї сполуки.

10. Якийсь газ має щільність по водню 8,5. Що це за газ?

11. Намалюйте графічні формули азоту, оксиду заліза (III), фосфорної кислоти.

Вивчення проходження електричного струму через різні середовища (гази, розчини, розплави), що проводилося в минулому столітті, дало перші експериментальні факти, які наштовхнули на думку про складну будову атома.

У 30-х роках XIX століття англійський фізик Майкл Фарадей встановив, що електрохімічні процеси характеризуються певними співвідношеннями, які вказують на те, що електричні заряди, як і матерія, мають дискретний характер, і існує певний мінімальний заряд.

Експерименти з газорозрядними трубками, проведені у другій половині минулого століття, з очевидністю показали, що до складу атомів повинні входити негативно заряджені частинки, які згодом назвали електронами3. Ці досліди із розрідженими газами мали досить просте оформлення. У скляну трубку впаювали два електроди, потім трубку вакуумували до тиску приблизно 10 мм рт. ст.

(0,013 Па). На електроди подавали високу напругу (кілька кіловольт) і по світінню стінок трубки та залишкових газів спостерігали потік частинок, які переміщалися від негативного електрода до позитивного. Якщо на шляху цього пучка встановлювали будь-яку перешкоду, наприклад, вертушку, вона починала обертатися, вказуючи, що частинки мають кінцеву масу. Якщо газорозрядну трубку поміщали між пластинами плоского конденсатора, потік частинок відхилявся до однієї з них, а саме до тієї, яка заряджена позитивно, що говорило про негативний заряд частинок.

У 1896 році Анрі Беккерель, працюючи зі сполуками урану, відкрив явище радіоактивності - мимовільного розпаду атомів одного елемента та перетворення їх на атоми іншого хімічного елемента. При цьому було виявлено, що такі перетворення супроводжуються випромінюванням невидимих ​​оком випромінювань.

Дещо пізніше подружжя П'єр Кюрі та Марія Склодовська-Кюрі виявили, що невидиме випромінювання випромінюють не тільки з'єднання 3. Електрон був першою з відкритих елементарних частинок. У 1874 р.

Дж. Дж. Стоней припустив, що електричний струм є потік негативно заряджених частинок, названих ним електронами. Однак пріоритет відкриття електрона майже повсюдно визнається за Дж. Дж. Томсоном, який експериментально довів наявність електрона та визначив відношення його заряду до маси.

урану, а й інші речовини. В результаті кропіткої роботи ними було відкрито два нові. хімічних елементів, Які були названі “радій” та “полоній”.

У 1899 р. Резерфорд виявив, що радіоактивні елементи випромінюють два види випромінювань, які він назвав - та -промені. Пізніше було встановлено, що радіоактивні речовини можуть випромінювати три види випромінювань: і. -випромінювання є потік ядер атомів гелію і, відповідно, -частинки мають масу 4 а. е. м. та електричний заряд +2, -промені - це потік електронів, а -промені - електромагнітне випромінювання з дуже короткою довжиною хвилі4.

Всі ці експериментальні факти говорили про те, що атом має складну будову та до його складу мають входити електрони. А тому атом в цілому є електронейтральною часткою, то негативний заряд електронів повинен компенсуватися позитивним зарядом.

Близько 1900 р. Дж. Дж. Томсон пропонує першу модель атома, за якою позитивний заряд поступово заповнює весь обсяг атома, а негативний, представлений електронами, вкраплений у цю позитивно заряджену сферу. Ця модель отримала назву "пудинг Томсона". Усі отримані на той час експериментальні дані модель пояснити не могла. Вона певною мірою пояснювала досліди Фарадея та експерименти з газорозрядними трубками, але не могла відповісти на найголовніше питання: «як взагалі може існувати така система електричних зарядів?»5 Незважаючи на це, вчені деякий час користувалися цією моделлю.

4 Згодом було відкрито й інші типи радіоактивного розпаду: +-распад (випускання позитронів), електронний захоплення (захоплення ядром орбітального електрона), випромінювання запізнювальних нейтронів, спонтанне розподіл ядер, а 1961 р. під керівництвом академіка Флерова – протонний розпад.

5 Однією з основних теорем електростатики є теорема, сформульована в XIX столітті англійським фізиком та математиком С. Ірншоу:

всяка рівноважна конфігурація точкових електричних зарядів, що покояться, нестійка, якщо на них, крім кулонівських сил тяжіння і відштовхування, ніякі інші сили не діють. Ця теорема випливає із твердження, що потенційна енергія статичної системи електричних набоїв не може мати мінімуму. Наявність ж мінімуму потенційної енергії є необхідною умовоюстійкої рівноваги.

Рис. 1. Досвід з проходження -частинок через речовину.

У 1910 р. студенти Резерфорда Ханс Гейгер та Ернест Марсден проводили експерименти з бомбардування -частинками тонких металевих пластинок. Вони виявили, що більшість частинок проходять через фольгу, не змінюючи своєї траєкторії. І це було не дивно, якщо прийняти правильність моделі атома Томсона.

Дивним було те, що деякі частинки відхилялися від початкової траєкторії і на загальне подив приблизно 1 з 20 000 -часток відхилялася на кут близький до 180 °, тобто відскакувала назад (див. рис. 1).

З результатів цього експерименту можна було зробити такі висновки:

1) в атомі є деяка «перешкода», яка була названа ядром;

2) ядро ​​має позитивний заряд (інакше позитивно заряджені -частки не відбивалися б назад);

3) ядро ​​має дуже малі розміри в порівнянні з розмірами самого атома (лише незначна частина -частинок змінювала напрямок руху);

4) ядро ​​має велику масу, порівняно з масою-частинок.

Експерименти з розсіювання частинок дозволили також оцінити розміри ядер і атомів:

- ядра мають діаметри порядку 10-15 - 10-14 м; - атоми мають діаметри порядку 10-10 м.

Для пояснення результатів Резерфорд висунув ідею планетарного будови атома. Він розглядав атом як подобу Сонячної системи: у центрі – ядро, що містить основну масу і весь позитивний заряд атома, а навколо, за різними орбітами, обертаються електрони. Ця модель досить добре пояснювала експериментальний матеріал, що накопичився на той час, але страждала двома недоліками:

1) Відповідно до рівнянь класичної електродинаміки заряджена частка, що рухається з прискоренням (а електрон в атомі рухається з доцентровим прискоренням), повинна випромінювати енергію.

При цьому втрата енергії повинна призводити до зменшення радіусу орбіти та падіння електрона на ядро.

2) Безперервна зміна траєкторії електрона має сприяти і безперервній зміні частоти випромінювання і, отже, безперервному спектру випромінювання. Але експерименти показували, що спектр випромінювання водню, і навіть інших атомів, що у газоподібному стані, складається з кількох смуг, тобто.

має дискретний характер.

Вихід із становища було знайдено 1913 року датським фізиком Нільсом Бором, який запропонував свою теорію будови атома. При цьому він не відкидав повністю колишні уявлення про планетарну будову атома, але для пояснення стійкості такої системи припустив, що закони класичної фізики не завжди застосовні для опису таких систем, як атоми, і сформулював два постулати.

Перший постулат Бору. Електрони можуть обертатися навколо ядра по строго певним стаціонарним орбітам, причому вони не випромінюють і не поглинають енергію.

Другий постулат Бору. При переході з однієї орбіти в іншу електрон поглинає чи випускає квант енергії.

Бор припустив, що момент імпульсу для електрона в атомі може приймати дискретні значення, рівні лише цілій кількості квантів дії, що математично може бути записано так:

де m – маса електрона, v – лінійна швидкість його обертання, r – радіус орбіти, n – головне квантове число, що набуває цілих значень від 1 до нескінченності, а h = 6,625 10–34 Дж/с – постійна Планка. Рівняння (7) є математичним виразом першого постулату Бора.

Енергія електрона на відповідній орбіті визначається виразом:

У цьому рівнянні всі величини, крім n, є константами.

Отже, енергія електрона у атомі визначається значенням головного квантового числа. Для атома водню при n = 1, E = 2,176 10-Дж, або 13,6 еВ (1 електронвольт - це енергія, яку набуває електрон, проходячи різниця потенціалів в 1 вольт, і дорівнює 1,6 10-19 Дж).

Використовуючи вищенаведені рівняння, Бор розрахував спектр випромінювання атома водню.

В атомі водню електрон має мінімальну енергію першої орбіті. Такий стан електрона називається основним або не збудженим. Якщо цьому електрону повідомити достатню енергію, він може перейти на іншу орбіту з великим радіусом, наприклад на орбіту № 2, 3 і т. д., залежно від повідомленої енергії. Такий стан називається збудженим, він є нестійким.

Електрон може бути на цих орбітах нетривалий час, а потім переходить на іншу орбіту з меншою енергією, зрештою повертаючись до основного стану. При цих переходах відбувається випромінювання енергії як електромагнітного випромінювання.

У 1900 р. Планк припустив, що випромінювання і поглинання енергії може відбуватися лише певними порціями, названими їм квантами. Частота випромінювання пов'язана з енергією рівнянням:

де c - швидкість світла у вакуумі дорівнює 3108 м/с. Тому частота цього випромінювання залежить від різниці між енергіями рівнів (). Залежно від довжини хвилі це випромінювання може стосуватися різних областей спектра: рентгенівської, ультрафіолетової, видимої або інфрачервоної. На рис. 2 схематично показані переходи електрона у збудженому атомі водню, які викликають випромінювання у різних областях спектру.

Рис. 2. Електронні переходи в атомі водню, Розрахунки Бору опинилися у чудовій згоді з результатами, отриманими експериментально (див. табл. 6).

Довжини хвиль спектральних ліній у серії Бальмера (видима область) При детальному вивченні спектральних ліній виявилося, що деякі з них є не однією, а кілька близько розташованих ліній. Це вказувало те, що існують різні орбіти, у яких електрони мають близькі значення енергій. Для пояснення цього факту Зоммерфельд припустив, що електрони можуть обертатися не лише за круговими, а й за еліптичними орбітами.

Проте теорія Бора була універсальною. З її позицій не можна було описати поведінку атома водню у магнітному полі. Не вдається також пояснити утворення молекули водню, з'являються непереборні проблеми важливого характеру в описах багатоелектронних атомів. Боровська теорія у хімії практично не використовується.

Зазначені проблеми можна подолати, якщо підходити до опису будови атома з позицій ширшої теорії – квантової механіки, що розглядає поведінку часток у мікросвіті. Закони, що описують явища, що відбуваються в мікросвіті, суттєво відрізняються від законів, що описують поведінку макротіл. Квантове число n, яке було штучно введено теоретично Бора, виявляється з погляду квантової теорії неминучим наслідком загальніших законів.

Подвійна природа мікросвіту була вперше встановлена ​​для світла. З одного боку, світла характерні такі явища як інтерференція і дифракція, які можна пояснити лише з позицій його хвильової природи. З іншого боку, явище фотоефекту з позиції цієї теорії описати неможливо. Це можна зробити, припустивши для світла корпускулярну (від латів. Corpusculum – частка) природу. У 1905 р. Ейнштейн висловив думку, за якою світло випромінюється як частинок, названих фотонами чи квантами. Кожен фотон має енергію, що визначається рівнянням (11).

З корпускулярної природи світла випливало, що фотони повинні мати певну масу. Маса спокою фотона дорівнює нулю, а при русі фотон набуває динамічної маси. Для обчислення цієї маси Ейнштейн запропонував рівняння еквівалентності маси та енергії:

Об'єднуючи рівняння (11) та (12) отримаємо:

або де p – імпульс фотона.

У 1924 р. французький фізик де Бройль виходячи з уявлення про двоїсту природу мікросвіту, припустив, що електрон має певну довжину хвилі, яка вкладається на орбіті ціле число разів. Це означає, що 2r = n.

Припущення де Бройля у 1927 році отримало експериментальне підтвердження. Американські фізики Девісон та Джермер спостерігали дифракцію електронів на кристалах хлориду натрію.

У теорію Бора принцип квантування запроваджено довільно. У ній переважно використовувалися закони класичної механіки. Відкриття хвильових властивостей електрона, фотоефект, досліди із абсолютно чорним тілом призвели до створення нового розділу фізики – квантової механіки.

Велику роль її створенні зіграли Еге. Шредінгер і У. Гейзенберг.

Квантовомеханічна модель атома не така наочна, як модель, запропонована Бором, а математичний апарат квантової механіки будови атома будуть розглянуті чисто якісно, ​​без використання математичного апарату. Багато що з того, що буде викладено в наступному розділі, читачеві доведеться прийняти «на віру», без доказів. Квантові числа будуть просто введені для опису поведінки електрона в атомі, тоді як вони є наслідком розв'язання рівняння Шредінгера.

2.2. Квантовомеханічна модель будови атома Гейзенберг вказав на важливі відмінності у спостереженні за мікро- та макрооб'єктами. Спостереження за будь-яким об'єктом, в принципі, зводиться до двох випадків:

1) Об'єкт сам подає будь-які сигнали. Наприклад, шум від працюючого двигуна, теплове випромінювання тощо.

2) На об'єкт, що спостерігається, надається якийсь вплив, наприклад, опромінення світлом, радіохвилями тощо, і реєструється відбитий сигнал (як це широко використовується в радіолокації, в ехолокації). Причому, чим сильніший вплив на об'єкт, що спостерігається, тим сильніший (за інших рівних умов) відображений сигнал і надійніша реєстрація об'єкта.

Якщо ведеться спостереження за звичними нам макрообъектами, то вплив них електромагнітного випромінювання (світло, радіохвилі тощо. буд.) не змінюють ні їх становища, ні їх швидкості. Абсолютно інакша справа при спостереженні об'єктів мікросвіту, наприклад, електронів. При дії кванта світла на електрону швидкість останнього не залишається без зміни. Тому, визначивши при дії фотона положення електрона в якийсь момент часу, ми не в змозі в ту саму мить визначити його швидкість - вона вже змінилася.

Гейзенберг запропонував співвідношення, яке отримало назву «співвідношення невизначеностей»:

де p – невизначеність у значенні імпульсу частинки, а x – невизначеність у її координатах. З цього співвідношення випливає, що чим точніше визначені координати електрона, тим меншою точністю буде визначено його імпульс і навпаки. Іншими словами, говорити про траєкторію електрона не має сенсу, тому що для опису останньої необхідно точно знати і координати електрона та його імпульс у кожний момент часу (що було закладено у модель атома Бора). Співвідношення невизначеностей показує, що такий точний опис руху такої маленької частки, як електрон, неможливий, тобто саме поняття орбіта (траєкторія) електрона виявляється неспроможним. Потрібний зовсім інший спосіб опису поведінки електрона в атомі, який пропонує квантова механіка. У квантовій механіці для опису поведінки електрона вихідними є два положення:

1) рух електрона має хвильовий характер;

2) наші знання про поведінку електрона мають імовірнісний (або статистичний) характер.

Деякі пояснення по першому положенню вже були надані (стор. 25). Прокоментуємо друге положення. Відповідно до принципу невизначеності Гейзенберга ніколи не можна точно встановити місцезнаходження частки. Найкраще, що можна зробити в цьому випадку, це вказати ймовірність, з якою частка буде знаходитися в області простору V = x y z.

У 1926 р. Шредінгер запропонував рівняння, яке для опису поведінки електрона в атомі була введена хвильова функція. Рівняння має оманливо простий вигляд:

де E – повна енергія частки, – хвильова функція, H Гамільтон. Гамільтоніан показує, які математичні операції слід зробити з хвильовою функцією, щоб вирішити рівняння щодо енергії. Фізичний сенс хвильової функції визначити важко, тоді як квадрат модуля її | |2 визначає можливість перебування електрона у сфері простору.

Рівняння Шредінгера точно вирішується для водню та водневих атомів (тобто для систем, що складаються з ядра та одного електрона). З цього рівняння для атома водню випливало, що поведінка електрона в атомі описується чотирма квантовими числами.

1°. Основне квантове число n. Воно може набувати значень від до нескінченності, які визначають:

а) номер енергетичного рівня (теоретично Бора – номер орбіти);

б) інтервал енергій електронів, що є на цьому рівні;

в) розміри орбіталей (теоретично Бора – радіуси орбіт);

г) число підрівнів даного енергетичного рівня (перший рівень складається з одного підрівня, другий – із двох, третій – із трьох тощо).

д) у Періодичній системі Д. І. Менделєєва значенню головного квантового числа відповідає номер періоду.

Іноді користуються літерними позначеннями головного квантового числа, тобто кожному чисельному значенню n відповідає певне літерне позначення:

2°. Орбітальне чи азимутальне квантове число l. Орбітальне квантове число визначає момент кількості руху (момент імпульсу) електрона, точне значення його енергії та форму орбіталей.

Нове поняття «орбіталь» за звучанням нагадує слово «орбіта», але має зовсім інший сенс. Орбіталь – це область простору, де ймовірність знаходження електрона має певне значення (90 – 95 %). Іноді орбіталлю називають граничну поверхню цієї області, а на малюнках, як правило, зображують переріз цієї області площиною, що проходить через початок координат і лежить у площині малюнка. На початок координат поміщають центр ядра атома. Поняття орбіталь, на відміну орбіти, не передбачає знання точних координат електрона. Орбітальне квантове число залежить від головного квантового числа та приймає наступні значення:

причому кожному значення головного квантового числа n відповідає n значень орбітального квантового числа l. Наприклад, якщо n = 1, то l приймає лише одне значення (l = 0) при n = 2 величина l набуває двох значень: 0 і 1 і т. д. Кожному чисельному значенню l відповідає певна геометрична форма орбіталей і приписується буквене позначення. Перші чотири літерні позначення мають історичне походження і пов'язані з характером спектральних ліній, що відповідають електронним переходам між цими підрівнями: s, p, d, f – перші літери англійських слів, використаних для назви спектральних ліній sharp (різкий), principal (головний), diffuse (Дифузний), fundamental (основний). Позначення інших підрівнів йдуть у алфавітному порядку: g, h, ….

Значення l Букве познач. l Число підрівнів Будь-який підрівень визначається двома квантовими числами – головним (при запису зазвичай вказують чисельне значення) та орбітальним (при записі зазвичай використовують буквене позначення). Наприклад, енергетичний підрівень, для якого n = 2 та l = 1 слід записати так:

2p-підрівень. Всі орбіталі з однаковими значеннями l мають однакову геометричну форму і, залежно від значень головного квантового числа, різняться розмірами, тобто є подібними фігурами. Наприклад, все орбіталі, котрим l = 0 (s-орбитали) мають форму сфери, але різняться радіусами, залежно від значення основного квантового числа n. Чим більше значення n, тим більше розміри орбіталей, наприклад, 1s-орбіталь має найменші розміри, радіус 2sорбіталі більше, 3s-ще більше.

3 °. Магнітна квантова кількість ml. Обертання електрона навколо ядра можна порівняти з рухом струму замкнутим контуром. При цьому виникає магнітне поле, напруженість якого спрямована перпендикулярно до площини обертання електрона. Якщо атом знаходиться у зовнішньому магнітному полі, то, згідно з квантовомеханічними уявленнями, його електрони повинні розташуватися так, щоб проекції їх магнітних моментів на напрямок цього поля були цілими (див. рис. 3). При цьому вони можуть набувати як негативних, так і позитивних значень, включаючи нульове.

Чисельне значення проекції магнітного моменту є магнітним квантовим числом. Якщо значення орбітального квантового числа дорівнює l, то магнітне квантове число прийматиме значення від – l до + l, включаючи нуль. Загальна кількість значень дорівнюватиме 2l + 1.

Рис. 3. Фізичний сенс магнітного квантового числа Таким чином, магнітне квантове число визначає розташування орбіталей у просторі щодо обраної системи координат.

Загальна кількість можливих значень ml показує, скількома способами можна розташувати орбіталі даного рівня у просторі, тобто.

загальна кількість орбіталей на підрівні.

орбіталей на підрівні Орбітального квантового числа l = 0 відповідає єдине значення магнітного квантового числа ml = 0. Ці значення характеризують всі s-орбіталі, які мають форму сфери. Оскільки в цьому випадку магнітне квантове число набуває лише одного значення, кожен s-підрівень складається тільки з однієї орбіталі. Розглянемо будь-який p-підрівень: при l = 1 орбіталі мають форму гантелей (об'ємні «вісімки»), магнітне квантове число набуває наступних значень ml = – 1, 0, + 1 (три значення), отже, p-підрівень складається з трьох орбіталей і ці орбіталі розташовуються вздовж трьох осей координат і, відповідно, позначаються px, py, pz. Для d-підрівня l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (значень), і будь-який d-підрівень складається з п'яти орбіталей, які певним чином розташовані у просторі (див. рис. 6) і відповідно позначаються dxy, dxz, dzy, d z 2 і d x 2 y 2. Чотири з п'яти dорбіталей мають форму чотирипелюсткових розеток, кожна з яких утворена двома гантелями, п'ята орбіталь являє собою гантель з тором в екваторіальній площині (d z 2 -орбіталь) розташована вздовж осі z. «Пелюстки» орбіталі d x 2 y 2 розташовані вздовж осей x та y. Орбіталі dxy, dxz та dyz розташовані між відповідними осями.

Рис. 4. Просторові зміни s-, p- і d-орбіталей Четвертий енергетичний рівень складається з чотирьох підрівнів – s, p, d та f. Перші з них аналогічні розглянутим вище, а четвертий – f-подуровень складається з семи орбіталей, просторові зміни яких досить складні, і їх ми не будемо.

4 °. Спинове квантове число (спін електрона), ms. У 1926 р.

Уленбек і Голдсміт показали, що, крім орбітального руху, електрон повинен брати участь у обертанні навколо власної осі, що проходить через центр. Тому електрон повинен мати власний момент імпульсу, тому що він є зарядженою частинкою, то й магнітний момент. Це уявлення досить примітивне, але використовується для наочності, тому ми ним користуватимемося.

Можливі лише два напрямки обертання електрона навколо своєї осі:

і проти годинникової стрілки. Отже, спинове квантове число набуває лише двох значень: + 1 і 1.

Рис. 5. Виникнення спини електрона (згідно з Уленбеком і Голдсмітом) Таким чином, стан електрона в атомі визначається набором значень чотирьох квантових чисел. Поняття «орбіталь» було дано вище (див. стор. 29). Визначимо чіткіше деякі терміни, які використовувалися при роз'ясненні фізичного сенсу квантових чисел та будуть використовуватись надалі.

Група орбіталей, що мають однакове значення орбітального квантового числа, утворює енергетичний підрівень.

Сукупність всіх орбіталей з однаковим значенням головного квантового числа, тобто орбіталей із близькими значеннями енергій, утворює енергетичний рівень.

Якщо при описі будови атома водню не виникає особливих проблем – лише один електрон, який переважно має займати орбіталь з мінімальною енергією, то при описі будови багатоелектронних атомів необхідно враховувати взаємодію електрона не тільки з ядром, але й з іншими електронами. Звідси виникає проблема послідовності заповнення електронами різних підрівень в атомі. Ця послідовність визначається трьома правилами.

1. Принцип Паулі. У одному атомі може бути двох електронів з однаковим набором значень всіх чотирьох квантових чисел.

Це означає, що електрони повинні відрізнятись значенням хоча б одного квантового числа. Перші три квантові числа характеризують орбіталь, на якій знаходиться електрон. І якщо два електрони мають однаковий їх набір, це означає, що вони знаходяться на одній і тій же орбіталі. Відповідно до принципу Паулі, вони повинні відрізнятися значенням спина. З цього випливає, що на одній орбіталі можуть перебувати лише два електрони з протилежними по знаку значеннями спина.

Для визначення «ємності» енергетичного рівня, тобто.

максимального числа електронів, які можуть бути на рівні з головним квантовим числом n, складемо таку таблицю:

Максимальна електронна ємність перших трьох енергетичних рівнів З таблиці видно, що число орбіталей на даному енергетичному рівні залежно від значення n утворює арифметичну прогресію, де перший член a1 = 1, а останній – an = 2l + 1. Різниця прогресії дорівнює 2, а число членів – n. Сума Sn прогресії в цьому випадку дорівнюватиме:

а з урахуванням l = n - Таким чином, загальна кількість орбіталей на енергетичному рівні зі значенням головного квантового числа n дорівнює n2. Оскільки на одній орбіталі може бути лише два електрони, отримуємо, що максимальна електронна ємність енергетичного рівня становить 2n2.

Існує певна форма запису стану електрона в атомі.

Наприклад, для основного стану атома водню вона виглядає так:

Це означає, що на першому енергетичному рівні на s-підрівні є один електрон. Існує й інша форма запису розподілу електронів за підрівнями – за допомогою квантових осередків.

Орбіталь у разі прийнято умовно позначати квадратами, а електрони – стрілками чи, залежно від знака спина. Тоді електронну будову атома водню можна зобразити так:

Електронну будову атома з більшим числом електронів, наприклад атома бору, можна записати такими способами:

2. Правило Хунда. Це визначає послідовність заповнення орбіталей електронами в межах одного підрівня.

Правило Хунда формулюється так: «У межах одного підрівня електрони розташовуються по орбіталям таким чином, щоб їхній сумарний спин був максимальним, тобто на підрівні має бути максимальна кількість неспарених електронів». Розглянемо виконання цього правила з прикладу заповнення p-подуровня.

1 варіант сумарний спин 2 варіант сумарний спин Відповідно до правила Хунду заповнення орбіталей відбувається за першим варіантом, тобто спочатку електрони займають всі вільні орбіталі і тільки потім відбувається їх спарювання.

3. Принцип найменшої енергії (правило Клечковського).

Заповнення енергетичних рівнів у водневих атомах (мікросистема, що складається з ядра та одного електрона) відбувається у відповідність з монотонним зростанням головного квантового числа n (n = 1, 2, 3, … і т. д.). При кожному значенні n заповнення підрівнів має здійснюватися у порядку зростання орбітального квантового числа l, яке набуває значень від 0 до (n – 1). І наповнення наступного енергетичного рівня починається тільки в тому випадку, коли попередній рівень заповнений повністю. Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні визначається формулою 2n2 і, отже, максимальні числа електронів у періодах мають бути такими:

Реально ж у Періодичній системі спостерігається інша картина:

Як видно з цієї таблиці, періоди розташовуються парами, виняток становить лише перший період, що містить всього два елементи, у яких заповнюється перший енергетичний рівень, що складається з одного підрівня, і немає внутрішніх електронів, які могли б вплинути на будову зовнішнього рівня. В інших випадках спостерігається наступна картина: будова третього періоду подібно до будівлі другого (і обидва містять по 8 елементів), будова п'ятого періоду подібна до будівлі четвертого (і в обох по 18 елементів), - сьомого подібно до будівлі шостого (по 32 елементи).

Значно кращий збіг з дійсністю дає розподіл електронів за групами, запропонований В. М. Клечковським: «В атомі кожен електрон займає той рівень, на якому його енергія буде мінімальною».

Вище вказувалося, що енергія електрона визначається як значенням головного квантового числа, а й значенням орбітального, для того, щоб визначити, який підрівень буде заповнюватися електронами насамперед, необхідно враховувати значення обох квантових чисел.

Для практичного застосування правило Клечковського можна сформулювати так:

послідовності збільшення суми відповідних їм значень головного та орбітального квантових чисел».

б) «У разі однакових значень цієї суми для кількох підрівнів, заповнюється спочатку той підрівень, для якого головне квантове число має найменше значення».

Розглянемо конкретне застосування цього правила:

Для перших двох значень сум (n + l), рівних відповідно 1 та 2, немає альтернативних варіантів, Заповнення підрівнів відбувається в наступній послідовності: 1s і потім 2s. Починаючи зі значення суми, що дорівнює 3, виникають два варіанти: заповнювати 2p-підрівень або 3s-підрівень. Відповідно до правила Клечковського, вибираємо той підрівень, для якого n має менше значення, тобто 2p-підрівень.

Потім заповнюється 3s-підрівень. Далі значення n + l = 4. Таких значень знову два: для 3p-підрівня та для 4s-підрівня (випадок, аналогічний попередньому). Спочатку буде заповнюватися 3p-, а потім 4s-підрівень. 3d підрівень залишається вільним, тому що сума n + l для нього більша, ніж для 4s.

послідовність заповнення енергетичних підрівнів:

Але таке наповнення відбувається до певного моменту. Якщо розглянути зміну енергії підрівнів зі збільшенням заряду ядра атома (див. мал. 8), можна побачити, що енергія всіх підрівнів знижується. Але швидкість зниження енергії у різних підрівнів не однакова. Тому, якщо до кальцію 3d-підрівень був по енергії вище 4s, то починаючи зі скандію та наступних елементів, його енергія різко знижується, про що говорить, наприклад, електронна будова іона Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). З наведеної електронної будови іона видно, що два валентні електрони заліза пішли з менш енергетично вигідного 4s-підрівня. Аналогічна інверсія енергій спостерігається у 5sі 4f-, а також у 6s- та 5f-підрівнів.

Рис. 6. Схема зміни енергії підрівнів зі зростанням заряду ядра.

Надалі було встановлено, що повністю і наполовину заповнені підрівні мають підвищену стійкість. Так, для dпідрівня стійкими електронними конфігураціями є d 10 і d 5, а для f-підрівня – відповідно f 14 і f 7. Цим пояснюються аномалії в будові зовнішніх енергетичних рівнів деяких елементів, наприклад, хром валентні електрони повинні були розташовуватися 3d 44s2, а реально – 3d 54s1, у міді має бути 3d 94s2, а насправді 3d 104s1. Аналогічні переходи електронів з s-підрівня на d-підрівень спостерігаються у молібдену, срібла, золота, а також у f-елементів.

Є також деякі інші аномалії в будові зовнішніх енергетичних рівнів, в основному в актиноїдів, які тут розглядатися не будуть.

Стан електрона в атомі визначається набором значень чотирьох квантових чисел, кожне з яких відображає певну фізичну величину. Для перших трьох квантових чисел можна запровадити і геометричну інтерпретацію:

головне квантове число n визначає розміри орбіталей, орбітальне квантове число l визначає геометричну форму орбіталей, магнітне квантове число ml визначає розташування орбіталей у просторі щодо обраної системи координат.

Заповнення енергетичних підрівнів атомів електронами у незбудженому стані підпорядковується трьом правилам:

принципу Паулі, правилу Хунда та правилу Клечковського.

1. Чи можуть електрони іона Rb+ перебувати на наступних орбіталях:

1) 4р; 2) 3f; 3) 5s; 4) 5p?

Рішення. Елемент Rb перебуває у головній підгрупі I групи V періоду таблиці Менделєєва, отже, він починає заповнюватися електронний рівень із основним квантовим числом n = 5: 5s1. У іона Rb+ зовнішній електрон втрачено. Отже, ні 5р, ні 5s-орбіталях незбудженого іона Rb+ електронів немає. Однак електрони можуть переходити на ці орбіталі при збудженні атома.

Зобразимо передостанній рівень (n = 4): 4s2p6d 0f 0. На ньому знаходиться 8 електронів, як і у будь-якого s-елемента (тобто елемента головної підгрупи I або II групи Періодичної таблиці, у якого заповнюється sпідрівень). Чому 4d та 4f-підрівні порожні? Справа в тому, що енергія 4d-підрівня вище, ніж 5s, а 4f - навіть вище, ніж 6s, а спочатку заповнюються рівні з меншою енергією (правило Клечковського). Отже, електрони Rb+ можуть бути на 4р-орбіталях.

Залишилося зрозуміти, чи можуть вони бути на 3f-орбіталях. При n = орбітальне квантове число l приймає значення 0,1,2, які відповідають s, p та d-підрівням. А 3f-підрівня просто не існує.

2. Наведіть приклади трьох частинок (атоми, іони) з електронною конфігурацією 1s22s2p63s2p6.

Рішення. Відповідний елементПеріодичні системи – Ar (електронів на третьому – зовнішньому – електронному рівні). Зрозуміло, що інших атомів із такою електронною конфігурацією немає. Але ми знаємо, що елементи, у яких не вистачає, як правило, 1 – 3 електронів до стійкої 8-електронної оболонки, прагнуть придбати їх і стати негативними іонами, а 1 – 3 електрони на наступному рівні – віддати їх і стати позитивними іонами . Таким чином, це можуть бути Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Виберіть будь-які три частинки на ваш смак.

3. Скільки елементів було б у V періоді, якби спинове квантове число мало єдине значення – 1?

Рішення. Насправді спинове квантове число, як відомо, приймає два різні значення: + 1 і – 1. Якщо ж воно мало б єдине значення, то електронна оболонка могла б вмістити вдвічі меншу кількість електронів, тому що всі вони повинні відрізнятися один від одного набором квантових чисел (принцип Паулі), а отже, елементів у періоді було б у 2 рази менше.

4. Які квантові числа і як повинні, на вашу думку, змінитись при переході від нашого світу до 1) одномірного;

2) п'ятивимірному?

Рішення. Для відповіді це питання необхідно усвідомити, які з 4 квантових чисел мають відношення до розмірності простору.

Головне квантове число n визначає число електронних рівнів (оболонок, шарів) та характеризує в основному розмір електронної хмари:

Зрозуміло, що розмірність простору (ненульова) не впливає на цю характеристику.

Орбітальне квантове число l характеризує форму електронної хмари. Крім тривимірного, ми можемо наочно уявити лише дво- і одномірні світи. У двомірному світі електронні хмари, як і решта, стануть плоскими, але поняття форми збережеться. По суті, зображення об'ємних електронних хмар на папері, проектування їх у площину листа, і є певною мірою перехід до двомірного світу. Що ж до одномірного, то тут поняття форми стирається, залишається лише розмір (довжина). Мабуть, орбітальне квантове число у своїй втратить сенс.

Якщо розглядати простір більшої розмірності, ніж наше, то поняття «форми» тут стає набагато ширше, і не можна виключати, що для опису всієї різноманітності форм електронних хмар при цьому n потрібно більше різних значень l.

Магнітне квантове число ml характеризує просторову орієнтацію електронної хмари, отже, залежить від розмірності безпосередньо. При l = 0 ml може приймати єдине значення 0, що відображає єдину можливість орієнтації у просторі сферично-симетричної s-хмари. При l = 1мл приймає 3 різних значення: – 1, 0, 1 – гантелеподібні p-хмари можуть бути витягнуті вздовж різних координатних осей: px, py, pz. Якщо розмірність простору, тобто.

число координатних осей, змінюється, то зміниться і кількість можливостей розташування електронних хмар, отже, набір ml буде іншим.

Оскільки кількість різних значень ml при даному l визначає кількість орбіталей на даному підрівні, це призводить до істотних змін в хімії.

ms – спинове квантове число – приймає два значення: + та -. Це відбиває те що, що у орбіталі може бути два «протилежно закручених» електрона. Зазвичай спин зв'язується з власним моментом імпульсу електрона і, як такий, може змінюватись при переході до іншої розмірності простору.

1. Знайдіть у Періодичній системі якнайбільше випадків порушення Періодичного закону у формулюванні Д. І. Менделєєва:

«хімічні та фізичні властивості елементів знаходяться в періодичній залежності від їх атомних ваг». Чим пояснити ці порушення?

2. Чи можуть електрони а) незбудженого; б) збудженого іона Na+ перебувати на 2s, 2d, 3f, 4s, 5d-орбіталях? Обґрунтуйте.

3. Напишіть електронну будову атомів елементів І та ІІ періодів Періодичної системи.

4. Наведіть два приклади складних речовин, до складу яких входять лише частинки з електронною будовою 1s22s2p6.

5. Які значення мають квантові числа для зовнішнього електрона незбудженого атома літію?

6. Припустимо, що якийсь всесвіт Y має набір квантових чисел:

Скільки елементів було б у III періоді періодичної системи всесвіту Y?

Як ви думаєте, скільки вимірів може бути у Всесвіті Y?

7. Як змінилося б число елементів у другому періоді нашої періодичної системи, якби за інших незмінних квантових числах спин мав би значення ms = ± 1 ?

8. Скільки протонів та нейтронів міститься в ядрах атомів а) 7Li;

б) 119Sn; в) 235U?

Молекули хімічних речовинявляють собою складну системуатомних ядер та електронів. Атоми у молекулі утримуються переважно силами електростатичного характеру. І тут кажуть, що вони пов'язані хімічним зв'язком. Хімічний зв'язок здійснюється s- та p-електронами зовнішнього та d-електронами переднього шару. Цей зв'язок характеризується такими параметрами:

1. Довжиною зв'язку – міжядерною відстанню між двома хімічно зв'язаними атомами.

2. Валентним кутом – кутом між уявними лініями, що проходять через центри хімічно зв'язаних атомів.

3. Енергією зв'язку – кількістю енергії, що витрачається на її розрив у газоподібному стані.

4. Кратністю зв'язку – числом електронних пар, з яких здійснюється хімічна зв'язок між атомами.

Атом у молекулі – поняття умовне, тому що його енергетичний та електронний стан докорінно відрізняється від ізольованого атома, будова якого була розібрана у попередньому розділі. Розглянемо, які сили виникають між частинками у найпростішій системі, що складається з двох протонів та одного електрона (див. рис. 9). Якщо ми зближуватимемо два протони, то між ними виникнуть сили відштовхування, і про отримання стійкої системи говорити не доводиться. Помістимо в їхньому полі один електрон. Тут можуть виникнути два випадки.

Рис. 9. Розподіл сил взаємодії між ядрами та електроном у H+.

Перший, коли електрон знаходиться між протонами (а), і другий, коли він розташовується за одним із них (б). В обох випадках виникають сили тяжіння. У першому випадку складові цих сил (проекції) на вісь, що проходить через центри протонів, спрямовані у протилежні сторони з силами відштовхування (див. рис. 9а) та можуть їх компенсувати.

У цьому виникає енергетично стійка система. У другому випадку складові сил тяжіння спрямовані у різні боки (див. рис. 9б) і важко говорити про врівноваження сил відштовхування між протонами. Звідси випливає, що для виникнення хімічного зв'язку з утворенням молекули або іона електрони повинні перебувати переважно у міжядерному просторі. Ця область називається зв'язувальною, тому що при знаходженні там електронів утворюється хімічний зв'язок. Область, що знаходиться за ядрами, називається розпушуючою, тому що при попаданні в неї електронів хімічний зв'язок не утворюється. Тут було розглянуто найпростіший випадок утворення хімічного зв'язку в іоні H+. Застосувавши аналогічні міркування молекули водню, можна дійти висновку, що поява другого електрона в сполучній області ще більше стабілізує систему. Отже, для утворення стійкого хімічного зв'язку необхідна щонайменше одна електронна пара.

Спини електронів у цьому випадку мають бути антипаралельними, тобто.

спрямовані у різні боки. Утворення хімічного зв'язку має супроводжуватись зниженням повної енергії системи.

Рис. 10. Зміна потенційної енергії системи із двох атомів водню як Розглянемо зміну потенційної енергії системи на прикладі зближення двох атомів водню. Коли атоми знаходяться на великій відстані один від одного, вони не взаємодіють і енергія такої системи близька до нуля. У міру їх зближення виникають сили тяжіння між електроном одного атома та ядром іншого та навпаки.

Ці сили збільшуються обернено пропорційно квадрату відстані між атомами. Енергія системи знижується. У міру зближення атомів починають грати роль сили відштовхування між їхніми ядрами та електронами.

Збільшення сил відштовхування обернено пропорційно вже шостого ступеня відстані. Крива потенційної енергії проходить через мінімум, а потім різко йде нагору (рис. 10).

Відстань, що відповідає положенню мінімуму на кривій, є рівноважною міжядерною відстанню та визначає довжину хімічного зв'язку. Оскільки атоми у молекулі беруть участь у коливальному русі щодо становища рівноваги, відстань з-поміж них постійно змінюється, т. е. атоми не жорстко пов'язані друг з одним.

Рівноважна відстань відповідає за даної температури деякому усередненому значенню. З підвищенням температури амплітуда коливання збільшується. За якоїсь досить великої температури атоми можуть розлетітися на нескінченно велику відстань один від одного, що відповідатиме розриву хімічного зв'язку. Глибина мінімуму по осі енергії визначає енергію хімічного зв'язку, а величина цієї енергії, взята зі зворотним знаком, дорівнюватиме енергії дисоціації даної двоатомної частинки. Якщо зближуються атоми водню, електрони яких мають паралельні спини, між атомами виникають лише сили відштовхування, а потенційна енергія такої системи зростатиме (рис.10).

Рис. 11. Результати складання двох синусоїд.

Як зазначалося вище, у освіті хімічного зв'язку беруть участь s-, p- і d-електрони, мають різну геометричну конфігурацію електронних хмар і різні знакихвильових функцій у просторі. Для виникнення хімічного зв'язку необхідно перекриття частин електронних оболонок з однаковим знаком хвильової функції. В іншому випадку хімічний зв'язок не утворюється.

Це твердження легко пояснити з прикладу накладання двох синусоїд, які у першому наближенні можуть ототожнюватися з хвильовими функціями (див. рис. 11):

У разі накладання двох синусоїд з різними знаками в одній і тій же області (рис. 11а) сумарна складова їх дорівнюватиме нулю – зв'язку немає. У протилежному випадку відбувається додавання амплітуд коливань і утворюється нова синусоїда – хімічний зв'язок утворився (рис. 11б).

Залежно від симетрії електронних хмар, у результаті перекриття яких утворюється хімічний зв'язок, сумарна електронна хмара матиме різну симетрію, відповідно до якої вони розпадаються на три види:

І – зв'язки.

Зв'язок здійснюється при перекриванні хмар уздовж лінії, що з'єднує центри атомів, при цьому максимальна електронна щільність досягається міжядерному просторі і має циліндричну симетрію щодо лінії, що з'єднує центри атомів. Як видно із рис. 12 в освіті -зв'язку в силу своєї кульової симетрії завжди беруть участь s-електрони. Вони утворюють зв'язок у результаті перекривання з наступними електронами іншого атома: s–, pX–, d X 2 Y 2 –електронами. З електронами, що знаходяться на інших орбіталях, наприклад pY або pZ, виникнення хімічного зв'язку неможливе, так як відбувається перекриття в областях, де електронна щільність має протилежні знаки. Можливість утворення зв'язку s-електронами не вичерпується, вона може утворитися у разі перекриття та інших електронних хмар, таких, як двох pX або pX та Рис. 12. Деякі приклади освіти-зв'язків.

Зв'язки виникають при перекриванні електронних хмар над та під лінією, що сполучає центри атомів. Сумарні електронні хмари також розташовані симетрично щодо цієї осі, але вони не мають циліндричної симетрії, як у випадку -зв'язку. В силу свого просторового розташування зв'язок утворюють електрони на таких парах орбіталей як pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Зв'язок утворюють тільки d-електрони за рахунок перекриття всіх чотирьох своїх пелюсток електронних хмар, розташованих у паралельних площинах. Таке можливо, коли у освіті зв'язку беруть участь dXY – dXY, dXZ – dXZ, dYZ – dYZ-електрони.

Вище було розглянуто класифікацію хімічних зв'язків, що виходила із симетрії електронних хмар. Існує й інший підхід до класифікації хімічного зв'язку, заснований на характері розподілу електронної густини між атомами молекули, тобто.

хімічна зв'язок розглядається з погляду належності електронної пари тому чи іншому атому. Можливі три випадки. Перший:

електронна пара пов'язує в молекулі два однакові атоми. І тут вона однаково належить їм обом. У молекулі немає поділу центрів тяжкості позитивного та негативного зарядів.

Вони збігаються, і такий зв'язок називається ковалентним неполярним. Якщо ж електронна пара пов'язує два різні атоми, вона зміщується убік більш електронегативного атома. Центри тяжкості позитивного і негативного зарядів поділяються, зв'язок стає полярним і зветься ковалентного полярного зв'язку.

Третій випадок пов'язані з повною передачею електронної пари у володіння однієї з атомів. Це відбувається при взаємодії двох атомів, що різко відрізняються за електронегативністю, тобто здатністю утримувати електронну пару у своєму електричному полі. При цьому атом, який віддав електрони, стає позитивно зарядженим іоном, а атом, який їх прийняв, – негативним. У цьому випадку зв'язок зветься іонним.

Характер зв'язку багато в чому визначає фізико-хімічні властивості речовин.

Речовини, молекули яких характеризуються ковалентним неполярним зв'язком, можуть у твердому стані утворювати молекулярні та атомні кристалічні грати. У молекулярних ґратах спостерігається дуже слабка міжмолекулярна взаємодія. У вузлах кристалічних ґрат молекули утримуються за рахунок утворення в них миттєвих та наведених диполів. Поділ центрів тяжкості негативних і позитивних зарядів у молекулі відбувається внаслідок обертання пари електронів та розташування її у якийсь час за одним з ядер. Такий стан у молекулі спостерігається дуже короткий час. Тому такий диполь зветься миттєвим. Однак цього часу буває достатньо, щоб індукувати диполь на іншій молекулі. Сили, що зв'язують молекули за рахунок утворення миттєвих та наведених диполів, часто називають ван-дер-ваальсовими. У загальному випадку до ван-дер-ваальсових сил відносять будь-які сили міжмолекулярної взаємодії: диполь-дипольної, орієнтаційної, дисперсійної тощо. Всі речовини, що мають молекулярні кристалічні грати, мають низькі температури плавлення і кипіння. Ван-дер-ваальсова сила зростає зі збільшенням кількості електронів у молекулі, оскільки підвищується ймовірність утворення миттєвих диполів. У молекулі водню присутня одна пара електронів, тому він і є найнижчим. Молекули кисню та азоту відрізняються вмістом електронів однією пару. Їхні температури кипіння відрізняються на 13 C.

Прості речовини, що мають атомні кристалічні грати, навпаки, характеризуються дуже високими температурами плавлення і кипіння. І тут нескінченне число атомів з'єднане неполярними ковалентними зв'язками в гігантську молекулу. Енергія розриву ковалентного неполярного зв'язку велика. Тому, щоб зруйнувати такі кристалічні ґрати, потрібні великі енергетичні витрати. У той же час, якщо речовина характеризується однією міжатомною відстанню в кристалічній решітці, вона матиме і дуже високу твердість. Прикладом може бути алмаз.

Температури плавлення і кипіння речовин, атоми в молекулі яких пов'язані ковалентним полярним зв'язком, і мають молекулярні ґрати, також низькі, але вище ніж у речовин з неполярними молекулами. Здебільшого це гази за кімнатної температури.

Прикладом може бути хлористий водень, сірководень тощо. Прямої залежності між величиною дипольного моменту і температурою кипіння немає. Швидше за все, вона визначається молекулярною масою сполуки, за винятком аміаку, води та фтористого водню.

Ці сполуки серед них володіють найвищими температурами плавлення і кипіння, різке їх збільшення пояснюється утворенням між молекулами водневих зв'язків.

електронегативними атомами. Вони сильно зміщують електронну щільність у молекулі він. В результаті цього у водню утворюється практично вільна орбіталь, а, наприклад, атом фтору є вільна електронна пара. З'являється можливість утворювати між молекулами додаткові зв'язки донорно-акцепторного механізму, що призводить до існування не тільки в рідкій, а й газовій фазі молекул складу (HF)n і (H2O)n. Наявність таких молекул призводить до підвищення температур кипіння та плавлення порівняно з тими самими величинами у аналогів.

Найбільшими температурами плавлення та кипіння мають речовини, у вузлах кристалічної решітки яких розташовані іони.

Це сильним електростатичним взаємодією позитивних і негативних іонів. Сили ж відштовхування однойменних іонів значно менші, тому що розташовані на великих відстанях одна від одної. Внаслідок цього всі речовини, що мають іонні кристалічні грати, мають високі значення її енергій освіти. Іонний зв'язок здійснюється в галогенідах, оксидах і в солях типу нітратів, сульфатів тощо. радіусів та електронної підкладки. Чим вищий заряд і менше радіус іона, тим вища температура плавлення. Іншою властивістю іонних речовин є здатність утворювати розплави, що добре проводять електричний струм.

Отже, можна дійти невтішного висновку, що фізико-хімічні властивості сполук сильно залежить від природи хімічного зв'язку у яких.

Електронна пара, що утворює хімічний зв'язок, як зазначалося, перебуває у загальному користуванні двох ядер. У цьому випадку рух кожного електрона буде описуватися новою функцією хвильової, що є рішенням рівняння Шредінгера для цієї системи. Ця хвильова функція відрізняється від атомних функцій і називається молекулярною функцією, що відповідає певній молекулярній орбіталі. p align="justify"> Молекулярні орбіталі характеризуються певними значеннями повної енергії системи. У молекулі, як і атомі, існує послідовність енергетичних рівнів. Однак суворе рішення рівняння Шредінгера для них отримати неможливо і тому вдаються до наближених методів розрахунку, що відрізняються один від одного способом завдання молекулярної хвильової функції. Найбільш широке розповсюдженняотримали два методи: метод валентних зв'язків та метод молекулярних орбіталей.

У методі валентних зв'язків хімічний зв'язок розглядається як двоелектронний і двоцентровий, тобто пара електронів, що утворюють зв'язок, локалізована в просторі між двома атомами і знаходиться в їхньому загальному користуванні. Можливі два механізми створення загальної електронної пари. Перший називається обмінним і полягає у спаровуванні двох електронів, що належать різним атомам і мають протилежні спини. Його можна виразити такою схемою:

Другий механізм, що називається донорно-акцепторним, призводить до утворення хімічного зв'язку за рахунок надання одним атомом у спільне користування пари електронів, а іншим – вільної орбіталі.

Атом, що надає електронну пару, називається донором, а атом, що має вільну орбіталь, – акцептор. Схема освіти зв'язку у разі виглядає так:

Розглянемо можливості передбачення складу хімічних сполукміж воднем і елементами другого періоду Періодичної системи: Li, Be, B, C, N, O, F, тому що в атомі водню є тільки один електрон, і утворення зв'язку відбуватиметься обмінним механізмом.

Атом літію на 2s-підрівні має один неспарений електрон і, отже, з'єднання повинне мати склад LiH. У атома берилію цей підрівень заповнений і немає жодного неспареного електрона, отже, берилій не повинен утворювати жодного хімічного зв'язку. У бору та наступних за ним елементів (C, N, O, F) відбувається послідовне заповнення 2p-підрівня, і атоми цих елементів матимуть певну кількість неспарених електронів. Якщо при утворенні зв'язків враховувати лише наявність неспарених електронів, для цих елементів повинні утворитися такі водневі сполуки: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Звідси видно, що, застосовуючи лише обмінний механізм утворення хімічного зв'язку, можна вступити в суперечність з експериментальними даними: берилій утворює сполуку з воднем складу BeH2, водневі сполуки бору також мають інший склад, а найпростіша сполука вуглецю з воднем має склад CH4. можна, припустивши, що атоми елементів другого періоду освіти молекул беруть участь у збудженому стані, т. е. відбувається розпарювання s-електронів і перехід їх у p-подуровень. Але тут виникає інша невідповідність із досвідченими даними. Оскільки енергії s- та p-електронів різні, то й енергії утворених ними хімічних зв'язків повинні відрізнятися, а, отже, подібні зв'язки Е-Н повинні мати різну довжину (залежно від того, орбіталі якого типу беруть участь у їх освіті). Узгодити теорію та експеримент можна, ввівши припущення про усереднення енергій s- та p-підрівнів та утворення нових рівнів, на яких енергії електронів, що знаходяться вже на орбіталях іншого типу, однакові. А якщо це так, то, за правилом Хунда, в атомі з'являється максимальна кількість неспарених електронів. Ця гіпотеза отримала назву явища гібридизації, а орбіталі, що утворюються внаслідок усереднення енергій підрівнів, називаються гібридними. Природно, що у своїй змінюються і форма електронних хмар, та його розташування у просторі. Залежно від цього, які орбіталі беруть участь у освіті гібридних орбіталей, розглядають різні типи гібридизації і просторові зміни утворених гібридних орбіталей (див. рис. 14.). Число гібридних орбіталей, що вийшли, повинно дорівнювати загальному числу орбіталей, що вступили в гібридизацію. Залежно від цього, які орбіталі взаємодіють між собою, розглядають кілька типів гібридизації:

sp-гібридизація. У цьому явищі беруть участь s-і одна pорбіталі, і в результаті утворюються дві орбіталі нового типу, які називаються sp-гібридними. Ці орбіталі мають форму, показану малюнку, осі їх лежать однією прямий, утворюючи кут 180°. В утворенні зв'язків у молекулі BeH2 беруть участь sp-гібридні орбіталі атома берилію та молекула має лінійну будову;

Рис. 14. Просторове розташування електронних хмар для різних sp2-гібридизація. У взаємодію вступають s- та дві p-орбіталі, внаслідок чого утворюються три орбіталі нового типу, які називаються sp2-гібридними (див. рис. 14.). Осі цих орбіталей лежать у одній площині, і кути з-поміж них рівні 120°. Наприклад, атом бору в молекулі BF3 знаходиться у sp2-гібридному стані, і ця молекула має форму правильного трикутника з атомом бору в центрі;

sp3-гібридизація. У цьому випадку вихідними є s-і три pорбіталі. Внаслідок гібридизації утворюються чотири нові орбіталі – sp3-гібридні (див. рис.14.). Осі цих орбіталей спрямовані від центру до вершин тетраедра, кути між осями дорівнюють 109°28. CH4 – молекула метану, де реалізується цей тип гібридизації, має тетраедричне розташування атомів водню. У молекулі аміаку (NH3) атом азоту теж у sp3-гибридном стані, три пари електронів є спільними з атомами водню і беруть участь у освіті зв'язків, а одна електронна пара (неподілена електронна пара) належить лише атому азоту. Для передбачення геометрії молекули аміаку атом азоту слід помістити до центру тетраедра, атоми водню – у три вершини, а неподілену електронну пару – у четверту вершину. Звичайно, положення цієї електронної пари експериментальними методами зафіксувати неможливо, знаходять лише положення атомів водню та азоту. Все це призводить до того, що молекула аміаку має пірамідальну форму. Аналогічно можна розглянути будову молекули води. У ній дві неподілені електронні пари кисню займають дві вершини тетраедра, а дві інші зайняті атомами водню, що призводить до кутової форми молекули води. Описувати геометрію молекули HF з цих позицій немає сенсу, тому що ясно, що вона буде лінійна, оскільки через дві точки можна провести одну пряму лінію.

Неподілена електронна пара утворює більш розмиту «електронну хмару», ніж зв'язуючу (узагальнену, загальну), тому вона займає більший обсяг, призводячи до зменшення валентних кутів у порівнянні з тетраедричними.

Валентні електрони розташовуються як на s- і p-орбіталях, а й у d. Останні також беруть участь у освіті гібридних орбіталей. Здійснюються два випадки гібридизації за участю dорбіталей: sp3d2 та sp3d. У першому випадку молекула реалізує октаедричну будову, тоді як у другому утворюється тригональна біпіраміда.

Припущення про утворення гібридних орбіталей було великим досягненням теорії валентних зв'язків, але не описувало всі можливі просторові зміни молекул, які у природі.

Більш загальну теорію просторової будови молекул запропонував Гіллеспі, виходячи з суто електростатичних уявлень. Вона базувалася на великому експериментальному матеріалі, узагальненому Сідвіком та Пауелли. Основні положення теорії полягають у наступному:

1. Геометрія молекули або іона визначається виключно кількістю електронних пар на валентній оболонці центрального атома.

2. Електронні пари приймають таке розташування на валентній оболонці атома, при якому вони максимально віддалені один від одного, тобто електронні пари поводяться так, якби вони взаємно відштовхувалися. Геометричні багатогранники, що реалізуються у своїй, підпорядковуються формулі Декарта-Эйлера: «число вершин + число граней – число ребер одно двом».

3. Область простору, яку займає неподілена пара електронів має більші розміри, ніж та область, яка зайнята сполучною електронною парою.

4. Розмір області простору, зайнятий сполучною парою електронів, зменшується зі збільшенням електронегативності ліганду та зі зменшенням електронегативності центрального атома.

5. Дві електронні пари подвійного зв'язку займають більшу область простору, ніж одна електронна пара простого зв'язку.

«ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ МУРМАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Кафедра философии ФИЛОСОФИЯ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ и темы контрольных заданий для студентов (бакалавров) заочной формы обучения всех направлений подготовки МГТУ Мурманск 2012 -1УДК 1(075) ББК 87 я 73 Ф56 Авторы – Ольга Дмитрівна Мачкаріна, док. Філос. наук, професор Наталія Миколаївна Нікуліна, канд. Філос. наук, доцент Наталія Володимирівна...»

«Селезньов А.Д. Пронякін Виконавче виробництво Навчально-методичний комплексМосква 2009 1 УДК 347.9 ББК 67.410 З 29 Селезньов В.А., Пронякін А.Д. ВИКОНАВЧЕ ВИРОБНИЦТВО: Навчальний методичний комплекс. - М.: Вид. центр ЄАОІ, 2009. - 216 с. ISBN 978-5-374-00010-8 Навчально-практичний посібник підготовлений відповідно до...»

«Державна бюджетна установа культури Іркутська обласна державна універсальна наукова бібліотека ім. І.І. Молчанова-Сибірського С Е Р І Я БІБЛІОТЕКАР І В Р Е М Я. XXI століття. Випуск № 144 УДК 025.5+025.6 Б К 78.349.2+78.379 Б83 Відповідальний редактор серії О.Р. БОРОДІН Бородіна, В.А. Інформаційне обслуговування: опис, таблиці, схеми: спецкурс Б83 для методиста. – М.: Ліберея-Бібінформ, 2013. – 80 с. ISBN 978-5-8167-0054-2 У посібнику розглядаються всі аспекти...»

«ЛІТЕРАТУРА ЛІТЕРАТУРА ЛІНІЯ НАВЧАЛЬНО МЕТОДИЧНИХ КОМПЛЕКТІВ ПІД РЕДАКЦІЄЮ В. Ф. ЧЕРТОВА Програми 5–11 Підручники Методичні посібники КЛАСИ Чортов В. Ф., Трубіна Л. А., Іпполітова Н. А. та ін. : Література: 4 підхід у навчанні та завдання посліду та комунікативних компетенцій. 5-11 класи (базовий і профільний формування у учнів Основу навчально-методичних ком рівні) / За ред. В. Ф....»

«О. А. Івін ЛОГІКА Рекомендовано Науково-методичною порадою з філософії Міністерства освіти і науки Російської Федерації як навчальний посібник з дисципліни Логіка для студентів гуманітарних та соціально-економічних спеціальностей та напрямів підготовки вищих навчальних закладів Москва ОНІКС Світ та Освіта 2008 УДК 16 (075.8) ББ І17 Рецензенти: Никифоров А. Л. - д р філос. наук, проф., провідний наук. співробітник Інституту філософії РАН; Переверзєв В. Н. - д р...»

«Міністерство освіти Республіки Білорусь УО ПОЛОЦЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ УНІВЕРСИТЕТ Кафедра кримінального права та криміналістики МЕТОДИЧНІ ВКАЗІВКИ до виконання курсових робітз дисципліни Кримінальне право. Загальна частина для спеціальності 24-01-02 Правознавство м. Новополоцьк, 2012 УДК Розглянуто та рекомендовано до затвердження на засіданні кафедри кримінального права та криміналістики Протокол № від, _2012 р. Зав. кафедрою І.В. Вегера Схвалено та рекомендовано до видання методичною комісією...»

«УПРАВЛІННЯ У МІСЬКОМУ ГОСПОДАРСТВІ За редакцією кандидата економічних наук, доцента Р.Ж. Сираждінова Допущено Радою Навчально-методичного об'єднання з освіти в галузі менеджменту як навчальний посібник з дисципліни спеціалізації спеціальності Державне та муніципальне управління УДК 365(075.8) ББК 65.44я73 О-64 Рецензенти: О.М. Кириллова, Московський міський університет управління Уряду Москви, д-р екон. наук, проф. Т.Г. Морозова, Всеросійський заочний...»

«Стверджую Експертну раду В.Д. Шадриков 28 лютого 2014 р. ЗВІТ ПРО РЕЗУЛЬТАТИ НЕЗАЛЕЖНОЇ ОЦІНКИ ОСНОВНОЇ ОСВІТНОЇ ПРОГРАМИ ВИЩОЇ ОСВІТИ 060201 Стоматологія ГБОУ ВПО Тюменська державна медична: Дрондін/ Експерти АККОРК: І.А. Солоп/Н.В. Ушакова/ Москва – Зміст I. ЗАГАЛЬНА ІНФОРМАЦІЯ ПРО ВНЗ II. ЗВІТ ПРО РЕЗУЛЬТАТИ НЕЗАЛЕЖНОЇ ОЦІНКИ ОСНОВНОЇ ОСВІТНІЙ ПРОГРАМИ 1 ПОТОЧНИЙ СТАН І ТРЕНДИ РОЗВИТКУ РЕГІОНАЛЬНОГО...» освіти ГІРНИЧО-АЛТАЙСЬКИЙ ГОСУРС громадянського правата процесу Узгоджено затверджую Декан ЮФ Проректор з УР В.Г. Крашеніна _ О.А.Гончарова __ 2008 р. _ 2008 р. НАВЧАЛЬНО-МЕТОДИЧНИЙ КОМПЛЕКС З ДИСЦИПЛІНИ Трудове право за спеціальністю 030501 Юриспруденція Упорядник...»

«НІМЕЦЬКА МОВА (4 й рік навчання) НІМЕЦЬКА МОВА ЛІНІЯ НАВЧАЛЬНО МЕТОДИЧНИХ КОМПЛЕКТІВ НІМЕЦЬКА МОВА І.Л. БІМ І ДР. Серія Академічний шкільний підручник Програми 2–11 Підручники Робочі зошити 2 клас Контрольні завданняЗбірник вправ Книги для читання КЛАСИ Книги для вчителя Аудіопрограми Бім І.Л., Рижова Л.І. (касети, CD MP3) Німецька мова: 2 клас: Підручник для загальноосвітніх установ: О 2 год.: Ч. 1. Лінія, створена авторським колійською освітою на період до -...»

«Відомості про навчально-методичну, методичну та іншу документацію, розроблену освітньою організацією для забезпечення освітнього процесу за напрямом підготовки 110800.62 Агроінженерія № Найменування дисципліни по Найменування навчально-методичних, методичних та інших матеріалів (автор, місце видання, рік п/п навчальному планувидання, тираж) 1) Навчально-методичний комплекс з дисципліни Історія, 2013р. 2) Символи Росії: історія та сучасність. Хоружа С.В., Салчинкіна...»

«ЗМІСТ 1. Визначення сторін 5 2. Преамбула 5 3. Загальні положення 6 4. Цілі колективного договору 6 5. Трудові відносини 7 5.1. Прийом працювати 7 5.1.1. загальні положення 7 5.1.2. Порядок прийому працювати осіб у складі ППС 8 5.1.3. Порядок прийому працювати науковців 8 5.1.4. Порядок прийому працювати керівників структурних підрозділів Університету 5.1.5. Посадові інструкції 5.2. Оплата праці 5.2.1. Загальні вимоги 5.2.2. Організація видачі грошових коштів 5.2.3. Терміни...»

«Навчально-методичне забезпечення Назва реалізованої програми Предмет Клас Підручники та навчальні посібники Кількість Розвиток співочого голосу у дітей на початковому етапі навчання. Естрадно-джазове мистецтво Естрадний спів 1-3 2 Методична розробка. 1990 (вокальне виконавство) О. Степанов. Білі хмари. 2 Зразкова навчальна програма В. Цвєтков. Мені купили папугу. Естрадні співи для ДМШ та Ю. Верижніков. Осінні мелодії. музичних відділень шкіл Ю. Верижніков. Горобинове гроно....»

«С. Бйішев атиндаи Атбе університетіні кітапханаси Апарати бюлетень №6 Жаа кітаптар тізімі Атбе 2012 рметті оырмандар! Сіздерді кітапханаа жовтосан айинда келіп тскен жаа дебіеттермен таністрамиз. Бібліографія сипаттама № Блім Автори. Атауя. Жили. Оу Абонезалимент Економіка 1 346 1 Нурпеісова А.К., Жандикеєва Г.Є., Тлеубекова А.Д. Н86 Ксіпорин економікаси жне ксіпкерлік ыыты негізгі аспектілері. -Алмати: LEM, 2012.-336 б. Ксіпорин економікаси жни ксіпкерлік ыыты негізгі аспектилері оу рали...»

«Конкурс ЗОЛОТА ПСИХЕЯ Номінація Проект року у психологічній практиці Моніторинг освітніх результатів учнів: діагностичний комплект Шкільний старт, Вчимося вчитися та діяти Автори: М.Р. Бітянова, Т.В. Беглова, Т.В. Меркулова, А.Г. Теплицька (м. Москва) Створення діагностичного комплекту для 1 класу (робочих зошитів Шкільний старт, Вчимося вчитися та діяти та методичних посібників до них) – це перший етап довгострокового проекту, розрахованого на три роки з 2011 по 2014 р.р. »

рекомендації Експертиза цінності та відбір до складу Архівного фонду Російської Федераціїдокументів з особового складу Москва 2014 2 Методичні рекомендації Експертиза цінності та відбір до складу Архівного фонду Російської Федерації документів з особового складу / Росархів, ВНДІДАД. – М. – 2014 – с. Методичні рекомендації відображають:...»

«СОДЕРЖАНИЕ УЧЕБНЫЙ ПЛАН 1 2-8 ПЛАН ВНЕУРОЧНОЙ ДЕЯТЕЛЬНОСТИ МБУ ШКОЛЫ № 32 2 9-18 (1 -3 КЛАССЫ) НА 2013-2014 УЧЕБНЫЙ ГОД З СИСТЕМА УСЛОВИЙ РЕАЛИЗАЦИИ ОСНОВНОЙ 19-55 ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЙ ПРОГРАММЫ СООТВЕТСТВИИ С ТРЕБОВАНИЯМИ СТАНДАРТА 3.1. Опис кадрових умов реалізації основної освітньої програми 22-33 початкової загальної освіти 3.2. Психолого-педагогічні умови реалізації основної 33-34 освітньої програмипочаткової загальної освіти 3.3. Фінансова забезпеченістьреалізації...»

«Учбово-методичне об'єднання вищих навчальних закладів Республіки Білорусь з хіміко-технологічної освіти Установа освіти Білоруський державний технологічний університетЗатверджую Ректор БДТУ професор _І.М.Жарський __2010 р./р ЕКСПЛУАТАЦІЯ, РЕМОНТ І МОНТАЖ МАШИН І ОБЛАДНАННЯ Навчальна програмадля спеціальності 1 – 36 07 01 00 Машини та апарати хімічних виробництвта підприємств будівельних матеріалівФакультет хімічної технології та техніки Кафедра машин та...»

Загальна та неорганічна хімія. Коренєв Ю.М., Овчаренко В.П.

М: Школа ім. О.М. Колмогорова, Вид-во МДУ, 2000-2002; 60с.+36с.+48с.

Даний методичний посібник складено відповідно до програми курсу неорганічної хімії та читаного учням хіміко-біологічного відділення Школи імені О. М. Колмогорова Спеціалізованого навчально-наукового центру МДУ.

Книга знайомить з основними класами неорганічних сполук, їх властивостями та способами одержання.

Формат: djvu/zip

Розмір: 5 68 Кб

/ Download файл

ЧАСТИНА I.

ГЛАВА I. ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ І ВИЗНАЧЕННЯ 3
1.1. Будова речовини 3
1.2. Кількісні співвідношення в хімії 9
1.3. Хімічні символи та формули 13
РОЗДІЛ ІІ. БУДОВА АТОМА 20
2.1. Ранні моделі атома 20
2.2. Квантовомеханічна модель будови атома 26
РОЗДІЛ ІІІ. ХІМІЧНИЙ зв'язок 41
3.1. Заголовок 41
3.2. Метод валентних зв'язків 47
3.3. Метод молекулярних орбіталей 53

ЧАСТИНА II.

РОЗДІЛ 1. Оксиди 3
§ 1. Фізичні властивості оксидів 3
§ 2. Класифікація оксидів та закономірності зміни хімічних властивостей.
2.1. Класифікація оксидів за хімічними властивостями 4
2.2. Закономірності зміни властивостей оксидів 5
§ 3. Способи одержання оксидів 7
§4. Хімічні властивості оксидів 9
4.1. Основні оксиди 9
4.2. Кислотні оксиди 10
4.3. Амфотерні оксиди 10
4.4. Загальні хімічні властивості оксидів
ГЛАВА 2. Кислоти та ПІДСТАВИ 13
§ 1. Теорії кислот та основ 13
1.1. Електролітична теорія 13
1.2. Протолітична теорія 13
1.3. Електронна теорія 14
§2. Кислоти 16
2.1. Класифікація кислот 16
2.2. Способи одержання кислот 19
2.3. Загальні методи одержання будь-яких кислот 19
2.4. Хімічні властивості кислот 21
§3. Підстави 24
3.1. Класифікація підстав 24
3.2. Способи отримання підстав 25
3.3. Хімічні властивості основ 27
Розділ 3. Солі 29
§ 1. Класифікація солей 29
§ 2. Способи одержання солей 30
§ 3. Хімічні властивості солей 33

ЧАСТИНА III.

Розділ 1 Основи термодинаміки 3
§ 1.1. Основні визначення 3
§ 1.2. Нульовий закон (початок) термодинаміки 6
§ 1.3. Перший закон (початок) термодинаміки 6
§ 1.3.2. Стандартна теплота (ентальпія) утворення сполуки 9
§ 1.3.3. Стандартна ентальпія згоряння 10
§ 1.3.4. Стандартна енергія (етальпія) хімічного зв'язку 10
§ 1.3.5. Стандартна ентальпія сублімації, випаровування та плавлення 11
§ 1.3.6. Спорідненість до електрона, потенціал іонізації, електронегативність 11
§ 1.3.7. Закон Геса 13
§ 1.3.8. Цикл Борна-Габера 14
§ 1.3.9. Закон Кірхгофа 16
§ 1.4. Другий закон (початок) термодинаміки 17
§ 1.4.1. Визначення ентропії з позицій класичної термодинаміки 18
§ 1.4.3. Статистична інтерпретація поняття ентропії 19
§ 1.4.4. Вільна енергія Гіббса 21
§ 1.4.5. Хімічний потенціал 22
§ 1.4.6. Хімічне рівновагу 23
§ 1.4.7. Напрямок перебігу реакцій 31
Розділ 2 Основи кінетики 35
§2.1. Швидкість хімічної реакції 35
§ 2.2. Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції 37
§ 2.3. Експериментальні методи визначення констант швидкості хімічної реакції 47