الكيمياء العامة وغير العضوية - في ثلاثة أجزاء - Korenev Yu.M., أوفشارينكو ف. - 2000, 2002.

تم تجميع هذا الدليل المنهجي وفقًا لبرنامج دورة الكيمياء غير العضوية ، وقراءته طلاب القسم الكيميائي والبيولوجي في مدرسة A.N.Kolmogorov التابعة للمركز التربوي والعلمي المتخصص بجامعة موسكو الحكومية.
يقدم الكتاب الفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية وخصائصها وطرق الحصول عليها.

الفصل الأول. مفاهيم وتعاريف أساسية 3
1.1 هيكل المادة 3
1.2 النسب الكمية في الكيمياء 9
1.3 الرموز والصيغ الكيميائية 13
الباب الثاني. هيكل الذرة 20
2.1. النماذج المبكرة من الذرة 20
2.2. نموذج ميكانيكي كمي لهيكل الذرة 26
الفصل الثالث. 41- السند الكيميائى
3.1. العنوان 41
3.2 طريقة رابطة التكافؤ 47
3.3 الطريقة المدارية الجزيئية 53

الفصل 1. أكاسيد 3
§ 1. الخصائص الفيزيائية للأكاسيد 3
§ 2. تصنيف الأكاسيد وأنماط التغيير في الخواص الكيميائية .. 4
2.1. تصنيف الأكاسيد حسب الخواص الكيميائية 4
2.2. أنماط التغيرات في خصائص الأكاسيد 5
§ 3. طرق الحصول على الأكاسيد 7
§ أربعة. الخواص الكيميائية للأكاسيد 9
4.1 أكاسيد أساسية 9
4.2 أكاسيد الحمض 10
4.3 أكاسيد الأمفوتريك 10
4.4 الخواص الكيميائية العامة للأكاسيد 11
الفصل 2. الأحماض والقواعد 13
§ 1. نظريات الأحماض والقواعد 13
1.1 نظرية التحليل الكهربائي 13
1.2 نظرية البروتوليثية 13
1.3 النظرية الإلكترونية 14
§2. الأحماض 16
2.1. تصنيف الأحماض 16
2.2. طرق الحصول على الأحماض 19
2.3. طرق عامةالحصول على أي أحماض 19
2.4 الخصائص الكيميائية للأحماض 21
§3. أسباب 24
3.1. التصنيف الأساسي 24
3.2 25- طرق الحصول على الأسس
3.3 الخواص الكيميائية للقواعد 27
الفصل 3. الأملاح 29
§ 1. تصنيف الأملاح 29
§ 2. طرق الحصول على الأملاح 30
§ 3. الخواص الكيميائية للأملاح 33

الفصل الأول: أساسيات الديناميكا الحرارية 3
§ 1.1. التعريفات الأساسية 3
§ 1.2. القانون الصفري (البداية) للديناميكا الحرارية 6
§ 1.3. القانون الأول (بداية) للديناميكا الحرارية 6
§ 1.3.2. الحرارة القياسية (المحتوى الحراري) لتكوين المركب 9
§ 1.3.3. المحتوى الحراري القياسي للاحتراق 10
§ 1.3.4. الطاقة القياسية (المحتوى الحراري) للرابطة الكيميائية 10
§ 1.3.5. المحتوى الحراري القياسي للتسامي والتبخر والذوبان 11
§ 1.3.6. تقارب الإلكترون ، جهد التأين ، الكهربية 11
§ 1.3.7. قانون هيس 13
§ 1.3.8. دورة بورن هابر 14
§ 1.3.9. قانون كيرشوف 16
§ 1.4. القانون الثاني (البداية) للديناميكا الحرارية 17
§ 1.4.1. تعريف الانتروبيا من وجهة نظر الديناميكا الحرارية الكلاسيكية 18
§ 1.4.3. التفسير الإحصائي لمفهوم الانتروبيا 19
§ 1.4.4. الطاقة الحرة جيبس ​​21
§ 1.4.5. كمون كيميائي 22
§ 1.4.6. التوازن الكيميائي 23
§ 1.4.7. اتجاه رد الفعل 31
الفصل الثاني أصول الحركية 35
§2.1. معدل التفاعل الكيميائي 35
§ 2.2. العوامل التي تؤثر على معدل التفاعل الكيميائي 37
§ 2.3. الطرق التجريبية لتحديد ثوابت المعدل لتفاعل كيميائي 47

تنزيل كتاب إلكتروني مجاني بتنسيق مناسب ، شاهد واقرأ:
قم بتنزيل كتاب الكيمياء العامة وغير العضوية - في ثلاثة أجزاء - Korenev Yu.M.، Ovcharenko V.P. - fileskachat.com ، تحميل سريع ومجاني.

تنزيل zip
أدناه يمكنك شراء هذا الكتاب بأفضل الأسعار المخفضة مع التسليم في جميع أنحاء روسيا.

يعتقد الكثير من الناس أن جامعة موسكو الحكومية لا يمكن الوصول إليها من قبل المتقدمين "العاديين" - فهم بحاجة إلى التحضير مع مدرسين خاصين أو على الأقل الدراسة في مدرسة خاصة في جامعة موسكو الحكومية ، على سبيل المثال ، في المركز التعليمي والعلمي المتخصص (SSC) في موسكو جامعة الولاية - مدرسة داخلية سميت باسم أ.ن.كولموغوروف.

لكن معلمي الكيمياء العامة وغير العضوية ، الذين يدرسون الفصول في العديد من كليات جامعة موسكو الحكومية ، يعرفون أن الطلاب المجهزين جيدًا يأتون إلى جامعة موسكو من مدارس "غير جامعية" أيضًا. على سبيل المثال ، في كل عام يصبح طلاب الكليات "الصعبة" (الكيمياء والأحياء) طلابًا درسوا الكيمياء من قبل مدرس سوروس S. T. Zhukov (مدرسة موسكو رقم 548 ، مركز التعليم "Tsaritsyno" ").

يمكن تسمية هذه البرامج التعليمية الفريدة. يتم الجمع بين نظام صارم للتعريفات مع الدقة العلمية في العرض. الكتيبات مفيدة جدًا لطلاب الصف الحادي عشر الذين يعيدون الكيمياء عشية التخرج و امتحانات القبول(هذا لا ينطبق على اختبار الدولة الموحدة ، فالكتب المدرسية "ذكية" للغاية بالنسبة لها). يمكن أن تكون الكتب مفيدة أيضًا للطلاب الصغار الذين يدرسون تخصصات غير كيميائية.

يتم إيلاء الكثير من الاهتمام للموضوعات الاختيارية في الكتيبات. دورة مدرسيةالكيمياء (على سبيل المثال ، "التوازن في الحلول" ، "المركبات المعقدة") ، والتي عادة ما تكون غائبة عن الكتب المدرسية التقليدية. ومع ذلك ، يتم استخدام المهام المتعلقة بهذه الموضوعات بانتظام في امتحانات القبول في الكيمياء في جامعة موسكو الحكومية (الكليات: الكيميائية والبيولوجية والهندسة الحيوية والمعلوماتية الحيوية والطب الأساسي وعلوم التربة وكلية علوم المواد).

بالإضافة إلى ذلك ، تم إعداد الكتيبات جيدًا للدورة الجامعية للكيمياء العامة وغير العضوية ، والتي يدرسها طلاب السنة الأولى من الكليات المدرجة ، وكذلك طلاب الجيولوجيا والجغرافيا.

من بين ميزات الكتب المدرسية لـ ST Zhukov ، يجب على المرء أن يلاحظ التمييز الصارم بين الشحنة الحقيقية والرسمية للأيونات عند كتابة الصيغ ، والتي ربما تكون مفرطة بالنسبة للمتقدمين. ومع ذلك ، في النشر الإلكترونييبقى هذا التمييز. عادة ، لا يشك تلاميذ المدارس (والعديد من الطلاب) في أنه ، على سبيل المثال ، في بلورات كلوريد الصوديوم ، فإن الشحنة الحقيقية لأيونات الصوديوم والكلوريد ليست 1e ، بل 0.78 e فقط. لذلك ، يقترح مؤلف الدليل تعيين الشحنات الفعالة للأيونات بعلامات في دوائر: Na ، Al3.

يبدأ نشر كتيبات إس تي جوكوف بأقسام تعد تقليديًا من أكثر الأقسام صعوبة بالنسبة للمتقدمين والطلاب. هذه هي موضوعات "التوازن" و "التوازن في الحلول". يتم استكمال الكتيبات بأمثلة على مهام امتحانات القبول في الموضوعات ذات الصلة.

V.V. Zagorsky ،
سانت. متعاون قسم الكيمياء العامة ، كلية الكيمياء ، جامعة موسكو الحكومية ،
أستاذ مشارك في المركز التربوي التخصصي والعلمي بجامعة موسكو الحكومية ، مدرس سوروس

"الكيمياء العامة وغير العضوية الجزء الأول المفاهيم الأساسية ، هيكل الذرة ، مدرسة السندات الكيميائية المسماة على اسم A.N. Kolmogorov مطبعة جامعة موسكو 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. ك 66 ... "

-- [ صفحة 1 ] --

يو إم كورينيف ، نائب الرئيس أوفتشارينكو

الكيمياء غير العضوية

المفاهيم الأساسية ، هيكل الذرة ،

السند الكيماوي

سميت المدرسة على اسم A.N. Kolmogorov

مطبعة جامعة موسكو

Korenev Yu.M. ، Ovcharenko V.P.

ك 66 كيمياء عامة وغير عضوية. دورة محاضرة. الجزء الأول

المفاهيم الأساسية ، التركيب الذري ، الرابطة الكيميائية. - م:

سميت المدرسة على اسم A.N.Kolmogorov ، مطبعة جامعة موسكو ، 2000. - 60 ص.

ردمك 5-211-04200- X

يقدم الكتاب الفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية وخصائصها وطرق الحصول عليها.

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

© آي إن كوروفين - تصميم ، 2000

الفصل الأول المفاهيم والتعاريف الأساسية 1.1. بنية المادة أحد المفاهيم الأساسية للكيمياء والعلوم الطبيعية الأخرى هو الذرة. هذا المصطلح له أصل طويل ؛ لقد كانت موجودة منذ حوالي 2500 عام. نشأ مفهوم الذرة لأول مرة في اليونان القديمة ، حوالي القرن الخامس قبل الميلاد. قبل الميلاد ه. مؤسسو العقيدة الذرية هم الفلاسفة اليونانيون القدماء ليوكيبوس 1 وتلميذه ديموقريطس. كانوا هم الذين طرحوا فكرة الهيكل المنفصل للمادة وقدموا مصطلح "أتوم".

لم تنتشر تعاليم ديموقريطس ، ولفترة تاريخية طويلة في الكيمياء (وفي العصور الوسطى - الكيمياء) هيمنت نظرية أرسطو (384 - 322 قبل الميلاد).

وفقًا لتعاليم أرسطو ، فإن المبادئ الأساسية للطبيعة هي "مبادئ" مجردة: البرودة ، والحرارة ، والجفاف ، والرطوبة ، وعند الجمع ، تتشكل أربعة "عناصر - عناصر" رئيسية:

الأرض والهواء والنار والماء.

وفقط في التاسع عشر في وقت مبكرقرون ، عاد العالم الإنجليزي جون دالتون إلى الذرات باعتبارها أصغر جزيئات المادة وأدخل هذا المصطلح في العلم. وقد سبق ذلك عمل علماء بارزين مثل R. Boyle (في كتاب "The Skeptic Chemist" وجه ضربة ساحقة لأفكار الخيميائيين) ، و J. (اكتشاف الهيدروجين) ، A.L Lavoisier (محاولة لتجميع الجدول الأول للمواد البسيطة) ، M. V. Lomonosov (الأحكام الرئيسية للنظرية الذرية والجزيئية ، قانون حفظ الكتلة) ، J.L. ) واشياء أخرى عديدة.

الاكتشافات في مجال الفيزياء التي تم إجراؤها في نهاية القرن التاسع عشر - الثلث الأول من القرن العشرين أجبرت العلماء على النظر إلى النظرية الذرية والجزيئية بطريقة مختلفة تمامًا. اتضح أن الذرة لها بنية معقدة وليست أصغر جسيم في المادة.

هنا لن نقدم تعريف عفا عليه الزمنمن هذا المفهوم ، وإعطاء صياغة على الفور بناءً على الأفكار الحديثة.

1 Leucippus () - اليونانية القديمة. فيلسوف. لا يُعرف أي شيء تقريبًا عن حياة ليوكيبوس.

الفصل الأول الذرة (اليونانية µ - غير قابلة للتجزئة) هي أصغر جسيم من عنصر كيميائي قادر على الوجود المستقل وحامل خصائصه. الذرة عبارة عن نظام دقيق محايد كهربائيًا يتكون من نواة موجبة الشحنة وعدد مناسب من الإلكترونات.

العنصر الكيميائي هو نوع من الذرات له نفس الشحنة النووية.

العنصر الكيميائي هو مفهوم وليس جسيم مادي. هذه ليست ذرة ، لكنها مجموعة ذرات تتميز بميزة معينة - نفس الشحنة النووية.

إلكترون [د. - كهرماني (يُكهرب جيدًا بالاحتكاك)] - جسيم أولي ثابت كتلته 9.109 10-31 كجم = 5.486 10-4 أ. ه.م 2 ، وتحمل شحنة سالبة أولية تساوي 1.6 10-19 درجة مئوية.

في الكيمياء والفيزياء ، عند حل العديد من المشكلات ، يتم أخذ شحنة الإلكترون على أنها -1 ويتم التعبير عن شحنات جميع الجسيمات الأخرى في هذه الوحدات. الإلكترونات جزء من كل الذرات.

بروتون (يوناني - أول) - جسيم أولي ، وهو جزء لا يتجزأنوى ذرات جميع العناصر الكيميائية ، لها كتلة راحة mp \ u003d 1.672 10-27 كجم \ u003d 1.007 أ. م وشحنة كهربائية أولية موجبة تساوي شحنة الإلكترون ، أي 1.6 10-19 درجة مئوية.

يحدد عدد البروتونات في النواة العدد الذري للعنصر الكيميائي.

النيوترون (النيوتروم اللاتيني - لا أحد ولا الآخر) هو جسيم أولي متعادل كهربائيًا بكتلة سكون تزيد قليلاً عن الكتلة المتبقية لبروتون mn = 1.675 10–27 كجم = 1.009 a.u. تأكل.

إلى جانب البروتون ، النيوترون هو جزء من كل النوى الذرية (باستثناء نواة نظير الهيدروجين 1H ، وهو بروتون واحد).

الابتدائية المعينة 2 أ. em - وحدة الكتلة الذرية ، انظر أدناه.

الاسم العام (للمجموعة) للبروتونات والنيوترونات هو النيوكليونات.

العدد الكتلي - العدد الإجمالي للنكليونات (البروتونات والنيوترونات) في النواة.

تتكون نواة الذرة من البروتونات ، وعددها يساوي العدد الترتيبي للعنصر (Z) ، والنيوترونات (N). أ = ع + ن ، حيث أ العدد الشامل.

النويدات (لات. نواة - نواة) - الاسم العام للنواة الذرية ، تتميز بعدد معين من البروتونات والنيوترونات (شحنة موجبة وعدد الكتلة).

للإشارة إلى عنصر كيميائي ، يكفي تسمية كمية واحدة فقط - شحنة النواة ، أي الرقم الترتيبي للعنصر في النظام الدوري. لتحديد النويدة ، هذا لا يكفي - يجب عليك أيضًا تحديد رقم كتلتها.

في بعض الأحيان ، ليس بشكل دقيق تمامًا ، لا يشير مفهوم "النيوكليد" إلى النواة نفسها ، بل إلى الذرة بأكملها.

النظائر (اليونانية - نفس + - المكان) - النويدات التي لها نفس العددالبروتونات ، ولكن تختلف في أعداد الكتلة.

النظائر - النويدات تحتل نفس المكان في النظام الدوري ، أي ذرات من نفس العنصر الكيميائي.

على سبيل المثال: 11 Na ، 23 Na ، 24 Na هي نظائر صوديوم.

Isobars (يوناني - يساوي + - وزن) - نوكليدات لها نفس أعداد الكتلة ، ولكن عدد مختلفالبروتونات (أي

ذات صلة بعناصر كيميائية مختلفة) ، على سبيل المثال ، 90Sr ، 90Y ، Isotones - نوكليدات لها نفس عدد النيوترونات.

لفترة طويلة ، لم يميز الكيميائيون بشكل واضح بين الذرات وجزيئات المواد البسيطة. في عام 1811 ، اقترح أ. أفوجادرو فرضية جعلت من الممكن تحديد هذه المفاهيم بشكل لا لبس فيه ، لكن معاصريه لم يقدروا ذلك ، ولم يتم الاعتراف بها إلا في عام 1860 ، بعد المؤتمر الدولي الأول للكيميائيين الذي عقد في كارلسروه (ألمانيا) ، عندما بدأ فهم الجزيء على أنه أصغر جسيمالمواد المشاركة في التحولات الكيميائية. مع تطور العلوم الطبيعية ، خضع تعريف الجزيء لبعض التغييرات.

الجزيء (ضآلة عدد المولات اللاتينية - الكتلة) هو أصغر جسيم في مادة يحدد خصائصه. يتكون من ذرات عنصر كيميائي واحد أو مختلف ويوجد كنظام واحد من النوى الذرية والإلكترونات. في حالة الجزيئات أحادية الذرة (على سبيل المثال ، الغازات النبيلة) ، تتطابق مفاهيم الذرة والجزيء.

تتماسك الذرات معًا في جزيء بواسطة روابط كيميائية.

في الكيمياء ، إلى جانب الذرات والجزيئات ، يتعين على المرء أن يأخذ في الاعتبار الوحدات الهيكلية الأخرى: الأيونات والجذور.

الأيونات (اليونانية - الذهاب) - جسيمات مشحونة كهربائيًا تتكون من الذرات (أو المجموعات الذرية) نتيجة إضافة أو فقدان الإلكترونات.

تسمى الأيونات الموجبة الشحنة الكاتيونات (اليونانية - أسفل + أيون) ، سالبة الشحنة - الأنيونات (اليونانية - أعلى + أيون).

على سبيل المثال ، K + كاتيون بوتاسيوم ، Fe2 + كاتيون حديد ، NH + كاتيون أمونيوم ، Cl- أنيون كلور (أنيون كلوريد) ، S2- أنيون كبريت (سلفيدانيون) ، SO 2 هو أنيون كبريتات.

الجذور (الراديكالية اللاتينية - الجذر) - الجسيمات (الذرات أو مجموعات الذرات) ذات الإلكترونات غير المزاوجة.

هم شديد التفاعل. على سبيل المثال ، H هو جذور هيدروجينية ، Cl هو أصل كلور ، CH3 هو جذور ميثيل. في الوقت نفسه ، فإن الجزيئات البارامغناطيسية ، على سبيل المثال ، O2 ، NO ، NO2 ، التي تحتوي على إلكترونات غير متزاوجة ، ليست جذرية.

المادة البسيطة هي مادة تتكون من ذرات عنصر كيميائي واحد.

المادة البسيطة هي شكل من أشكال وجود عنصر كيميائي.

يمكن أن توجد العديد من العناصر في شكل عدة مواد بسيطة ، على سبيل المثال ، الكربون (الجرافيت ، الماس ، الكاربين ، الفوليرين) ، الفوسفور (الأبيض ، الأحمر ، الأسود) ، الأكسجين (الأوزون ، الأكسجين).

حوالي 400 مادة بسيطة معروفة.

Allotrpy (يوناني - آخر + - انعطاف) - قدرة العنصر الكيميائي على الوجود في شكل مادتين بسيطتين أو أكثر تختلف في عدد الذرات في الجزيء (على سبيل المثال ، O2 و O3) أو في تراكيب بلورية مختلفة (الجرافيت والماس).

تعدد الأشكال (يوناني µ - متنوع) - قدرة المواد الصلبة على الوجود في شكلين أو أكثر بتراكيب بلورية مختلفة وخصائص مختلفة.

تسمى هذه الأشكال التعديلات متعددة الأشكال.

على سبيل المثال ، يمكن أن يشكل FeS2 مادتين لهما هياكل بلورية مختلفة (تعدد الأشكال): تسمى إحداهما البيريت والأخرى marcasite. هل هذه المواد متآصلة التعديلات؟ غير صحيح.

يشير Allotropy فقط إلى المواد البسيطة ويأخذ في الاعتبار كل من الاختلاف في تكوين جزيئاتها والاختلاف في بنية المشابك البلورية. إذا كنا نتحدث عن الاختلاف في بنية المشابك البلورية للمواد البسيطة ، فإن مفاهيم تعدد الأشكال والتآصل تتطابق ، على سبيل المثال ، يمكن القول بأن الجرافيت والماس عبارة عن أشكال متآصلة ، أو أشكال متعددة الأشكال.

إمكانية تكوين نوعين أو أكثر من الجزيئات ، الأكسجين. يشكل شكلين متآصلين: O2 و O3 - الأوزون. وهي تختلف في كل من الخصائص الفيزيائية والكيميائية.

الأكسجين O2 هو غاز عديم اللون والرائحة. الأوزون O3 هو غاز أزرق ذو رائحة مميزة (حتى أنه حصل على اسمه من اليونانية.

(أوزين) - لرائحة).

في الحالة السائلة والصلبة ، يكون للأكسجين لون أزرق باهت. الأوزون في الحالة السائلةملون بشكل كبير ليلكي، في الحالة الصلبة له لون أسود بنفسجي.

الأكسجين هو شبه مغناطيسي ، والأوزون غير مغناطيسي.

يختلف النشاط الكيميائي للأكسجين والأوزون بشكل حاد. الأوزون أكثر تفاعلاً من الأكسجين ويظهر أقوى خصائص مؤكسدة.

على الرغم من حقيقة أن الأكسجين يتفاعل مع جميع العناصر تقريبًا في شكله الحر ، إلا أن هذه التفاعلات تحدث في كثير من الحالات فقط في درجات حرارة مرتفعة. من ناحية أخرى ، يتفاعل الأوزون مع العديد من المواد في ظل ظروف يظل فيها الأكسجين خاملًا ، على سبيل المثال ، يؤكسد الأوزون الزئبق والفضة إلى أكاسيد.

الفوسفور. يُعرف شكلين متآصلين من الفوسفور: الأبيض والأحمر.

يتكون الفسفور الأبيض من جزيئات رباعي السطوح P4. يمكن اعتبار الفسفور الأحمر جزيئات بوليمر P. بالطبع ، في الحالة الصلبة ، تختلف هذه التعديلات في كل من بنية المشابك البلورية وفي الخصائص الفيزيائية.

تظهر جميع أشكال الفسفور المتآصلة أيضًا اختلافًا كبيرًا في الخواص الكيميائية ، والتي تتكون أولاً وقبل كل شيء في تفاعلها المختلف. الفسفور الأبيض هو الشكل الأكثر نشاطًا ، بينما الأحمر هو الشكل الأقل نشاطًا.

يتأكسد الفسفور الأبيض ببطء في الهواء حتى في درجات الحرارة العادية (مما يسبب توهج الفوسفور الأبيض) ، بينما الأحمر مستقر في الهواء ولا يضيء إلا عند تسخينه.

تشكيل العديد من المشابك البلورية يمكن أيضًا اعتبار حالة التآصل هذه بمثابة تعدد الأشكال للمواد البسيطة.

كربون. تُعرف العديد من التعديلات المتآصلة للكربون:

الجرافيت ، الماس ، الكاربين ، الفوليرين.

يشكل الجرافيت والماس شبكات بلورية ذرية تختلف في التركيب. تختلف هاتان المادتان أيضًا بشكل حاد في خواصهما الفيزيائية: الماس عديم اللون ، شفاف ، الجرافيت أسود - رمادي ، معتم ، الماس هو أصعب مادة ، الجرافيت ناعم ، الماس لا يوصل الكهرباء ، الجرافيت يوصل الكهرباء. في ظل الظروف العادية ، يكون الماس شكلًا غير مستقر (أقل استقرارًا). عندما يتم تسخين الماس (t> 1000 درجة مئوية) ، فإنه يتحول بشكل لا رجعة فيه إلى الجرافيت. يستمر انتقال الجرافيت إلى الماس عند درجة حرارة أعلى وعند ضغط عالٍ بالضرورة.

تين. من المعروف جيدًا شكلين متآصلين من القصدير - الرمادي والأبيض.

القصدير الرمادي (- القصدير) موجود في درجات حرارة أقل من 13.2 درجة مئوية ، ويظهر خصائص أشباه الموصلات ، وهي مادة هشة للغاية بكثافة 5.846 جم / سم 3.

القصدير الأبيض (-قصدير) هو معدن فضي-أبيض نموذجي من حيث الخصائص الفيزيائية ، ويوصل الحرارة والتيار الكهربائي جيدًا ، وهو بلاستيك ، وكثافة 7.295 جم / سم 3 ومستقر في نطاق درجة حرارة 13.2 - 173 درجة مئوية. وفوق درجة الحرارة هذه ، تنتقل - القصدير إلى تعديل آخر - - القصدير ، والذي له بنية مختلفة من الشبكة البلورية وكثافة 6.54 جم / سم 3.

يمكن أن تكون العديد من التعديلات متعددة الأشكال (أو المتآصلة) في حالة مستقرة ، أي أنها يمكن أن توجد لفترة طويلة في ظل ظروف ليست مميزة لها ("في منطقة أجنبية").

على سبيل المثال ، يمكن أن يكون القصدير الأبيض شديد البرودة ويتواجد لفترة طويلة عند درجة حرارة أقل من 13.2 درجة مئوية ، ومع ذلك ، فإن حالته في ظل هذه الظروف غير مستقرة ، وبالتالي ضرر ميكانيكي، الاهتزاز الحاد ، وما إلى ذلك ، يمكن أن يؤدي إلى تحول حاد في الشكل. هذه الظاهرة المعروفة كانت تسمى "طاعون القصدير".

تؤثر الشوائب أيضًا بشكل كبير على الانتقال من شكل إلى آخر. على سبيل المثال ، يمنع مزيج بسيط من البزموت عمليًا انتقال القصدير الأبيض إلى الرمادي ، وإضافة الألومنيوم ، على العكس من ذلك ، تسرع هذا الانتقال.

لكل شكل متآصل (أو متعدد الأشكال) ، هناك نطاق محدد من درجات الحرارة والضغوط حيث يكون هذا التعديل مستقرًا. على سبيل المثال ، في درجات حرارة تصل إلى 95.6 درجة مئوية ، يكون الكبريت المعيني (-شكل) مستقرًا ، وعند درجة حرارة أعلى ، أحادي الميل (شكل). يختلف هذان الشكلان المتآصلان عن بعضهما البعض في بنية المشابك البلورية.

المركب أو المركب عبارة عن مادة تتكون من ذرات عناصر كيميائية مختلفة.

تماثل الشكل (اليونانية - متساوية ، متشابهة + µ - شكل) - قدرة المواد المتشابهة في التركيب على تكوين بلورات مختلطة ، حيث تحل الذرات أو الأيونات أو المجموعات الذرية ذات الحجم المماثل محل بعضها البعض بشكل عشوائي.

على سبيل المثال ، في بلورات شب البوتاسيوم KAl (SO4) 2 12 H2O ، يمكن استبدال أيونات البوتاسيوم بأيونات الروبيديوم أو الأمونيوم ، وأيونات Al3 + بواسطة أيونات Cr3 + أو Fe3 +. في هذه الحالة ، يُقال أن كاتيونات البوتاسيوم متشابهة بالنسبة للروبيديوم أو كاتيونات الأمونيوم ، بينما كاتيونات الألومنيوم متشابهة للكروم أو كاتيونات الحديد.

1.2 النسب الكمية في الكيمياء كتل الذرات والجزيئات صغيرة جدًا ، ومن غير الملائم استخدام وحدة القياس المقبولة عمومًا - كيلوغرام - للتعبير العددي لقيمها. لذلك ، للتعبير عن كتل الذرات والجزيئات ، يتم استخدام وحدة قياس أخرى - وحدة الكتلة الذرية (amu).

وحدة الكتلة الذرية (a.m.u) هي وحدة قياس لكتل ​​الذرات والجزيئات والجسيمات الأولية.

تؤخذ 1/12 من كتلة نوكلييد الكربون 12 كوحدة كتلة ذرية.

كتلة هذا النويدة بوحدات النظام الدولي هي 1.9927 10-26 كجم.

الكتلة الذرية النسبية (مصطلح قديم هو الوزن الذري) هو كتلة الذرة معبرًا عنها بوحدات الكتلة الذرية (amu).

المعين Ar.

معظم العناصر الكيميائية الطبيعية عبارة عن مزيج من النظائر. لذلك ، فإن القيمة المتوسطة للكتلة الذرية النسبية للمزيج الطبيعي من نظائرها ، مع مراعاة محتواها في الظروف الأرضية ، تؤخذ على أنها الكتلة الذرية النسبية للعنصر. هذه هي القيم التي يتم تقديمها في النظام الدوري.

على سبيل المثال ، يحتوي الأكسجين على ثلاثة نظائر 16O ، 17O و 18O ، كتلتها الذرية ومحتواها في الخليط الطبيعي موضحة في الجدول 3.

يتم حساب متوسط ​​قيمة الكتلة الذرية ، مع مراعاة مساهمة كل نظير ، باستخدام الصيغة التالية:

حيث Ar ، j هي الكتل الذرية للنظائر المقابلة ، ni هي محتواها في الخليط الطبيعي (في الكسور الجزيئية). بالتعويض في هذه الصيغة عن القيم المقابلة من الجدول 3 للكتلة الذرية للأكسجين ، نحصل على:

Ar = 15.995 0.99759 + 16.999 0.00037 + 17.999 0.0024 = لاحظ أن الكتلة الذرية وعدد الكتلة مطلقة مفاهيم مختلفة: الأول هو كتلة الذرة ، معبرًا عنها في a. e.m ، والثاني هو عدد النوكليونات في النواة. الكتلة الذرية عبارة عن قيمة كسرية (لها قيمة عددية فقط للنظير 12C) ، على عكس عدد الكتلة ، الذي يكون دائمًا عددًا صحيحًا.

عدديًا ، هذه الكميات متقاربة جدًا ؛ على سبيل المثال ، بالنسبة للهيدروجين ، الكتلة الذرية هي 1.0078 وعدد الكتلة هو 1 ، والكتلة الذرية للهليوم 4.0026 والعدد الكتلي هو 4.

الكتل الذرية النسبية لها قيم كسريةالأسباب التالية:

1) معظم العناصر الموجودة في الطبيعة عبارة عن مزيج من عدة نظائر ، ويشير الجدول الدوري إلى متوسط ​​قيمة الكتلة الذرية النسبية لمزيج من التركيب النظيري الطبيعي.

2) بالنسبة للعناصر أحادية النظير (على سبيل المثال ، 23Na) ، ستكون هذه القيمة أيضًا كسرية ، حيث يتم التعبير عن كتلة النيوكليونات في a. m.u. ، ليس عددًا صحيحًا (انظر الجدول 3) وأثناء تكوين النواة ، يتم تحويل جزء من كتلة النوكليون إلى طاقة ، وفقًا للمعادلة Ebond = m c2 ، حيث c = 3108 m / s هي السرعة من الضوء في الفراغ.

أثناء تكوين أي رابطة ، يتم إطلاق الطاقة دائمًا ، حيث يتم إنفاق جزء من كتلة جزيئات الربط. في حالة تكوين روابط كيميائية ، تكون هذه القيمة صغيرة جدًا ، لذلك يتم تجاهل التغيير في الكتلة هنا ويفترض أن كتلة الجسيم المتكون تساوي مجموع كتل الجسيمات المشاركة في تكوينها . عندما تتشكل النواة ، يتم إطلاق كمية كبيرة جدًا من الطاقة ، ويكون "عيب الكتلة" مرئيًا بوضوح.

الوزن الجزيئي هو كتلة الجزيء ، معبرًا عنه في a. ه.م.تساوي كتلة الجزيء عمليا مجموع النسبي الكتل الذريةالذرات التي يحتوي عليها.

إذا كانت المادة لا تتكون من جزيئات ، ولكن ، على سبيل المثال ، أيونات (NaCl) ، أو قليلة القسيمات [(H2O) n] ، فيتم الإشارة إلى الوزن الجزيئي النسبي لوحدة صيغة المادة. يجب فهم وحدة صيغة المادة على أنها التركيب الكيميائي لأصغر كمية من مادة معينة.

الخلد هو وحدة قياس لكمية المادة. المحددة.

1 مول هو كمية المادة التي تحتوي على نفس الشيء الوحدات الهيكلية(الذرات ، الجزيئات ، الأيونات ، الجذور) ، كم عدد الذرات الموجودة في 0.012 كجم من نظير الكربون 12C ، أي الكتلة المولية لمادة (M) تساوي نسبة كتلة هذه المادة (م) إلى كميته ():

التعريف السابق: كتلة مول واحد من مادة ، مساوية عدديًا لوزنها الجزيئي ، ولكن معبرًا عنها بوحدات جم / مول. ربما ، في البداية ، سيسهل حل المشكلات الحسابية.

لاحظ الاختلاف في المصطلحات: الكتلة المولية"و" الوزن الجزيئي "، متشابه في الصوت ، ولكنه مرتبط بـ عدد مختلفالأشياء: الأول هو كتلة مول واحد من مادة (أي الكتلة هي 6.022 1023 جزيء) ، والثاني هو كتلة جزيء واحد ، ويتم التعبير عنها بوحدات مختلفة - جم / مول و أ. البريد م ، على التوالي.

يستخدم مفهوم "كمية المادة" ، وبالتالي وحدة قياسها - الخلد في معظم الحسابات الكيميائية. ترتبط هذه القيمة بشكل فريد بالكتلة وعدد الوحدات الهيكلية والحجم (إذا كان غازًا أو بخارًا) للمادة. إذا تم إعطاء كمية المادة ، فمن السهل حساب هذه الكميات.

الجزء الكتلي للمادة أ في النظام هو نسبة كتلته إلى كتلة النظام بأكمله (غالبًا ما يتم التعبير عن هذه القيمة في المائة):

يجب حل جميع المشكلات المتعلقة بحسابات الكسور الجماعية باستخدام هذه الصيغة. لتجنب الأخطاء الفنية المزعجة ، نوصي بتحويل٪ على الفور إلى أسهم عند إجراء الحسابات.

جزء الحجم للمكون هو نسبة حجم المكون إلى حجم النظام بأكمله:

جزء الخلد للمكون هو نسبة كمية المادة (مول) للمكون A إلى العدد الإجمالي للمولات لجميع مكونات النظام:

قانون الحفاظ على الطاقة - لا تنشأ الطاقة من لا شيء ولا تختفي بدون أثر ، ولكن يمكن أن تنتقل أنواعها الفردية إلى بعضها البعض وفقًا لنسب مكافئة محددة بدقة.

لذلك ، إذا كانت طاقة الروابط الكيميائية في نواتج التفاعل أكبر منها في المواد المتفاعلة ، عندئذٍ يتم إطلاق الطاقة المنبعثة على شكل حرارة أو ضوء أو عمل بسببها (على سبيل المثال ، انفجار أو حركة مكبس) .

قانون حفظ الكتلة (M. V. Lomonosov ، 1748) - تساوي كتلة جميع المواد التي دخلت في التفاعل كتلة جميع نواتج التفاعل.

من وجهة نظر النظرية الذرية والجزيئية ، يتم شرح قانون حفظ الكتلة على النحو التالي: نتيجة للتفاعلات الكيميائية ، لا تختفي الذرات ولا تظهر ، ولكن يتم إعادة ترتيبها. نظرًا لأن عدد الذرات قبل وبعد التفاعل لم يتغير ، فإن كتلتها الكلية أيضًا لا تتغير.

بناءً على هذا القانون ، يتم إجراء جميع الحسابات وفقًا لمعادلات التفاعلات الكيميائية.

قانون ثبات التركيب (Proust ، 1806) - كل مركب كيميائي له تركيبة ثابتة ومحددة جيدًا.

نتيجة لهذا القانون ، يترتب على ذلك أن تركيب المركب الكيميائي لا يعتمد على طريقة تحضيره.

المواد التي يتبع تركيبها هذا القانون تسمى daltonides. المواد التي يعتمد تكوينها على طريقة التحضير تسمى berthollides (على سبيل المثال ، أكاسيد المعادن الانتقالية).

قانون النسب المتعددة (دالتون) - إذا كان عنصران يشكلان عدة مركبات مع بعضهما البعض ، فإن الكميات الكتلية لعنصر واحد تتحد مع نفس كمية الكتلة للعنصر الآخر ترتبط ببعضها البعض كأعداد صحيحة صغيرة.

قانون أفوجادرو (1811) - أحجام متساوية من الغازات المثالية المختلفة تحت نفس الظروف (درجة الحرارة والضغط) تحتوي على نفس عدد الجزيئات.

النتائج المترتبة على قانون أفوجادرو 1 °. 1 مول من أي غاز مثالي تحت نفس الظروف (درجة الحرارة والضغط) يحتل نفس الحجم.

في الظروف الطبيعية(نحن سوف.):

- ص \ u003d 101325 باسكال = 101.325 كيلو باسكال \ u003d 1 atm \ u003d 760 مم زئبق. فن.

- الحجم المولي لأي غاز مثالي هو 22.4 لتر / مول (22.4 10-2 م 3).

2 درجة. كثافة الغازات المثالية في ظل نفس الظروف (درجة الحرارة والضغط) تتناسب طرديًا مع كتلتها المولية:

نظرًا لأنه يتبع من قانون Avogadro أنه في ظل نفس الظروف (p و t) لأي غازات مثالية ، فإن النسبة / V = ​​const.

بالنسبة للغازات ، يتم تقديم مفهوم الكثافة النسبية لغاز واحد على الآخر. DA (X) - الكثافة النسبية للغاز X للغاز A:

في الكيمياء ، كما هو الحال في كل علم ، هناك نظام من العلامات التقليدية ، ومعرفتها ضرورية لفهم هذا الموضوع.

الرمزية الكيميائية هي نوع من الأبجدية ، وبمساعدتها يكتبون "الكلمات" - صيغ المركبات و "العبارات" - معادلات التفاعلات الكيميائية ، بطريقة أو بأخرى تعكس العمليات التي تحدث بالفعل.

حتى في العصور الوسطى ، تم تحديد العناصر الكيميائية المعروفة آنذاك برموز تقليدية ، مثل تلك المستخدمة لتعيين الأجرام السماوية. الحقيقة هي أنه وفقًا لأفكار الخيميائيين ، فإن كل عنصر من العناصر المعروفة في ذلك الوقت يتوافق مع جسمه السماوي.

تنعكس بعض أفكار الخيميائيين في شكل شعري:

يعرض الجدول 4 تسميات الأجرام السماوية وعناصرها الكيميائية "المقابلة" المعتمدة في العصور الوسطى.

عنصر الجسم السماوي رمز بالطبع ، لم تكن هذه الرموز لتعيين العناصر الكيميائية مريحة للغاية. علاوة على ذلك ، بحلول عام 1800 ، عُرف حوالي 1800 عنصر كيميائي (على الرغم من أن بعضها لم يتم عزله بعد كمواد بسيطة ، ولكن كان معروفًا بشكل أساسي في شكل أكاسيد) ، وأصبح استخدام هذه الرمزية مستحيلًا.

اقترح د.دالتون تسميات أخرى للعناصر الكيميائية ، وفيما يلي بعض الأمثلة على هذه الرمزية:

رموز العناصر الكيميائية التي اقترحها دالتون كما يتضح من هذه الأمثلة ، في بعض الحالات استخدم دالتون الأحرف الأولية للأسماء الإنجليزية للعناصر (على سبيل المثال: الحديد - الحديد ، النحاس - النحاس ، الرصاص - الرصاص) ، محاط بدائرة . اقترح الكيميائي السويدي الشهير في القرن التاسع عشر ، Jens Jakob Berzelius ، الذي قدم مساهمة كبيرة في تطوير نظرية دالتون الذرية ، رمزية جديدة تمامًا لتعيين العناصر الكيميائية. قرر أن يكون لكل عنصر كيميائي علامته الخاصة ، والتي ستكون في نفس الوقت رمزًا للعنصر الكيميائي وتعيين ذرة واحدة. على هذا النحو ، تم اقتراح استخدام الحرف الأولي للاسم اللاتيني للعنصر (على سبيل المثال ، الهيدروجين - Hidrohenium - الرمز H ، الكبريت - الكبريت - S ، إلخ). في الحالات التي تبدأ فيها أسماء عنصرين بالحرف نفسه ، تمت إضافة حرف ثان إلى اسم هذا العنصر ، على سبيل المثال ، C - الكربون ، النحاس - النحاس ، الكادميوم - الكادميوم. هكذا ظهرت رموز العناصر الكيميائية المستخدمة في جميع أنحاء العالم حتى يومنا هذا.

بعض العناصر (على سبيل المثال ، الحديد ، الذهب ، الرصاص) معروفة منذ العصور القديمة ، وأسمائها من أصل تاريخي.

استندت أسماء العناصر التي تم اكتشافها خلال الـ 300 عام الماضية إلى مبادئ مختلفة: وفقًا للمعدن الذي تم عزل هذا العنصر منه لأول مرة ، على سبيل المثال ، البريليوم (باسم المعدن - البريل) ، وفقًا لاسم ال البلد - موطن المكتشف ، على سبيل المثال ، الجرمانيوم (الكيميائي الألماني K. Winkler) تكريما لألمانيا ، وفقًا لبعض الخصائص ، على سبيل المثال ، الكلور (من اليونانية - الخضراء) ، الفوسفور (من اليونانية.

- ضوء - أحمل). حصلت العناصر الاصطناعية على أسمائها على شرف العلماء المشهورين ، على سبيل المثال ، مندليفيوم ، آينشتينيوم.

إذا تم إدخال رمز عنصر كيميائي عقليًا في مربع ، فسيتم استخدام زوايا هذا المربع ، إذا لزم الأمر ، للحصول على معلومات إضافية:

باستخدام الرموز الكيميائيةالعناصر تكتب الصيغ الكيميائية للمواد. على سبيل المثال ، توضح صيغة حمض الكبريتيك H2SO4 أن جزيء هذا المركب يتكون من ذرتين هيدروجين وذرة كبريت وأربع ذرات أكسجين. باستخدام الصيغ الكيميائية ، اكتب معادلات التفاعلات الكيميائية ، على سبيل المثال:

المواد التي تدخل في تفاعل كيميائي (المواد الأولية) مكتوبة على الجانب الأيسر من المعادلة ، والمواد المتكونة نتيجة التفاعل (منتجات التفاعل) مكتوبة على الجانب الأيمن من المعادلة ، وعدد ذرات يجب أن يكون كل عنصر على الجانب الأيسر من المعادلة مساويًا لعدد ذرات هذا العنصر على الجانب الأيمن (قانون حفظ كتلة المواد).

أي صيغة كيميائية- هذا سجل شرطي يحمل معلومات معينة حول مادة معينة ، واعتمادًا على المعلومات التي يريدون الإبلاغ عنها ، يستخدمون صيغًا مختلفة.

1 درجة. الصيغة الجزيئية (أو الصيغة الإجمالية) تعكس فقط التركيب النوعي والكمي للمركب ، أي أنها توضح أي ذرات من أي عناصر وبأي كمية تشكل جزءًا من مادة معينة ، ولا تقول أي شيء عن هيكلها ، من أجل مثال:

2 درجة. توفر الصيغة الرسومية (غالبًا ما يطلق عليها خطأ الصيغة الهيكلية) معلومات إضافية: بالإضافة إلى التركيب النوعي والكمي ، فهي توضح في التسلسل الذي ترتبط فيه الذرات ببعضها البعض ، وتشير أيضًا إلى تعدد الروابط (بسيطة ، مزدوجة ، ثلاثي):

ومع ذلك ، فإن هذه الصيغ لا تقول أي شيء عن بنية الجزيئات ، أي أنها لا تعكس الترتيب النسبي للذرات في الفضاء.

3 درجة. تحمل الصيغة الإلكترونية معلومات إضافية مقارنة بالصورة الرسومية (على الرغم من أنها في الواقع تشبهها إلى حد كبير) - فهي تُظهر أيًا من إلكترونات التكافؤ تشارك في تكوين الروابط ، فضلاً عن وجود إلكترونات غير متزاوجة وغير مشتركة أزواج الإلكترون:

4 درجات. يتم تصوير الصيغة البنائية على مقياس ، في الإسقاط المناسب ، والذي يعطي تمثيلًا ثلاثي الأبعاد للجزيء ويظهر الترتيب النسبي للذرات في الفضاء. إذا لزم الأمر ، إلى الصيغ الهيكليةالجداول مرفقة ، والتي تشير إلى أطوال الروابط (المسافات بين مراكز الذرات المترابطة) وزوايا الرابطة (الزوايا بين الروابط).

5 درجات. من الممكن استخدام متغيرات أخرى من الصيغ لنقل المعلومات ذات الصلة حول الجزيء أو تسهيل إدراك المعلومات ، على سبيل المثال ، يُظهر وجود مدار حر 1. كم عدد ذرات الهيدروجين الموجودة في لتر واحد من الهيدروجين عند n. في.؟

المحلول. بما أن 1 مول من أي غاز مثالي يحتل عند n. ذ. 22.4 لترًا ، ثم 1 لتر من الهيدروجين (يمكننا اعتباره غازًا مثاليًا تقريبًا) سيحتوي = 0.045 مول من جزيئات الهيدروجين. يتكون كل جزيء هيدروجين من ذرتين ، مما يعني أن عدد الذرات أكبر بمرتين: 2 0.045 \ u003d 0.09 مول. لمعرفة عدد الذرات الموجودة في هذا القدر من المادة ، اضربها في رقم أفوجادرو:

2. ما هي كتلة جزيء 1 هيدروكسيد الصوديوم؟

المحلول. دعونا أولاً نحسب الوزن الجزيئي لـ NaOH بوحدات a. هـ.م ، بناءً على قيم الكتل الذرية للصوديوم والأكسجين والهيدروجين.

الآن دعنا نحول إلى وحدات SI:

3. ما هي الطاقة التي يتم إطلاقها أثناء تكوين ذرة الهيليوم من الجسيمات الأولية؟

المحلول. الكتلة الذرية للهيليوم هي 4.0026 amu. ه.م. لنحسب الكتلة الكلية للجسيمات الأولية التي يتكون منها الهيليوم:

2 ميجابكسل + 2 مليون + 2 مي = 2 (1.007 + 1.009 + 5.5 10–4) = 4.0331 وحدة دولية تأكل.

عيب الكتلة هو أو 4. تمت إذابة A g من CaO في الماء الزائد بكتلة Bg. عبر عن جزء الكتلة من المادة في المحلول الناتج.

المحلول. لحل هذه المشكلة ، يجب أن نتذكر أنه عندما يذوب أكسيد الكالسيوم في الماء ، يحدث تفاعل CaO + H2O \ u003d Ca (OH) 2 ، لذلك سيكون هيدروكسيد الكالسيوم هو المذاب.

نجد كتلة المادة وفقًا لمعادلة التفاعل:

كتلة المحلول هي مجموع كتلة المواد التي شكلت هذا المحلول (نظرًا لأن التفاعل لا يترسب ولا يتم إطلاق أي غاز ، فلا داعي لطرح أي شيء) A + B. وهكذا ، \ u003d (100٪).

5. خليط 11.2 لتر من الكلور و 22.4 لتر من الهيدروجين. أوجد حجم الغازات في الخليط بعد التفاعل.

المحلول. يستمر التفاعل H2 + Cl2 = 2 HCl. نظرًا لأن أحجام الغازات تتناسب مع كميات المواد الخاصة بها ، فإن حجمًا واحدًا من الهيدروجين سيتفاعل مع حجم واحد من الكلور ، ويتم تكوين مجلدين من كلوريد الهيدروجين. يوجد نقص في الكلور ، وسوف يتفاعل تمامًا ؛ سوف يتفاعل 11.2 لترًا من الهيدروجين ويبقى 11.2 لترًا آخر. سوف يتحول كلوريد الهيدروجين 2 11.2 = 22.4 لتر.

الحجم الإجمالي للنظام 11.2 + 22.4 = 33.6 لترًا. الجزء الحجمي للهيدروجين 11.2 / 33.6 = 0.33 (33٪) ، كلوريد الهيدروجين 22.4 / 33.6 = 0.67 (67٪) ، أو 6. تحتوي السبيكة على 40٪ K و 60٪ Na. أوجد الكسور المولية للمكونات.

المحلول. M (K) = 39 ، M (Na) = 23. إذا احتوت 100 جم من السبيكة على 40 جم من K ، فإن هذا يساوي 40/39 = 1.03 مول. 60 جم ​​من الصوديوم 60/23 = 2.61 مول.

إجمالي كمية المادة في 100 جرام من السبيكة 1.03 + 2.61 = 3.64 مول. ومن هنا جاءت الكسور الجزيئية: البوتاسيوم 1.03 / 3.64 = 0.28 (28٪) ، الصوديوم 2.61 / 3.64 = 0.72 (72٪) ، أو 100 - 28 = 72٪.

7. يحتوي مزيج الكربون والهيدروجين على 75٪ كربون بالكتلة.

المحلول. دعنا نكتب الصيغة نظرة عامة: رائع. تتناسب كتلة الكربون في جزيء هذه المادة مع 12x ، الهيدروجين - y. نظرًا لأن الكسر الكتلي للكربون هو 75٪ ، نحصل على: 12x: y \ u003d 75: 25 ، ومن ثم x: y \ u003d 6.25: 25 \ u003d 1: 4.

الصيغة المرغوبة CH4.

8. كثافة الغاز في الهواء 0.55. ما هذا الغاز؟

المحلول. متوسط ​​الكتلة المولية للهواء هو 29. لإيجاد الكتلة المولية للغاز ، اضرب 29 في كثافة الغاز: 29 0.55 = 16. هذه الكتلة المولية تقابل الميثان CH4 ، ولا توجد خيارات أخرى.

1. كم عدد الإلكترونات التي تساوي 1 ج؟

ما كتلة 1 مول من الإلكترونات؟

2. كم عدد ذرات الهيدروجين الموجودة في 3 لترات من الماء أ) عند 20 درجة مئوية و 1 ضغط جوي ؛

ب) عند 150 درجة مئوية و 1 أجهزة الصراف الآلي؟

3. ما هي الطاقة التي سيتم إطلاقها عندما يتم تكوين 1 مول من 16O نوكليدات من جسيمات أولية؟

4. تمت إذابة X جم من البوتاسيوم في فائض من الماء بحجم 1 لتر. ما هو الكسر الكتلي للمادة في المحلول الناتج؟

5. تم إذابة 16.8 لتر من كلوريد الهيدروجين و 5.6 لتر من بروميد الهيدروجين في 100 مل من الماء. أوجد الكسور الكتلية للمواد في المحلول.

6. عند 2000 درجة مئوية ، تكون درجة التفكك الحراري (أي الجزء الجزيئي من الجزيئات المتحللة بالحرارة) للماء حوالي 2٪.

احسب الكسور المولية والحجم لجميع المكونات في خليط التوازن عند درجة الحرارة هذه.

7. احسب الكسر الكتلي للكحول في محلول مائي بكسر حجمي 40٪ ، إذا كانت كثافة الكحول (عند 20 درجة مئوية) تساوي 0.79 جم / مل.

8. تم سكب محلولين: 10 جم من 20٪ كلوريد الباريوم و 20 جم من 10٪ كبريتات البوتاسيوم. أوجد الكسور الكتلية لكل المواد المذابة.

9. يحتوي مزيج النيتروجين مع الهيدروجين على 87.5٪ نيتروجين بالكتلة.

أوجد صيغة هذا المركب.

10. غاز معين له كثافة هيدروجين 8.5. ما هذا الغاز؟

11. ارسم الصيغ الرسومية للنيتروجين وأكسيد الحديد (III) وحمض الفوسفوريك.

أعطت دراسة مرور التيار الكهربائي عبر الوسائط المختلفة (غازات ، محاليل ، ذوبان) ، التي أجريت في القرن الماضي ، الحقائق التجريبية الأولى التي دفعت إلى فكرة التركيب المعقد للذرة.

في الثلاثينيات من القرن التاسع عشر ، أثبت الفيزيائي الإنجليزي مايكل فاراداي أن العمليات الكهروكيميائية تتميز بعلاقات معينة ، والتي تشير إلى أن الشحنات الكهربائية ، مثل المادة ، منفصلة بطبيعتها ، وهناك حد أدنى معين من الشحنة.

أظهرت التجارب التي أجريت على أنابيب تفريغ الغاز ، التي أجريت في النصف الثاني من القرن الماضي ، بوضوح أن تكوين الذرات يجب أن يتضمن جزيئات سالبة الشحنة ، والتي سُميت فيما بعد بالإلكترونات 3. كان لهذه التجارب على الغازات المتخلخلة تصميم بسيط إلى حد ما. تم لحام قطبين كهربائيين في أنبوب زجاجي ، ثم تم تفريغ الأنبوب إلى ضغط يبلغ حوالي 10 ملم زئبق. فن.

(0.013 باسكال). تم تطبيق جهد عالي (عدة كيلوفولت) على الأقطاب الكهربائية ، وبتوهج جدران الأنبوب والغازات المتبقية ، لوحظ تدفق الجسيمات التي تنتقل من القطب السالب إلى القطب الموجب. إذا تم وضع أي عقبة ، على سبيل المثال ، محرك دوار ، في مسار هذه الحزمة ، فإنها تبدأ في الدوران ، مشيرة إلى أن الجسيمات لها كتلة محدودة. إذا تم وضع أنبوب تفريغ الغاز بين ألواح المكثف المسطح ، فإن تدفق الجسيمات ينحرف باتجاه أحدهما ، أي الذي كان موجب الشحنة ، مما يدل على شحنة سالبة للجسيمات.

في عام 1896 ، اكتشف هنري بيكريل ، بالعمل مع مركبات اليورانيوم ، ظاهرة النشاط الإشعاعي - التحلل التلقائي لذرات أحد العناصر وتحويلها إلى ذرات عنصر كيميائي آخر. وقد وجد أن مثل هذه التحولات يصاحبها انبعاث إشعاع غير مرئي للعين.

بعد ذلك بقليل ، اكتشف الزوجان بيير كوري وماريا سكلودوفسكا كوري أن المركبات لا تصدر فقط إشعاعات غير مرئية .3 كان الإلكترون أول الجسيمات الأولية التي تم اكتشافها. في عام 1874

اقترح J.J. Stoney أن التيار الكهربائي هو تيار من الجسيمات سالبة الشحنة ، والذي أطلق عليه الإلكترونات. ومع ذلك ، فإن أولوية اكتشاف الإلكترون معترف بها عالميًا تقريبًا من قبل J.J. Thomson ، الذي أثبت تجريبياً وجود الإلكترون وحدد نسبة شحنته إلى الكتلة.

اليورانيوم ، ولكن أيضًا مواد أخرى. نتيجة ل عمل شاقاكتشفوا عنصرين كيميائيين جديدين سميا "الراديوم" و "البولونيوم".

في عام 1899 ، اكتشف رذرفورد أن العناصر المشعة تصدر نوعين من الإشعاع ، والذي أطلق عليه اسم "و" أشعة. في وقت لاحق وجد أن المواد المشعة يمكن أن تنبعث منها ثلاثة أنواع من الإشعاع: ، و. -الإشعاع هو تيار من نوى ذرات الهيليوم ، وبالتالي ، للجسيمات كتلة 4 أ. الكهرومغناطيسية والشحنة الكهربائية +2 ، - المصفوفات عبارة عن تيار من الإلكترونات ، و- المصفوفات عبارة عن إشعاع كهرومغناطيسي بطول موجي قصير جدًا 4.

كل هذه الحقائق التجريبية أظهرت أن الذرة لديها بنية معقدةويجب أن تحتوي على إلكترونات. وبما أن الذرة ككل عبارة عن جسيم متعادل كهربائيًا ، فيجب تعويض الشحنة السالبة للإلكترونات بشحنة موجبة.

في حوالي عام 1900 ، اقترح جيه جيه طومسون النموذج الأول للذرة ، والذي بموجبه تملأ الشحنة الموجبة الحجم الكامل للذرة بشكل موحد ، وتتخلل الشحنة السالبة ، التي تمثلها الإلكترونات ، في هذا المجال ذي الشحنة الموجبة. كان هذا النموذج يسمى "بودنغ طومسون". لم يستطع النموذج شرح جميع البيانات التجريبية التي تم الحصول عليها بحلول ذلك الوقت. وشرحت إلى حد ما تجارب وتجارب فاراداي مع أنابيب تفريغ الغاز ، لكنها لم تستطع الإجابة على السؤال الأكثر أهمية: "كيف يمكن أن يوجد مثل هذا النظام من الشحنات الكهربائية؟" 5 وعلى الرغم من ذلك ، استخدم العلماء هذا النموذج لبعض الوقت.

4 بعد ذلك ، تم اكتشاف أنواع أخرى الاضمحلال الإشعاعي: + -decay (انبعاث البوزيترون) ، التقاط الإلكترون (التقاط إلكترون مداري بواسطة نواة) ، تأخر انبعاث النيوترونات ، الانشطار النووي التلقائي ، وفي عام 1961 ، تحت قيادة الأكاديمي Flerov ، تحلل البروتون.

5 إحدى النظريات الرئيسية للكهرباء الساكنة هي نظرية صاغها في القرن التاسع عشر الفيزيائي وعالم الرياضيات الإنجليزي س. إيرنشو:

أي تكوين توازن لشحنات النقطة الكهربائية في حالة السكون غير مستقر إذا لم تكن هناك قوى أخرى تعمل عليها ، باستثناء قوى الجذب والتنافر. هذه النظرية تتبع من البيان أن الطاقة الكامنةلا يمكن أن يكون للنظام الساكن للشحنات الكهربائية حد أدنى. يعد وجود الحد الأدنى من الطاقة الكامنة شرطًا ضروريًا لتحقيق توازن مستقر.

أرز. 1. تجربة مرور الجسيمات عبر المادة.

في عام 1910 ، أجرى طلاب رذرفورد ، هانز جايجر وإرنست مارسدن ، تجارب على قصف الجسيمات لألواح معدنية رقيقة. ووجدوا أن معظم الجسيمات تمر عبر الرقاقة المعدنية دون تغيير مسارها. وهذا لم يكن مفاجئًا إذا قبلنا صحة نموذج طومسون للذرة.

الأمر المثير للدهشة هو أن بعض الجسيمات انحرفت عن المسار الأصلي ، ومما أثار دهشة الجميع ، أن حوالي 1 من 20000 جسيم انحرفت بزاوية قريبة من 180 درجة ، أي ارتدت للخلف (انظر الشكل 1).

من نتائج هذه التجربة يمكن استخلاص الاستنتاجات التالية:

1) هناك "عقبة" في الذرة والتي كانت تسمى النواة.

2) النواة لها شحنة موجبة (وإلا فإن الجسيمات المشحونة إيجابياً لن تنعكس مرة أخرى) ؛

3) النواة لها أبعاد صغيرة جدًا مقارنة بأبعاد الذرة نفسها (جزء صغير فقط من الجسيمات غيرت اتجاه الحركة) ؛

4) النواة لها كتلة كبيرة مقارنة بكتلة الجسيمات.

كما أتاحت التجارب التي أجريت على تشتت الجسيمات تقدير أحجام النوى والذرات:

- النوى لها أقطار من 10-15-10-14 م ، - ذرات لها أقطار 10-10 م.

لشرح النتائج التي تم الحصول عليها ، طرح رذرفورد فكرة الهيكل الكوكبي للذرة. لقد نظر إلى الذرة على أنها النظام الشمسي: في المركز النواة تحتوي على الكتلة الرئيسية والشحنة الموجبة الكاملة للذرة ، وتدور الإلكترونات حولها في مدارات مختلفة. أوضح هذا النموذج جيدًا المواد التجريبية التي تراكمت بحلول ذلك الوقت ، لكنها عانت من عيبين:

1) وفقًا لمعادلات الديناميكا الكهربائية الكلاسيكية ، يجب أن يشع الجسيم المشحون الذي يتحرك مع التسارع (والإلكترون في الذرة مع تسارع الجاذبية المركزية) طاقة.

في هذه الحالة ، يجب أن يؤدي فقدان الطاقة إلى انخفاض في نصف قطر المدار وسقوط الإلكترون على النواة.

2) يجب أن يساهم التغيير المستمر في مسار الإلكترون أيضًا في التغيير المستمر في تردد الإشعاع ، وبالتالي في طيف الانبعاث المستمر. لكن التجارب أظهرت أن طيف انبعاث الهيدروجين ، وكذلك الذرات الأخرى في الحالة الغازية ، يتكون من عدة نطاقات ، أي

منفصل.

تم العثور على طريقة للخروج من هذا الموقف في عام 1913 من قبل الفيزيائي الدنماركي نيلز بور ، الذي اقترح نظريته عن بنية الذرة. في الوقت نفسه ، لم يتجاهل تمامًا الأفكار السابقة حول البنية الكوكبية للذرة ، ولكن لشرح استقرار مثل هذا النظام ، افترض أن قوانين الفيزياء الكلاسيكية لا تنطبق دائمًا على وصف أنظمة مثل الذرات ، وصياغة اثنين من المسلمات.

أول افتراض لبوهر. يمكن أن تدور الإلكترونات حول النواة في مدارات ثابتة محددة بدقة ، بينما لا تصدر أو تمتص الطاقة.

مسلمة بوهر الثانية. عند الانتقال من مدار إلى آخر ، يمتص الإلكترون أو يصدر كمية من الطاقة.

اقترح بور أن الزخم الزاوي للإلكترون في الذرة يمكن أن يأخذ قيمًا منفصلة تساوي فقط عددًا صحيحًا من كمات الفعل ، والتي يمكن كتابتها رياضيًا على النحو التالي:

حيث m كتلة الإلكترون ، v هي السرعة الخطية لدورانها ، r هي نصف قطر المدار ، n هي الرقم الكمي الرئيسي الذي يأخذ القيم الصحيحة من 1 إلى اللانهاية ، و h = 6.625 10–34 J / s هو ثابت بلانك. المعادلة (7) هي تعبير رياضي عن فرضية بوهر الأولى.

يتم تحديد طاقة الإلكترون في المدار المقابل بالتعبير:

في هذه المعادلة ، جميع الكميات باستثناء n هي ثوابت.

وبالتالي ، يتم تحديد طاقة الإلكترون في الذرة من خلال قيمة الرقم الكمي الأساسي. بالنسبة لذرة الهيدروجين عند n = 1 ، E = 2.176 10 –J ، أو 13.6 eV (1 إلكترون فولت هي الطاقة التي يكتسبها الإلكترون عند المرور بفرق جهد مقداره 1 فولت ، وتساوي 1.6 10–19 جول) .

باستخدام المعادلات أعلاه ، قام بوهر بحساب طيف انبعاث ذرة الهيدروجين.

في ذرة الهيدروجين ، يمتلك الإلكترون الحد الأدنى من الطاقة في المدار الأول. تسمى هذه الحالة من الإلكترون الحالة الأساسية ، أو غير متحمس. إذا تم إعطاء طاقة كافية لهذا الإلكترون ، فيمكنه الانتقال إلى مدار آخر بنصف قطر كبير ، على سبيل المثال ، المدار رقم 2 ، 3 ، إلخ ، اعتمادًا على الطاقة المنقولة. مثل هذه الحالة تسمى متحمس ، إنها غير مستقرة.

يمكن أن يبقى الإلكترون في هذه المدارات لفترة قصيرة ثم ينتقل إلى مدار آخر بطاقة أقل ، ويعود في النهاية إلى الحالة الأرضية. خلال هذه التحولات ، تنبعث الطاقة في شكل إشعاع كهرومغناطيسي.

في عام 1900 ، اقترح بلانك أن الإشعاع وامتصاص الطاقة يمكن أن يحدث فقط في أجزاء محددة بدقة ، وهو ما أطلق عليه الكوانتا. تردد الإشعاع يرتبط بالطاقة بالمعادلة:

حيث c هي سرعة الضوء في الفراغ تساوي 3108 م / ث. لذلك ، فإن تواتر هذا الإشعاع يعتمد على الاختلاف بين طاقات المستويات (). اعتمادًا على الطول الموجي ، يمكن أن ينتمي هذا الإشعاع إلى مناطق مختلفة من الطيف: الأشعة السينية أو الأشعة فوق البنفسجية أو المرئية أو الأشعة تحت الحمراء. على التين. يوضح الشكل 2 بشكل تخطيطي انتقالات الإلكترون في ذرة الهيدروجين المثارة ، والتي تسبب الإشعاع في مناطق مختلفةنطاق.

أرز. 2. التحولات الإلكترونية في ذرة الهيدروجين: اتضح أن حسابات بوهر كانت في توافق ممتاز مع النتائج التي تم الحصول عليها تجريبياً (انظر الجدول 6).

الأطوال الموجية للخطوط الطيفية في سلسلة Balmer (المنطقة المرئية) بعد دراسة تفصيلية للخطوط الطيفية ، اتضح أن بعضها ليس واحدًا ، بل عدة خطوط متقاربة. يشير هذا إلى وجود مدارات مختلفة تمتلك فيها الإلكترونات طاقات متشابهة. لشرح هذه الحقيقة ، اقترح سومرفيلد أن الإلكترونات يمكن أن تدور ليس فقط في شكل دائري ، ولكن أيضًا في مدارات بيضاوية.

ومع ذلك ، لم تكن نظرية بوهر عالمية. من وجهة نظرها ، كان من المستحيل وصف سلوك ذرة الهيدروجين في مجال مغناطيسي. كما أنه من غير الممكن شرح تكوين جزيء الهيدروجين ، وتبرز صعوبات لا يمكن التغلب عليها ذات طبيعة أساسية في وصف العديد من ذرات الإلكترونات. لا تستخدم نظرية بور عمليًا في الكيمياء.

يمكن التغلب على هذه الصعوبات إذا اقتربنا من وصف بنية الذرة من وجهة نظر نظرية أوسع - ميكانيكا الكم ، التي تنظر في سلوك الجسيمات في العالم المصغر. تختلف القوانين التي تصف الظواهر التي تحدث في العالم الصغير اختلافًا كبيرًا عن القوانين التي تصف سلوك الأجسام الكبيرة. تبين أن الرقم الكمي n ، الذي تم تقديمه بشكل مصطنع في نظرية بوهر ، كان نتيجة حتمية لقوانين أكثر عمومية من وجهة نظر نظرية الكم.

تم إنشاء الطبيعة المزدوجة للعالم المصغر لأول مرة من أجل الضوء. من ناحية أخرى ، يتميز الضوء بظواهر مثل التداخل والحيود ، والتي لا يمكن تفسيرها إلا من وجهة نظر طبيعة الموجة. من ناحية أخرى ، لا يمكن وصف ظاهرة التأثير الكهروضوئي من وجهة نظر هذه النظرية. يمكن القيام بذلك عن طريق افتراض طبيعة جسيمية (من جسيم لاتيني - جسيم) للضوء. في عام 1905 ، اقترح أينشتاين أن الضوء ينبعث على شكل جسيمات تسمى فوتونات أو كوانتا. كل فوتون له طاقة محددة بالمعادلة (11).

من الطبيعة الجسديةالضوء ، يتبع ذلك أن الفوتونات يجب أن يكون لها كتلة معينة. الكتلة الباقية للفوتون تساوي صفرًا ، وعندما يتحرك ، يكتسب الفوتون كتلة ديناميكية. لحساب هذه الكتلة ، اقترح أينشتاين معادلة لتكافؤ الكتلة والطاقة:

بدمج المعادلتين (11) و (12) نحصل على:

أو أين p هو زخم الفوتون.

في عام 1924 ، اقترح الفيزيائي الفرنسي دي برولي ، بناءً على مفهوم الطبيعة المزدوجة للعالم الدقيق ، أن للإلكترون طول موجي معين ، والذي يتناسب مع المدار عددًا صحيحًا من المرات. هذا يعني أن 2r = n.

تلقى اقتراح De Broglie في عام 1927 تأكيد تجريبي. لاحظ الفيزيائيان الأمريكيان دافيسون وجيرمر حيود الإلكترونات بواسطة بلورات كلوريد الصوديوم.

تم إدخال مبدأ التكميم في نظرية بوهر بشكل تعسفي. تستخدم بشكل رئيسي قوانين الميكانيكا الكلاسيكية. أدى اكتشاف الخصائص الموجية للإلكترون ، والتأثير الكهروضوئي ، والتجارب مع جسم أسود تمامًا إلى إنشاء فرع جديد من الفيزياء - ميكانيكا الكم.

لعب دورًا رئيسيًا في إنشائها من قبل E. Schrödinger و W. Heisenberg.

إن النموذج الميكانيكي الكمومي للذرة ليس واضحًا مثل النموذج الذي اقترحه بور ، والجهاز الرياضي لميكانيكا الكم للنموذج الميكانيكي الكمومي الخاص ببنية الذرة سيتم اعتباره نوعيًا بحتًا ، دون استخدام جهاز رياضي. الكثير مما سيتم تقديمه في القسم التالي ، سيتعين على القارئ أن يقبل "على أساس الإيمان" ، بدون دليل. سيتم تقديم الأرقام الكمية ببساطة لوصف سلوك الإلكترون في الذرة ، في حين أنها نتيجة لحل معادلة شرودنغر.

2.2. أشار نموذج ميكانيكا الكم لبنية الذرة إلى الاختلافات الجوهرية في ملاحظة الأجسام الدقيقة والكبيرة. ملاحظة أي كائن ، من حيث المبدأ ، تنخفض إلى حالتين:

1) الجسم نفسه يعطي أي إشارات. على سبيل المثال ، ضوضاء من محرك قيد التشغيل ، أو إشعاع حراري ، إلخ.

2) يخضع الجسم المرصود لبعض التأثيرات ، على سبيل المثال ، التشعيع بالضوء ، وموجات الراديو ، وما إلى ذلك ، ويتم تسجيل الإشارة المنعكسة (كما هو مستخدم على نطاق واسع في الرادار ، في تحديد الموقع بالصدى). علاوة على ذلك ، كلما كان التأثير أقوى على الكائن المرصود ، كان أقوى (مع الآخر شروط متساوية) ينعكس إشارة وتسجيل أكثر موثوقية للكائن.

إذا لوحظت كائنات كبيرة مألوفة لنا ، فإن تأثير الإشعاع الكهرومغناطيسي (الضوء ، موجات الراديو ، إلخ) عليها لا يغير موقعها أو سرعتها. يختلف الوضع تمامًا عند مراقبة كائنات العالم المصغر ، على سبيل المثال ، الإلكترونات. تحت تأثير كمية من الضوء على الإلكترون ، فإن سرعة هذا الأخير لا تتغير. لذلك ، بعد تحديد موضع الإلكترون في وقت ما تحت تأثير الفوتون ، لا يمكننا تحديد سرعته في نفس اللحظة - لقد تغير بالفعل.

اقترح هايزنبرغ علاقة ، والتي كانت تسمى "علاقة عدم اليقين":

حيث p هو عدم اليقين في قيمة زخم الجسيم ، و x هو عدم اليقين في إحداثياته. ويترتب على هذه العلاقة أنه كلما تم تحديد إحداثيات الإلكترون بدقة أكبر ، كلما قلت دقة تحديد الزخم والعكس صحيح. بمعنى آخر ، ليس من المنطقي التحدث عن مسار الإلكترون ، لأنه من أجل وصف الأخير ، من الضروري معرفة إحداثيات الإلكترون وزخمه بالضبط في كل لحظة من الزمن (والتي تم دمجها في نموذج بوهر للذرة). تظهر علاقة عدم اليقين ذلك الوصف الدقيقإن حركة مثل هذا الجسيم الصغير مثل الإلكترون أمر مستحيل ، أي أن مفهوم مدار (مسار) الإلكترون نفسه لا يمكن الدفاع عنه. هناك حاجة إلى طريقة مختلفة تمامًا لوصف سلوك الإلكترون في الذرة ، والتي توفرها ميكانيكا الكم. في ميكانيكا الكملوصف سلوك الإلكترون ، هناك نقطتا بداية:

1) حركة الإلكترون ذات طبيعة موجية ؛

2) معرفتنا بسلوك الإلكترون ذات طبيعة احتمالية (أو إحصائية).

تم بالفعل تقديم بعض التوضيحات بشأن الحكم الأول (في الصفحة 25). دعونا نعلق على الموقف الثاني. وفقًا لمبدأ عدم اليقين لهايزنبرغ ، لا يمكن تحديد موقع الجسيم تمامًا. أفضل ما يمكن فعله في هذه الحالة هو الإشارة إلى احتمال أن يكون الجسيم في منطقة من الفضاء V = x y z.

في عام 1926 ، اقترح شرودنجر معادلة يتم فيها إدخال الدالة الموجية لوصف سلوك الإلكترون في الذرة. المعادلة بسيطة بشكل مخادع:

حيث E هي الطاقة الكلية للجسيم ، هي الدالة الموجية ، و H هي هاميلتون. يوضح هاميلتوني العمليات الرياضية التي تحتاج إلى إجرائها باستخدام دالة الموجة من أجل حل معادلة الطاقة. المعنى المادي وظيفة الموجةمن الصعب تحديد مربع معامله | يحدد | 2 احتمال العثور على إلكترون في منطقة معينة من الفضاء.

تم حل معادلة شرودنجر تمامًا للذرات الشبيهة بالهيدروجين والهيدروجين (أي للأنظمة التي تتكون من نواة وإلكترون واحد). من حل هذه المعادلة لذرة الهيدروجين ، يتبع ذلك أن سلوك الإلكترون في الذرة يوصف بأربعة أرقام كم.

1 درجة. رقم الكم الرئيسي n. يمكن أن يأخذ القيم من إلى اللانهاية ، والتي تحدد:

أ) رقم مستوى الطاقة (في نظرية بور ، رقم المدار) ؛

ب) الفاصل الزمني للطاقة للإلكترونات الموجودة في هذا المستوى ؛

ج) أحجام المدارات (في نظرية بوهر ، أنصاف أقطار المدارات) ؛

د) عدد المستويات الفرعية لمستوى طاقة معين (المستوى الأول يتكون من مستوى فرعي واحد ، والثاني - من اثنين ، والثالث - من ثلاثة ، وما إلى ذلك).

هـ) في النظام الدوري لـ D. I. Mendeleev ، تتوافق قيمة الرقم الكمي الرئيسي مع رقم الفترة.

في بعض الأحيان يستخدمون التعيينات الحرفية للرقم الكمي الرئيسي ، أي أن كل قيمة عددية لـ n تتوافق مع تعيين حرف معين:

2 درجة. عدد الكم المداري أو السمتي ل. يحدد رقم الكم المداري الزخم الزاوي (الزخم) للإلكترون والقيمة الدقيقة لطاقته وشكل المدارات.

يبدو المفهوم الجديد لـ "orbital" مثل كلمة "orbit" ، لكن لها معنى مختلف تمامًا. المدار هو منطقة من الفضاء يكون فيها احتمال العثور على إلكترون له قيمة معينة (90-95٪). في بعض الأحيان ، يُطلق على سطح حدود هذه المنطقة اسم مداري ، وفي الأشكال ، كقاعدة عامة ، يتم تصوير قسم من هذه المنطقة بواسطة طائرة تمر عبر أصل الإحداثيات وتقع في مستوى الشكل. يوضع مركز النواة الذرية في أصل الإحداثيات. مفهوم المدار ، على عكس المدار ، لا يعني المعرفة الإحداثيات الدقيقةإلكترون. يعتمد عدد الكم المداري على الرقم الكمي الأساسي ويأخذ القيم التالية:

وكل قيمة من الرقم الكمي الرئيسي n تتوافق مع قيم n للرقم الكمي المداري l. على سبيل المثال ، إذا كان n \ u003d 1 ، فإن l تأخذ قيمة واحدة فقط (l \ u003d 0) لـ n \ u003d 2 ، تأخذ القيمة l قيمتين: 0 و 1 ، إلخ. كل قيمة عددية لـ l تتوافق مع هندسي معين شكل المدارات ويتم تعيين تعيين حرف. أول أربعة أحرف هي من أصل تاريخي وترتبط بطبيعة الخطوط الطيفية المقابلة للتحولات الإلكترونية بين هذه المستويات الفرعية: s ، p ، d ، f - الأحرف الأولى من الكلمات الإنجليزية المستخدمة لتسمية الخطوط الطيفية حادة ( حاد) ، رئيسي (رئيسي) ، منتشر (منتشر) ، أساسي (رئيسي). تسميات المستويات الفرعية الأخرى بالترتيب الأبجدي: g ، h ، ....

المعنى ل l عدد المستويات الفرعية يتم تحديد أي مستوى فرعي من خلال رقمين كميين - الرقم الرئيسي (عند الكتابة ، يشيرون عادةً إلى قيمة عددية) والمداري (عند الكتابة ، عادةً ما يستخدمون تعيين حرف). على سبيل المثال ، يجب كتابة المستوى الفرعي للطاقة حيث n = 2 و l = 1 على النحو التالي:

2p المستوى الفرعي. جميع المدارات التي لها نفس قيم l لها نفس الشيء شكل هندسيواعتمادًا على قيم العدد الكمي الرئيسي ، فإنها تختلف في الحجم ، أي أنها أرقام متشابهة. على سبيل المثال ، جميع المدارات التي لها l = 0 (s-orbitals) لها شكل كرة ، ولكنها تختلف في نصف القطر ، اعتمادًا على قيمة الرقم الكمي الرئيسي n. كلما زادت قيمة n ، زاد حجم المدارات ، على سبيل المثال ، يكون للمدار 1s أصغر أبعاد ، ويكون نصف قطر مدار 2s أكبر ، ويكون 3s أكبر.

3 درجة. عدد الكم المغناطيسي مل. يمكن مقارنة دوران الإلكترون حول النواة بحركة التيار في دائرة مغلقة. في هذه الحالة ، ينشأ مجال مغناطيسي ، يتم توجيه قوته بشكل عمودي على مستوى دوران الإلكترون. إذا كانت الذرة في مجال مغناطيسي خارجي ، إذن ، وفقًا لمفاهيم ميكانيكا الكم ، يجب ترتيب إلكتروناتها بحيث تكون إسقاطات لحظاتها المغناطيسية في اتجاه هذا المجال عددًا صحيحًا (انظر الشكل 3). في الوقت نفسه ، يمكن أن يأخذوا قيمًا سالبة وموجبة ، بما في ذلك الصفر.

القيمة العددية لإسقاط العزم المغناطيسي هي رقم الكم المغناطيسي. إذا كانت قيمة العدد الكمي المداري هي l ، فإن رقم الكم المغناطيسي سيأخذ القيم من - l إلى + l ، بما في ذلك الصفر. سيكون العدد الإجمالي للقيم 2l + 1.

أرز. 3. المعنى المادي للعدد الكمي المغناطيسي وبالتالي ، فإن الرقم الكمي المغناطيسي يحدد موقع المدارات في الفضاء بالنسبة لنظام الإحداثيات المختار.

يوضح العدد الإجمالي للقيم المحتملة لـ ml عدد الطرق التي يمكن بها ترتيب مدارات مستوى فرعي معين في الفضاء ، أي

العدد الإجمالي للمدارات في المستوى الفرعي.

المدارات على المستوى الفرعي العدد الكمي المداري l = 0 يتوافق مع القيمة الفريدة لعدد الكم المغناطيسي ml = 0. هذه القيم تميز جميع المدارات s التي لها شكل كرة. نظرًا لأن الرقم الكمي المغناطيسي في هذه الحالة يأخذ قيمة واحدة فقط ، فإن كل مستوى فرعي s يتكون من مدار واحد فقط. دعونا نفكر في أي مستوى فرعي p: عند l = 1 ، تكون المدارات على شكل دمبل (حجمي "ثمانية") ، يأخذ رقم الكم المغناطيسي القيم التالية ml = - 1 ، 0 ، + 1 (ثلاث قيم) ، لذلك ، يتكون المستوى الفرعي p من ثلاثة مدارات ، وتقع هذه المدارات على طول ثلاثة محاور إحداثيات ، وعلى التوالي ، يُشار إليها بواسطة px ، py ، pz. بالنسبة للمستوى الفرعي d l = 2 ، ml = - 2 ، - 1 ، 0 ، + 1 ، + 2 (قيم) ، ويتكون أي مستوى فرعي d من خمسة مدارات مرتبة بطريقة معينة في الفضاء (انظر الشكل .6) وعلى التوالي يُرمز إليهما dxy و dxz و dzy و d z 2 و d x 2 y 2. أربعة من dorbitals الخمسة على شكل وريدات ذات أربع بتلات ، كل منها يتكون من أثنين دمبل ، المدار الخامس هو a الدمبل مع طارة في المستوى الاستوائي (d z 2 -orbital) وتقع على طول المحور z. تقع "بتلات" المدار d x 2 y 2 على طول محوري x و y. تقع المدارات dxy و dxz و dyz بين المحاور المعنية.

أرز. 4. التكوينات المكانية للمدارات s و p و d يتكون المستوى الرابع للطاقة من أربعة مستويات فرعية - s و p و d و f. الثلاثة الأولى منها تشبه تلك التي تمت مناقشتها أعلاه ، والرابع ، المستوى الفرعي f ، يتكون بالفعل من سبعة مدارات ، والتكوينات المكانية معقدة للغاية ، ولن نأخذها في الاعتبار.

4 درجات. عدد الكم للدوران (دوران الإلكترون) ، مللي ثانية. في عام 1926

أظهر Uhlenbeck و Goldsmith ذلك بالإضافة إلى الحركة المداريةيجب أن يشارك الإلكترون في الدوران حول محوره الذي يمر عبر المركز. لذلك ، يجب أن يكون للإلكترون زخمه الزاوي ، وبما أنه جسيم مشحون ، فإن العزم المغناطيسي. هذا التمثيل بدائي للغاية ، لكنه يستخدم للتوضيح ، لذلك سنستخدمه.

يمكن فقط اتجاهين لدوران الإلكترون حول محوره:

في اتجاه عقارب الساعة وعكس اتجاه عقارب الساعة. لذلك ، يأخذ العدد الكمي المغزلي قيمتين فقط: + 1 و 1.

أرز. 5. ظهور دوران الإلكترون (حسب Uhlenbeck و Goldsmith) وهكذا ، فإن حالة الإلكترون في الذرة يتم تحديدها من خلال مجموعة من القيم المكونة من أربعة أرقام كمومية. تم إعطاء مفهوم "المداري" أعلاه (انظر ص 29). دعونا نحدد بشكل أوضح بعض المصطلحات التي تم استخدامها في التوضيح الحس الماديالأعداد الكمية وسيتم استخدامها فيما يلي.

تشكل مجموعة المدارات التي لها نفس قيمة العدد الكمي المداري مستوى فرعيًا للطاقة.

تشكل مجموعة جميع المدارات التي لها نفس القيمة لرقم الكم الرئيسي ، أي المدارات ذات قيم الطاقة القريبة ، مستوى طاقة.

إذا لم تكن هناك مشاكل خاصة عند وصف بنية ذرة الهيدروجين - إلكترون واحد فقط ، والذي في حالة الأرض يجب أن يشغل مدارًا مع الحد الأدنى من الطاقة ، فعند وصف بنية ذرات متعددة الإلكترونات ، من الضروري مراعاة تفاعل الإلكترون ليس فقط مع النواة ، ولكن أيضًا مع الإلكترونات الأخرى. يؤدي هذا إلى ظهور مشكلة التسلسل الذي تملأ فيه الإلكترونات المستويات الفرعية المختلفة في الذرة. يتم تحديد هذا التسلسل من خلال ثلاث "قواعد".

1. مبدأ باولي. لا يمكن أن تحتوي ذرة واحدة على إلكترونين بنفس مجموعة القيم لجميع الأرقام الكمومية الأربعة.

هذا يعني أن الإلكترونات يجب أن تختلف في قيمة رقم كمي واحد على الأقل. تميز الأرقام الكمية الثلاثة الأولى المدار الذي يقع فيه الإلكترون. وإذا كان لدى إلكترونين نفس المجموعة ، فهذا يعني أنهما في نفس المدار. وفقًا لمبدأ باولي ، يجب أن يختلفوا في قيمة الدوران. ويترتب على ذلك أن إلكترونين فقط لهما قيم دوران متعاكسة يمكن أن يكونا في مدار واحد.

لتحديد "قدرة" مستوى الطاقة ، أي

الحد الأقصى لعدد الإلكترونات التي يمكن أن تكون على مستوى الرقم الكمي الأساسي n ، سنقوم بتجميع الجدول التالي:

السعة الإلكترونية القصوى لمستويات الطاقة الثلاثة الأولى يوضح الجدول أن عدد المدارات عند مستوى طاقة معين ، اعتمادًا على قيمة n ، أشكال المتوالية العددية، حيث يكون الحد الأول a1 = 1 والحد الأخير = 2l + 1. فرق التقدم هو 2 ، وعدد الحدود هو n. سيكون مجموع Sn للتقدم في هذه الحالة مساويًا لـ:

ومع مراعاة l = n - وبالتالي ، فإن العدد الإجمالي للمدارات عند مستوى الطاقة بقيمة رقم الكم الرئيسي n يساوي n2. ونظرًا لأن إلكترونين فقط يمكن أن يكونا في مدار واحد ، فإننا نحصل على أن السعة الإلكترونية القصوى لمستوى الطاقة هي 2n2.

هناك شكل معين لتسجيل حالة الإلكترون في الذرة.

على سبيل المثال ، بالنسبة للحالة الأرضية لذرة الهيدروجين ، يبدو الأمر كما يلي:

هذا يعني أنه في مستوى الطاقة الأول ، يوجد إلكترون واحد في المستوى الفرعي s. هناك شكل آخر لتسجيل توزيع الإلكترونات على المستويات الفرعية - باستخدام الخلايا الكمومية.

في هذه الحالة ، يُشار إلى المدار تقليديًا بالمربعات والإلكترونات بالسهام أو ، اعتمادًا على علامة السبين. ثم يمكن تصوير التركيب الإلكتروني لذرة الهيدروجين على النحو التالي:

يمكن كتابة التركيب الإلكتروني للذرة التي تحتوي على عدد كبير من الإلكترونات ، مثل ذرة البورون ، بالطرق التالية:

2. حكم هوند. تحدد هذه القاعدة التسلسل الذي تمتلئ فيه المدارات بالإلكترونات ضمن مستوى فرعي واحد.

تمت صياغة قاعدة Hund على النحو التالي: "داخل مستوى فرعي واحد ، يتم ترتيب الإلكترونات في مدارات بحيث يكون إجمالي دورانها هو الحد الأقصى ، أي يجب أن يكون هناك عدد أقصى من الإلكترونات غير المزدوجة في المستوى الفرعي." ضع في اعتبارك تنفيذ هذه القاعدة على مثال ملء المستوى الفرعي p.

الخيار 1 إجمالي الدوران الخيار 2 إجمالي الدوران وفقًا لقاعدة Hund ، يتم ملء المدارات وفقًا للخيار الأول ، أي ، أولاً ، تشغل الإلكترونات جميع المدارات الحرة وبعد ذلك فقط تتزاوج.

3. مبدأ أقل طاقة (حكم كليشكوفسكي).

يحدث ملء مستويات الطاقة في الذرات الشبيهة بالهيدروجين (نظام دقيق يتكون من نواة وإلكترون واحد) وفقًا للنمو الرتيب للعدد الكمي الرئيسي n (n = 1 ، 2 ، 3 ، ... إلخ). لكل قيمة n ، يجب ملء المستويات الفرعية بترتيب زيادة عدد الكم المداري l ، والذي يأخذ القيم من 0 إلى (n - 1). ويبدأ ملء مستوى الطاقة التالي فقط عندما يتم ملء المستوى السابق بالكامل. يتم تحديد الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في مستوى الطاقة بواسطة الصيغة 2n2 ، وبالتالي ، يجب أن يكون الحد الأقصى لعدد الإلكترونات في الفترات كما يلي:

في الواقع ، لوحظت صورة مختلفة في الجدول الدوري:

كما يتضح من هذا الجدول ، يتم ترتيب الفترات في أزواج ، والاستثناء الوحيد هو الفترة الأولى ، التي تحتوي على عنصرين فقط ، حيث يتم ملء مستوى الطاقة الأول ، المكون من مستوى فرعي واحد ، ولا توجد إلكترونات داخلية التي يمكن أن تؤثر على هيكل المستوى الخارجي. في حالات أخرى ، يتم ملاحظة الصورة التالية: هيكل الفترة الثالثة مشابه لهيكل الفترة الثانية (وكلاهما يحتوي على 8 عناصر لكل منهما) ، هيكل الفترة الخامسة مشابه لهيكل الفترة الرابعة (وكلاهما تحتوي على 18 عنصرًا) ، السابع مشابه لهيكل السادس (32 عنصرًا لكل منهما).

يتم إعطاء اتفاق أفضل بكثير مع الواقع من خلال توزيع الإلكترونات في مجموعات اقترحها V.

ذكر أعلاه أن طاقة الإلكترون لا تحدد فقط من خلال قيمة الرقم الكمي الرئيسي ، ولكن أيضًا بقيمة الرقم المداري ، لذلك ، من أجل تحديد المستوى الفرعي الذي سيتم ملؤه بالإلكترونات في المقام الأول ، من الضروري مراعاة قيم كلا العددين الكميين.

للتطبيق العملي ، يمكن صياغة قاعدة كليشكوفسكي على النحو التالي:

تسلسل زيادة مجموع قيم الأرقام الكمية الرئيسية والمدارية المقابلة لها.

ب) "في حالة وجود نفس قيم هذا المجموع لعدة مستويات فرعية ، يتم ملء المستوى الفرعي الذي يكون للعدد الكمي الرئيسي أصغر قيمة له أولاً."

ضع في اعتبارك تطبيقًا محددًا لهذه القاعدة:

بالنسبة للقيمتين الأوليين للمجاميع (n + l) ، التي تساوي 1 و 2 ، على التوالي ، لا توجد بدائل ، ويتم ملء المستويات الفرعية بالتسلسل التالي: 1s ثم 2s. بدءًا بقيمة مجموع 3 ، يظهر خياران: لملء المستوى الفرعي 2p أو المستوى الفرعي 3s. وفقًا لقاعدة Klechkovsky ، نختار المستوى الفرعي الذي يكون لـ n قيمة أصغر ، أي المستوى الفرعي 2p.

ثم يتم ملء المستوى الفرعي 3s. علاوة على ذلك ، فإن القيمة n + l = 4. توجد مرة أخرى قيمتان من هذا القبيل: للمستوى الفرعي 3p والمستوى الفرعي 4s (حالة مشابهة للحالة السابقة). سيتم ملء المستوى الفرعي 3p ثم 4s أولاً. يظل المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد مجانيًا ، نظرًا لأن مجموع n + l له أكبر من 4 ثوانٍ.

تسلسل ملء المستويات الفرعية للطاقة:

لكن هذا الملء يحدث إلى نقطة معينة. إذا أخذنا في الاعتبار التغير في طاقة المستويات الفرعية مع زيادة شحنة النواة الذرية (انظر الشكل 8) ، يمكننا أن نرى أن طاقة جميع المستويات الفرعية تتناقص. لكن معدل انخفاض الطاقة في المستويات الفرعية المختلفة ليس هو نفسه. لذلك ، إذا كان المستوى الفرعي ثلاثي الأبعاد قبل الكالسيوم أعلى في الطاقة من 4 ثوانٍ ، فبدءًا من سكانديوم والعناصر اللاحقة ، تقل طاقته بشكل حاد ، كما يتضح ، على سبيل المثال ، من خلال الهيكل الإلكتروني للأيون Fe2 + (1s22s22p63s23p63d6). يمكن أن نرى من البنية الإلكترونية المعطاة للأيون أن إلكترونين من إلكترونات التكافؤ من الحديد قد تركتا المستوى الفرعي 4 ثانية الأقل ملاءمة. لوحظ انقلاب مماثل للطاقة في المستويات الفرعية 5s و 4 f ، وكذلك للمستويات الفرعية 6s و 5 f.

أرز. 6. مخطط التغير في طاقة المستويات الفرعية مع زيادة شحنة النواة.

بعد ذلك ، وجد أن المستويات الفرعية الكاملة ونصف الممتلئة قد زادت من الاستقرار. لذلك ، بالنسبة للمستوى الفرعي d ، تكون التكوينات الإلكترونية المستقرة هي d 10 و d 5 ، وبالنسبة للمستوى الفرعي f ، f 14 و f 7 ، على التوالي. وهذا يفسر الانحرافات في بنية مستويات الطاقة الخارجية لبعض العناصر ، على سبيل المثال ، في الكروم ، يجب تحديد موقع إلكترونات التكافؤ 3d 44s2 ، ولكن في الواقع - 3d 54s1 ، يجب أن يحتوي النحاس على 3d 94s2 ، ولكن في الواقع 3d 104s1. لوحظت انتقالات مماثلة للإلكترونات من المستوى الفرعي s إلى المستوى الفرعي d في الموليبدينوم والفضة والذهب وأيضًا في العناصر f.

هناك أيضًا بعض الحالات الشاذة الأخرى في بنية مستويات الطاقة الخارجية ، خاصة في الأكتينيدات ، والتي لن يتم أخذها في الاعتبار هنا.

يتم تحديد حالة الإلكترون في الذرة من خلال مجموعة من القيم المكونة من أربعة أرقام كمومية ، يعكس كل منها قيمة معينة الكمية المادية. بالنسبة للأعداد الكمومية الثلاثة الأولى ، يمكن للمرء أيضًا تقديم تفسير هندسي:

يحدد الرقم الكمي الرئيسي n حجم المدارات ، ويحدد رقم الكم المداري l الشكل الهندسي للمدارات ، ويحدد رقم الكم المغناطيسي ml موقع المدارات في الفضاء بالنسبة إلى نظام الإحداثيات المختار.

يطيع ملء مستويات الطاقة الفرعية للذرات بالإلكترونات في الحالة غير المستثارة ثلاث قواعد:

مبدأ باولي ، حكم هوند وحكم كليشكوفسكي.

1. هل يمكن أن تكون إلكترونات Rb + ion في المدارات التالية:

1) 4 ص ؛ 2) 3f ؛ 3) 5 ثانية ؛ 4) 5 ص؟

المحلول. يقع العنصر Rb في المجموعة الفرعية الرئيسية I من المجموعة V من فترة الجدول الدوري ، مما يعني أن مستواه الإلكتروني يبدأ بالملء بالرقم الكمي الرئيسي n = 5: 5s1. فقد أيون Rb + إلكترونًا خارجيًا. هذا يعني أنه لا توجد إلكترونات في مدارات 5p أو 5s لأيون Rb + غير المتحمس. ومع ذلك ، يمكن للإلكترونات أن تنتقل إلى هذه المدارات عندما تكون الذرة متحمسة.

دعنا نصور المستوى قبل الأخير (ن = 4): 4s2p6d 0f 0. يحتوي على 8 إلكترونات ، مثل أي عنصر s (أي العنصر المجموعة الفرعية الرئيسيةالمجموعة الأولى أو الثانية من الجدول الدوري ، حيث يتم ملء المستوى الفرعي s). لماذا المستويات 4d و 4 f فارغة؟ الحقيقة هي أن طاقة المستوى الفرعي 4d أعلى من 5s ، و 4f أعلى من 6s ، ويتم ملء المستويات الفرعية ذات الطاقة المنخفضة أولاً (قاعدة Klechkovsky). لذلك ، يمكن أن تكون الإلكترونات Rb + في مدارات 4p.

يبقى أن نرى ما إذا كان يمكن أن يكونوا في مدارات 3f. بالنسبة إلى n = العدد الكمي المداري ، يأخذ l القيم 0،1،2 ، والتي تتوافق مع المستويات الفرعية s و p و d. والمستوى الفرعي 3f غير موجود ببساطة.

2. أعط أمثلة لثلاث جسيمات (ذرات ، أيونات) بالتكوين الإلكتروني 1s22s2p63s2p6.

المحلول. العنصر المناسب في النظام الدوري هو Ar (الإلكترونات في المستوى الثالث - الخارجي - الإلكتروني). من الواضح أنه لا توجد ذرات أخرى بمثل هذا التكوين الإلكتروني. لكننا نعلم أن العناصر التي تفتقر ، كقاعدة عامة ، من 1-3 إلكترونات إلى غلاف مستقر مكون من 8 إلكترونات ، تميل إلى اكتسابها وتصبح أيونات سالبة ، وامتلاك 1-3 إلكترونات في المستوى التالي ، تعطيها وتصبح موجبة الأيونات. لذلك يمكن أن تكون Cl–، S2–، P3–، K +، Ca2 +، Sc3 + ... اختر أي ثلاثة جزيئات تريدها.

3. كم عدد العناصر في الفترة V إذا كان للعدد الكمي المغزلي قيمة واحدة - 1؟

المحلول. في الواقع ، الرقم الكمي المغزلي ، كما تعلم ، يأخذ قيمتين مختلفتين: + 1 و - 1. إذا كان له قيمة واحدة ، فإن غلاف الإلكترون يمكن أن يستوعب نصف عدد الإلكترونات ، حيث يجب أن تختلف جميعها عن بعضها البعض مجموعة من الأرقام الكمية (مبدأ باولي) ، وبالتالي ، فإن العناصر في الفترة ستكون أقل مرتين.

4. ما هي الأرقام الكمية وكيف ينبغي ، في رأيك ، أن تتغير أثناء الانتقال من عالمنا إلى 1) أحادي البعد ؛

2) خماسي الأبعاد؟

المحلول. للإجابة على هذا السؤال ، من الضروري أن نفهم أيًا من الأرقام الكمومية الأربعة يرتبط بأبعاد الفضاء.

يحدد الرقم الكمي الرئيسي n عدد المستويات الإلكترونية (الأصداف والطبقات) ويميز بشكل أساسي حجم السحابة الإلكترونية:

من الواضح أن أبعاد الفضاء (غير الصفر) لا تؤثر على هذه الخاصية.

يميز رقم الكم المداري l شكل سحابة الإلكترون. بالإضافة إلى الأبعاد الثلاثة ، يمكننا أن نتخيل بصريًا فقط عوالم ثنائية الأبعاد وعوالم أحادية البعد. في عالم ثنائي الأبعاد ، ستصبح غيوم الإلكترون ، مثل أي شيء آخر ، مسطحة ، لكن مفهوم الشكل سيبقى. من حيث الجوهر ، فإن صورة السحب الإلكترونية الحجمية على الورق ، وإسقاطها على مستوى الصفيحة ، هي ، إلى حد ما ، انتقال إلى عالم ثنائي الأبعاد. أما بالنسبة للأحادية البعد ، هنا يتم محو مفهوم الشكل ، ويبقى الحجم (الطول) فقط. من المحتمل أن الرقم الكمي المداري سيفقد معناه في هذه الحالة.

إذا أخذنا في الاعتبار مساحة ذات بُعد أعلى من بعدنا ، فإن مفهوم "الشكل" هنا يصبح أوسع بكثير ، ولا يمكن استبعاد أن تكون هناك حاجة إلى مزيد من القيم المختلفة لـ l لوصف مجموعة متنوعة من أشكال الإلكترون الغيوم ل n معين.

يميز عدد الكم المغناطيسي ml الاتجاه المكاني لسحابة الإلكترون ، مما يعني أنه يعتمد بشكل مباشر على البعد. بالنسبة إلى l = 0 ، يمكن أن تأخذ ml القيمة الوحيدة 0 ، والتي تعكس الاحتمال الوحيد للتوجيه في مساحة سحابة s متناظرة كرويًا. عندما يأخذ l = 1 ml 3 قيم مختلفة: - 1 ، 0 ، 1 - يمكن تمديد السحب p على شكل دمبل على طول محاور إحداثيات مختلفة: px ، py ، pz. إذا كان حجم الفضاء ، أي

يتغير عدد محاور الإحداثيات ، ثم يتغير أيضًا عدد الاحتمالات لترتيب السحب الإلكترونية ، مما يعني أن مجموعة ml ستكون مختلفة.

لأن الكمية قيم مختلفةيحدد ml لـ l عدد المدارات في مستوى فرعي معين ، وهذا يؤدي إلى تغييرات كبيرة في الكيمياء.

ms - رقم كم الدوران - يأخذ قيمتين: + و -. هذا يعكس حقيقة أنه يمكن أن يكون هناك إلكترونان "ملتويان بشكل معاكس" في المدار. عادةً ما يرتبط الدوران بالزخم الزاوي الجوهري للإلكترون ، وعلى هذا النحو ، يمكن أن يتغير عند الانتقال إلى بُعد مختلف من الفضاء.

1. اكتشف في النظام الدوري العديد من حالات انتهاك القانون الدوري كما صاغها د.

"الخصائص الكيميائية والفيزيائية للعناصر في علاقة دورية بأوزانها الذرية." كيف يمكن تفسير هذه الانتهاكات؟

2. هل يمكن أن تكون إلكترونات أ) غير متحمسة ، ب) أيون الصوديوم المتحمس في مدارات 2s ، 2d ، 3f ، 4s ، 5d؟ يبرر.

3. اكتب التركيب الإلكتروني لذرات عناصر الفترتين الأولى والثانية من النظام الدوري.

4. أعط مثالين للمواد المعقدة التي تحتوي فقط على جسيمات ذات البنية الإلكترونية 1s22s2p6.

5. ما هي الأرقام الكمومية للإلكترون الخارجي لذرة الليثيوم غير المثارة؟

6. افترض أن بعض الكون Y به مجموعة من الأرقام الكمية:

كم عدد العناصر التي ستكون في الفترة الثالثة من النظام الدوري للكون Y؟

كم عدد الأبعاد التي تعتقد أنه يمكن أن يوجد في الكون Y؟

7. كيف سيتغير عدد العناصر في الفترة الثانية من نظامنا الدوري إذا كانت قيم الدوران مع الأرقام الكمومية الثابتة الأخرى ms = ± 1؟

8. كم عدد البروتونات والنيوترونات الموجودة في نوى الذرات أ) 7Li ؛

ب) 119Sn ؛ ج) 235U؟

الجزيئات الكيميائية نظام معقدالنوى الذرية والإلكترونات. يتم الاحتفاظ بالذرات في الجزيء بشكل أساسي بواسطة القوى الكهروستاتيكية. في هذه الحالة ، يقال إنها مرتبطة برابطة كيميائية. يتم تنفيذ الرابطة الكيميائية بواسطة إلكترونات s و p للإلكترونات الخارجية و d من الطبقة السابقة الخارجية. يتميز هذا الاتصال بالمعلمات التالية:

1. طول الرابطة - المسافة بين النوى بين ذرتين مترابطتين كيميائياً.

2. زاوية التكافؤ - الزاوية بين الخطوط الوهمية التي تمر عبر مراكز الذرات المترابطة كيميائيا.

3. طاقة الرابطة - مقدار الطاقة المنفقة لكسرها في الحالة الغازية.

4. تعدد الروابط - عدد أزواج الإلكترونات التي يتم من خلالها تكوين رابطة كيميائية بين الذرات.

تعتبر الذرة في الجزيء مفهومًا شرطيًا ، نظرًا لأن طاقتها وحالتها الإلكترونية تختلف اختلافًا جوهريًا عن الذرة المعزولة ، والتي نوقش هيكلها في الفصل السابق. دعونا نفكر في القوى التي تنشأ بين الجسيمات في أبسط نظام يتكون من بروتونين وإلكترون واحد (انظر الشكل 9). إذا جمعنا بروتونين معًا ، فستظهر قوى التنافر بينهما ، ولا داعي للحديث عن الحصول على نظام مستقر. دعونا نضع إلكترونًا واحدًا في مجالهم. قد تنشأ حالتين هنا.

أرز. 9. توزيع قوى التفاعل بين النوى والإلكترون في H +.

الأول ، عندما يكون الإلكترون بين البروتونات (أ) ، والثاني عندما يكون خلف أحدهما (ب). في كلتا الحالتين ، تنشأ قوى جذابة. في الحالة الأولى ، يتم توجيه مكونات هذه القوى (الإسقاطات) على المحور الذي يمر عبر مراكز البروتون في اتجاهات متعاكسة مع قوى التنافر (انظر الشكل 9 أ) ويمكن أن تعوضهم.

هذا يخلق نظامًا مستقرًا بقوة. في الحالة الثانية ، يتم توجيه مكونات قوى الجاذبية في اتجاهات مختلفة (انظر الشكل 9 ب) ومن الصعب الحديث عن موازنة قوى التنافر بين البروتونات. ويترتب على ذلك أنه من أجل حدوث رابطة كيميائية مع تكوين جزيء أو أيون ، يجب أن تكون الإلكترونات في الغالب في الفضاء الداخلي النووي. تسمى هذه المنطقة منطقة الترابط ، لأنه عندما توجد الإلكترونات هناك ، تتشكل رابطة كيميائية. تسمى المنطقة الواقعة خلف النوى بالارتخاء ، لأنه عندما تدخل الإلكترونات إليها ، لا تتشكل رابطة كيميائية. هنا ، تم النظر في أبسط حالة لتكوين رابطة كيميائية في H + أيون. بتطبيق نفس المنطق على جزيء الهيدروجين ، يمكننا أن نستنتج أن ظهور إلكترون ثانٍ في منطقة الارتباط يزيد من استقرار النظام. لذلك ، يلزم وجود زوج إلكترون واحد على الأقل لتكوين رابطة كيميائية مستقرة.

يجب أن يكون دوران الإلكترون في هذه الحالة مضادًا للتوازي ، أي

موجهة في اتجاهات مختلفة. يجب أن يكون تكوين الرابطة الكيميائية مصحوبًا بانخفاض في الطاقة الإجمالية للنظام.

أرز. 10. التغيير في الطاقة الكامنة لنظام من ذرتين هيدروجين مع مراعاة التغيير في الطاقة الكامنة للنظام باستخدام مثال نهج ذرتين هيدروجين. عندما تكون الذرات على مسافة كبيرة جدًا من بعضها البعض ، فإنها لا تتفاعل وتكون طاقة مثل هذا النظام قريبة من الصفر. مع اقترابهم ، تنشأ قوى الجذب بين إلكترون ذرة ونواة أخرى ، والعكس صحيح.

تزداد هذه القوى عكسيًا مع مربع المسافة بين الذرات. يتم تقليل طاقة النظام. عندما تقترب الذرات من بعضها البعض ، تبدأ قوة التنافر بين نواتها وإلكتروناتها في لعب الدور.

تتناسب الزيادة في قوى التنافر عكسيًا مع القوة السادسة للمسافة. يمر منحنى الطاقة الكامنة بالحد الأدنى ، ثم يرتفع بحدة (الشكل 10).

المسافة المقابلة لموضع الحد الأدنى على المنحنى هي المسافة بين النوى المتوازنة وتحدد طول الرابطة الكيميائية. نظرًا لأن الذرات الموجودة في الجزيء تشارك في حركة تذبذبية حول موضع التوازن ، فإن المسافة بينهما تتغير باستمرار ، أي أن الذرات ليست مرتبطة ببعضها البعض بشكل صارم.

تتوافق مسافة التوازن عند درجة حرارة معينة مع قيمة متوسطة. مع ارتفاع درجة الحرارة ، تزداد سعة التذبذب. في بعض درجات الحرارة المرتفعة بدرجة كافية ، يمكن للذرات أن تطير متباعدة لمسافة كبيرة بشكل لا نهائي عن بعضها البعض ، وهو ما يتوافق مع كسر الرابطة الكيميائية. يحدد عمق الحد الأدنى على طول محور الطاقة طاقة الرابطة الكيميائية ، وقيمة هذه الطاقة ، المأخوذة مع الإشارة المعاكسة ، ستكون مساوية لطاقة التفكك لجسيم ثنائي الذرة معين. إذا اقتربت ذرات الهيدروجين من بعضها البعض ، وكانت إلكتروناتها تدور بشكل متوازي ، فلن تظهر إلا قوى التنافر بين الذرات ، وستزداد الطاقة الكامنة لمثل هذا النظام (الشكل 10).

أرز. 11. نتائج إضافة اثنين من الجيوب الأنفية.

كما هو مذكور أعلاه ، تشارك الإلكترونات s- و p- و d في تكوين رابطة كيميائية ، لها تكوينات هندسية مختلفة لسحب الإلكترون و علامات مختلفةوظائف الموجة في الفضاء. من أجل حدوث رابطة كيميائية ، من الضروري تداخل أجزاء غلاف الإلكترون مع نفس علامة الدالة الموجية. خلاف ذلك ، لا يتم تشكيل أي رابطة كيميائية.

يمكن تفسير هذا البيان بسهولة من خلال مثال تراكب اثنين من أشباه الجيوب ، والتي ، في التقريب الأول ، يمكن تحديدها بوظائف الموجة (انظر الشكل 11):

في حالة تراكب اثنين من الجيوب مع علامات مختلفةفي نفس المنطقة (الشكل 11 أ) ، سيكون مجموع مكوناتها مساويًا للصفر - لا يوجد اتصال. في الحالة المعاكسة ، تتم إضافة سعات التذبذب وتشكيل جيبي جديد - تم تكوين رابطة كيميائية (الشكل 11 ب).

اعتمادًا على تناظر السحب الإلكترونية ، ونتيجة للتداخل الذي تشكلت منه رابطة كيميائية ، سيكون لسحابة الإلكترون الكلية تماثل مختلف ، والتي وفقًا لها تنقسم إلى ثلاثة أنواع:

و- اتصالات.

يتم الاتصال عندما تتداخل السحب على طول الخط الذي يربط بين مراكز الذرات ، بينما يتم تحقيق أقصى كثافة للإلكترون في الفضاء الداخلي النووي ولها تناظر أسطواني بالنسبة للخط الذي يربط بين مراكز الذرات. كما يظهر في الشكل. 12 ، نظرًا لتماثلها الكروي ، تشارك الإلكترونات s دائمًا في تكوين الرابطة. إنها تشكل رابطة نتيجة التداخل مع الإلكترونات التالية لذرة أخرى: s- ، pX– ، d X 2 Y 2 إلكترونات. مع وجود الإلكترونات في مدارات أخرى ، على سبيل المثال ، pY أو pZ ، يكون تكوين رابطة كيميائية مستحيلًا ، نظرًا لوجود تداخل في المناطق التي تحتوي فيها كثافة الإلكترون على علامات معاكسة. لا يتم استنفاد إمكانية تكوين الرابطة بواسطة الإلكترونات s ؛ يمكن تشكيلها في حالة تداخل السحب الإلكترونية الأخرى ، مثل اثنين من pX أو pX والشكل. 12. بعض الأمثلة على تكوين وصلات.

تنشأ الروابط عندما تتداخل سحب الإلكترون فوق وتحت الخط الذي يربط بين مراكز الذرات. السحب الإلكترونية الكلية متناظرة أيضًا حول هذا المحور ، لكنها لا تحتوي على تناظر أسطواني ، كما في حالة السندات. نظرًا لترتيبها المكاني ، يتم تكوين الرابطة بواسطة الإلكترونات على أزواج من المدارات مثل pY - pY ، pZ - pZ ، pY - dXY.

يتشكل الاتصال فقط بواسطة إلكترونات d بسبب تداخل جميع بتلات السحب الإلكترونية الأربعة الموجودة في مستويات متوازية. هذا ممكن عندما تشارك إلكترونات dXY - dXY، dXZ - dXZ، dYZ - dYZ في تكوين الرابطة.

تم النظر أعلاه في تصنيف الروابط الكيميائية على أساس تناسق السحب الإلكترونية. هناك طريقة أخرى لتصنيف الرابطة الكيميائية ، بناءً على طبيعة توزيع كثافة الإلكترون بين الذرات في الجزيء ، أي

تعتبر الرابطة الكيميائية من وجهة نظر انتماء زوج الإلكترون إلى ذرة أو ذرة أخرى. ثلاث حالات ممكنة. الأول:

يربط زوج الإلكترون ذرتين متطابقتين في الجزيء. في هذه الحالة ، هي بالتساويينتمي إلى كل منهما. في الجزيء لا يوجد فصل بين مراكز جاذبية الشحنات الموجبة والسالبة.

تتطابق ، وتسمى هذه الرابطة التساهمية غير القطبية. إذا كان زوج الإلكترون يربط ذرتين مختلفتين ، فإنه يتحول نحو ذرة أكثر كهرسلبية. يتم فصل مراكز جاذبية الشحنات الموجبة والسالبة ، وتصبح الرابطة قطبية وتسمى الرابطة القطبية التساهمية.

الحالة الثالثة مرتبطة بالنقل الكامل لزوج الإلكترون إلى حيازة إحدى الذرات. يحدث هذا أثناء تفاعل ذرتين تختلفان اختلافًا حادًا في الكهربية ، أي القدرة على الاحتفاظ بزوج إلكترون في مجالهما الكهربائي. في هذه الحالة ، تصبح الذرة التي تبرعت بالإلكترونات أيونًا موجب الشحنة ، وتصبح الذرة التي قبلتها سالبة. في هذه الحالة ، تسمى الرابطة الأيونية.

تحدد طبيعة الرابطة إلى حد كبير الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمواد.

يمكن للمواد التي تتميز جزيئاتها برابطة تساهمية غير قطبية أن تشكل شبكات بلورية جزيئية وذرية في الحالة الصلبة. في المشابك الجزيئية ، لوحظ تفاعل ضعيف للغاية بين الجزيئات. يتم الاحتفاظ بالجزيئات في عقد الشبكة البلورية بسبب تكوين ثنائيات أقطاب لحظية ومستحثة فيها. يحدث الفصل بين مراكز الجاذبية للشحنات السالبة والموجبة في الجزيء بسبب دوران زوج من الإلكترونات وموقعها في وقت ما خلف إحدى النوى. لوحظت هذه الحالة في الجزيء لفترة قصيرة جدًا. لذلك ، يسمى هذا ثنائي القطب لحظية. ومع ذلك ، هذه المرة كافية للحث على ثنائي القطب على جزيء آخر. غالبًا ما تسمى القوى التي تربط الجزيئات من خلال تكوين ثنائيات أقطاب لحظية ومستحثة بقوى فان دير فال. بشكل عام ، قوات فان دير فال هي أي قوى التفاعل بين الجزيئات: ثنائي القطب ، توجيهي ، تشتت ، إلخ. قوى فان دير فال ضعيفة للغاية ، ونتيجة لذلك يتم تدمير الشبكة البلورية بسهولة عن طريق التسخين الطفيف. جميع المواد التي تحتوي على شبكات بلورية جزيئية لها نقاط انصهار وغليان منخفضة. تزداد قوة فان دير فالس مع زيادة عدد الإلكترونات في الجزيء ، حيث يزداد احتمال تكوين ثنائيات أقطاب لحظية. يحتوي الهيدروجين على زوج واحد من الإلكترونات ، وهذا هو سبب احتوائه على أقل نقطة غليان. تختلف جزيئات الأكسجين والنيتروجين في محتوى الإلكترونات لكل زوج. تختلف نقاط غليانها بمقدار 13 درجة مئوية.

على العكس من ذلك ، تتميز المواد البسيطة ذات الشبكة البلورية الذرية بنقاط انصهار وغليان عالية جدًا. في هذه الحالة ، يرتبط عدد لا حصر له من الذرات بواسطة روابط تساهمية غير قطبية بجزيء عملاق. طاقة كسر الرابطة التساهمية غير القطبية عالية. لذلك ، لتدمير مثل هذه الشبكة البلورية ، يلزم توفير تكاليف طاقة كبيرة. في الوقت نفسه ، إذا كانت المادة تتميز بمسافة واحدة بين الذرات في الشبكة البلورية ، فستكون لها أيضًا صلابة عالية جدًا. مثال على ذلك هو الماس.

نقاط انصهار وغليان المواد ، التي ترتبط ذرات جزيءها برابطة قطبية تساهمية ، وتمتلك شعرية جزيئية، منخفضة أيضًا ، ولكنها أعلى من تلك الموجودة في المواد ذات الجزيئات غير القطبية. معظمهم غازات في درجة حرارة الغرفة.

مثال على ذلك هو كلوريد الهيدروجين ، كبريتيد الهيدروجين ، إلخ. لا توجد علاقة مباشرة بين مقدار العزم ثنائي القطب ونقطة الغليان. يتم تحديده على الأرجح الوزن الجزيئي الغراميمركبات غير الأمونيا والماء وفلوريد الهيدروجين.

هذه المركبات ، في سلسلة من المركبات المتشابهة ، لها أعلى نقاط انصهار وغليان ، ويمكن تفسير زيادتها الحادة من خلال تكوين روابط هيدروجينية بين الجزيئات.

الذرات الكهربية. إنهم يحولون بقوة كثافة الإلكترون في الجزيء تجاه أنفسهم. نتيجة لذلك ، يشكل الهيدروجين مدارًا حرًا عمليًا ، وعلى سبيل المثال ، تحتوي ذرة الفلور على زوج إلكترون حر. يصبح من الممكن تكوين روابط إضافية بين الجزيئات من خلال آلية متلقي المانح ، مما يؤدي إلى وجود جزيئات التركيب (HF) n و (H2O) n ليس فقط في السائل ، ولكن أيضًا في الطور الغازي. يؤدي وجود مثل هذه الجزيئات إلى زيادة نقاط الغليان والانصهار مقارنة بنفس قيم نظائرها.

تمتلك المواد الموجودة في عقد الشبكة البلورية التي توجد بها أيونات أعلى نقاط انصهار وغليان.

ويرجع ذلك إلى التفاعل الإلكتروستاتيكي القوي للأيونات الموجبة والسالبة. تكون قوى التنافر للأيونات المماثلة أقل بكثير ، لأنها تقع على مسافات كبيرة من بعضها البعض. نتيجة لذلك ، فإن جميع المواد التي تحتوي على شبكات بلورية أيونية قيم عاليةطاقاتها التعليمية. الرابطة الأيونيةتتم في هاليدات وأكاسيد وأملاح مثل النترات والكبريتات وما إلى ذلك. يتطلب تدمير البلورات الأيونية طاقة حرارية كبيرة تحدد نقاط الانصهار والغليان العالية ، والتي بدورها ستعتمد على شحنة الأيونات ، أنصاف أقطارها وبطانة إلكترونية. كلما زادت الشحنة وصغر نصف قطر الأيون ، زادت نقطة الانصهار. خاصية أخرى للمواد الأيونية هي القدرة على تكوين مواد مذابة توصل الكهرباء بشكل جيد.

وبالتالي ، يمكننا أن نستنتج أن الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمركبات تعتمد بشدة على طبيعة الرابطة الكيميائية فيها.

إن زوج الإلكترون الذي يشكل رابطة كيميائية ، كما لوحظ بالفعل ، هو شائع الاستخدام لنواتين. في هذه الحالة ، سيتم وصف حركة كل إلكترون بواسطة دالة موجية جديدة ، وهي حل معادلة شرودنغر لهذا النظام. تختلف وظيفة الموجة هذه عن الوظائف الذرية وتسمى الوظيفة الجزيئية المقابلة لمدار جزيئي معين. تتميز المدارات الجزيئية بقيم معينة للطاقة الكلية للنظام. يوجد في الجزيء ، كما في الذرة ، سلسلة من مستويات الطاقة. ومع ذلك ، لا يمكن الحصول على حل دقيق لمعادلة شرودنغر لهم ، وبالتالي يلجأون إلى طرق حساب تقريبية تختلف عن بعضها البعض في طريقة تحديد وظيفة الموجة الجزيئية. معظم استخدام واسعتلقت طريقتين: طريقة روابط التكافؤ وطريقة المدارات الجزيئية.

في طريقة روابط التكافؤ ، تعتبر الرابطة الكيميائية بمثابة إلكترونين ومركزين ، أي أن زوجًا من الإلكترونات التي تشكل رابطة موضعية في الفراغ بين ذرتين وهي شائعة الاستخدام. هناك آليتان محتملتان لتشكيل زوج إلكترون مشترك. الأول يسمى التبادل ويتكون من إقران إلكترونين ينتميان إلى ذرات مختلفة ولهما يدوران معاكسان. يمكن التعبير عنها بالطريقة التالية:

الآلية الثانية ، تسمى آلية متلقي المتبرع ، تؤدي إلى تكوين رابطة كيميائية من خلال توفير زوج من الإلكترونات للاستخدام الشائع من قبل ذرة ، ومدار حر من قبل أخرى.

تسمى الذرة التي توفر زوجًا من الإلكترونات المتبرع ، والذرة التي تحتوي على مدار حر تسمى المستقبل. يبدو مخطط تكوين الاتصال في هذه الحالة كما يلي:

دعونا نفكر في إمكانيات التنبؤ بتكوين المركبات الكيميائية بين الهيدروجين وعناصر الفترة الثانية من النظام الدوري: Li ، Be ، B ، C ، N ، O ، F ، حيث يوجد إلكترون واحد فقط في ذرة الهيدروجين ، وسيحدث تكوين السند وفق آلية التبادل.

تحتوي ذرة الليثيوم على المستوى الفرعي 2s على إلكترون واحد غير مزدوج ، وبالتالي ، يجب أن يحتوي المركب على تركيبة LiH. تمتلئ ذرة البريليوم بهذا المستوى الثانوي ولا يوجد إلكترون واحد غير مزدوج ، لذلك يجب ألا يشكل البريليوم رابطة كيميائية واحدة. بالنسبة للبورون والعناصر التالية (C ، N ، O ، F) ، يتم ملء المستوى الفرعي 2p على التوالي ، وستحتوي ذرات هذه العناصر على عدد معين من الإلكترونات غير المزدوجة. إذا تم أخذ وجود الإلكترونات غير الزوجية في الاعتبار فقط عند تكوين الروابط ، فيجب أن تتكون مركبات الهيدروجين التالية لهذه العناصر: BH ، CH2 ، NH3 ، H2O ، HF. يوضح هذا أنه ، باستخدام آلية التبادل فقط لتكوين رابطة كيميائية ، يمكن للمرء أن يتعارض مع البيانات التجريبية: يشكل البريليوم مركبًا بهيدروجين التركيبة BeH2 ، كما أن مركبات الهيدروجين للبورون لها تركيبة مختلفة ، و أبسط مركب من الكربون مع الهيدروجين له تركيبة CH4. ومن الممكن إزالة هذا التناقض ، بافتراض أن ذرات عناصر الفترة الثانية تشارك في تكوين الجزيئات في حالة مثارة ، أي أن الإلكترونات s تنحسر وأنهم انتقل إلى المستوى الفرعي p. ولكن هنا يظهر تناقض آخر مع البيانات التجريبية. نظرًا لاختلاف طاقات الإلكترونات s و p ، فإن طاقات الروابط الكيميائية التي تشكلها يجب أن تختلف أيضًا ، وبالتالي ، يجب أن يكون لهذه الروابط E-H أطوال مختلفة (اعتمادًا على نوع المدارات المشاركة في تكوينها) . من الممكن مواءمة النظرية والتجربة من خلال تقديم افتراض حساب متوسط ​​طاقات المستويات الفرعية s- و p وتشكيل مستويات جديدة تكون فيها طاقات الإلكترونات الموجودة بالفعل في مدارات من نوع مختلف هي نفسها. وإذا كان الأمر كذلك ، فوفقًا لقاعدة هوند ، يظهر الحد الأقصى لعدد الإلكترونات غير المزاوجة في الذرة. سميت هذه الفرضية بظاهرة التهجين ، وتشكلت المدارات نتيجة حساب متوسط ​​طاقات المستويات الفرعية وتسمى الهجين. بطبيعة الحال ، في هذه الحالة ، يتغير شكل السحب الإلكترونية وموقعها في الفضاء. اعتمادًا على المدارات التي تشارك في تكوين المدارات الهجينة ، يتم النظر في أنواع مختلفة من التهجين والتكوينات المكانية للمدارات الهجينة الناتجة (انظر الشكل 14.). يجب أن يكون عدد المدارات الهجينة الناتجة مساويًا للعدد الإجمالي للمدارات التي دخلت في التهجين. اعتمادًا على المدارات التي تتفاعل مع بعضها البعض ، يتم النظر في عدة أنواع من التهجين:

س التهجين. تتضمن هذه الظاهرة مدارات s- وواحدة p ، ونتيجة لذلك ، يتم تشكيل نوعين من المدارات الجديدة ، والتي تسمى sp-hybrid. هذه المدارات لها الشكل الموضح في الشكل ، وتقع محاورها على نفس الخط المستقيم ، وتشكل زاوية مقدارها 180 درجة. تشارك المدارات الهجينة sp لذرة البريليوم في تكوين روابط في جزيء BeH2 ، والجزيء له بنية خطية ؛

أرز. 14. الترتيب المكاني للسحب الإلكترونية لمختلف عمليات التهجين sp2. تدخل المدارات s واثنين من p في التفاعل ، ونتيجة لذلك يتم تشكيل ثلاثة مدارات من نوع جديد ، والتي تسمى sp2-hybrid (انظر الشكل 14.). تقع محاور هذه المدارات في نفس المستوى ، والزوايا بينها 120 درجة. على سبيل المثال ، تكون ذرة البورون في جزيء BF3 في حالة هجين sp2 ، وهذا الجزيء له الشكل مثلث قائممع وجود ذرة البورون في المركز ؛

تهجين sp3. في هذه الحالة ، تكون المدارات الأولية هي s- وثلاثة مدارات p. نتيجة للتهجين ، يتم تشكيل أربعة مدارات جديدة - sp3-hybrid (انظر الشكل 14.). يتم توجيه محاور هذه المدارات من المركز إلى رؤوس رباعي الوجوه ، والزوايا بين المحاور هي 109 درجة 28. CH4 هو جزيء الميثان حيث يحدث هذا النوع من التهجين وله ترتيب رباعي السطوح من ذرات الهيدروجين. في جزيء الأمونيا (NH3) ، تكون ذرة النيتروجين أيضًا في حالة هجين sp3 ، وثلاثة أزواج من الإلكترونات مشتركة مع ذرات الهيدروجين وتشارك في تكوين الروابط ، وينتمي زوج إلكترون واحد (زوج إلكترون وحيد) فقط إلى ذرة النيتروجين. للتنبؤ بهندسة جزيء الأمونيا ، يجب وضع ذرة النيتروجين في مركز رباعي الوجوه ، وذرات الهيدروجين عند ثلاثة رؤوس ، وزوج الإلكترون الوحيد في القمة الرابعة. بطبيعة الحال ، موضع هذا الزوج من الإلكترونات طرق تجريبيةمن المستحيل إصلاحه ، تم العثور على مواضع ذرات الهيدروجين والنيتروجين فقط. كل هذا يؤدي إلى حقيقة أن جزيء الأمونيا له شكل هرمي. وبالمثل ، يمكننا النظر في بنية جزيء الماء. في ذلك ، يحتل زوجان من الإلكترونات المنفردة من الأكسجين رأسين من رباعي الوجوه ، والآخران تحتلهما ذرات الهيدروجين ، مما يؤدي إلى الشكل الزاوي لجزيء الماء. ليس من المنطقي وصف هندسة جزيء HF من هذه المواضع ، لأنه من الواضح أنه سيكون خطيًا ، حيث يمكن رسم خط مستقيم واحد من خلال نقطتين.

يشكل زوج الإلكترون غير المشترك "سحابة إلكترونية" أكثر انتشارًا من الترابط (اجتماعيًا ، شائعًا) ، لذلك يحتل حجمًا أكبر ، مما يؤدي إلى انخفاض في زوايا الرابطة مقارنة بالزوايا الرباعية السطوح.

لا توجد إلكترونات التكافؤ في المدارات s و p فقط ، ولكن أيضًا في d. هذا الأخير يشارك أيضًا في تكوين المدارات الهجينة. هناك حالتان من التهجين تتضمن مدارات d: sp3d2 و sp3d. في الحالة الأولى ، يطبق الجزيء بنية ثماني السطوح ، وفي الحالة الثانية ، يتشكل ثنائي الهرمون ثلاثي الزوايا.

كان افتراض تكوين المدارات الهجينة إنجازًا كبيرًا في نظرية روابط التكافؤ ، لكنه لم يصف جميع التكوينات المكانية الممكنة للجزيئات الموجودة في الطبيعة.

نظرية أكثر عمومية الهيكل المكانيالجزيئات التي اقترحها Gillespie ، بناءً على مفاهيم كهروستاتيكية بحتة. وقد استند إلى كمية كبيرة من المواد التجريبية لخصها سيدويك وباول. الأحكام الرئيسية للنظرية هي كما يلي:

1. يتم تحديد هندسة الجزيء أو الأيون فقط من خلال عدد أزواج الإلكترونات في غلاف التكافؤ للذرة المركزية.

2. تتخذ أزواج الإلكترونات مثل هذا الترتيب على غلاف الذرة التكافؤ ، حيث يتم إزالتها إلى أقصى حد من بعضها البعض ، أي تتصرف أزواج الإلكترونات كما لو كانت تتنافر. متعددة الوجوه الهندسية التي تتحقق في هذه الحالة تخضع لصيغة ديكارت أويلر: "عدد الرؤوس + عدد الوجوه - عدد الأضلاع هو اثنان".

3. مساحة الفراغ التي يشغلها زوج من الإلكترونات الوحيد غير المترابط أكبر من المساحة التي يشغلها زوج الإلكترون المترابط.

4. حجم منطقة الفضاء التي يشغلها زوج من الإلكترونات المترابطة يتناقص مع زيادة القدرة الكهربية للرابط مع انخفاض في الكهربية للذرة المركزية.

5. زوجان من الإلكترون لرابطة مزدوجة يشغلان مساحة أكبر من زوج إلكترون واحد لرابطة واحدة.

"المؤسسة التعليمية في الميزانية الفيدرالية للولاية العليا من التعليم المهني ، جامعة ولاية مورمانسك التقنية ، قسم الفلسفة الفلسفية ، التعليمات المنهجية ومواضيع مهام السيطرة للطلاب (البكالوريوس) من مراسلات دراسة جميع مجالات التدريب MSTU MURMANSK 2012 -18 DIMTRIEVNA MACHKARINA ، د. فلسفة العلوم ، الأستاذة ناتاليا نيكولاييفنا نيكولينا ، دكتوراه. فلسفة العلوم ، الأستاذ المساعد ناتاليا فلاديميروفنا ... »

«سيليزنيف م. إجراءات تنفيذ Pronyakin مجمع التدريب والميتودولوجياموسكو 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Seleznev V.A.، Pronyakin A.D. الإنتاج التنفيذي: UchebnoS 29 مجمع منهجي. - م: إد. مركز EAOI ، 2009. - 216 ص. ردمك 978-5-374-00010-8 دليل تعليمي وعمليأعدت وفقًا لـ ... "

"مؤسسة ميزانية الدولة للثقافة مكتبة إيركوتسك الإقليمية العلمية العالمية التابعة لولاية إيركوتسك التي تحمل اسم I.I. أنا. Molchanov-Sibirskogo S E R I مكتبة و T R E M I. القرن الحادي والعشرون. الإصدار رقم 144 UDC 025.5 + 025.6 B B K 78.349.2 + 78.379 B83 مدير تحرير السلسلة بورودين بورودينا ، V.A. خدمة المعلومات: الوصف والجداول والرسوم البيانية: مقرر خاص B83 لمنهج. - م: Liberea-Bibinform ، 2013. - 80 ص. ISBN 978-5-8167-0054-2 يغطي الدليل جميع الجوانب ... »

"الأدب الأدبي مجموعة من المجموعات المنهجية التعليمية تحت إصدار برامج V. : الأدب: 4 منهج للتدريس ومهمة بعد و الكفاءات التواصلية. الصفوف 5-11 (تكوين ضريبة القيمة المضافة الأساسي والملف الشخصي بين الطلاب على أساس مستويات com التعليمية المنهجية) / إد. خامسا واو .... "

"لكن. أ. إيفين لوجيكس المؤسسات التعليميةموسكو ONYX World and Education 2008 UDC 16 (075.8) BBC 87.4ya73 I17 المراجعون: Nikiforov A.L - دكتور فيلسوف. العلوم ، البروفيسور ، العالم الرائد. عضو معهد الفلسفة التابع لأكاديمية العلوم الروسية ؛ Pereverzev V.N - Dr. ... "

"وزارة التربية والتعليم في جمهورية بيلاروسيا جامعة ولاية بولوتسكي قسم القانون الجنائي والإرشادات المنهجية للدورات الدراسية في القانون الجنائي الانضباط. الجزء العام للاختصاص 24-01-02 فقه نوفوبولوتسك ، 2012 تم النظر في UDC والتوصية بالموافقة عليها في اجتماع قسم القانون الجنائي والمحضر الجنائي رقم تاريخ _2012 رئيس. القسم الرابع. تمت الموافقة على Veger وأوصى بنشره من قبل اللجنة المنهجية ... »

"الإدارة في الاقتصاد الحضري حرره المرشح للعلوم الاقتصادية ، الأستاذ المشارك R.Zh. تمت الموافقة على Sirazhdinova من قبل مجلس الجمعية التعليمية والمنهجية للتعليم في مجال الإدارة ككتاب مدرسي في تخصص تخصص إدارة الدولة والبلديات UDC 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 المراجعون: A.N. كيريلوفا ، جامعة موسكو سيتي للإدارة التابعة لحكومة موسكو ، دكتوراه في الاقتصاد. العلوم ، بروفيسور ، T.G. موروزوف ، مراسلات عموم روسيا ... "

"أوافق على مجلس الخبراء V.D. شادريكوف 28 فبراير 2014 تقرير عن نتائج التقييم المستقل لبرنامج التعليم الأساسي للتعليم العالي 060201 طب الأسنان GBOU VPO Tyumen State الأكاديمية الطبيةطور بواسطة: مدير المشروع: A.L. خبراء Drondin / AKKORK: I.A. سولوب / ن. Ushakova / موسكو - المحتويات I. معلومات عامة عن الجامعة II. تقرير عن نتائج التقييم المستقل لبرنامج التعليم الأساسي 1 الوضع الحالي واتجاهات التنمية في المنطقة ... » كراشينينا _ أو.أ.

"اللغة الألمانية (السنة الرابعة من الدراسة) اللغة الألمانية أطقم المنهجية التعليمية اللغة الألمانية I.L. نمذجة معلومات البناء ود. سلسلة الكتب المدرسية الأكاديمية البرامج 2-11 الكتب المدرسية المصنفات الصف الثاني مهام التحكممجموعة من التمارين كتب لقراءة الفصول كتب للمعلمين تطبيقات صوتية Bim I.L.، Ryzhova L.I. (شرائط كاسيت ، CD MP3) الألمانية: الصف الثاني: كتاب مدرسي لمؤسسات التعليم العام: الساعة 2: الجزء 1. سطر أنشأه مؤلف Kolsiya education للفترة حتى ... "

"معلومات عن الوثائق التعليمية والمنهجية والمنهجية وغيرها من الوثائق التي طورتها مؤسسة تعليمية لضمان العملية التعليمية في اتجاه التدريب 110800.62 الهندسة الزراعية رقم اسم الانضباط وفقًا لاسم المواد التعليمية والمنهجية والمنهجية وغيرها (المؤلف ، مكان النشر ، سنة منهاج دراسيالمنشورات ، التداول) 1) مجمع تعليمي ومنهجي في تاريخ الانضباط ، 2013. 2) رموز روسيا: التاريخ والحداثة. Khoruzhaya S.V. ، Salchinkina ... "

"المحتويات 1. تعريف الأطراف 5 2. الديباجة 5 3. أحكام عامة 6 4. أهداف الاتفاقية الجماعية 6 5. علاقات العمل 7 5.1. 7 العمالة 5.1.1. الأحكام العامة 7 5.1.2. إجراءات تعيين أشخاص من بين أعضاء هيئة التدريس 8 5.1.3. إجراءات تعيين العلماء 8 5.1.4. إجراءات تعيين رؤساء الأقسام الهيكلية للجامعة 5.1.5. الأوصاف الوظيفية 5.2. أجر العمل 5.2.1. المتطلبات العامة 5.2.2. تنظيم صرف الأموال 5.2.3. شروط..."

"الدعم التربوي والمنهجي اسم البرنامج الذي يتم تنفيذه" المواد الدراسية فئة المواد التعليمية والوسائل التعليمية الكمية تطوير صوت الغناء لدى الأطفال في المرحلة الأولى من التعليم. فن البوب ​​والجاز غناء البوب 1-3 2 التطوير المنهجي. 1990 (أداء صوتي) O. ستيبانوف. غيوم بيضاء. 2 منهج نموذجي V. Tsvetkov. اشتروا لي ببغاء. غناء البوب ​​لمدرسة الموسيقى و Y. Verizhnikov. ألحان الخريف. الأقسام الموسيقية في المدارس Yu. مجموعة روان .... "

"من. نشرة جامعة Byishev Atynday Atbe kitaphanasy Aparatty №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. الببليوجرافيات sipattama № مؤلفو بليم. أتوي. زهيلي. Оу المشتركين منة الاقتصاد 1346 1 Nurpeisova A.K.، Zhandykeeva G.E.، Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ features_ler_. الماتي: LEM، 2012. - 336 ص. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі featuresіlerі ou raly ... »

"مشروع الترشيح لمسابقة GOLDEN PSYCHE لهذا العام في الممارسة النفسية مراقبة النتائج التعليمية للطلاب: مجموعة أدوات تشخيصية بدء المدرسة ، تعلم التعلم والتصرف المؤلفون: M.R. Bityanova ، T.V. Beglova، T.V. ميركولوفا ، إيه جي. Teplitskaya (موسكو) - إنشاء مجموعة تشخيصية للصف الأول (كتب المصنف ، بدء المدرسة ، تعلم التعلم والتصرف و وسائل تعليميةلهم) هي المرحلة الأولى من مشروع طويل الأجل ، تم تصميمه لمدة ثلاث سنوات من 2011 إلى 2014 .... "

«توصيات فحص القيمة واختيارها لصندوق المحفوظات الاتحاد الروسيوثائق عن الموظفين موسكو 2014 2 المبادئ التوجيهية فحص قيمة واختيار الوثائق الخاصة بالموظفين لصندوق المحفوظات في الاتحاد الروسي / روسرخيف ، VNIIDAD. - م - 2014 - ص. تعكس التوصيات المنهجية: ... "

"المحتويات المنهج 1 2-8 خطة الأنشطة الإضافية للدورة التدريبية MBU SCHOOL No. 32 2 9-18 (الصفوف 1-3) للعام الأكاديمي 2013-2014 نظام الشروط لتنفيذ الامتثال الأساسي للبرامج التعليمية 19-55 مع المتطلبات 3 معايير 1 وصف شروط العاملين لتنفيذ برنامج التعليم الأساسي 22-33 من التعليم العام الابتدائي 3.2. الشروط النفسية والتربوية لتنفيذ 33-34 الرئيسية برنامج تعليميالتعليم العام الابتدائي 3.3. الدعم المالي للتنفيذ ... "

"الرابطة التربوية والمنهجية لمؤسسات التعليم العالي في جمهورية بيلاروسيا للتعليم الكيميائي والتكنولوجي مؤسسة تعليمية دولة بيلاروسية جامعة التكنولوجياتمت الموافقة عليها من قبل رئيس جامعة BSTU الأستاذ _I.M. Zharsky __2010 / r برنامج تدريبللتخصص 1 - 36 07 01 00 آلات وأجهزة الإنتاج الكيميائي ومواد البناء مؤسسات كلية التكنولوجيا الكيميائية والتكنولوجيا قسم الآلات و ... "

"الكيمياء العامة وغير العضوية ، الجزء الثاني ، الفئات الرئيسية لمدرسة المركبات غير العضوية التي تحمل اسم A.N. Kolmogorov t و UDC ..."

يو إم كورينيف ، نائب الرئيس أوفتشارينكو ، إي إن إيغوروف

غير عضوي

الفئات الرئيسية

المركبات غير العضوية

سميت المدرسة على اسم A.N. Kolmogorov

م س س م س س س س س س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س م س س م س م س م ا ة ة (ة)

المراجع

أستاذ مشارك L.A. Kulikov

(قسم الكيمياء ، جامعة موسكو الحكومية)

Korenev Yu.M. ، Ovcharenko V.P. ، Egorov E.N.

ك 66 كيمياء عامة وغير عضوية. دورة محاضرة. الجزء الثاني. الفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية. - م: مدرسة تحمل اسم A.N. Kolmogorov ، دار النشر بجامعة موسكو ، 2000. - 36 ص.

ISBN 5-211-03933-5 تم تجميع هذا الكتاب وفقًا لبرنامج مقرر الكيمياء غير العضوية ، وقراءته طلاب القسم الكيميائي والبيولوجي في مدرسة A.N.Kolmogorov التابعة للمركز التعليمي والعلمي المتخصص في ولاية موسكو جامعة.

يقدم الدليل الفئات الرئيسية للمركبات غير العضوية وخصائصها وطرق الحصول عليها.

UDC 546 LBC 24.1 © Yu.M.Korenev، V.P.Ovcharenko، E.N.Egorov، 1999

ISBN 5-211-03933-5 © آي إن كوروفين ، إيه تي كليمينكو - تصميم ، 2001

الفصل 1 أكاسيد الأكسيدات هي مركبات تتكون من ذرات عنصرين ، أحدهما أكسجين في حالة الأكسدة (-2).

تشتمل الأكاسيد على جميع مركبات العناصر التي تحتوي على الأكسجين ، على سبيل المثال Fe2O3 ، P4O10 ، باستثناء تلك التي تحتوي على ذرات أكسجين مرتبطة كيميائيًا ببعضها البعض (بيروكسيدات ، أكاسيد فائقة ، أوزونيدات) ، على سبيل المثال ، Na2O2 - بيروكسيد الصوديوم: Na O O Na O] - KO2 - فوق أكسيد البوتاسيوم: K + - KO3 - أوزونيد البوتاسيوم: K + الذي لا يوجد في الطبيعة:

Fe (OH) 2 + 2 [H Fe O2] \ u003d Fe O 2 + H2O.

(Fe) Fe3O 4 من هيدرات أكسيد الرصاص (IV) ، كحمض ، و Pb (OH) 2 ، كقاعدة ، يمكن الحصول على أكاسدين مزدوجين - Pb2O3 و Pb3O4 (الرصاص الأحمر) ، والتي يمكن اعتبارها أملاح. الأول هو ملح الرصاص لحمض ميتاليد (H2PbO3) والثاني هو حمض أورثوليد (H4PbO4).

§ 2. تصنيف الأكاسيد وأنماط التغيرات في الخواص الكيميائية بين الأكاسيد ، خاصة بين أكاسيد العناصر d ، هناك العديد من المركبات ذات التركيب المتغير (برتوليدس) ، محتوى الأكسجين فيها لا يتوافق مع التركيب المتكافئ ، ولكنه يختلف على مدى واسع إلى حد ما ، على سبيل المثال ، يختلف تكوين أكسيد التيتانيوم (II) TiO ضمن TiO0.65 - TiO1.25.

الأكاسيد المكونة للملح هي أكاسيد تشكل الأملاح.

تنقسم الأكاسيد من هذا النوع إلى ثلاث فئات: أساسية ، مذبذبة ، وحمضية.

- & nbsp– & nbsp–

تسمى أكاسيد الحمض بالأكاسيد ، والتي يكون عنصرها ، أثناء تكوين الملح أو الحمض ، جزءًا من الأنيون.

أكاسيد الأمفوتريك تسمى أكاسيد ، والتي ، اعتمادًا على ظروف التفاعل ، يمكن أن تظهر خصائص الحمضية وخصائص الأكاسيد القاعدية.

- & nbsp– & nbsp–

الأحماض والقواعد § 1. نظريات الأحماض والقواعد نشأت مفاهيم "الحمض" و "القاعدة" في القرن السابع عشر. ومع ذلك ، فقد تمت مراجعة محتوى هذه الشروط بشكل متكرر. هناك عدة نظريات للأحماض والقواعد. سيتم هنا النظر في ثلاث نظريات فقط تُستخدم غالبًا لشرح العمليات الكيميائية.

1.1 نظرية التحليل الكهربائي بناءً على نظرية التفكك الكهربائي (1887) ، التي اقترحها الكيميائي الفيزيائي السويدي سفانتي أرهينيوس (1859-1927) ، يمكن إعطاء التعريفات التالية للأحماض والقواعد:

الأحماض عبارة عن إلكتروليتات ، عندما تنفصل في المحاليل المائية ، فإنها تعطي فقط كاتيونات الهيدروجين (هيدروكسونيوم - H3O +) وأنيونات بقايا الحمض ككاتيونات.

على سبيل المثال ، HNO3 H + + NO 3.

القواعد عبارة عن إلكتروليتات ، والتي عندما تنفصل في المحاليل المائية ، فإنها تعطي فقط أنيونات الهيدروكسيل (OH-) والكاتيونات كأنيونات.

على سبيل المثال ، KOH K + + OH -.

- & nbsp– & nbsp–

K H 2 O = K a.

تسمى قيمة كا ثابت التأين للحمض (المؤشر "أ" - من الحمض الإنجليزي - الحمض) ، لا يشير البسط عادةً إلى تركيز كاتيونات الهيدرونيوم ، بل يشير إلى تركيز أيونات الهيدروجين.

من الناحية النوعية ، يمكن تقدير قوة الأحماض وفقًا لقاعدة بولينج: إذا قدمنا ​​صيغة oxoacid في شكل عام - HnEOm ، فيمكننا تقدير قوة الحمض من خلال الفرق (m - n): أي حمض يحتوي على أكثر حامض وأقوى:

م - ن = 0 - حمض ضعيف جدًا ، HClO م - ن = 1 - حمض ضعيف ، HClO2 م - ن = 2 - حمض قوي ، HClO3 م - ن = 3 - حمض قوي جدًا ، HClO4.

بالنسبة للأحماض متعددة القاعدة ، لكل خطوة تفكك ، يمكن للمرء أن يكتب ثابت التأين الخاص به ، وكقاعدة عامة ، يكون كل ثابت لاحق أصغر بعدة مرات من القيمة السابقة:

–13 ك 3 = 5 ، 10).

يؤدي استبدال ذرة أكسجين واحدة في oxoacid بذرة فلور إلى زيادة حادة في قوة الحمض. مثال على ذلك حمض الفلوروسولفونيك HSO3F. تسمى هذه الأحماض بالأحماض الفائقة. تنتمي الأحماض التي تحتوي على أنيون معقد ، مثل HSbF6 ، أيضًا إلى نفس فئة الأحماض.

5. من خلال الاستدامة. توجد بعض أحماض الأكسو فقط في المحاليل المائية المخففة وهي غير مستقرة حرارياً.

من المستحيل الحصول عليها بشكل فردي ، على سبيل المثال ، H2CO3 ، H2SO3 ، HClO ، HClO2. في الوقت نفسه ، توجد أحماض مقاومة للتسخين ، على سبيل المثال ، كبريتيد H2SO4 (الغليان = 296.5 درجة مئوية).

6. الذوبان. حسب الذوبان ، تنقسم الأحماض إلى مواد قابلة للذوبان ، مثل HNO3 و H3PO4 وغير قابلة للذوبان في الماء - SiO2 x H2O و H2MoO4.

7. حسب نسبة الماء وأكسيد الحمض. على هذا الأساس ، يتم تقسيم الأحماض إلى أحماض أورثو ، بيرو ، ميتا وأحماض ذات تكوين متغير.

تشمل أحماض الأورثو الأحماض التي تزيد فيها نسبة الماء وأكسيد الحمض عن 1. وتشمل هذه الأحماض orthophosphoric H3PO4 [(H2O): (P2O5) = 3: 1].

- & nbsp– & nbsp–

ومع ذلك ، عند استخدام حامض الكبريتيك لهذه الأغراض ، من الضروري مراعاة الخصائص الأخرى لهذا الحمض ، والتي تحد من استخدامه.

حمض الكبريتيك المركز هو عامل مؤكسد قوي إلى حد ما ، لذلك لا يمكن استخدامه للحصول على أحماض مثل HBr ، HI ، H2S ، العناصر المكونة للحمض التي يمكن أن تنتقل إلى حالات الأكسدة الأخرى ، على سبيل المثال:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O.

- & nbsp– & nbsp–

1. ضع في اعتبارك الخصائص المميزة للأحماض التي لا تعتبر عوامل مؤكسدة.

1.1 تبادل ردود الفعل

أ) التفاعل مع القواعد (القابلة للذوبان وغير القابلة للذوبان) - تفاعل التحييد:

هيدروكسيد الصوديوم + حمض الهيدروكلوريك = كلوريد الصوديوم + H2O

- & nbsp– & nbsp–

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

وفقًا لهذا المبدأ ، يمكن تقسيم الأحماض إلى أحماض مختزلة وأحماض مؤكسدة.

2. خواص الأحماض المؤكسدة.

2.1. تبادل ردود الفعل. تتفاعل الأحماض المؤكسدة مع الأكاسيد والهيدروكسيدات والأملاح ، والتي تشمل الكاتيونات المعدنية التي لا تظهر حالات أكسدة متغيرة وكذلك الأحماض التي لا تعتبر عوامل مؤكسدة (انظر 1.1 و 1.2 في الفقرة 2.4).

2.2. التفاعلات مع الهيدروكسيدات والأكاسيد والأملاح.

أ) إذا كان المعدن المكون للقاعدة يمكن أن يكون في عدة حالات أكسدة ، وكان الحمض يعرض خصائص مؤكسدة ، فيمكن أن تستمر هذه التفاعلات مع تغيير حالات أكسدة العناصر ، على سبيل المثال:

Fe (OH) 2 + 4 HNO3 (conc.) = Fe (NO3) 3 + NO2 + 3 H2O.

ب) أكاسيد المعادن التي تظهر حالات أكسدة متغيرة تتصرف بشكل مشابه في التفاعلات مع الأحماض المؤكسدة:

2 FeO + 4 H2SO4 (conc.) = Fe2 (SO4) 3 + SO2 + 4 H2O.

ج) في تفاعلات الأحماض المؤكسدة مع الأملاح المحتوية على الأنيون الذي يظهر خصائص التصالحية، يتأكسد

3 Na2S + 8 HNO3 (dec.) = 6 NaNO3 + 3 S + 2 NO + 4 H2O 8 NaI + 5 H2SO4 (conc.) = 4 I2 + H2S + 4 Na2SO4 + 4 H2O.

2.3 التفاعل مع المعادن.

أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة هي عوامل مؤكسدة قوية ويمكن أن تتفاعل مع المعادن الموجودة في سلسلة من الفولتية قبل الهيدروجين وبعده ، ولكن الهيدروجين لا يتم إطلاقه في هذه الحالة ، ولكن يتم تشكيل منتجات اختزال النيتروجين والكبريت ، علاوة على ذلك ، تعتمد المنتجات على نشاط المعدن وتركيز الحمض ودرجة الحرارة:

Cu + 4 HNO3 (conc.) = Cu (NO3) 2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (خفيف) = 3 Сu (NO3) 2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (int. التخفيف) = 5 Co (NO3) 2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (خفيف جدًا) = 4 Zn (NO3) 2 + NH4NO3 + 3 H2O.

- & nbsp– & nbsp–

3.1. يمكن تصنيف قواعد التصنيف الأساسي وفقًا للخصائص التالية.

1. حموضة القاعدة هي عدد مجموعات OH التي يمكن استبدالها بمخلفات حمض. على سبيل المثال ، NaOH عبارة عن قاعدة حمض واحد ، Ca (OH) 2 عبارة عن قاعدة ثنائية الحمض. على هذا الأساس ، فإن القواعد هي واحد ، اثنان ، إلخ. حمضية. تنفصل قواعد البولي أسيد تدريجيًا ويمكن أن تشكل عدة صفوف من الأملاح ، على سبيل المثال ، قواعد القياس ، (MgOH) 2CO3 - هيدروكسوكربونات (كربونات قاعدية) من المغنيسيوم ؛

MgCO3 - كربونات المغنيسيوم (كربونات متوسطة).

2. الذوبان. هيدروكسيدات الفلزات القلوية ، معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية ، بدءًا من الكالسيوم ، وهيدروكسيد الثاليوم (I) وهيدروكسيد الأمونيوم قابلة للذوبان في الماء. هيدروكسيدات المعادن الأخرى غير قابلة للذوبان عمليا في الماء.

3. يتم تحديد قوة القواعد ، وكذلك الشوارد الأخرى ، من خلال درجة التفكك (أو ثابت التفكك). القواعد القوية هي هيدروكسيدات الفلزات الأرضية القلوية والقلوية.

تسمى القواعد القوية القابلة للذوبان في الماء القلويات.

4. الاستقرار الحراري للقواعد. عند تسخينها ، تتحلل معظم القواعد إلى أكسيد فلز وماء. هيدروكسيدات الفلزات القلوية مستقرة ، تبدأ بالصوديوم ، تذوب دون تحلل. يتحلل الليثيوم والسترونتيوم والباريوم وهيدروكسيدات الراديوم عند درجة حرارة أعلى بقليل من نقطة الانصهار ، وتتحلل هيدروكسيدات المعادن الأخرى قبل الذوبان.

5. فيما يتعلق بالأحماض والقلويات ، يمكن تقسيم هيدروكسيدات المعادن إلى قاعدية ومذبذبة. تشتمل الهيدروكسيدات الأساسية على الهيدروكسيدات التي تذوب فقط في الأحماض ولا تتفاعل مع القلويات ، وتشمل الهيدروكسيدات المذبذبة الهيدروكسيدات التي تذوب في كل من الأحماض والقلويات.

الهيدروكسيدات الرئيسية هي الفلزات الأرضية القلوية والقلوية ، وكذلك هيدروكسيد المغنيسيوم وهيدروكسيدات المعادن الانتقالية في حالات الأكسدة المنخفضة ، على سبيل المثال ، Cr (OH) 2 ، Mn (OH) 2 ، إلخ.

هيدروكسيدات الأمفوتريك هي Be (OH) 2 ، Zn (OH) 2 ، Al (OH) 3 ، Sn (OH) 2 ، هيدروكسيدات المعادن الانتقالية في حالات الأكسدة الوسيطة ، على سبيل المثال ، Cr (OH) 3 ، Fe (OH) 3 .

- & nbsp– & nbsp–

للحصول على الهيدروكسيدات بهذه الطريقة ، من الضروري فصل مسافات الكاثود والأنود ، وإلا سيتفاعل الكلور مع القلويات لتشكيل منتجات أخرى.

7. أهم طريقة للحصول على قواعد ضعيفة وغير قابلة للذوبان في الماء هي ترسيبها من المحاليل الملحية مع القلويات أو محلول الأمونيا MgSO4 + 2 KOH = Mg (OH) 2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al (OH) 3 + 3 NH4Cl.

في ترسيب هيدروكسيدات الأمفوتريك مع القلويات ، لا يمكن تحقيق الترسيب الكامل إلا عن طريق خلط كميات متساوية من الملح والقلويات. لذلك ، يتم استخدام محلول الأمونيا في الماء لترسيب هيدروكسيدات مذبذب. لا يمكن للأمونيا أن تترسب هيدروكسيدات تلك المعادن التي تشكل الكاتيونات المعقدة معها.

الفقرة 3. لا يمكن الحصول على هيدروكسيد الأمونيوم بهذه الطريقة ، لأن زيادة تركيز أنيونات الهيدروكسيد - تؤدي إلى انخفاض في قابلية ذوبان الأمونيا في الماء وإطلاقها من المحلول على شكل غاز:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

نفس الطريقة قابلة للتطبيق للحصول على قواعد قابلة للذوبان في الماء:

Ca (OH) 2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (معالجة الصودا الكاوية).

يتم تحقيق تحول التوازن نحو تكوين هيدروكسيد الصوديوم نتيجة لتكوين كربونات الكالسيوم ، والتي لها قابلية ذوبان أقل من Ca (OH) 2.

لمزيد من التحول في التوازن نحو تكوين هيدروكسيد فلز قلوي ، يتم استخدام هيدروكسيد الباريوم وكبريتات المعدن القلوي المقابل:

Ba (OH) 2 + Cs2SO4 = BaSO4 + 2 CsOH.

8. أكسدة الكاتيون ، وهو في أدنى حالة أكسدة ، إلى أعلى مستوى:

4 Fe (OH) 2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe (OH) 3.

- & nbsp– & nbsp–

منظور الملح ج نظرية التحليل الكهربائييمكننا إعطاء التعريف التالي لهذه الفئة من المركبات سالت - إلكتروليتات ، والتي في المحاليل المائية تتفكك إلى كاتيونات معدنية أو كاتيونات أخرى أكثر تعقيدًا ، على سبيل المثال NH ، UO 2 ، 2+ وأنيونات البقايا الحمضية.

- & nbsp– & nbsp–

1. أملاح متوسطة - أملاح تتشكل نتيجة للمعادلة الكاملة لحمض بقاعدة (عندما يتم استبدال جميع الكاتيونات الهيدروجينية بالكاتيونات المعدنية):

H2SO4 + 2 هيدروكسيد الصوديوم = Na2SO4 + 2 H2O.

2. أملاح الحمض - الأملاح التي تتشكل أثناء معادلة غير كاملة لحمض بقاعدة (لا يتم استبدال كل كاتيونات الهيدروجين بالكاتيونات المعدنية). لا يمكن تشكيل أملاح من هذا النوع إلا مع الأحماض متعددة القاعدة.

H2SO4 + هيدروكسيد الصوديوم = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 عبارة عن حمض ثنائي القاعدة ، عند التحييد الكامل يتكون منه ملح متوسط ​​من Na2SO4 ، وعندما يتم استبدال ذرة هيدروجين بمعدن ، يتم تكوين ملح حمضي من NaHSO4.

H3PO4 هو حمض تريباسيك يمكن فيه الاستبدال المتتالي لذرة هيدروجين واحدة أو اثنتين أو كل ذرات الهيدروجين الثلاث بواسطة ذرات معدنية.

وعندما يتم تحييد هذا الحمض ، يمكن تكوين ثلاثة صفوف من الأملاح:

NaH2PO4 و Na2HPO4 و Na3PO4.

الأملاح في الحالة العامة ، ل الأملاح الحمضيةتشمل الأملاح التي يكون فيها المحتوى المولي لأكسيد الحمض أكبر من المحتوى المولي للأكسيد الأساسي ، على سبيل المثال ، Na2B4O7 ، Na2Cr2O7 ، Na2S2O7 ، Na4P2O7. عند التفاعل مع الأكاسيد والهيدروكسيدات الأساسية ، تتحول هذه الأملاح إلى أملاح متوسطة:

Na2Cr2O7 + 2 NaOH = 2 Na2CrO4 + H2O CoO + Na2B4O7 = 2 NaBO2 + Co (BO2) 2.

3 - الأملاح الأساسية - الأملاح الناتجة عن معادلة غير كاملة لقاعدة عديد الأحماض بحمض:

Mg (OH) 2 + HCl = Mg (OH) Cl + H2O.

4. أملاح مزدوجة - أملاح ، والتي تشمل الأنيونات من نوع واحد فقط وكاتيونات مختلفة ، على سبيل المثال ، KAl (SO4) 2 12 H2O.

5. أملاح مختلطة - أملاح ، والتي تشمل الكاتيونات من نفس النوع وأنيونات الأحماض المختلفة ، على سبيل المثال ، التبييض CaCl (OCl).

6. الأملاح المعقدة - الأملاح التي تحتوي على كاتيونات معقدة أو الأنيونات التي تتكون فيها الرابطة من قبل آلية المتلقي المانح. عند كتابة الصيغ الجزيئية لهذه الأملاح ، يتم وضع الكاتيون المعقد أو الأنيون أقواس مربعة، فمثلا:

K3 ، K ، NaOH ، (OH) 2.

- & nbsp– & nbsp–

الفصل 1. أكسيدات

§ 1. الخصائص الفيزيائية للأكاسيد

§ 2. تصنيف الأكاسيد وأنماط التغيير في الخواص الكيميائية .. 4

2.1. تصنيف الأكاسيد حسب الخواص الكيميائية

2.2. انتظام التغيرات في خصائص الأكاسيد

§ 3. طرق الحصول على الأكاسيد

§ 4. الخواص الكيميائية للأكاسيد

4.1 أكاسيد أساسية

4.2 أكاسيد حامضية

4.3 أكاسيد الأمفوتريك

4.4 الخواص الكيميائية العامة للأكاسيد

الفصل 2. الأحماض والقواعد

§ 1. نظريات الأحماض والقواعد

1.1 نظرية التحليل الكهربائي

1.2 نظرية البروتوليتي

1.3 النظرية الإلكترونية

§ 2. الأحماض

2.1. تصنيف الأحماض.

2.2. طرق الحصول على الأحماض

2.3 الطرق العامة للحصول على أي أحماض

2.4 الخواص الكيميائية للأحماض

§ 3. الأسباب

3.1. التصنيف الأساسي

3.2 طرق الحصول على الأسس

3.3 الخواص الكيميائية للقواعد

الفصل 3. الملح

§ 1. تصنيف الأملاح

§ 2. طرق الحصول على الأملاح

§ 3. الخواص الكيميائية للأملاح

كورينيف يوري ميخائيلوفيتش ، أ. FNM MGU OVCHARENKO فاليري بافلوفيتش ، فن. معلم كلية الكيمياءجامعة موسكو الحكومية Egorov Evgeny Nikolaevich، Art. ن. مع. كلية الكيمياء ، جامعة موسكو الحكومية

- & nbsp– & nbsp–

تم التوقيع للنشر بتاريخ 4/12/2000. شكل 60 84 1/16. ورق المكتب. رقم 1.

طباعة أوفست. سماعة تايمز. معدل فرن ل. 2.25. Uch.-ed. ل. 2.25. تداول 150 نسخة.

يبدأ مقرر الكيمياء في المدارس في الصف الثامن بالدراسة ارضية مشتركةالعلم: يتم وصف الأنواع الممكنة من الروابط بين الذرات وأنواع المشابك البلورية وآليات التفاعل الأكثر شيوعًا. يصبح هذا هو الأساس لدراسة قسم مهم ولكنه أكثر تحديدًا - المواد غير العضوية.

ما هذا

هذا علم يأخذ في الاعتبار مبادئ الهيكل والخصائص الأساسية والتفاعلية لجميع عناصر الجدول الدوري. دورا هامايلعب في المواد غير العضوية القانون الدوريالذي يرتب التصنيف المنهجيالمواد عن طريق تغيير كتلتها وعددها ونوعها.

كما يغطي المساق المركبات التي تكونت أثناء تفاعل عناصر الجدول (الاستثناء الوحيد هو منطقة الهيدروكربونات ، والتي يتم أخذها في الاعتبار في فصول المواد العضوية). تتيح لك المهام في الكيمياء غير العضوية العمل على المستلم معرفة نظريةفي الممارسة.

العلم في الجانب التاريخي

ظهر الاسم "غير عضوي" وفقًا لفكرة أنه يغطي جزءًا المعرفة الكيميائية، والتي لا ترتبط بنشاط الكائنات الحية.

بمرور الوقت ، ثبت أن معظم عالم عضوييمكن أن تنتج أيضًا مركبات "غير حية" ، ويتم تصنيع الهيدروكربونات من أي نوع في المختبر. لذلك ، من سيانات الأمونيوم ، وهو ملح في كيمياء العناصر ، تمكن العالم الألماني ويهلر من تصنيع اليوريا.

لتجنب الالتباس مع تسمية وتصنيف أنواع البحث في كلا العلمين ، فإن برنامج الدورات المدرسية والجامعية ، بعد الكيمياء العامة ، يتضمن دراسة المواد غير العضوية كنظام أساسي. في العالم العلمي ، يتم الحفاظ على تسلسل مماثل.

فئات المواد غير العضوية

توفر الكيمياء لمثل هذا العرض التقديمي للمواد التي تتناول فيها الفصول التمهيدية للمواد غير العضوية القانون الدوري للعناصر. من نوع خاص ، والذي يعتمد على افتراض أن الشحنات الذرية للنواة تؤثر على خصائص المواد ، وهذه المعلمات تتغير دوريًا. في البداية ، تم بناء الجدول على أنه انعكاس للزيادة في الكتل الذرية للعناصر ، ولكن سرعان ما تم رفض هذا التسلسل بسبب عدم تناسقه في الجانب الذي تتطلب فيه المواد غير العضوية النظر في هذه المسألة.

تقترح الكيمياء ، بالإضافة إلى الجدول الدوري ، وجود ما يقرب من مائة من الأشكال والعناقيد والرسوم البيانية التي تعكس دورية الخصائص.

في الوقت الحاضر ، تحظى النسخة الموحدة من اعتبار مفهوم مثل فئات الكيمياء غير العضوية بشعبية. تشير أعمدة الجدول إلى العناصر اعتمادًا على الخصائص الفيزيائية الكيميائية ، في الصفوف - فترات متشابهة مع بعضها البعض.

مواد بسيطة غير عضوية

غالبًا ما تكون علامة في الجدول الدوري ومادة بسيطة في حالة حرة أشياء مختلفة. في الحالة الأولى ، ينعكس نوع معين فقط من الذرات ، في الحالة الثانية - نوع اتصال الجسيمات وتأثيرها المتبادل في أشكال مستقرة.

الرابطة الكيميائية في مواد بسيطةيتسبب في تقسيمهم إلى عائلات. وبالتالي ، يمكن التمييز بين نوعين عريضين من مجموعات الذرات - الفلزات واللافلزات. تضم الأسرة الأولى 96 عنصرًا من أصل 118 تمت دراستها.

المعادن

يفترض النوع المعدني وجود رابطة تحمل نفس الاسم بين الجسيمات. يعتمد التفاعل على التنشئة الاجتماعية لإلكترونات الشبكة ، والتي تتميز بعدم الاتجاهية وعدم التشبع. هذا هو السبب في أن المعادن توصل الحرارة والشحن بشكل جيد ، ولها بريق معدني ، وقابلية للتطويع واللدونة.

بشكل تقليدي ، توجد المعادن على اليسار في الجدول الدوري عندما يتم رسم خط مستقيم من البورون إلى الأستاتين. غالبًا ما تكون العناصر القريبة في الموقع من هذا الخط ذات طبيعة حدية وتظهر ازدواجية في الخصائص (على سبيل المثال ، الجرمانيوم).

تشكل معظم المعادن مركبات أساسية. عادة لا تتجاوز حالات الأكسدة لهذه المواد اثنين. في المجموعة ، تزداد الفلزية ، بينما تتناقص في فترة. على سبيل المثال ، يُظهر الفرانسيوم المشع خصائص أساسية أكثر من الصوديوم ، وفي عائلة الهالوجين ، يحتوي اليود حتى على لمعان معدني.

خلاف ذلك ، فإن الوضع في الفترة - يكملون المستويات الفرعية التي توجد أمامها مواد ذات خصائص معاكسة. في الفراغ الأفقي للجدول الدوري ، يتغير التفاعل الظاهر للعناصر من الأساسي إلى المذبذب إلى الحمضي. المعادن عوامل اختزال جيدة (تقبل الإلكترونات عند تكوين الروابط).

غير المعادن

يتم تضمين هذا النوع من الذرات في الفئات الرئيسية للكيمياء غير العضوية. تشغل اللافلزات الجانب الأيمنالجدول الدوري ، يظهر الخصائص الحمضية عادة. في أغلب الأحيان ، تحدث هذه العناصر في شكل مركبات مع بعضها البعض (على سبيل المثال ، بورات ، كبريتات ، ماء). في الحالة الجزيئية الحرة ، يُعرف وجود الكبريت والأكسجين والنيتروجين. هناك أيضًا العديد من الغازات غير المعدنية ثنائية الذرة - بالإضافة إلى الغازات المذكورة أعلاه ، تشمل الهيدروجين والفلور والبروم والكلور واليود.

إنها أكثر المواد شيوعًا على وجه الأرض - السليكون والهيدروجين والأكسجين والكربون شائعة بشكل خاص. اليود والسيلينيوم والزرنيخ نادرة جدًا (وهذا يشمل أيضًا التكوينات المشعة وغير المستقرة ، الموجودة في الفترات الأخيرة من الجدول).

في المركبات ، تتصرف اللافلزات في الغالب كأحماض. إنها عوامل مؤكسدة قوية بسبب إمكانية إضافة عدد إضافي من الإلكترونات لإكمال المستوى.

في غير عضوي

بالإضافة إلى المواد التي يتم تمثيلها بمجموعة واحدة من الذرات ، هناك مركبات تشتمل على عدة تكوينات مختلفة. يمكن أن تكون هذه المواد ثنائية (تتكون من جسيمين مختلفين) ، وثلاثة ، وأربعة عناصر ، وما إلى ذلك.

عنصرين

تعلق الكيمياء أهمية خاصة على ثنائية الروابط في الجزيئات. تعتبر فئات المركبات غير العضوية أيضًا من وجهة نظر الرابطة المتكونة بين الذرات. يمكن أن تكون أيونية أو معدنية أو تساهمية (قطبية أو غير قطبية) أو مختلطة. عادةً ما تُظهر هذه المواد بوضوح الصفات الأساسية (في وجود المعدن) أو amforteric (ثنائي - خاص بالألمنيوم) أو الصفات الحمضية (إذا كان هناك عنصر بحالة أكسدة +4 وما فوق).

ثلاثة عناصر المنتسبين

تشمل موضوعات الكيمياء غير العضوية النظر في هذا النوع من الترابط بين الذرات. تتكون المركبات التي تتكون من أكثر من مجموعتين من الذرات (غالبًا ما تتعامل المواد غير العضوية مع الأنواع المكونة من ثلاثة عناصر) بمشاركة مكونات تختلف اختلافًا كبيرًا عن بعضها البعض في المعلمات الفيزيائية والكيميائية.

أنواع الروابط الممكنة هي التساهمية والأيونية والمختلطة. عادة ، تتشابه المواد المكونة من ثلاثة عناصر في السلوك مع المواد الثنائية نظرًا لحقيقة أن إحدى قوى التفاعل بين الذرات أقوى بكثير من الأخرى: تتكون المادة الضعيفة في المرتبة الثانية ولديها القدرة على الانفصال بشكل أسرع في الحل .

فئات الكيمياء غير العضوية

يمكن اعتبار الغالبية العظمى من المواد التي تمت دراستها في الدورة غير العضوية وفقًا لتصنيف بسيط اعتمادًا على تكوينها وخصائصها. لذلك ، تتميز الأكاسيد والأملاح. من الأفضل البدء في النظر في علاقتهم بمفهوم الأشكال المؤكسدة ، حيث يمكن أن تظهر أي مادة غير عضوية تقريبًا. تمت مناقشة كيمياء هؤلاء المنتسبين في الفصول الخاصة بالأكاسيد.

أكاسيد

الأكسيد هو مركب من أي عنصر كيميائي به أكسجين في حالة أكسدة -2 (في بيروكسيدات -1 ، على التوالي). يحدث تكوين الرابطة بسبب عودة الإلكترونات وربطها مع تقليل O 2 (عندما يكون الأكسجين هو العنصر الأكثر كهرسلبية).

يمكن أن تظهر الخصائص الحمضية والمتذبذبة والأساسية ، اعتمادًا على المجموعة الثانية من الذرات. إذا كان في الأكسيد لا يتجاوز حالة الأكسدة +2 ، إذا كان غير المعدني - من +4 وما فوق. في العينات ذات الطبيعة المزدوجة للمعلمات ، يتم تحقيق قيمة +3.

الأحماض غير العضوية

تحتوي المركبات الحمضية على تفاعل متوسط ​​أقل من 7 بسبب محتوى كاتيونات الهيدروجين ، والتي يمكن أن تتحول إلى محلول ثم يتم استبدالها بأيون معدني. حسب التصنيف ، فهي مواد معقدة. يمكن الحصول على معظم الأحماض عن طريق تخفيف الأكاسيد المقابلة بالماء ، على سبيل المثال ، في تكوين حمض الكبريتيك بعد ترطيب SO 3.

الكيمياء الأساسية غير العضوية

تعود خصائص هذا النوع من المركبات إلى وجود شق هيدروكسيل الهيدروكسيل ، والذي يعطي تفاعل الوسط فوق 7. تسمى القواعد القابلة للذوبان القلويات ، وهي الأقوى في هذه الفئة من المواد بسبب التفكك الكامل (التحلل إلى أيونات في سائل). يمكن استبدال مجموعة OH في تكوين الأملاح بالمخلفات الحمضية.

الكيمياء غير العضويةهو علم مزدوج يمكنه وصف المواد من وجهات نظر مختلفة. في نظرية التحلل البدائي ، تعتبر القواعد متقبلات الكاتيون الهيدروجين. يوسع هذا النهج مفهوم هذه الفئة من المواد ، ويطلق على القلويات أي مادة يمكنها قبول البروتون.

ملح

هذا النوع من المركبات يقع بين القواعد والأحماض ، لأنه نتاج تفاعلها. وهكذا ، فإن أيون المعدن (أحيانًا الأمونيوم أو الفوسفونيوم أو الهيدروكسونيوم) يعمل عادةً كاتيون ، وتعمل بقايا الحمض كمادة أنيونية. عندما يتكون الملح ، يتم استبدال الهيدروجين بمادة أخرى.

اعتمادًا على نسبة عدد الكواشف وقوتها فيما يتعلق ببعضها البعض ، من المنطقي النظر في عدة أنواع من منتجات التفاعل:

• يتم الحصول على الأملاح الأساسية إذا لم يتم استبدال مجموعات الهيدروكسيل بالكامل (هذه المواد لها بيئة قلوية) ؛
• تتشكل الأملاح الحمضية في الحالة المعاكسة - مع عدم وجود قاعدة تفاعلية ، يبقى الهيدروجين جزئيًا في المركب ؛
• الأكثر شهرة وأسهل للفهم هي العينات المتوسطة (أو العادية) - فهي نتاج تحييد كامل للكواشف بتكوين الماء ومادة بها كاتيون معدني فقط أو نظيرها وبقايا حمضية.

الكيمياء غير العضوية هي علم يتضمن تقسيم كل فئة إلى أجزاء يتم أخذها في الاعتبار في أوقات مختلفة: بعضها سابقًا ، والبعض الآخر لاحقًا. مع دراسة أكثر تعمقًا ، تم تمييز 4 أنواع أخرى من الأملاح:

• تحتوي الثنائيات على أنيون واحد في وجود اثنين من الكاتيونات. عادة ، يتم الحصول على هذه المواد عن طريق دمج أملاحين مع نفس بقايا الحمض ، ولكن مع معادن مختلفة.
• النوع المختلط هو عكس النوع السابق: أساسه هو كاتيون واحد مع أنيونيين مختلفين.
• هيدرات بلورية - أملاح ، يوجد في صيغتها ماء في حالة تبلور.
• المجمعات عبارة عن مواد يتم فيها تقديم الكاتيون أو الأنيون أو كليهما في شكل مجموعات مع عنصر تشكيل. يمكن الحصول على هذه الأملاح بشكل أساسي من عناصر المجموعة الفرعية B.

المواد الأخرى المدرجة في ممارسة الكيمياء غير العضوية ، والتي يمكن تصنيفها على أنها أملاح أو فصول منفصلة من المعرفة ، هي الهيدريد والنتريد والكربيدات والفلزات (مركبات من عدة معادن ليست سبيكة).

نتائج

الكيمياء غير العضوية هي علم يهم كل متخصص في هذا المجال ، بغض النظر عن اهتماماته. يتضمن الفصول الأولى التي تمت دراستها في المدرسة في هذا الموضوع. يوفر مسار الكيمياء غير العضوية لتنظيم كميات كبيرة من المعلومات وفقًا لتصنيف بسيط ومفهوم.