Обща и неорганична химия - В три части - Коренев Ю.М., Овчаренко В.П. - 2000, 2002.

Това методическо ръководство е съставено в съответствие с програмата на курса по неорганична химия и е прочетено от студентите от химико-биологичния отдел на училището А. Н. Колмогоров на Специализирания образователен и научен център на Московския държавен университет.
Книгата запознава с основните класове неорганични съединения, техните свойства и методи за получаване.

ГЛАВА I. ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ 3
1.1. Структурата на материята 3
1.2. Количествени съотношения в химията 9
1.3. Химични символи и формули 13
ГЛАВА II. СТРУКТУРА НА АТОМА 20
2.1. Ранни модели на атом 20
2.2. Квантовомеханичен модел на структурата на атома 26
ГЛАВА III. ХИМИЧЕСКА връзка 41
3.1. Заглавие 41
3.2. Метод на валентната връзка 47
3.3. Молекулярен орбитален метод 53

ГЛАВА 1. Оксиди 3
§ 1. Физични свойства на оксидите 3
§ 2. Класификация на оксиди и модели на промяна на химичните свойства .. 4
2.1. Класификация на оксидите по химични свойства 4
2.2. Модели на промени в свойствата на оксидите 5
§ 3. Методи за получаване на оксиди 7
§ четири. Химични свойства на оксидите 9
4.1. Основни оксиди 9
4.2. Киселинни оксиди 10
4.3. Амфотерни оксиди 10
4.4. Общи химични свойства на оксидите 11
ГЛАВА 2. Киселини и ОСНОВИ 13
§ 1. Теории за киселините и основите 13
1.1. Електролитна теория 13
1.2. Протолитна теория 13
1.3. Електронна теория 14
§2. Киселини 16
2.1. Класификация на киселините 16
2.2. Методи за получаване на киселини 19
2.3. Общи методиполучаване на всякакви киселини 19
2.4. Химични свойства на киселините 21
§3. Основания 24
3.1. Основна класификация 24
3.2. Методи за получаване на основи 25
3.3. Химични свойства на основите 27
ГЛАВА 3. Соли 29
§ 1. Класификация на солите 29
§ 2. Методи за получаване на соли 30
§ 3. Химични свойства на солите 33

ГЛАВА 1 Основи на ТЕРМОДИНАМИКАТА 3
§ 1.1. Основни определения 3
§ 1.2. Нулев закон (начало) на термодинамиката 6
§ 1.3. Първи закон (начало) на термодинамиката 6
§ 1.3.2. Стандартна топлина (енталпия) на образуване на съединение 9
§ 1.3.3. Стандартна енталпия на горене 10
§ 1.3.4. Стандартна енергия (енталпия) на химична връзка 10
§ 1.3.5. Стандартна енталпия на сублимация, изпарение и топене 11
§ 1.3.6. Електронен афинитет, йонизационен потенциал, електроотрицателност 11
§ 1.3.7. Закон на Хес 13
§ 1.3.8. Цикъл на Борн-Хабер 14
§ 1.3.9. Закон на Кирхоф 16
§ 1.4. Втори закон (начало) на термодинамиката 17
§ 1.4.1. Дефиниция на ентропията от гледна точка на класическата термодинамика 18
§ 1.4.3. Статистическа интерпретация на понятието ентропия 19
§ 1.4.4. Свободната енергия на Гибс 21
§ 1.4.5. Химически потенциал 22
§ 1.4.6. Химично равновесие 23
§ 1.4.7. Посока на реакция 31
ГЛАВА 2 Основи на КИНЕТИКАТА 35
§2.1. Скорост на химическа реакция 35
§ 2.2. Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция 37
§ 2.3. Експериментални методи за определяне на константите на скоростта на химична реакция 47

Изтеглете безплатно електронна книга в удобен формат, гледайте и четете:
Изтеглете книгата Обща и неорганична химия - В три части - Коренев Ю.М., Овчаренко В.П. - fileskachat.com, бързо и безплатно изтегляне.

Изтегляне на zip
По-долу можете да закупите тази книга на най-добрата намалена цена с доставка в цяла Русия.

Много хора смятат, че Московският държавен университет е недостъпен за "обикновените" кандидати - те трябва да се подготвят със специални преподаватели или поне да учат в специално училище към Московския държавен университет, например в Специализирания образователен и научен център (SSC) на Москва Държавен университет - интернат на името на А. Н. Колмогоров.

Но учителите по обща и неорганична химия, преподаващи в няколко факултета на Московския държавен университет, знаят, че добре подготвени студенти идват в Московския университет и от „неуниверситетски“ училища. Например, всяка година студенти от „трудни“ факултети (химия, биология) стават студенти, които са преподавали химия от учителя на Сорос С. Т. Жуков (Московско училище № 548, Образователен център „Царицино“).

Тези уроци могат да се нарекат уникални. В тях е съчетана строга система от определения с научна строгост на изложението. Помагалата са много добри за ученици от 11 клас, които повтарят химия в навечерието на матурата и входни изпити(това не важи за тестовия Единен държавен изпит, учебниците са твърде „умни“ за него). Книгите могат да бъдат полезни и за младши студенти, изучаващи нехимически специалности.

Много внимание се отделя на незадължителните теми в помагалата. училищен курсхимия (например „равновесие в разтвори“, „комплексни съединения“), които обикновено отсъстват от традиционните училищни учебници. Задачите по тези теми обаче редовно се използват в приемните изпити по химия в Московския държавен университет (факултети: химичен, биологичен, биоинженерство и биоинформатика, фундаментална медицина, почвознание, факултет по материалознание).

Освен това ръководствата са добре подготвени за университетския курс по обща и неорганична химия, който се изучава от студенти първа година на изброените факултети, както и студенти по геология и география.

Сред характеристиките на учебниците на С. Т. Жуков трябва да се отбележи строго разграничение между реалния и формалния заряд на йони при писане на формули, което за кандидатите е може би дори прекомерно. Въпреки това при електронно публикуванетова разграничение остава. Обикновено учениците (и много студенти) не подозират, че например в кристал на натриев хлорид реалният заряд на натриевите и хлоридните йони не е 1e, а само 0,78e. Ето защо авторът на ръководството предлага ефективните заряди на йоните да се означават със знаци в кръгове: Na, Al3.

Публикуването на ръководствата на С. Т. Жуков започва с раздели, които традиционно са едни от най-трудните за кандидати и студенти. Това са темите "Равновесие" и "Равновесие в разтворите". Помагалата са допълнени с примерни задачи за приемни изпити по съответни теми.

В. В. Загорски,
ст.н. сътрудник Катедра по обща химия, Химически факултет, Московски държавен университет,
Доцент на Специализирания образователен и научен център на Московския държавен университет, учител на Сорос

„Обща и неорганична химия Част I ОСНОВНИ КОНЦЕПЦИИ, СТРУКТУРА НА АТОМА, ХИМИЧЕСКА ВРЪЗКА Училище на името на A.N. Kolmogorov Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

-- [ Страница 1 ] --

Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко

неорганична химия

ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ, СТРУКТУРА НА АТОМА,

ХИМИЧНА ВРЪЗКА

Училище на името на А. Н. Колмогоров

Московско университетско издание

Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.

К 66 Обща и неорганична химия. Лекционен курс. Част I

Основни понятия, строеж на атома, химична връзка. – М.:

Училище на името на А. Н. Колмогоров, Московско университетско издание, 2000. – 60 с.

ISBN 5-211-04200- X

Книгата запознава с основните класове неорганични съединения, техните свойства и методи за получаване.

ISBN 5-211-04200-X © Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, 1998 г.

© I.N. Korovin - дизайн, 2000

Глава I Основни понятия и определения 1.1. Структурата на материята Едно от основните понятия на химията и другите природни науки е атомът. Този термин има дълъг произход; съществува от около 2500 години. За първи път концепцията за атом възниква в древна Гърция, около 5 век пр.н.е. пр.н.е д. Основатели на атомистичното учение са древногръцките философи Левкип1 и неговият ученик Демокрит. Именно те изложиха идеята за дискретна структура на материята и въведоха термина "АТОМ".

Учението на Демокрит не получава широко разпространение и за дълъг исторически период в химията (а през Средновековието - алхимията) доминира теорията на Аристотел (384 - 322 г. пр. н. е.).

Според учението на Аристотел основните принципи на природата са абстрактни "принципи": студ, топлина, сухота и влажност, когато се комбинират, се образуват четири основни "елемента-елемента":

земя, въздух, огън и вода.

И само в началото на XIXвекове английският учен Джон Далтън се връща към атомите като най-малките частици материя и въвежда този термин в науката. Това беше предшествано от работата на такива забележителни учени като Р. Бойл (в книгата "Скептичният химик" той нанесе съкрушителен удар върху идеите на алхимиците), Дж. Пристли и К. В. Шеле (откриването на кислорода), Г. Кавендиш (откриване на водород), А. Л. Лавоазие (опит за съставяне на първата таблица на простите вещества), М. В. Ломоносов (основните положения на атомната и молекулярната теория, законът за запазване на масата), Ж. Л. Пруст (законът за постоянството на състава ) и много други.

Откритията в областта на физиката, направени в края на 19-ти - първата третина на 20-ти век, принудиха учените да погледнат на атомната и молекулярната теория по съвсем различен начин. Оказа се, че атомът има сложна структура и не е най-малката частица материя.

Тук няма да представяме остаряло определениена тази концепция и веднага дават формулировка, основана на съвременните идеи.

1 Левкип () - старогръцки. философ. Почти нищо не се знае за живота на Левкип.

Глава I Атом (на гръцки µ - неделим) е най-малката частица от химичен елемент, която е способна на самостоятелно съществуване и е носител на неговите свойства. Атомът е електрически неутрална микросистема, състояща се от положително заредено ядро ​​и подходящ брой електрони.

Химическият елемент е вид атом с еднакъв ядрен заряд.

Химическият елемент е понятие, а не материална частица. Това не е атом, а съвкупност от атоми, характеризиращи се с определена характеристика - еднакъв ядрен заряд.

Електрон [д-р.гр. - кехлибар (добре се наелектризира от триене)] - стабилна елементарна частица с маса на покой, равна на 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. д. m.2 и носещ елементарен отрицателен заряд, равен на 1,6 10–19 C.

В химията и физиката, когато се решават много задачи, зарядът на електрона се приема за -1 и зарядите на всички останали частици се изразяват в тези единици. Електроните са част от всички атоми.

Протон (гръцки - първи) - елементарна частица, която е интегрална частядра на атоми на всички химични елементи, има маса на покой mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. е. м. и елементарен положителен електрически заряд, равен по големина на заряда на електрона, т.е. 1,6 10–19 С.

Броят на протоните в ядрото определя атомния номер на химичния елемент.

Неутронът (лат. neutrum - нито едното, нито другото) е електрически неутрална елементарна частица с маса на покой, малко по-голяма от масата на покой на протон mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. Яжте.

Заедно с протона, неутронът е част от всички атомни ядра (с изключение на ядрото на водородния изотоп 1H, което е един протон).

Елементарно обозначен 2 a. e.m. - единица за атомна маса, вижте по-долу.

Обобщеното (групово) наименование на протоните и неутроните е нуклони.

Масово число - общият брой нуклони (протони и неутрони) в ядрото.

Ядрото на атома се състои от протони, чийто брой е равен на поредния номер на елемента (Z), и неутрони (N). A = Z + N, където A е масово число.

Нуклидите (лат. nucleus - ядро) - общото наименование на атомните ядра, характеризират се с определен брой протони и неутрони (положителен заряд и масово число).

За да се посочи химичен елемент, е достатъчно да се посочи само една величина - зарядът на ядрото, т.е. поредният номер на елемента в периодичната система. За да определите нуклида, това не е достатъчно - трябва да посочите и неговото масово число.

Понякога, не съвсем точно, понятието "нуклид" се отнася не до самото ядро, а до целия атом.

Изотопи (гръцки - същото + - място) - нуклиди, които имат същото числопротони, но се различават по масови числа.

Изотопи - нуклиди, заемащи едно и също място в периодичната система, т.е. атоми на един и същи химичен елемент.

Например: 11 Na, 23 Na, 24 Na са натриеви изотопи.

Изобари (на гръцки - равно + - тегло) - нуклиди с еднакви масови числа, но различен номерпротони (т.е.

свързани с различни химични елементи), например 90Sr, 90Y, Изотони - нуклиди с еднакъв брой неутрони.

Дълго време химиците не правеха ясна разлика между атоми и молекули на прости вещества. През 1811 г. А. Авогадро предлага хипотеза, която дава възможност за недвусмислено дефиниране на тези понятия, но неговите съвременници не я оценяват и тя е призната едва през 1860 г., след първия международен конгрес на химиците, проведен в Карлсруе (Германия), когато молекулата започна да се разбира като най-малката частицавещества, участващи в неговите химични трансформации. С развитието на природните науки определението за молекула претърпя някои промени.

Молекула (умалително от лат. moles - маса) е най-малката частица от веществото, която определя свойствата му. Състои се от атоми на един или различни химични елементи и съществува като единна система от атомни ядра и електрони. В случая на едноатомни молекули (например благородни газове) понятията атом и молекула съвпадат.

Атомите се държат заедно в молекула чрез химически връзки.

В химията, освен атомите и молекулите, трябва да се вземат предвид и други структурни единици: йони и радикали.

Йони (на гръцки - отивам) - електрически заредени частици, образувани от атоми (или атомни групи) в резултат на добавяне или загуба на електрони.

Положително заредените йони се наричат ​​катиони (на гръцки - надолу + йон), отрицателно заредените - аниони (на гръцки - нагоре + йон).

Например K+ е калиев катион, Fe2+ е железен катион, NH + е амониев катион, Cl– е хлорен анион (хлориден анион), S2– е серен анион (сулфиданион), SO 2 е сулфатен анион.

Радикали (лат. radicalis - корен) - частици (атоми или групи от атоми) с несдвоени електрони.

Те са силно реактивни. Например Н е водороден радикал, Cl е хлорен радикал, СН3 е метилов радикал. В същото време парамагнитните молекули, например O2, NO, NO2, които имат несдвоени електрони, не са радикали.

Просто вещество е вещество, състоящо се от атоми на един химичен елемент.

Просто вещество е форма на съществуване на химичен елемент.

Много елементи могат да съществуват под формата на няколко прости вещества, например въглерод (графит, диамант, карбин, фулерени), фосфор (бял, червен, черен), кислород (озон, кислород).

Известни са около 400 прости вещества.

Алотрия (на гръцки - друг + - завой) - способността на химичния елемент да съществува под формата на две или повече прости вещества, които се различават по броя на атомите в молекулата (например O2 и O3) или в различни кристални структури (графит и диамант).

Полиморфизъм (на гръцки µ - разнообразен) - способността на твърдите тела да съществуват в две или повече форми с различни кристални структури и различни свойства.

Такива форми се наричат ​​полиморфни модификации.

Например FeS2 може да образува две вещества с различни кристални структури (полиморфи): едното се нарича пирит, а другото е марказит. Дали тези вещества са алотропни модификации? Не са.

Алотропията се отнася само до прости вещества и отчита както разликата в състава на техните молекули, така и разликата в структурата на кристалните решетки. Ако говорим за разликата в структурата на кристалните решетки на прости вещества, тогава понятията за полиморфизъм и алотропия съвпадат, например графитът и диамантът могат да се нарекат алотропни форми или полиморфни форми.

Възможността за образуване на два или повече вида молекули, Кислород. Образува две алотропни форми: О2 и О3 - озон. Те се различават както по физични, така и по химични свойства.

Кислородът O2 е безцветен газ без мирис. Озон O3 е син газ с характерна миризма (дори е получил името си от гръцки.

(озеин) - мирише).

В течно и твърдо състояние кислородът има бледосин цвят. Озон в течно състояниесилно оцветени лилаво, в твърдо състояние има черно-виолетов цвят.

Кислородът е парамагнитен, озонът е диамагнитен.

Химическата активност на кислорода и озона се различава рязко. Озонът е по-реактивен от кислорода и се проявява по-силно окислителни свойства.

Въпреки факта, че кислородът взаимодейства с почти всички елементи в свободна форма, в много случаи тези реакции протичат само при повишени температури. Озонът, от друга страна, реагира с много вещества при условия, при които кислородът остава инертен, например озонът окислява живака и среброто в оксиди.

Фосфор. Известни са две алотропни форми на фосфора: бял и червен.

Белият фосфор е съставен от P4 тетраедрични молекули. Червеният фосфор може да се разглежда като полимерни молекули P. Разбира се, в твърдо състояние тези модификации се различават както в структурата на кристалните решетки, така и във физичните свойства.

Всички алотропни форми на фосфор също показват значителна разлика в химичните свойства, която на първо място се състои в тяхната различна реактивност. Белият фосфор е по-активната форма, докато червеният е по-малко активната форма.

Белият фосфор бавно се окислява на въздух дори при обикновени температури (което причинява светенето на белия фосфор), докато червеният е стабилен на въздух и свети само при нагряване.

Образуване на различни кристални решетки Този случай на алотропия може да се разглежда и като полиморфизъм на прости вещества.

въглерод. Известни са няколко алотропни модификации на въглерода:

графит, диамант, карабин, фулерени.

Графитът и диамантът образуват атомни кристални решетки, които се различават по структура. Тези две вещества също се различават рязко по своите физични свойства: диамантът е безцветен, прозрачен, графитът е черно-сив, непрозрачен, диамантът е най-твърдото вещество, графитът е мек, диамантът не провежда електричество, графитът е проводник на електричество. При нормални условия диамантът е метастабилна (по-малко стабилна) форма. Когато диамантът се нагрява (t > 1000°C), той необратимо се превръща в графит. Преходът на графит към диамант протича при по-висока температура и задължително при много високо налягане.

Калай. Известни са две алотропни форми на калай - сива и бяла.

Сивият калай (-калай) съществува при температури под 13,2 ° C, проявява полупроводникови свойства, много крехко вещество с плътност 5,846 g / cm3.

Белият калай (-калай) е типичен сребристо-бял метал по физични свойства, добре провежда топлина и електрически ток, пластичен е, плътност 7,295 g/cm3 и е стабилен в температурния диапазон 13,2 - 173°C. Над тази температура -калаят преминава в друга модификация - -калай, която има различна структура на кристалната решетка и плътност 6,54 g / cm3.

Много полиморфни (или алотропни) модификации могат да бъдат в метастабилно състояние, т.е. те могат да съществуват дълго време при условия, които не са характерни за тях („в чужда област“).

Например, белият калай може да се охлади и да съществува дълго време при температура под 13,2 ° C, но състоянието му при тези условия е нестабилно, следователно механични повреди, рязко разклащане и т.н. може да предизвика рязък преход във форма. Това добре известно явление се нарича "калаена чума".

Примесите също имат значително влияние върху прехода от една форма в друга. Например, лека добавка на бисмут практически предотвратява прехода на бял калай към сив, а добавянето на алуминий, напротив, ускорява този преход.

За всяка алотропна (или полиморфна) форма има специфичен диапазон от температури и налягания, където тази модификация е стабилна. Например, при температури до 95,6 ° C, ромбичната сяра (-форма) е стабилна, а при по-висока температура, моноклинна (форма). Тези две алотропни форми се различават една от друга по структурата на кристалните решетки.

Съединение или съединение е вещество, което се състои от атоми на различни химични елементи.

Изоморфизъм (на гръцки - равен, подобен + µ - форма) - способността на подобни по състав вещества да образуват смесени кристали, в които атоми, йони или атомни групи с подобен размер произволно се заменят един друг.

Например, в кристалите на калиев стипца KAl(SO4)2 12 H2O, калиеви йони могат да бъдат заменени с рубидиеви или амониеви йони, а Al3+ йони с Cr3+ или Fe3+ йони. В този случай се казва, че калиевите катиони са изоморфни на рубидиеви или амониеви катиони, докато алуминиевите катиони са изоморфни на хромови или железни катиони.

1.2. Количествени съотношения в химията Масите на атомите и молекулите са много малки и е неудобно да се използва общоприетата мерна единица - килограм - за числено изразяване на техните стойности. Следователно, за да се изразят масите на атомите и молекулите, се използва друга мерна единица - единица за атомна маса (amu).

Единицата за атомна маса (a.m.u.) е мерна единица за масите на атомите, молекулите и елементарните частици.

1/12 от масата на въглеродния нуклид 12C се приема като единица за атомна маса.

Масата на този нуклид в единици SI е 1,9927 10–26 kg.

Относителна атомна маса (остарял термин е атомно тегло) е масата на атом, изразена в единици за атомна маса (a.m.u.).

Определен Ар.

Повечето естествени химични елементи са смес от изотопи. Следователно средната стойност на относителната атомна маса на естествената смес от нейните изотопи, като се вземе предвид съдържанието им в земни условия, се приема като относителна атомна маса на даден елемент. Именно тези стойности са дадени в периодичната система.

Например, кислородът има три изотопа 16O, 17O и 18O, техните атомни маси и съдържание в естествената смес са показани в таблица 3.

Средната стойност на атомната маса, като се вземе предвид приносът на всеки изотоп, се изчислява по следната формула:

където Ar, j са атомните маси на съответните изотопи, ni е тяхното съдържание в естествената смес (в молни фракции). Замествайки в тази формула съответните стойности от таблица 3 за атомната маса на кислорода, получаваме:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Обърнете внимание, че атомната маса и масовото число са абсолютно различни концепции: първата е масата на атома, изразена в a. e.m., а втората е броят на нуклоните в ядрото. Атомната маса е дробна стойност (има цяло число само за изотопа 12C), за разлика от масовото число, което винаги е цяло число.

Числено тези количества са много близки; например за водорода атомната маса е 1,0078, а масовото число е 1, за хелия атомната маса е 4,0026, а масовото число е 4.

Относителни атомни маси имат дробни стойностиследните причини:

1) повечето от елементите, които съществуват в природата, са смес от няколко изотопа, а периодичната таблица показва средната стойност на относителната атомна маса на смес от естествен изотопен състав.

2) за моноизотопни елементи (например 23Na) тази стойност също ще бъде дробна, тъй като масата на нуклоните, изразена в a. m.u., не е цяло число (виж Таблица 3) и по време на образуването на ядрото част от масата на нуклона се преобразува в енергия, в съответствие с уравнението Ebond = m c2, където c = 3 108 m/s е скоростта на светлината във вакуум.

При образуването на всяка връзка винаги се отделя енергия, за която се изразходва част от масата на свързващите частици. В случай на образуване на химични връзки тази стойност е много малка, така че промяната в масата тук се пренебрегва и се приема, че масата на образуваната частица е равна на сумата от масите на частиците, участващи в нейното образуване . Когато се образува ядро, се освобождава много голямо количество енергия и "дефектът на масата" е ясно видим.

Молекулното тегло е масата на молекулата, изразена в a. д. м. Масата на една молекула е практически равна на сумата от отн атомни масиатомите, които съдържа.

Ако веществото не се състои от молекули, а например от йони (NaCl) или е олигомер [(H2O)n], тогава за формулната единица на веществото се посочва относителното молекулно тегло. Формулната единица на дадено вещество трябва да се разбира като химичен състав на най-малкото количество от дадено вещество.

Молът е мерна единица за количеството вещество. Определен.

1 мол е количеството вещество, което съдържа същото структурни звена(атоми, молекули, йони, радикали), колко атома се съдържат в 0,012 kg въглероден изотоп 12C, а именно моларната маса на вещество (M) е равна на съотношението на масата на това вещество (m) към неговото количество ():

Предишна дефиниция: масата на един мол вещество, числено равна на неговото молекулно тегло, но изразена в единици g/mol. Може би на първо време това ще улесни решаването на изчислителни проблеми.

Забележете разликата в условията: моларна маса" и "молекулно тегло", подобни по звук, но свързани с различен номеробекти: първата е масата на един мол вещество (т.е. масата е 6,022 1023 молекули), а втората е масата на една молекула и се изразяват в различни единици - g / mol и a. е. м., съответно.

Понятието "количество вещество" и съответно единицата за измерване - мол се използва в повечето химически изчисления. Тази стойност е уникално свързана с масата, броя на структурните единици и обема (ако е газ или пара) на веществото. Ако е дадено количеството вещество, тогава тези количества са лесни за изчисляване.

Масовата част на веществото А в системата е съотношението на неговата маса към масата на цялата система (често тази стойност се изразява в%):

Всички задачи, свързани с изчисления чрез масови фракции, трябва да се решават с помощта на тази формула. За да избегнете досадни технически грешки, препоръчваме незабавно да конвертирате % в акции, когато правите изчисления.

Обемната част на компонента е съотношението на обема на компонента към обема на цялата система:

Молната фракция на компонент е съотношението на количеството вещество (mol) на компонент А към общия брой молове на всички компоненти на системата:

Законът за запазване на енергията - енергията не възниква от нищото и не изчезва безследно, но отделните й видове могат да преминават един в друг според строго определени еквивалентни съотношения.

Така че, ако енергията на химичните връзки в продуктите на реакцията е по-голяма, отколкото в реагентите, тогава освободената енергия се освобождава под формата на топлина, светлина или поради нея ще възникне работа (например експлозия или движение на буталото) .

Законът за запазване на масата (М. В. Ломоносов, 1748) - масата на всички вещества, които са влезли в реакция, е равна на масата на всички продукти на реакцията.

От гледна точка на атомната и молекулярната теория законът за запазване на масата се обяснява по следния начин: в резултат на химични реакции атомите не изчезват и не възникват, а се пренареждат. Тъй като броят на атомите преди и след реакцията остава непроменен, тяхната обща маса също не се променя.

Въз основа на този закон всички изчисления се извършват според уравненията на химичните реакции.

Закон за постоянството на състава (Пруст, 1806) - всяко химично съединение има точно определен и постоянен състав.

Като следствие от този закон следва, че съставът на химичното съединение не зависи от метода на неговото получаване.

Веществата, чийто състав се подчинява на този закон, се наричат ​​далтониди. Веществата, чийто състав зависи от метода на получаване, се наричат ​​бертолиди (например оксиди на преходни метали).

Законът за множествените съотношения (Далтон) - ако два елемента образуват няколко съединения един с друг, тогава масовите количества на един елемент, които се комбинират със същото масово количество на другия, са свързани помежду си като малки цели числа.

Закон на Авогадро (1811) - равни обеми различни идеални газове при еднакви условия (температура и налягане) съдържат еднакъв брой молекули.

Последици от закона на Авогадро 1°. 1 мол всеки идеален газ при същите условия (температура и налягане) заема същия обем.

При нормални условия(добре.):

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

- моларният обем на всеки идеален газ е 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Плътностите на идеалните газове при еднакви условия (температура и налягане) са право пропорционални на техните моларни маси:

тъй като от закона на Авогадро следва, че при същите условия (p и t) за всякакви идеални газове съотношението / V = ​​​​const.

За газовете се въвежда концепцията за относителната плътност на един газ спрямо друг. DA(X) - относителна плътност на газ X за газ A:

В химията, както във всяка наука, има система от конвенционални знаци, чието познаване е необходимо за разбиране на този предмет.

Химическата символика е вид азбука, с помощта на която записват „думи“ - формули на съединения и „фрази“ - уравнения на химични реакции, по един или друг начин отразяващи реално протичащите процеси.

Още през Средновековието известните тогава химически елементи са били означавани с конвенционални символи, същите като тези, използвани за обозначаване на небесните тела. Факт е, че според идеите на алхимиците всеки от известните по това време елементи съответства на собственото си небесно тяло.

Някои идеи на алхимиците са отразени в поетична форма:

Обозначенията на небесните тела и техните "съответстващи" химични елементи, приети през Средновековието, са представени в таблица 4.

Елемент Символ на небесното тяло Разбира се, такива символи за обозначаване на химични елементи не бяха много удобни. Освен това до 1800 г. са били известни около 1800 химични елемента (въпреки че някои все още не са били изолирани като прости вещества, а са били известни главно под формата на оксиди) и използването на такава символика станало невъзможно.

Д. Далтън предложи други обозначения за химични елементи, по-долу са някои примери за тази символика:

Символи на химичните елементи, предложени от Д. Далтон Както може да се види от тези примери, в някои случаи Далтон използва началните букви на английските имена на елементите (например: желязо - Iron, мед - Copper, олово - Lead), оградени . Известният шведски химик от 19 век Йенс Якоб Берцелиус, който има голям принос за развитието на атомистичната теория на Далтон, предлага напълно нова символика за обозначаване на химичните елементи. Той реши, че всеки химичен елемент трябва да има свой собствен специален знак, който в същото време ще бъде символ на химичния елемент и ще обозначава един атом. Като такъв символ беше предложено да се използва началната буква на латинското име на елемента (например водород - Hidrohenium - символ H, сяра - Sulphur - S и т.н.). В случаите, когато имената на два елемента започват с една и съща буква, към името на този елемент се добавя втора буква, например C - въглерод, Cu - мед, Cd - кадмий. Така се появиха символите на химичните елементи, които се използват по целия свят и до днес.

Някои елементи (например желязо, злато, олово) са известни от древни времена и имената им имат исторически произход.

Имената на елементите, открити през последните 300 години, се основават на различни принципи: според минерала, от който този елемент е изолиран за първи път, например берилий (по името на минерала - берил), според името на страна - родината на откривателя, например германий (немски химик К. Винклер) в чест на Германия, според някои свойства, например хлор (от гръцки - зелен), фосфор (от гръцки.

- светлина, - нося). Изкуствените елементи получиха имената си в чест на известни учени, например менделевий, айнщайний.

Ако символът на химически елемент е въведен мислено в квадрат, тогава ъглите на този квадрат се използват, ако е необходимо, за допълнителна информация:

Като се използва химически символиелементи записват химичните формули на веществата. Например формулата за сярна киселина H2SO4 показва, че молекулата на това съединение се състои от два водородни атома, един серен атом и четири кислородни атома. Използвайки химични формули, запишете уравненията на химичните реакции, например:

Веществата, които влизат в химична реакция (първоначални вещества), се записват от лявата страна на уравнението, а веществата, образувани в резултат на реакцията (продукти на реакцията), се записват от дясната страна на уравнението, а броят на атомите на всеки елемент от лявата страна на уравнението трябва да бъде равен на броя на атомите на този елемент от дясната страна (законът за запазване на масата на веществата).

Всякакви химична формула- това е условен запис, който носи определена информация за дадено вещество и в зависимост от това каква информация искат да докладват, използват различни формули.

1°. Молекулната формула (или брутната формула) отразява само качествения и количествения състав на съединението, т.е. показва кои атоми на кои елементи и в какво количество влизат в състава на дадено вещество и не казва нищо за неговата структура, т.к. пример:

2°. Графичната формула (често погрешно се нарича структурна формула) предоставя допълнителна информация: в допълнение към качествения и количествения състав, тя показва в каква последователност са свързани атомите помежду си, а също така показва множеството връзки (прости, двойни). , тройна):

Тези формули обаче не казват нищо за структурата на молекулите, тоест не отразяват относителното разположение на атомите в пространството.

3°. Електронната формула носи допълнителна информация в сравнение с графичната (въпреки че всъщност е много подобна на нея) - показва кои от валентните електрони участват в образуването на връзки, както и наличието на несдвоени електрони и несподелени електронни двойки:

4°. Структурната формула е изобразена в мащаб, в подходяща проекция, която дава триизмерно представяне на молекулата и показва относителното разположение на атомите в пространството. Ако е необходимо, да структурни формулиприложени са таблици, които показват дължините на връзките (разстоянията между центровете на свързаните атоми) и ъглите на връзката (ъглите между връзките).

5°. Възможно е да се използват други варианти на формули, за да се предаде подходяща информация за молекулата или да се улесни възприемането на информация, например, показва наличието на свободна орбитала 1. Колко водородни атома се съдържат в 1 литър водород при n. в.?

Решение. Тъй като 1 мол всеки идеален газ заема при n. г. 22,4 литра, тогава 1 литър водород (можем да го считаме за приблизително идеален газ) ще съдържа = 0,045 mol водородни молекули. Всяка молекула водород се състои от два атома, което означава, че броят на атомите е два пъти по-голям: 2 0,045 \u003d 0,09 mol. За да намерите колко атома има в това количество материя, умножете го по числото на Авогадро:

2. Каква е масата на 1 NaOH молекула?

Решение. Нека първо изчислим молекулното тегло на NaOH в единици a. д. м., въз основа на стойностите на атомните маси на натрий, кислород и водород.

Сега нека преобразуваме в SI единици:

3. Каква енергия се отделя при образуването на атом на хелий от елементарни частици?

Решение. Атомната маса на хелия е 4,0026 amu. д. м. Нека изчислим общата маса на елементарните частици, които съставляват хелий:

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

Масовият дефект е или 4. A g CaO беше разтворен в излишък от вода с маса B g. Изразете масовата част на веществото в получения разтвор.

Решение. За да се реши този проблем, трябва да се помни, че когато калциевият оксид се разтвори във вода, протича реакцията CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, следователно калциевият хидроксид ще бъде разтвореното вещество.

Намираме масата на веществото според уравнението на реакцията:

Масата на разтвора е сумата от масата на веществата, образували този разтвор (тъй като реакцията не се утаява и не се отделя газ, нищо не трябва да се изважда) A + B. По този начин \u003d (100%).

5. Смесете 11,2 литра хлор и 22,4 литра водород. Намерете обемната част на газовете в сместа след реакцията.

Решение. Реакцията протича H2 + Cl2 = 2 HCl. Тъй като обемите на газовете са пропорционални на техните количества вещества, тогава 1 обем водород ще реагира с 1 обем хлор и ще се образуват 2 обема хлороводород. Хлорът е в недостиг, той ще реагира напълно; Ще реагират 11,2 литра водород и ще останат още 11,2 литра. Хлороводородът ще се окаже 2 11,2 \u003d 22,4 литра.

Общият обем на системата е 11,2 + 22,4 = 33,6 литра. Обемната част на водорода 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), хлороводорода 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%) или 6. Сплавта съдържа 40% K и 60% Na. Намерете молните фракции на компонентите.

Решение. M(K) = 39, M(Na) = 23. Ако 100 g от сплавта съдържа 40 g K, тогава това е 40/39 = 1,03 mol. 60 g натрий е 60/23 = 2,61 mol.

Общото количество на веществото в 100 g от сплавта е 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Оттук и молните фракции: калий 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), натрий 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%), или 100 - 28 = 72%.

7. Комбинацията от въглерод и водород съдържа 75% въглерод по маса.

Решение. Нека напишем формулата общ изглед: Еха. Масата на въглерода в молекулата на това вещество е пропорционална на 12x, водорода - y. Тъй като масовата част на въглерода е 75%, получаваме: 12x: y \u003d 75: 25, следователно x: y \u003d 6,25: 25 = 1: 4.

Желаната формула CH4.

8. Плътност на газа във въздуха 0,55. Какъв е този газ?

Решение. Средната моларна маса на въздуха е 29. За да намерите моларната маса на газ, умножете 29 по плътността на газа: 29 0,55 = 16. Тази моларна маса съответства на метан CH4, няма други опции.

1. Общият заряд на колко електрона е 1 C?

Каква е масата на 1 мол електрони?

2. Колко водородни атома се съдържат в 3 литра вода а) при 20°C и 1 atm;

б) при 150°C и 1 atm?

3. Каква енергия ще се отдели при образуването на 1 mol нуклиди 16O от елементарни частици?

4. X g калий се разтварят в излишък от вода с обем 1 литър. Каква е масовата част на веществото в получения разтвор?

5. В 100 ml вода се разтварят 16,8 литра хлороводород и 5,6 литра бромоводород. Намерете масовите дялове на веществата в разтвора.

6. При 2000°C степента на термична дисоциация (т.е. молната част на молекулите, разложени от топлина) на водата е около 2%.

Изчислете моларните и обемните фракции на всички компоненти в равновесната смес при тази температура.

7. Изчислете масовата част на алкохола във воден разтвор с обемна част 40%, ако плътността на алкохола (при 20°C) е 0,79 g/ml.

8. Изляха се два разтвора: 10 g 20% ​​бариев хлорид и 20 g 10% калиев сулфат. Намерете масовите дялове на всички разтворени вещества.

9. Комбинацията от азот с водород съдържа 87,5% азот по маса.

Намерете формулата на това съединение.

10. Определен газ има водородна плътност 8,5. Какъв е този газ?

11. Начертайте графичните формули на азот, железен оксид (III), фосфорна киселина.

Изследването на преминаването на електрически ток през различни среди (газове, разтвори, стопилки), проведено през миналия век, даде първите експериментални факти, които подтикнаха идеята за сложната структура на атома.

През 30-те години на 19 век английският физик Майкъл Фарадей установява, че електрохимичните процеси се характеризират с определени зависимости, които показват, че електрическите заряди, подобно на материята, са дискретни по природа и има определен минимален заряд.

Експериментите с газоразрядни тръби, проведени през втората половина на миналия век, ясно показаха, че съставът на атомите трябва да включва отрицателно заредени частици, които по-късно бяха наречени електрони3. Тези експерименти с разредени газове имаха доста прост дизайн. Два електрода бяха запоени в стъклена тръба, след което тръбата беше вакуумирана до налягане от около 10 mm Hg. Изкуство.

(0,013 Ра). Към електродите беше приложено високо напрежение (няколко киловолта) и чрез блясъка на стените на тръбата и остатъчните газове се наблюдаваше поток от частици, който се движеше от отрицателния електрод към положителния. Ако някакво препятствие, например спинер, беше поставено на пътя на този лъч, той започваше да се върти, което показва, че частиците имат ограничена маса. Ако газоразрядната тръба беше поставена между плочите на плосък кондензатор, тогава потокът от частици се отклоняваше към една от тях, а именно тази, която беше положително заредена, което показваше отрицателен заряд на частиците.

През 1896 г. Анри Бекерел, работейки с уранови съединения, открива явлението радиоактивност - спонтанен разпад на атомите на един елемент и превръщането им в атоми на друг химичен елемент. Установено е, че такива трансформации са придружени от излъчване на невидима за окото радиация.

Малко по-късно съпрузите Пиер Кюри и Мария Склодовска-Кюри откриват, че не само съединенията излъчват невидимо лъчение.3 Електронът е първата от откритите елементарни частици. През 1874г

J. J. Stoney предположи, че електрическият ток е поток от отрицателно заредени частици, които той нарече електрони. Приоритетът на откриването на електрона обаче е почти универсално признат от J. J. Thomson, който експериментално доказва съществуването на електрона и определя съотношението на неговия заряд към масата.

уран, но и други вещества. Като резултат усърдна работате откриват два нови химични елемента, които са наречени "радий" и "полоний".

През 1899 г. Ръдърфорд открива, че радиоактивните елементи излъчват два вида радиация, които той нарича - и - лъчи. По-късно беше установено, че радиоактивните вещества могат да излъчват три вида радиация: и. -лъчението е поток от ядра на хелиеви атоми и съответно -частиците имат маса 4 а. е. м. и електрически заряд +2, -лъчите са поток от електрони, а -лъчите са електромагнитно излъчване с много къса дължина на вълната4.

Всички тези експериментални факти показаха, че атомът има сложна структураи трябва да съдържа електрони. И тъй като атомът като цяло е електрически неутрална частица, отрицателният заряд на електроните трябва да бъде компенсиран с положителен заряд.

Около 1900 г. J. J. Thomson предлага първия модел на атома, според който положителният заряд изпълва равномерно целия обем на атома, а отрицателният заряд, представен от електрони, е осеян в тази положително заредена сфера. Този модел беше наречен "пудинг на Томсън". Моделът не може да обясни всички експериментални данни, получени до този момент. Той обяснява до известна степен експериментите на Фарадей и експериментите с газоразрядни тръби, но не може да отговори на най-важния въпрос: "как може да съществува такава система от електрически заряди?"5 Въпреки това учените използват този модел известно време.

4 Впоследствие са открити и други видове радиоактивно разпадане: +-разпад (излъчване на позитрони), захващане на електрон (захващане на орбитален електрон от ядро), забавено излъчване на неутрони, спонтанно ядрено делене и през 1961 г., под ръководството на академик Флеров, разпадане на протони.

5 Една от основните теореми на електростатиката е теорема, формулирана през 19 век от английския физик и математик С. Ърншоу:

всяка равновесна конфигурация на точкови електрически заряди в покой е нестабилна, ако освен силите на привличане и отблъскване на Кулон, върху тях не действат други сили. Тази теорема следва от твърдението, че потенциална енергиястатичната система от електрически заряди не може да има минимум. Наличието на минимум потенциална енергия е необходимо условие за стабилно равновесие.

Ориз. 1. Експеримент върху преминаването на -частици през материя.

През 1910 г. учениците на Ръдърфорд Ханс Гайгер и Ърнест Марсдън провеждат експерименти за бомбардиране с -частици на тънки метални пластини. Те откриха, че повечето от -частиците преминават през фолиото, без да променят траекторията си. И това не беше изненадващо, ако приемем правилността на модела на атома на Томсън.

Това, което беше изненадващо, беше просто, че някои частици се отклониха от първоначалната траектория и, за всеобща изненада, около 1 от 20 000 частици се отклониха под ъгъл, близък до 180 °, т.е. отскочиха обратно (виж фиг. 1).

От резултатите от този експеримент могат да се направят следните заключения:

1) в атома има някакво „препятствие“, което се нарича ядро;

2) ядрото има положителен заряд (в противен случай положително заредените частици не биха се отразили обратно);

3) ядрото има много малки размери в сравнение с размерите на самия атом (само малка част от -частиците са променили посоката на движение);

4) ядрото има голяма маса в сравнение с масата на -частиците.

Експериментите върху разсейването на -частици също позволяват да се оценят размерите на ядрата и атомите:

- ядрата имат диаметри от порядъка на 10–15 - 10–14 m, - атомите имат диаметри от порядъка на 10–10 m.

За да обясни получените резултати, Ръдърфорд изложи идеята за планетарна структура на атома. Той разглеждаше атома като слънчева система: в центъра е ядрото, съдържащо основната маса и целия положителен заряд на атома, а наоколо, в различни орбити, се въртят електрони. Този модел доста добре обяснява експерименталния материал, натрупан по това време, но страда от два недостатъка:

1) В съответствие с уравненията на класическата електродинамика, заредена частица, движеща се с ускорение (а електрон в атома се движи с центростремително ускорение) трябва да излъчва енергия.

В този случай загубата на енергия трябва да доведе до намаляване на радиуса на орбитата и падането на електрона върху ядрото.

2) Непрекъснатата промяна в траекторията на електроните също трябва да допринесе за непрекъсната промяна в честотата на излъчване и, следователно, непрекъснат спектър на излъчване. Но експериментите показаха, че емисионният спектър на водорода, както и на други атоми в газообразно състояние, се състои от няколко ленти, т.е.

е дискретно.

Изход от тази ситуация е намерен през 1913 г. от датския физик Нилс Бор, който предлага своята теория за структурата на атома. В същото време той не отхвърли напълно предишните идеи за планетарната структура на атома, но за да обясни стабилността на такава система, той направи предположението, че законите на класическата физика не винаги са приложими за описание на системи като атоми и формулира два постулата.

Първият постулат на Бор. Електроните могат да се въртят около ядрото в строго определени стационарни орбити, като същевременно не излъчват и не поглъщат енергия.

Вторият постулат на Бор. Когато се движи от една орбита в друга, електронът поглъща или излъчва квант енергия.

Бор предположи, че ъгловият импулс за електрон в атом може да приема дискретни стойности, равни само на цял брой кванти на действие, които могат да бъдат математически записани, както следва:

където m е масата на електрона, v е линейната скорост на неговото въртене, r е радиусът на орбитата, n е основното квантово число, което приема цели стойности от 1 до безкрайност и h = 6,625 10–34 J /s е константата на Планк. Уравнение (7) е математически израз на първия постулат на Бор.

Енергията на електрона в съответната орбита се определя от израза:

В това уравнение всички величини с изключение на n са константи.

Така енергията на електрона в атома се определя от стойността на главното квантово число. За водороден атом при n = 1, E = 2,176 10–J или 13,6 eV (1 електрон волт е енергията, която един електрон придобива при преминаване през потенциална разлика от 1 волт и е равна на 1,6 10–19 J) .

Използвайки горните уравнения, Бор изчислява емисионния спектър на водородния атом.

Във водородния атом електронът има минимална енергия в първата орбита. Това състояние на електрона се нарича основно състояние или невъзбудено. Ако на този електрон се даде достатъчно енергия, тогава той може да отиде на друга орбита с голям радиус, например орбита № 2, 3 и т.н., в зависимост от придадената енергия. Такова състояние се нарича възбудено, то е нестабилно.

Електронът може да остане в тези орбити за кратко време и след това да се премести в друга орбита с по-ниска енергия, като в крайна сметка се върне в основното състояние. По време на тези преходи се излъчва енергия под формата на електромагнитно излъчване.

През 1900 г. Планк предполага, че излъчването и поглъщането на енергия може да се случи само в строго определени части, които той нарича кванти. Честотата на излъчване е свързана с енергията чрез уравнението:

където c е скоростта на светлината във вакуум, равна на 3 108 m/s. Следователно честотата на това излъчване зависи от разликата между енергиите на нивата (). В зависимост от дължината на вълната това лъчение може да принадлежи към различни области на спектъра: рентгеново, ултравиолетово, видимо или инфрачервено. На фиг. 2 схематично показва преходите на електрон във възбуден водороден атом, които предизвикват излъчване в различни областиспектър.

Ориз. 2. Електронни преходи във водородния атом Изчисленията на Бор се оказаха в отлично съответствие с резултатите, получени експериментално (виж таблица 6).

Дължини на вълните на спектралните линии в серията на Балмер (видима област) При подробно изследване на спектралните линии се оказа, че някои от тях не са една, а няколко близко разположени линии. Това показва, че има различни орбити, в които електроните имат сходни енергии. За да обясни този факт, Зомерфелд предположи, че електроните могат да се въртят не само в кръгови, но и в елиптични орбити.

Теорията на Бор обаче не е универсална. От негова гледна точка беше невъзможно да се опише поведението на водородния атом в магнитно поле. Също така не е възможно да се обясни образуването на водородната молекула и възникват непреодолими трудности от фундаментално естество при описанието на многоелектронните атоми. Теорията на Бор практически не се използва в химията.

Тези трудности могат да бъдат преодолени, ако подходим към описанието на структурата на атома от гледна точка на една по-широка теория - квантовата механика, която разглежда поведението на частиците в микрокосмоса. Законите, които описват явленията, протичащи в микросвета, се различават значително от законите, които описват поведението на макротелата. Изкуствено въведеното в теорията на Бор квантово число n се оказва неизбежно следствие от по-общи закони от гледна точка на квантовата теория.

Двойствената природа на микрокосмоса е установена за първи път за светлината. От една страна, светлината се характеризира с такива явления като интерференция и дифракция, които могат да бъдат обяснени само от гледна точка на нейната вълнова природа. От друга страна, феноменът на фотоелектричния ефект не може да бъде описан от гледна точка на тази теория. Това може да стане, като се приеме корпускулярна (от лат. corpusculum - частица) природа на светлината. През 1905 г. Айнщайн предполага, че светлината се излъчва под формата на частици, наречени фотони или кванти. Всеки фотон има енергия, определена от уравнение (11).

от корпускуларен характерсветлина, следва, че фотоните трябва да имат определена маса. Масата на покой на фотона е равна на нула, а при движение фотонът придобива динамична маса. За да изчисли тази маса, Айнщайн предлага уравнение за еквивалентността на масата и енергията:

Комбинирайки уравнения (11) и (12), получаваме:

или където p е импулсът на фотона.

През 1924 г. френският физик де Бройл, въз основа на концепцията за двойствената природа на микросвета, предполага, че електронът има определена дължина на вълната, която се вписва в орбитата си цял брой пъти. Това означава, че 2r = n.

Предложението на Де Бройл през 1927 г. е получено експериментално потвърждение. Американските физици Дейвисън и Гермър наблюдават дифракцията на електрони от кристали натриев хлорид.

Принципът на квантуване е въведен произволно в теорията на Бор. Той използва главно законите на класическата механика. Откриването на вълновите свойства на електрона, фотоелектричния ефект, експериментите с напълно черно тяло доведоха до създаването на нов клон на физиката - квантовата механика.

Основна роля в създаването му изиграха Е. Шрьодингер и В. Хайзенберг.

Квантовомеханичният модел на атома не е толкова ясен, колкото моделът, предложен от Бор, и математическият апарат на квантовата механика на квантово-механичния модел на структурата на атома ще се разглежда чисто качествено, без използването на математически апарат. Голяма част от това, което ще бъде представено в следващия раздел, читателят ще трябва да приеме „на вяра“, без доказателства. Квантовите числа просто ще бъдат въведени, за да опишат поведението на електрона в атома, докато те са следствие от решението на уравнението на Шрьодингер.

2.2. Квантово-механичният модел на структурата на атома Хайзенберг посочи фундаменталните различия в наблюдението на микро- и макро-обекти. Наблюдението на всеки обект по принцип се свежда до два случая:

1) Самият обект дава някакви сигнали. Например шум от работещ двигател, топлинно излъчване и др.

2) Наблюдаваният обект се подлага на някакво въздействие, например облъчване със светлина, радиовълни и т.н., и отразеният сигнал се записва (както се използва широко в радара, в ехолокацията). Освен това, колкото по-силно е въздействието върху наблюдавания обект, толкова по-силно (с др равни условия) отразен сигнал и по-надеждна регистрация на обекта.

Ако се наблюдават познати за нас макрообекти, тогава въздействието върху тях на електромагнитно излъчване (светлина, радиовълни и др.) не променя нито тяхното положение, нито тяхната скорост. Ситуацията е съвсем различна при наблюдение на обекти от микрокосмоса, например електрони. Под действието на квант светлина върху електрона, скоростта на последния не остава непроменена. Следователно, след като сме определили позицията на електрона в даден момент от времето под действието на фотон, ние не можем да определим неговата скорост в същия момент - тя вече се е променила.

Хайзенберг предложи съотношение, наречено "съотношение на несигурност":

където p е несигурността в стойността на импулса на частицата, а x е несигурността в нейните координати. От тази връзка следва, че колкото по-точно са определени координатите на електрона, толкова по-малко точно ще бъде определен неговият импулс и обратно. С други думи, няма смисъл да се говори за траекторията на електрона, тъй като за да се опише последната, е необходимо да се знаят точно както координатите на електрона, така и неговият импулс във всеки момент от времето (което беше включено в моделът на атома на Бор). Отношението на неопределеността показва това точно описаниедвижението на такава малка частица като електрон е невъзможно, т.е. самата концепция за орбита (траектория) на електрона се оказва несъстоятелна. Необходим е напълно различен метод за описание на поведението на електрона в атома, който се предоставя от квантовата механика. AT квантова механикаЗа да се опише поведението на електрона, има две отправни точки:

1) движението на електрона има вълнов характер;

2) нашето знание за поведението на електрона е от вероятностен (или статистически) характер.

Някои пояснения по първата разпоредба вече са дадени (на стр. 25). Нека коментираме втората позиция. Според принципа на несигурността на Хайзенберг местоположението на една частица никога не може да бъде точно определено. Най-доброто нещо, което можете да направите в този случай, е да посочите вероятността, с която частицата ще бъде в област от пространството V = x y z.

През 1926 г. Шрьодингер предлага уравнение, в което е въведена вълновата функция, за да опише поведението на електрон в атом. Уравнението е измамно просто:

където E е общата енергия на частицата, е вълновата функция, а H е Хамилтън. Хамилтонианът показва какви математически операции трябва да извършите с вълновата функция, за да решите уравнението за енергия. физически смисъл вълнова функциятрудно е да се определи, но квадратът на неговия модул | |2 определя вероятността за намиране на електрон в даден регион на пространството.

Уравнението на Шрьодингер е точно решено за водород и водородоподобни атоми (т.е. за системи, състоящи се от ядро ​​и един електрон). От решението на това уравнение за водородния атом следва, че поведението на електрона в атома се описва с четири квантови числа.

1°. Главно квантово число n. Може да приема стойности от до безкрайност, които определят:

а) номерът на енергийното ниво (в теорията на Бор, номерът на орбитата);

б) енергийният интервал на електроните, разположени на това ниво;

в) размерите на орбиталите (в теорията на Бор, радиусите на орбитите);

г) броя на поднивата на дадено енергийно ниво (първото ниво се състои от едно подниво, второто - от две, третото - от три и т.н.).

д) в периодичната система на Д. И. Менделеев стойността на основното квантово число съответства на номера на периода.

Понякога те използват буквените обозначения на основното квантово число, т.е. всяка цифрова стойност на n съответства на определено буквено обозначение:

2°. Орбитално или азимутално квантово число l. Орбиталното квантово число определя ъгловия импулс (импулса) на електрона, точната стойност на неговата енергия и формата на орбиталите.

Новото понятие „орбитала“ звучи като думата „орбита“, но има съвсем различно значение. Орбитала е област от пространството, в която вероятността за намиране на електрон има определена стойност (90 - 95%). Понякога граничната повърхност на тази област се нарича орбитала и на фигурите по правило част от тази област е изобразена от равнина, минаваща през началото на координатите и лежаща в равнината на фигурата. Центърът на атомното ядро ​​е поставен в началото на координатите. Концепцията за орбитала, за разлика от орбита, не предполага знание точни координатиелектрон. Орбиталното квантово число зависи от главното квантово число и приема следните стойности:

и всяка стойност на основното квантово число n съответства на n стойности на орбиталното квантово число l. Например, ако n \u003d 1, тогава l приема само една стойност (l \u003d 0) за n \u003d 2, стойността l приема две стойности: 0 и 1 и т.н. Всяка числена стойност на l съответства на определен геометричен формата на орбиталите и се обозначава с буква. Първите четири буквени обозначения са с исторически произход и са свързани с естеството на спектралните линии, съответстващи на електронните преходи между тези поднива: s, p, d, f - първите букви от английските думи, използвани за назоваване на спектралните линии остри ( остър), главен (основен), дифузен (дифузен), основен (основен). Означенията на останалите поднива са по азбучен ред: g, h, ....

Значение l l Брой поднива Всяко подниво се определя от две квантови числа - главното (при писане обикновено означават числова стойност) и орбиталното (при писане обикновено използват буквено обозначение). Например енергийно подниво, за което n = 2 и l = 1, трябва да се запише като:

2p подниво. Всички орбитали с еднакви стойности на l имат еднакви геометрична формаи в зависимост от стойностите на основното квантово число те се различават по размер, т.е. те са подобни фигури. Например, всички орбитали, за които l = 0 (s-орбитали), имат формата на сфера, но се различават по радиуси в зависимост от стойността на главното квантово число n. Колкото по-голяма е стойността на n, толкова по-голям е размерът на орбиталите, например 1s орбиталата има най-малките размери, радиусът на 2s орбиталата е по-голям, а 3s е още по-голям.

3°. Магнитно квантово число ml. Въртенето на електрона около ядрото може да се сравни с движението на тока в затворена верига. В този случай възниква магнитно поле, чиято сила е насочена перпендикулярно на равнината на въртене на електрона. Ако един атом е във външно магнитно поле, тогава, според концепциите на квантовата механика, неговите електрони трябва да бъдат подредени така, че проекциите на техните магнитни моменти върху посоката на това поле да са цели числа (виж фиг. 3). В същото време те могат да приемат както отрицателни, така и положителни стойности, включително нула.

Числената стойност на проекцията на магнитния момент е магнитното квантово число. Ако стойността на орбиталното квантово число е l, тогава магнитното квантово число ще приема стойности от - l до + l, включително нула. Общият брой стойности ще бъде 2l + 1.

Ориз. 3. Физическо значение на магнитното квантово число По този начин магнитното квантово число определя местоположението на орбиталите в пространството спрямо избраната координатна система.

Общият брой възможни стойности на ml показва по колко начина орбиталите на дадено подниво могат да бъдат подредени в пространството, т.е.

общият брой орбитали в поднивото.

орбитали на подниво Орбиталното квантово число l = 0 съответства на уникалната стойност на магнитното квантово число ml = 0. Тези стойности характеризират всички s-орбитали, които имат формата на сфера. Тъй като в този случай магнитното квантово число приема само една стойност, всяко s-подниво се състои само от една орбитала. Нека разгледаме всяко p-подниво: при l = 1 орбиталите са с форма на дъмбел (обемни „осмици“), магнитното квантово число приема следните стойности ml = – 1, 0, + 1 (три стойности), следователно p-поднивото се състои от три орбитали , като тези орбитали са разположени по три координатни оси и съответно се означават с px, py, pz. За d-подниво l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (стойности) и всяко d-подниво се състои от пет орбитали, които са подредени по определен начин в пространството (виж фиг. 6) и се обозначават съответно dxy, dxz, dzy, d z 2 и d x 2 y 2. Четири от петте дорбитала са под формата на розетки с четири венчелистчета, всяка от които е оформена от два дъмбела, петата орбитала е a дъмбел с тор в екваториалната равнина (d z 2 -орбитала) и разположен по оста z. „Венчелистчетата“ на орбиталата d x 2 y 2 са разположени по осите x и y. Орбиталите dxy, dxz и dyz са разположени между съответните оси.

Ориз. 4. Пространствени конфигурации на s-, p- и d-орбитали Четвъртото енергийно ниво се състои от четири поднива – s, p, d и f. Първите три от тях са подобни на разгледаните по-горе, а четвъртото, f-поднивото, вече се състои от седем орбитали, чиито пространствени конфигурации са доста сложни и ние няма да ги разглеждаме.

4°. Спиново квантово число (завъртане на електрон), ms. През 1926г

Уленбек и Голдсмит показаха, че в допълнение към орбитално движениеелектронът трябва да участва във въртене около собствената си ос, минаваща през центъра. Следователно електронът трябва да има свой собствен ъглов момент и тъй като е заредена частица, тогава и магнитният момент. Това представяне е доста примитивно, но се използва за яснота, така че ще го използваме.

Възможни са само две посоки на въртене на електрона около неговата ос:

по часовниковата стрелка и обратно на часовниковата стрелка. Следователно квантовото число на спина приема само две стойности: + 1 и 1.

Ориз. 5. Поява на електронен спин (според Уленбек и Голдсмит) По този начин състоянието на електрона в атома се определя от набор от стойности на четири квантови числа. Концепцията за "орбитала" беше дадена по-горе (виж стр. 29). Нека дефинираме по-ясно някои от термините, които бяха използвани в пояснението физически смисълквантови числа и ще бъдат използвани в това, което следва.

Група от орбитали с еднаква стойност на орбиталното квантово число образува енергийно подниво.

Съвкупността от всички орбитали с еднаква стойност на главното квантово число, т.е. орбитали с близки енергийни стойности, образува енергийно ниво.

Ако няма специални проблеми при описване на структурата на водороден атом - само един електрон, който в основно състояние трябва да заема орбитала с минимална енергия, тогава при описване на структурата на многоелектронни атоми е необходимо да се вземе предвид взаимодействие на електрон не само с ядрото, но и с други електрони. Това поражда проблема с последователността, в която електроните запълват различните поднива в атома. Тази последователност се определя от три "правила".

1. Принцип на Паули. Един атом не може да има два електрона с еднакъв набор от стойности за всичките четири квантови числа.

Това означава, че електроните трябва да се различават по стойността на поне едно квантово число. Първите три квантови числа характеризират орбиталата, в която се намира електронът. И ако два електрона имат еднакъв набор от тях, тогава това означава, че те са в една и съща орбитала. В съответствие с принципа на Паули те трябва да се различават по стойността на въртенето. От това следва, че само два електрона с противоположни стойности на въртене могат да бъдат в една орбитала.

За определяне на "капацитета" на енергийното ниво, т.е.

максималния брой електрони, които могат да бъдат на нивото с главното квантово число n, ще съставим следната таблица:

Максималният електронен капацитет на първите три енергийни нива Таблицата показва, че броят на орбиталите на дадено енергийно ниво, в зависимост от стойността на n, формира аритметична прогресия, където първият член е a1 = 1, а последният член е an = 2l + 1. Разликата на прогресията е 2, а броят на членовете е n. Сумата Sn на прогресията в този случай ще бъде равна на:

и като се вземе предвид l = n - По този начин общият брой орбитали на енергийно ниво със стойността на главното квантово число n е равен на n2. И тъй като само два електрона могат да бъдат в една орбитала, получаваме, че максималният електронен капацитет на енергийното ниво е 2n2.

Съществува определена форма на запис на състоянието на електрона в атома.

Например за основното състояние на водороден атом изглежда така:

Това означава, че в първото енергийно ниво има един електрон в s-поднивото. Има и друга форма на записване на разпределението на електроните по поднива - с помощта на квантови клетки.

В този случай орбиталата условно се обозначава с квадрати, а електроните със стрелки или, в зависимост от знака на спина. Тогава електронната структура на водородния атом може да бъде изобразена по следния начин:

Електронната структура на атом с голям брой електрони, като например борен атом, може да бъде написана по следните начини:

2. Правилото на Хунд. Това правило определя последователността, в която орбиталите се запълват с електрони в рамките на едно подниво.

Правилото на Хунд е формулирано по следния начин: „В рамките на едно подниво електроните са подредени в орбитали по такъв начин, че общият им спин да е максимален, тоест на поднивото трябва да има максимален брой несдвоени електрони.“ Помислете за прилагането на това правило на примера за попълване на p-подниво.

Вариант 1 тотален спин Вариант 2 пълен спин В съответствие с правилото на Хунд орбиталите се запълват според първия вариант, т.е. първо електроните заемат всички свободни орбитали и едва след това се сдвояват.

3. Принципът на най-малката енергия (правилото на Клечковски).

Запълването на енергийните нива във водородоподобните атоми (микросистема, състояща се от ядро ​​и един електрон) става в съответствие с монотонното нарастване на основното квантово число n (n = 1, 2, 3, ... и т.н.). За всяка стойност на n, поднивата трябва да бъдат попълнени в реда на нарастване на орбиталното квантово число l, което приема стойности от 0 до (n – 1). И запълването на следващото енергийно ниво започва едва когато предишното ниво е напълно запълнено. Максималният брой електрони в енергийното ниво се определя от формулата 2n2 и следователно максималният брой електрони в периоди трябва да бъде както следва:

В действителност обаче в периодичната таблица се наблюдава различна картина:

Както се вижда от тази таблица, периодите са подредени по двойки, като единственото изключение е първият период, който съдържа само два елемента, в който първото енергийно ниво, състоящо се от едно подниво, е запълнено и няма вътрешни електрони които биха могли да повлияят на структурата на външното ниво. В други случаи се наблюдава следната картина: структурата на третия период е подобна на структурата на втория (и двата съдържат по 8 елемента), структурата на петия период е подобна на структурата на четвъртия (и двата съдържа 18 елемента), седмият е подобен на структурата на шестия (32 елемента всеки).

Много по-добро съответствие с реалността дава разпределението на електроните в групи, предложено от В. М. Клечковски: „В атома всеки електрон заема поднивото, на което неговата енергия ще бъде минимална.“

По-горе беше споменато, че енергията на електрона се определя не само от стойността на основното квантово число, но и от стойността на орбиталното, следователно, за да се определи кое подниво ще бъде запълнено с електрони на първо място , е необходимо да се вземат предвид стойностите на двете квантови числа.

За практическо приложение правилото на Клечковски може да се формулира, както следва:

последователности от увеличаване на сумата от стойностите на основните и орбиталните квантови числа, съответстващи на тях.

б) „В случай на еднакви стойности на тази сума за няколко поднива, първо се попълва поднивото, за което основното квантово число има най-малка стойност.“

Помислете за конкретно приложение на това правило:

За първите две стойности на сумите (n + l), равни съответно на 1 и 2, няма алтернативи и поднивата се попълват в следната последователност: 1s и след това 2s. Започвайки със сумарна стойност 3, възникват две опции: да се запълни поднивото 2p или поднивото 3s. В съответствие с правилото на Клечковски избираме поднивото, за което n има по-малка стойност, т.е. 2p-поднивото.

След това поднивото 3s се запълва. Освен това стойността n + l = 4. Отново има две такива стойности: за 3p-подниво и за 4s-подниво (случай, подобен на предишния). Първо ще се запълни 3p- и след това 4s-поднивото. Поднивото 3d остава свободно, тъй като сумата n + l за него е по-голяма от тази за 4s.

последователността на запълване на енергийните поднива:

Но такова запълване се случва до определен момент. Ако разгледаме промяната в енергията на поднивата с увеличаване на заряда на атомното ядро ​​(виж фиг. 8), тогава можем да видим, че енергията на всички поднива намалява. Но скоростта на намаляване на енергията в различните поднива не е еднаква. Следователно, ако преди калция поднивото 3d е било по-високо в енергията от 4s, тогава, започвайки от скандий и следващите елементи, неговата енергия рязко намалява, както се вижда например от електронната структура на йона Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). От дадената електронна структура на йона може да се види, че два валентни електрона на желязото са напуснали по-малко енергийно благоприятното подниво 4s. Подобна енергийна инверсия се наблюдава за поднивата 5s и 4f, както и за поднивата 6s и 5f.

Ориз. 6. Схема на промяната на енергията на поднивата с увеличаване на заряда на ядрото.

Впоследствие беше установено, че напълно и наполовина запълнените поднива имат повишена стабилност. И така, за подниво d стабилните електронни конфигурации са d 10 и d 5, а за подниво f съответно f 14 и f 7. Това обяснява аномалиите в структурата на външните енергийни нива на някои елементи, напр. в хрома валентните електрони трябва да са разположени 3d 44s2, но в действителност - 3d 54s1, медта трябва да има 3d 94s2, но всъщност 3d 104s1. Подобни преходи на електрони от s-подниво към d-подниво се наблюдават в молибден, сребро, злато, а също и в f-елементи.

Има и някои други аномалии в структурата на външните енергийни нива, главно в актинидите, които няма да бъдат разглеждани тук.

Състоянието на електрона в атома се определя от набор от стойности на четири квантови числа, всяко от които отразява определен физическо количество. За първите три квантови числа може да се въведе и геометрична интерпретация:

главното квантово число n определя размера на орбиталите, орбиталното квантово число l определя геометричната форма на орбиталите, магнитното квантово число ml определя местоположението на орбиталите в пространството спрямо избраната координатна система.

Запълването на енергийните поднива на атомите с електрони в невъзбудено състояние се подчинява на три правила:

Принцип на Паули, правило на Хунд и правило на Клечковски.

1. Могат ли електроните на Rb+ йона да бъдат в следните орбитали:

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

Решение. Елементът Rb е в главната подгрупа I на група V на периода на периодичната таблица, което означава, че електронното му ниво започва да се запълва с главното квантово число n = 5: 5s1. Rb+ йонът е загубил външен електрон. Това означава, че няма електрони нито на 5p, нито на 5s орбиталите на невъзбудения Rb+ йон. Електроните обаче могат да се придвижат до тези орбитали, когато атомът е възбуден.

Нека изобразим предпоследното ниво (n = 4): 4s2p6d 0f 0. То има 8 електрона, като всеки s-елемент (т.е. елементът основна подгрупа I или II група на Периодичната система, в която е попълнено s подниво). Защо поднивата 4d и 4f са празни? Факт е, че енергията на подниво 4d е по-висока от 5s, а 4f е дори по-висока от 6s, като първо се запълват поднивата с по-ниска енергия (правилото на Клечковски). И така, Rb+ електроните могат да бъдат в 4p орбитали.

Остава да видим дали могат да бъдат в 3f орбитали. За n = орбиталното квантово число l приема стойностите 0,1,2, които съответстват на поднивата s, p и d. А поднивото 3f просто не съществува.

2. Дайте примери за три частици (атоми, йони) с електронна конфигурация 1s22s2p63s2p6.

Решение. Подходящ елемент от Периодичната система е Ar (електрони в трето – външно – електронно ниво). Ясно е, че няма други атоми с такава електронна конфигурация. Но ние знаем, че елементите, на които по правило липсват 1-3 електрона до стабилна обвивка от 8 електрона, са склонни да ги придобият и да станат отрицателни йони, а имайки 1-3 електрона на следващото ниво, ги отдават и стават положителни йони.. Така че може да бъде Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Изберете произволни три частици, които харесвате.

3. Колко елемента би имало в периода V, ако спиновото квантово число имаше една стойност - 1?

Решение. В действителност спиновото квантово число, както знаете, приема две различни стойности: + 1 и - 1. Ако имаше една единствена стойност, тогава електронната обвивка можеше да побере половината от броя електрони, тъй като всички те трябва да се различават един от друг набор от квантови числа (принцип на Паули) и, следователно, елементите в периода биха били 2 пъти по-малко.

4. Какви квантови числа и как според вас трябва да се променят по време на прехода от нашия свят към 1) едномерен;

2) петизмерен?

Решение. За да се отговори на този въпрос, е необходимо да се разбере кои от 4-те квантови числа са свързани с измерението на пространството.

Основното квантово число n определя броя на електронните нива (обвивки, слоеве) и характеризира главно размера на електронния облак:

Ясно е, че размерността на пространството (ненулева) не влияе на тази характеристика.

Орбиталното квантово число l характеризира формата на електронния облак. Освен триизмерни, визуално можем да си представим само дву- и едноизмерни светове. В един двуизмерен свят електронните облаци, както всичко останало, ще станат плоски, но концепцията за формата ще остане. По същество изображението на обемни електронни облаци върху хартия, тяхната проекция в равнината на листа е до известна степен преход към двуизмерен свят. Що се отнася до едноизмерното, тук концепцията за форма се изтрива, остава само размерът (дължината). Вероятно в този случай орбиталното квантово число ще загуби значението си.

Ако разгледаме пространство с по-високо измерение от нашето, тогава концепцията за „форма“ тук става много по-широка и не може да се изключи, че ще са необходими повече различни стойности на l, за да се опише цялото разнообразие от форми на електрон облаци за даден n.

Магнитното квантово число ml характеризира пространствената ориентация на електронния облак, което означава, че зависи пряко от измерението. При l = 0 ml може да приеме единствената стойност 0, която отразява единствената възможност за ориентация в пространството на сферично симетричен s-облак. Когато l = 1 ml приема 3 различни стойности: – 1, 0, 1 – p-облаци с форма на дъмбел могат да бъдат разтегнати по различни координатни оси: px, py, pz. Ако измерението на пространството, т.е.

броят на координатните оси се променя, тогава броят на възможностите за подреждане на електронни облаци също ще се промени, което означава, че ml наборът ще бъде различен.

Тъй като количеството различни стойности ml за даден l определя броя на орбиталите в дадено подниво, това води до значителни промени в химията.

ms - спиново квантово число - приема две стойности: + и -. Това отразява факта, че може да има два "противоположно усукани" електрона в една орбитала. Обикновено въртенето се свързва с присъщия ъглов импулс на електрона и като такъв може да се промени при преход към различно измерение на пространството.

1. Намерете в периодичната система толкова случаи на нарушение на периодичния закон, както е формулирано от Д. И. Менделеев:

"химичните и физичните свойства на елементите са в периодична връзка с техните атомни тегла." Как могат да се обяснят тези нарушения?

2. Могат ли електрони на а) невъзбуден, б) възбуден Na+ йон да бъдат в 2s, 2d, 3f, 4s, 5d орбитали? Оправдавам.

3. Напишете електронната структура на атомите на елементите от I и II периоди на периодичната система.

4. Дайте два примера за сложни вещества, които съдържат само частици с електронна структура 1s22s2p6.

5. Какви са квантовите числа за най-външния електрон на невъзбуден литиев атом?

6. Да предположим, че някаква вселена Y има набор от квантови числа:

Колко елемента ще има в III период на периодичната система на Вселената Y?

Колко измерения мислите, че може да има във вселената Y?

7. Как би се променил броят на елементите във втория период на нашата периодична система, ако при други постоянни квантови числа въртенето би имало стойностите ms = ± 1?

8. Колко протони и неутрони се съдържат в ядрата на атомите а) 7Li;

б) 119Sn; в) 235U?

Химическите молекули са сложна системаатомни ядра и електрони. Атомите в една молекула се задържат главно от електростатични сили. В този случай се казва, че те са свързани чрез химическа връзка. Химическата връзка се осъществява от s- и p-електрони на външния и d-електрони на пред-външния слой. Тази връзка се характеризира със следните параметри:

1. Дължина на връзката - междуядреното разстояние между два химически свързани атома.

2. Валентен ъгъл - ъгълът между въображаемите линии, минаващи през центровете на химически свързани атоми.

3. Енергия на връзката - количеството енергия, изразходвано за разкъсването й в газообразно състояние.

4. Множество връзки - броят на електронните двойки, чрез които се осъществява химична връзка между атомите.

Атом в молекула е условно понятие, тъй като неговата енергия и електронно състояние е фундаментално различно от изолиран атом, чиято структура беше обсъдена в предишната глава. Нека разгледаме какви сили възникват между частиците в най-простата система, състояща се от два протона и един електрон (виж фиг. 9). Ако съберем два протона, тогава между тях ще възникнат сили на отблъскване и няма нужда да говорим за получаване на стабилна система. Нека поставим един електрон в тяхното поле. Тук могат да възникнат два случая.

Ориз. 9. Разпределение на силите на взаимодействие между ядра и електрон в Н +.

Първият, когато електронът е между протоните (а), и вторият, когато се намира зад един от тях (б). И в двата случая възникват притегателни сили. В първия случай компонентите на тези сили (проекции) върху оста, минаваща през протонните центрове, са насочени в противоположни посоки с отблъскващи сили (виж фиг. 9а) и могат да ги компенсират.

Това създава енергийно стабилна система. Във втория случай компонентите на силите на привличане са насочени в различни посоки (виж Фиг. 9b) и е трудно да се говори за балансиране на силите на отблъскване между протоните. От това следва, че за възникване на химична връзка с образуването на молекула или йон, електроните трябва да са предимно в междуядреното пространство. Тази област се нарича област на свързване, защото когато там има електрони, се образува химическа връзка. Областта зад ядрата се нарича разхлабване, тъй като когато електроните навлязат в нея, не се образува химическа връзка. Тук беше разгледан най-простият случай на образуване на химическа връзка в йона Н +. Прилагайки подобно разсъждение към водородната молекула, можем да заключим, че появата на втори електрон в областта на свързване стабилизира системата още повече. Следователно е необходима поне една електронна двойка, за да се образува стабилна химична връзка.

Електронните спинове в този случай трябва да са антипаралелни, т.е.

насочени в различни посоки. Образуването на химична връзка трябва да бъде придружено от намаляване на общата енергия на системата.

Ориз. 10. Промяна в потенциалната енергия на система от два водородни атома като Разгледайте промяната в потенциалната енергия на системата, като използвате примера за приближаване на два водородни атома. Когато атомите са на много голямо разстояние един от друг, те не взаимодействат и енергията на такава система е близка до нула. При приближаването им възникват сили на привличане между електрона на един атом и ядрото на друг и обратно.

Тези сили нарастват обратно пропорционално на квадрата на разстоянието между атомите. Енергията на системата е намалена. Когато атомите се приближат един към друг, силата на отблъскване между техните ядра и електрони започва да играе ролята.

Увеличаването на отблъскващите сили е обратно пропорционално на шестата степен на разстоянието. Кривата на потенциалната енергия преминава през минимум, след което рязко се издига нагоре (фиг. 10).

Разстоянието, съответстващо на позицията на минимума върху кривата, е равновесното междуядрено разстояние и определя дължината на химичната връзка. Тъй като атомите в молекулата участват в колебателно движение около равновесното положение, разстоянието между тях непрекъснато се променя, т.е. атомите не са твърдо свързани помежду си.

Равновесното разстояние съответства при дадена температура на някаква средна стойност. С повишаване на температурата амплитудата на трептенията се увеличава. При някаква достатъчно висока температура атомите могат да се разлетят на безкрайно голямо разстояние един от друг, което ще съответства на разкъсване на химическа връзка. Дълбочината на минимума по енергийната ос определя енергията на химичната връзка и стойността на тази енергия, взета с обратен знак, ще бъде равна на енергията на дисоциация на дадена двуатомна частица. Ако атомите на водорода се приближат един към друг, чиито електрони имат успоредни спинове, между атомите възникват само сили на отблъскване и потенциалната енергия на такава система ще се увеличи (фиг. 10).

Ориз. 11. Резултатите от събирането на две синусоиди.

Както беше отбелязано по-горе, s-, p- и d-електроните участват в образуването на химична връзка, като имат различни геометрични конфигурации на електронни облаци и различни знацивълнови функции в пространството. За възникването на химична връзка е необходимо да се припокриват частите на електронните обвивки с еднакъв знак на вълновата функция. В противен случай не се образува химическа връзка.

Това твърдение може лесно да се обясни с примера на суперпозицията на две синусоиди, които в първото приближение могат да бъдат идентифицирани с вълнови функции (виж фиг. 11):

В случай на суперпозиция на две синусоиди с различни знацив същия регион (фиг. 11а), общият им компонент ще бъде равен на нула - няма връзка. В обратния случай амплитудите на трептенията се сумират и се образува нова синусоида - образувана е химична връзка (фиг. 11б).

В зависимост от симетрията на електронните облаци, в резултат на припокриването на които се образува химична връзка, общият електронен облак ще има различна симетрия, според която те се делят на три вида:

И - връзки.

Комуникацията се осъществява, когато облаците се припокриват по линията, свързваща центровете на атомите, докато максималната електронна плътност се постига в междуядреното пространство и има цилиндрична симетрия спрямо линията, свързваща центровете на атомите. Както се вижда от фиг. 12, поради своята сферична симетрия, s-електроните винаги участват в образуването на връзка. Те образуват връзка в резултат на припокриване със следните електрони на друг атом: s–, pX–, d X 2 Y 2 електрони. С електрони в други орбитали, например pY или pZ, образуването на химическа връзка е невъзможно, тъй като има припокриване в области, където електронната плътност има противоположни знаци. Възможността за образуване на връзка от s-електрони не е изчерпана; тя може да се образува в случай на припокриване на други електронни облаци, като два pX или pX и фиг. 12. Някои примери за образуване на -връзки.

Връзките възникват, когато електронните облаци се припокриват над и под линията, свързваща центровете на атомите. Общите електронни облаци също са симетрични спрямо тази ос, но нямат цилиндрична симетрия, както в случая на -връзката. Поради тяхното пространствено разположение, връзката се образува от електрони на такива двойки орбитали като pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Връзката се формира само от d-електрони поради припокриването на всичките им четири венчелистчета от електронни облаци, разположени в успоредни равнини. Това е възможно, когато dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ електрони участват в образуването на връзката.

Класификацията на химическите връзки въз основа на симетрията на електронните облаци беше разгледана по-горе. Съществува и друг подход към класификацията на химичната връзка, основан на естеството на разпределението на електронната плътност между атомите в молекулата, т.е.

химическата връзка се разглежда от гледна точка на принадлежността на електронна двойка към един или друг атом. Възможни са три случая. Първият:

Електронна двойка свързва два идентични атома в молекула. В този случай тя по равнопринадлежи и на двамата. В една молекула няма разделение на центровете на тежестта на положителните и отрицателните заряди.

Те съвпадат и такава връзка се нарича ковалентна неполярна. Ако една електронна двойка свърже два различни атома, тогава тя се измества към по-електроотрицателен атом. Центровете на тежестта на положителните и отрицателните заряди се разделят, връзката става полярна и се нарича ковалентна полярна връзка.

Третият случай е свързан с пълното преминаване на електронната двойка във владение на един от атомите. Това се случва по време на взаимодействието на два атома, които се различават рязко по електроотрицателност, т.е. способността да задържат електронна двойка в своето електрическо поле. В този случай атомът, който е дал електрони, става положително зареден йон, а атомът, който ги е приел, става отрицателен. В този случай връзката се нарича йонна.

Естеството на връзката до голяма степен определя физикохимичните свойства на веществата.

Веществата, чиито молекули се характеризират с ковалентна неполярна връзка, могат да образуват молекулни и атомни кристални решетки в твърдо състояние. В молекулярните решетки се наблюдава много слабо междумолекулно взаимодействие. Молекулите се задържат във възлите на кристалната решетка поради образуването на мигновени и индуцирани диполи в тях. Разделянето на центровете на тежестта на отрицателните и положителните заряди в молекулата се дължи на въртенето на двойка електрони и нейното местоположение в даден момент зад едно от ядрата. Такова състояние в молекулата се наблюдава за много кратко време. Следователно такъв дипол се нарича мигновен. Това време обаче е достатъчно, за да индуцира дипол върху друга молекула. Силите, които свързват молекулите чрез образуването на мигновени и индуцирани диполи, често се наричат ​​сили на Ван дер Ваалс. Като цяло силите на Ван дер Ваалс са всякакви сили междумолекулно взаимодействие: дипол-дипол, ориентационни, дисперсионни и др. Силите на Ван дер Ваалс са много слаби, в резултат на което кристалната решетка лесно се разрушава при леко нагряване. Всички вещества с молекулярни кристални решетки имат ниски точки на топене и кипене. Силата на Ван дер Ваалс се увеличава с броя на електроните в молекулата, тъй като вероятността за образуване на мигновени диполи се увеличава. Водородът има една двойка електрони, поради което има най-ниската точка на кипене. Молекулите на кислорода и азота се различават по съдържанието на електрони на двойка. Техните точки на кипене се различават с 13 С.

Простите вещества с атомна кристална решетка, напротив, се характеризират с много високи точки на топене и кипене. В този случай безкраен брой атоми са свързани чрез неполярни ковалентни връзки в гигантска молекула. Енергията на разкъсване на ковалентна неполярна връзка е висока. Следователно, за да се разруши такава кристална решетка, са необходими големи разходи за енергия. В същото време, ако веществото се характеризира с едно междуатомно разстояние в кристалната решетка, то също ще има много висока твърдост. Пример е диамант.

Точките на топене и кипене на веществата, чиито атоми в молекулата са свързани с ковалентна полярна връзка и притежаващи молекулярна решетка, също са ниски, но по-високи от тези на веществата с неполярни молекули. Повечето от тях са газове при стайна температура.

Например хлороводород, сероводород и др. Няма пряка връзка между големината на диполния момент и точката на кипене. Най-вероятно е определено молекулно теглосъединения, различни от амоняк, вода и флуороводород.

Тези съединения, в поредица от подобни, имат най-високи точки на топене и кипене, рязкото им увеличение се обяснява с образуването на водородни връзки между молекулите.

електроотрицателни атоми. Те силно изместват електронната плътност в молекулата към себе си. В резултат на това водородът образува практически свободна орбитала и например флуорният атом има свободна електронна двойка. Става възможно да се образуват допълнителни връзки между молекулите чрез донорно-акцепторния механизъм, което води до съществуването на молекули от състава (HF)n и (H2O)n не само в течната, но и в газовата фаза. Наличието на такива молекули води до повишаване на точките на кипене и топене в сравнение със същите стойности за аналозите.

Най-високи точки на топене и кипене имат веществата, във възлите на кристалната решетка, на които са разположени йони.

Това се дължи на силното електростатично взаимодействие на положителните и отрицателните йони. Силите на отблъскване на подобни йони са много по-малки, тъй като те са разположени на големи разстояния един от друг. В резултат на това всички вещества, които имат йонни кристални решетки, имат високи стойностинеговите енергии на образование. Йонна връзкасе извършва в халогениди, оксиди и соли като нитрати, сулфати и др. Разрушаването на йонните кристали изисква значителна топлинна енергия, която определя високите точки на топене и кипене, които от своя страна ще зависят от заряда на йоните , техните радиуси и електронна облицовка. Колкото по-висок е зарядът и колкото по-малък е радиусът на йона, толкова по-висока е точката на топене. Друго свойство на йонните вещества е способността да образуват стопилки, които провеждат добре електричество.

По този начин можем да заключим, че физикохимичните свойства на съединенията силно зависят от естеството на химичната връзка в тях.

Електронна двойка, образуваща химическа връзка, както вече беше отбелязано, се използва общо за две ядра. В този случай движението на всеки електрон ще бъде описано от нова вълнова функция, която е решението на уравнението на Шрьодингер за тази система. Тази вълнова функция е различна от атомните функции и се нарича молекулярна функция, съответстваща на специфична молекулна орбитала. Молекулярните орбитали се характеризират с определени стойности на общата енергия на системата. В молекулата, както и в атома, има последователност от енергийни нива. Въпреки това, не е възможно да се получи строго решение на уравнението на Шрьодингер за тях и затова те прибягват до методи за приблизителни изчисления, които се различават един от друг по начина, по който е определена молекулярната вълнова функция. Повечето широко използванеполучиха два метода: метода на валентните връзки и метода на молекулните орбитали.

В метода на валентните връзки химическата връзка се разглежда като двуелектронна и двуцентрова, т.е. двойка електрони, образуващи връзка, е локализирана в пространството между два атома и е в тяхната обща употреба. Има два възможни механизма за образуване на обща електронна двойка. Първият се нарича обмен и се състои в сдвояване на два електрона, принадлежащи към различни атоми и имащи противоположни спинове. Може да се изрази по следния начин:

Вторият механизъм, наречен донорно-акцепторен механизъм, води до образуването на химическа връзка чрез осигуряване на двойка електрони за обща употреба от един атом и свободна орбитала от друг.

Атом, който осигурява електронна двойка, се нарича донор, а атом, който има свободна орбитала, се нарича акцептор. Схемата за формиране на връзка в този случай изглежда така:

Нека разгледаме възможностите за предсказване на състава на химичните съединения между водорода и елементите от втория период на периодичната система: Li, Be, B, C, N, O, F, тъй като има само един електрон във водородния атом, и образуването на връзка ще се случи според механизма на обмен.

Литиевият атом на подниво 2s има един несдвоен електрон и следователно съединението трябва да има състав LiH. Берилиевият атом има това подниво запълнено и няма нито един несдвоен електрон, следователно берилият не трябва да образува единична химична връзка. За бор и следващите елементи (C, N, O, F) поднивото 2p се запълва последователно и атомите на тези елементи ще имат определен брой несдвоени електрони. Ако при образуването на връзки се вземе предвид само наличието на несдвоени електрони, тогава за тези елементи трябва да се образуват следните водородни съединения: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Това показва, че като се използва само обменният механизъм за образуване на химична връзка, може да се влезе в конфликт с експерименталните данни: берилият образува съединение с водород от състава BeH2, водородните съединения на бора също имат различен състав и най-простото съединение на въглерод с водород има състав CH4 , Елиминирайте това противоречие е възможно, ако приемем, че атомите на елементите от втория период участват в образуването на молекули във възбудено състояние, т.е. преминават към p-подниво. Но тук възниква друго несъответствие с експерименталните данни. Тъй като енергиите на s- и p-електроните са различни, енергиите на химичните връзки, които те образуват, също трябва да се различават и следователно такива E-H връзки трябва да имат различни дължини (в зависимост от вида на орбиталите, участващи в тяхното образуване) . Възможно е да се хармонизират теорията и експериментът, като се въведе предположението за осредняване на енергиите на s- и p-поднивата и образуването на нови нива, при които енергиите на електроните, които вече са в орбити от различен тип, са еднакви. И ако това е така, тогава според правилото на Хунд в атома се появява максималният брой несдвоени електрони. Тази хипотеза беше наречена феномен на хибридизация, а орбиталите, образувани в резултат на осредняване на енергиите на поднивата, се наричат ​​хибридни. Естествено, в този случай се променя както формата на електронните облаци, така и тяхното разположение в пространството. В зависимост от това кои орбитали участват в образуването на хибридни орбитали, се разглеждат различни видове хибридизация и пространствени конфигурации на получените хибридни орбитали (виж фиг. 14.). Броят на получените хибридни орбитали трябва да бъде равен на общия брой орбитали, които са влезли в хибридизация. В зависимост от това кои орбитали взаимодействат една с друга, се разглеждат няколко вида хибридизация:

sp хибридизация. Това явление включва s- и една p-орбитали и в резултат на това се образуват две орбитали от нов тип, които се наричат ​​sp-хибридни. Тези орбитали имат формата, показана на фигурата, техните оси лежат на една права линия, образувайки ъгъл от 180 °. Sp-хибридните орбитали на берилиевия атом участват в образуването на връзки в молекулата BeH2, а молекулата има линейна структура;

Ориз. 14. Пространствено разположение на електронни облаци за различни sp2 хибридизации. S- и двете p-орбитали влизат във взаимодействие, в резултат на което се образуват три орбитали от нов тип, които се наричат ​​sp2-хибридни (виж фиг. 14.). Осите на тези орбитали лежат в една равнина, а ъглите между тях са 120°. Например атомът на бор в молекулата BF3 е в sp2 хибридно състояние и тази молекула има формата правоъгълен триъгълникс борен атом в центъра;

sp3 хибридизация. В този случай първоначалните са s- и три p-орбитали. В резултат на хибридизацията се образуват четири нови орбитали - sp3-хибридни (виж фиг. 14.). Осите на тези орбитали са насочени от центъра към върховете на тетраедъра, ъглите между осите са 109°28. CH4 е метанова молекула, където се случва този тип хибридизация и има тетраедрична подредба на водородни атоми. В молекулата на амоняка (NH3) азотният атом също е в sp3-хибридно състояние, три двойки електрони са общи с водородните атоми и участват в образуването на връзки, а една електронна двойка (единична електронна двойка) принадлежи само на азотен атом. За да се предвиди геометрията на молекулата на амоняка, азотният атом трябва да бъде поставен в центъра на тетраедъра, водородните атоми в три върха и несподелената електронна двойка в четвъртия връх. Естествено, позицията на тази електронна двойка експериментални методиневъзможно е да се фиксира, намират се само позициите на водородните и азотните атоми. Всичко това води до факта, че молекулата на амоняка има пирамидална форма. По подобен начин можем да разгледаме структурата на водната молекула. При него две несподелени електронни двойки кислород заемат два върха на тетраедъра, а другите два са заети от водородни атоми, което води до ъгловата форма на водната молекула. Няма смисъл да се описва геометрията на HF молекулата от тези позиции, тъй като е ясно, че тя ще бъде линейна, тъй като една права линия може да бъде начертана през две точки.

Несподелена електронна двойка образува по-дифузен "електронен облак" от свързване (социализирано, общо), така че заема по-голям обем, което води до намаляване на ъглите на връзката в сравнение с тетраедричните.

Валентните електрони са разположени не само на s- и p-орбиталите, но и на d. Последните също участват в образуването на хибридни орбитали. Има два случая на хибридизация, включваща d-орбитали: sp3d2 и sp3d. В първия случай молекулата изпълнява октаедрична структура, а във втория се образува тригонална бипирамида.

Предположението за образуването на хибридни орбитали е голямо постижение в теорията на валентните връзки, но не описва всички възможни пространствени конфигурации на молекули, открити в природата.

По-обща теория пространствена структурамолекули, предложени от Гилеспи, базирани на чисто електростатични концепции. Тя се основава на голямо количество експериментален материал, обобщен от Сидуик и Пауъл. Основните положения на теорията са както следва:

1. Геометрията на една молекула или йон се определя единствено от броя на електронните двойки във валентната обвивка на централния атом.

2. Електронните двойки заемат такова разположение върху валентната обвивка на атома, при което те са максимално отдалечени една от друга, т.е. електронните двойки се държат така, сякаш се отблъскват. Геометричните полиедри, които се реализират в този случай, се подчиняват на формулата на Декарт-Ойлер: "броят на върховете + броят на лицата - броят на ръбовете е две."

3. Площта на пространството, заета от несвързана самотна двойка електрони, е по-голяма от площта, заета от свързваща електронна двойка.

4. Размерът на областта на пространството, заета от свързваща двойка електрони, намалява с увеличаване на електроотрицателността на лиганда и с намаляване на електроотрицателността на централния атом.

5. Две електронни двойки на двойна връзка заемат по-голяма област от пространството, отколкото една електронна двойка на единична връзка.

„ФЕДЕРАЛНА ДЪРЖАВНА БЮДЖЕТНА ОБРАЗОВАТЕЛНА ИНСТИТУЦИЯ ЗА ВИСШЕ ПРОФЕСИОНАЛНО ОБРАЗОВАНИЕ МУРМАНСКИ ДЪРЖАВЕН ТЕХНИЧЕСКИ УНИВЕРСИТЕТ Катедра по философия ФИЛОСОФИЯ МЕТОДОЛОГИЧЕСКИ ИНСТРУКЦИИ и теми на контролни задачи за студенти (бакалаври) от задочна форма на обучение на всички области на обучение MSTU Мурманск 2012 -18 Дмитриевна Мачкарина, д-р. философия наук, проф. д-р Наталия Николаевна Никулина. философия наук, доцент Наталия Владимировна...»

« Селезнев A.D. Пронякин Изпълнително производство Учебно-методичен комплексМосква 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Селезнев В.А., Пронякин А.Д. ИЗПЪЛНИТЕЛНА ПРОДУКЦИЯ: УчебноС 29 методичен комплекс. – М.: Изд. Център EAOI, 2009. - 216 с. ISBN 978-5-374-00010-8 Учебно-практическо ръководствоизготвен в съответствие с ... "

„Държавна бюджетна институция за култура Иркутска регионална държавна универсална научна библиотека на името на I.I. И.И. Молчанов-Сибирского S E R I I БИБЛИОТЕКА И T R E M I. XXI век. Брой № 144 УДК 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Отговорен редактор на поредицата БОРОДИН Бородина, В.А. Информационна услуга: описание, таблици, диаграми: специален курс B83 за методист. - М .: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 с. ISBN 978-5-8167-0054-2 Ръководството обхваща всички аспекти...»

„ЛИТЕРАТУРА ЛИТЕРАТУРА ЛИНИЯ ОБРАЗОВАТЕЛНИ МЕТОДИЧЕСКИ КОМПЛЕКТ ПОД ИЗДАНИЕТО НА В. Ф. ЧЕРТОВ Програми 5–11 Учебници Методически помагала КЛАСОВЕ Чертов В. Ф., Трубина Л. А., Иполитова Н. А. и др. : Литература: 4 подход към преподаването и задача след и комуникативни компетенции. 5-11 клас (базово и профилно формиране на НДС сред учениците на основата на образователно-методическите нива) / Изд. V. F..."

"НО. А. Ивин ЛОГИКА образователни институцииМосква ONYX World and Education 2008 UDC 16 (075.8) BBC 87.4ya73 I17 Рецензенти: Никифоров А. Л. - д-р фил. науки, проф., гл. член на Института по философия на Руската академия на науките; Переверзев В. Н. - д-р ... "

„Министерство на образованието на Република Беларус ПОЛОЦКИ ДЪРЖАВЕН УНИВЕРСИТЕТ Катедра по наказателно право и криминалистика МЕТОДОЛОГИЧЕСКИ ИНСТРУКЦИИ за курсова работа по дисциплината Наказателно право. Обща част за специалността 24-01-02 Право Новополоцк, 2012 г. UDC Разгледано и препоръчано за одобрение на заседание на катедрата по наказателно право и криминалистика Протокол № от _2012 г. Зав. отдел I.V. Veger Одобрено и препоръчано за печат от методическата комисия...»

„УПРАВЛЕНИЕ В ГРАДСКОТО СТОПАНСТВО Под редакцията на кандидата на икономическите науки, доцент Р.Ж. Сираждинова Одобрено от Съвета на Учебно-методическото обединение за обучение в областта на управлението като учебник по дисциплината за специализация на специалността Държавно и общинско управление УДК 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Рецензенти: A.N. Кирилова, Московски градски университет по управление на правителството на Москва, доктор по икономика. науки, проф., Т.Г. Морозов, Всеруска кореспонденция ... "

„Одобрявам Експертния съвет В.Д. Шадриков 28 февруари 2014 г. ДОКЛАД ЗА РЕЗУЛТАТИТЕ ОТ НЕЗАВИСИМА ОЦЕНКА НА ОСНОВНАТА ОБРАЗОВАТЕЛНА ПРОГРАМА ЗА ВИСШЕ ОБРАЗОВАНИЕ 060201 Стоматология GBOU VPO Tyumen State медицинска академияРазработено от: Ръководител на проекта: A.L. Експерти на Drondin / AKKORK: I.A. Солоп / Н.В. Ушакова / Москва - Съдържание I. ОБЩА ИНФОРМАЦИЯ ЗА УНИВЕРСИТЕТА II. ДОКЛАД ЗА РЕЗУЛТАТИТЕ ОТ НЕЗАВИСИМА ОЦЕНКА НА ОСНОВНА ОБРАЗОВАТЕЛНА ПРОГРАМА 1 ТЕКУЩО СЪСТОЯНИЕ И ТЕНДЕНЦИИ В РАЗВИТИЕТО В РЕГИОНАЛНИ...» Krashenina _ O.A. Гончарова __ 2008 _ 2008 УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИ КОМПЛЕКС ПО ДИСЦИПЛИНАТА Трудово право, специалност 030501 Право Съставен ... "

„НЕМСКИ ЕЗИК (4-та година на обучение) НЕМСКИ ЕЗИК УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИ КОМПЛЕКТ НЕМСКИ ЕЗИК I.L. БИМ И Д-Р. Поредица Академичен училищен учебник Програми 2–11 Учебници Работни тетрадки 2 клас Контролни задачиКолекция от упражнения Книги за четене КЛАСОВЕ Книги за учители Аудио приложения Bim I.L., Ryzhova L.I. (касети, CD MP3) Немски език: 2 клас: Учебник за общообразователни институции: В 2 ч.: Част 1. Линия, създадена от автора на Колсия образование за периода до -... "

„Информация за образователна, методическа, методическа и друга документация, разработена от образователна организация за осигуряване на образователния процес в посоката на обучение 110800.62 Агроинженерство № Наименование на дисциплината според Име на образователни, методически, методически и други материали (автор, място на издание, година учебна програмапубликации, тираж) 1) Учебно-методически комплекс по дисциплината История, 2013г. 2) Символи на Русия: история и съвременност. Хоружая С.В., Салчинкина ... "

«СЪДЪРЖАНИЕ 1. Дефиниция на страните 5 2. Преамбюл 5 3. Общи разпоредби 6 4. Цели на колективния трудов договор 6 5. Трудови отношения 7 5.1. Заетост 7 5.1.1. Общи положения 7 5.1.2. Ред за наемане на лица от преподавателския състав 8 5.1.3. Редът за наемане на учени 8 5.1.4. Процедурата за наемане на ръководители на структурни подразделения на университета 5.1.5. Длъжностни характеристики 5.2. Заплащане на труда 5.2.1. Общи изисквания 5.2.2. Организация на изплащане на средства 5.2.3. Условия...»

„Учебно-методическа помощ Наименование на изпълняваната програма Предмет Клас Учебници и учебни помагала Количество Развитие на певческия глас при децата в началния етап на обучение. Поп-джаз изкуство естрадно пеене 1-3 2 Методическа разработка. 1990 (вокално изпълнение) О. Степанов. Бели облаци. 2 Примерна учебна програма В. Цветков. Купиха ми папагал. Естрадно пеене за музикално училище и Й. Верижников. Есенни мелодии. музикални отдели на училища Ю. Верижников. Грозд от офика ...."

„ОТ. Byishev atynday Atbe university kitaphanasy Aparatty Bulletin №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Библиографии sipattama № Blim Автори. Атауи. Zhyly. Оу Абонамент Икономика 1 346 1 Нурпеисова A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspects_ler_. –Алмати: LEM, 2012.-336 с. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspectsіlerі ou raly...»

„ЗЛАТНА ПСИХЕЯ Конкурс Номинация Проект на годината в психологическата практика Мониторинг на образователните резултати на учениците: диагностичен комплект Начало на училище, Учим се да учим и действаме Автори: М.Р. Битянова, Т.В. Беглова, Т.В. Меркулова, А.Г. Теплицкая (Москва) Създаване на диагностичен комплект за 1 клас (работни тетрадки Начало на училище, Учене да учим и действаме и учебни помагалакъм тях) е първият етап от дългосрочен проект, предназначен за три години от 2011 г. до 2014 г....”

« препоръки Проверка на ценността и подбор към Архивния фонд Руска федерациядокументи за личния състав Москва 2014 2 Насоки Проверка на стойността и подбор на документи за персонала за Архивния фонд на Руската федерация / Росархив, ВНИИДАД. - М. - 2014 г. - стр. Методическите препоръки отразяват: ... "

„СЪДЪРЖАНИЕ УЧЕБНА ПРОГРАМА 1 2-8 ПЛАН ЗА ИЗВЪНКУРСОВИ ДЕЙНОСТИ MBU УЧИЛИЩЕ № 32 2 9-18 (1-3 КЛАС) ЗА 2013-2014 УЧЕБНА ГОДИНА Z СИСТЕМА ОТ УСЛОВИЯ ЗА ИЗПЪЛНЕНИЕ НА СЪОТВЕТСТВИЕТО НА ОСНОВНАТА ОБРАЗОВАТЕЛНА ПРОГРАМА 19-55 С ИЗИСКВАНИЯ 3 СТАНДАРТА.1 Описание на кадровите условия за изпълнение на основната образователна програма 22-33 от основното общо образование 3.2. Психолого-педагогически условия за осъществяване на основните 33-34 образователна програмаосновно общо образование 3.3. Финансова подкрепа за реализацията..."

„Учебно-методическа асоциация на висшите учебни заведения на Република Беларус за химическо и технологично образование Образователна институция Беларуска държава Технически университетОдобрено от ректора на BSTU професор _I.M. Zharsky __2010/r Програма за обучениеза специалност 1 - 36 07 01 00 Машини и апарати на химическите производства и предприятията за строителни материали Химико-технологичен факултет Катедра "Машини и ..."

"ОБЩА И НЕОРГАНИЧНА ХИМИЯ Част II ОСНОВНИ КЛАСОВЕ НЕОРГАНИЧНИ СЪЕДИНЕНИЯ Училище на име A.N. Kolmogorov t и UDC ... "

Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.Егоров

НЕОРГАНИЧЕН

ОСНОВНИ КЛАСОВЕ

НЕОРГАНИЧНИ СЪЕДИНЕНИЯ

Училище на името на А. Н. Колмогоров

P u b s h t o m s o co s o n u n t e r s i t e t

Рецензент

Доцент Л. А. Куликов

(Катедра по химия, Московски държавен университет)

Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Егоров Е.Н.

К 66 Обща и неорганична химия. Лекционен курс. Част II. Основни класове неорганични съединения. - М .: Училище на името на А. Н. Колмогоров, Издателство на Московския университет, 2000. - 36 с.

ISBN 5-211-03933-5 Този учебник е съставен в съответствие с програмата на курса по неорганична химия и се чете от студенти от химико-биологичния отдел на училището А. Н. Колмогоров на Специализирания образователен и научен център на Московската държава Университет.

Ръководството запознава с основните класове неорганични съединения, техните свойства и методи за получаване.

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

ISBN 5-211-03933-5 © И. Н. Коровин, А. Т. Клименко - дизайн, 2001 г.

Глава 1 Оксиди ОКСИДИТЕ са съединения, образувани от атоми на два елемента, единият от които е кислород в степен на окисление (-2).

Оксидите включват всички съединения на елементи с кислород, например Fe2O3, P4O10, с изключение на тези, съдържащи кислородни атоми, които са химически свързани един с друг (пероксиди, супероксиди, озониди), например Na2O2 - натриев пероксид: Na O O Na O] - KO2 - калиев супероксид: K+ – KO3 - калиев озонид: K+, който не съществува в природата:

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

(Fe) Fe3O 4 От оловен (IV) оксиден хидрат, като киселина, и Pb (OH) 2, като основа, могат да се получат два двойни оксида - Pb2O3 и Pb3O4 (червено олово), които могат да се считат за соли. Първата е оловната сол на металооловната киселина (H2PbO3), а втората е ортооловната киселина (H4PbO4).

§ 2. Класификация на оксиди и модели на промени в химичните свойства Сред оксидите, особено сред оксидите на d-елементи, има много съединения с променлив състав (бертолиди), съдържанието на кислород в които не съответства на стехиометричния състав, но варира в доста широк диапазон, например, съставът на титанов оксид (II) TiO варира в рамките на TiO0.65 - TiO1.25.

Солеобразуващите оксиди са оксиди, които образуват соли.

Оксидите от този тип се разделят на три класа: основни, амфотерни и киселинни.

–  –  –

Киселинните оксиди се наричат ​​оксиди, чийто елемент по време на образуването на сол или киселина е част от аниона.

Амфотерните оксиди се наричат ​​оксиди, които в зависимост от условията на реакцията могат да проявяват както свойствата на киселинните, така и свойствата на основните оксиди.

–  –  –

Киселини и основи § 1. Теории за киселините и основите Понятията „киселина“ и „основа“ се формират през 17 век. Съдържанието на тези условия обаче е преразглеждано многократно. Има няколко теории за киселини и основи. Тук ще бъдат разгледани само три теории, които най-често се използват за обяснение на химичните процеси.

1.1. Електролитна теория Въз основа на теорията за електролитната дисоциация (1887), предложена от шведския физикохимик Сванте Арениус (1859 - 1927), могат да се дадат следните дефиниции на киселини и основи:

Киселините са електролити, които, когато се дисоциират във водни разтвори, дават само водородни катиони (хидроксоний - H3O +) и аниони на киселинния остатък като катиони.

Например HNO3 H+ + NO 3.

Базите са електролити, които при дисоциация във водни разтвори дават само хидроксилни аниони (OH–) и катиони като аниони.

Например KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2 O = K a.

Стойността на Ka се нарича йонизационна константа на киселината (индексът "а" - от английската киселина - киселина), числителят обикновено показва не концентрацията на хидрониеви катиони, а концентрацията на водородни йони.

Качествено силата на киселините може да се оцени според правилото на Полинг: ако представим формулата на оксокиселината в общ вид - HnEOm, тогава по разликата (m - n) можем да оценим силата на киселината: коя киселина има повече киселина и е по-силен:

m - n = 0 - много слаба киселина, HClO m - n = 1 - слаба киселина, HClO2 m - n = 2 - силна киселина, HClO3 m - n = 3 - много силна киселина, HClO4.

За многоосновните киселини за всяка стъпка на дисоциация може да се запише собствена йонизационна константа и като правило всяка следваща константа е с няколко порядъка по-малка от предишната:

–13 K3 = 5, 10).

Заместването на един кислороден атом в оксокиселината с флуорен атом води до рязко увеличаване на силата на киселината. Пример е флуоросулфоновата киселина HSO3F. Такива киселини се наричат ​​суперкиселини. Киселини със сложен анион, като HSbF6, също принадлежат към същия клас киселини.

5. По устойчивост. Някои оксо киселини съществуват само в разредени водни разтвори и са термично нестабилни.

Невъзможно е да ги получите поотделно, например H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. В същото време има киселини, които са устойчиви на нагряване, например сярна H2SO4 (tкип = 296,5C).

6. По разтворимост. По разтворимост киселините се разделят на разтворими като HNO3, H3PO4 и неразтворими във вода - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. Според съотношението вода и киселинен оксид. На тази основа киселините се разделят на орто-, пиро-, мета-киселини и киселини с променлив състав.

Орто киселините включват киселини, в които съотношението вода и киселинен оксид надвишава 1. Такива киселини включват ортофосфорна H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3: 1].

–  –  –

Въпреки това, когато се използва сярна киселина за тези цели, е необходимо да се вземат предвид други свойства на тази киселина, които ограничават нейната употреба.

Концентрираната сярна киселина е доста силен окислител, така че не може да се използва за получаване на киселини като HBr, HI, H2S, чиито киселиннообразуващи елементи може да премине в други степени на окисление, например:

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

–  –  –

1. Помислете за характерните свойства на киселините, които не са окислители.

1.1. Обменни реакции

а) Взаимодействие с основи (както разтворими, така и неразтворими) - реакция на неутрализация:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

Според този принцип киселините могат да бъдат разделени на редуциращи киселини и окислителни киселини.

2. Свойства на окислителните киселини.

2.1. Обменни реакции. Окислителните киселини реагират с оксиди, хидроксиди и соли, които включват метални катиони, които не показват променливи степени на окисление, както и киселини, които не са окислители (вижте 1.1 и 1.2 в параграф 2.4).

2.2. Реакции с хидроксиди, оксиди и соли.

а) Ако металът, образуващ основата, може да бъде в няколко степени на окисление и киселината проявява окислителни свойства, тогава тези реакции могат да протичат с промяна в степента на окисление на елементите, например:

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

б) Металните оксиди, показващи различни степени на окисление, се държат по подобен начин при реакции с окислителни киселини:

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

в) В реакциите на окислителни киселини със соли, съдържащи анион, който проявява възстановителни свойства, той се окислява

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

2.3. взаимодействие с метали.

Азотната и концентрираната сярна киселина са силни окислители и могат да взаимодействат с метали, които са в поредица от напрежения както преди, така и след водорода, но в този случай водородът не се освобождава, но се образуват продукти за редукция на азот и сяра, освен това съставът на продуктите зависят от активността на метала, концентрацията на киселината и температурата:

Cu + 4 HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (разр.) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (межд. разреден.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (много разреден) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

–  –  –

3.1. Класификация на основите Основите могат да бъдат класифицирани според следните свойства.

1. Киселинността на основата е броят на ОН- групите, които могат да бъдат заменени с киселинен остатък. Например NaOH е еднокиселинна основа, Ca(OH)2 е двукиселинна основа. На тази основа основите са едно-, дву- и т.н. киселинни. Поликиселинните основи се дисоциират стъпаловидно и могат да образуват няколко реда соли, например основи на мерките, (MgOH) 2CO3 - хидроксокарбонат (основен карбонат) на магнезий;

MgCO3 - магнезиев карбонат (среден карбонат).

2. Разтворимост. Хидроксиди на алкални метали, метали от основната подгрупа на втората група, като се започне с калций, талиев (I) хидроксид и амониев хидроксид са разтворими във вода. Хидроксидите на други метали са практически неразтворими във вода.

3. Силата на основите, както и на другите електролити, се определя от степента на дисоциация (или константата на дисоциация). Силни основи са хидроксиди на алкални и алкалоземни метали.

Силните водоразтворими основи се наричат ​​алкали.

4. Термична устойчивост на основите. При нагряване повечето основи се разлагат на метален оксид и вода. Хидроксидите на алкални метали са стабилни, като се започне от натрия, те се топят без разлагане. Хидроксидите на лития, стронция, бария и радия се разлагат при температура малко над точката на топене, хидроксидите на други метали се разлагат преди стопяването.

5. Във връзка с киселини и основи металните хидроксиди могат да бъдат разделени на основни и амфотерни. Основните хидроксиди включват хидроксиди, които се разтварят само в киселини и не реагират с основи, амфотерните хидроксиди включват хидроксиди, които се разтварят както в киселини, така и в основи.

Основните хидроксиди са алкални и алкалоземни метали, както и магнезиев хидроксид и хидроксиди на преходни метали в по-ниски степени на окисление, например Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 и др.

Амфотерните хидроксиди са Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Sn (OH) 2, хидроксиди на преходни метали в междинни окислителни състояния, например Cr (OH) 3, Fe (OH) 3 .

–  –  –

За да се получат хидроксиди по този метод, е необходимо да се разделят катодните и анодните пространства, в противен случай хлорът ще взаимодейства с алкали, за да образува други продукти.

7. Най-важният начин за получаване на слаби, неразтворими във вода основи е да се утаят от солеви разтвори с алкали или разтвор на амоняк MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4CI.

При утаяването на амфотерни хидроксиди с алкали пълно утаяване може да се постигне само чрез смесване на строго еквимоларни количества сол и алкали. Следователно, разтвор на амоняк във вода се използва за утаяване на амфотерни хидроксиди. Амонякът не може да утаи хидроксидите на тези метали, които образуват комплексни катиони с него.

§ 3. Основи Амониевият хидроксид не може да се получи по този начин, тъй като увеличаването на концентрацията на OH аниони - води до намаляване на разтворимостта на амоняка във вода и освобождаването му от разтвора под формата на газ:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Същият метод е приложим за получаване на водоразтворими основи:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (сода каустикизация).

Изместването на равновесието към образуването на NaOH се постига поради образуването на CaCO3, който има по-ниска разтворимост от Ca(OH)2.

За по-голямо изместване на равновесието към образуването на хидроксид на алкален метал се използват бариев хидроксид и сулфат на съответния алкален метал:

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

8. Окисляване на катиона, който е в най-ниска степен на окисление, до най-висока:

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

–  –  –

Сол C Перспектива електролитна теорияможем да дадем следното определение на този клас съединения СОЛ - електролити, които във водни разтвори се дисоциират на метални катиони или други, по-сложни катиони, например NH, UO 2, 2+ и аниони на киселинния остатък.

–  –  –

1. Средни соли - соли, които се образуват в резултат на пълната неутрализация на киселина с основа (когато всички водородни катиони се заменят с метални катиони):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Киселинни соли - соли, които се образуват при непълна неутрализация на киселина с основа (не всички водородни катиони се заместват с метални катиони). Соли от този тип могат да се образуват само с многоосновни киселини.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 е двуосновна киселина, при пълно неутрализиране на която се образува средна сол на Na2SO4, а когато един водороден атом се замени с метал, се образува кисела сол на NaHSO4.

H3PO4 е триосновна киселина, в която е възможно последователно заместване на един, два или трите водородни атома с метални атоми.

И когато тази киселина се неутрализира, е възможно образуването на три реда соли:

NaH2PO4, Na2HPO4 и Na3PO4.

Соли В общия случай, до киселинни соливключват соли, в които моларното съдържание на киселинния оксид е по-голямо от моларното съдържание на основния оксид, например Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. Когато реагират с основни оксиди и хидроксиди, тези соли се превръщат в средни соли:

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

3. Основни соли - соли, които са продукт на непълна неутрализация на поликиселинна основа с киселина:

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

4. Двойни соли - соли, които включват аниони само от един вид и различни катиони, например KAl (SO4) 2 12 H2O.

5. Смесени соли - соли, които включват катиони от същия тип и аниони на различни киселини, например белина CaCl (OCl).

6. Комплексни соли - соли с комплексни катиони или аниони, в които връзката се образува по донорно-акцепторния механизъм. Когато се записват молекулните формули на такива соли, комплексният катион или анион е ограден квадратни скоби, например:

K3, K, NaOH, (OH)2.

–  –  –

ГЛАВА 1. ОКСИДИ

§ 1. Физични свойства на оксидите

§ 2. Класификация на оксиди и модели на промяна на химичните свойства .. 4

2.1. Класификация на оксидите по химични свойства

2.2. Закономерности на изменение на свойствата на оксидите

§ 3. Методи за получаване на оксиди

§ 4. Химични свойства на оксидите

4.1. Основни оксиди

4.2. Киселинни оксиди

4.3. Амфотерни оксиди

4.4. Общи химични свойства на оксидите

ГЛАВА 2. КИСЕЛИНИ И ОСНОВИ

§ 1. Теории за киселините и основите

1.1. Електролитна теория

1.2. Протолитна теория

1.3. Електронна теория

§ 2. Киселини

2.1. Класификация на киселините.

2.2. Методи за получаване на киселини

2.3. Общи методи за получаване на всякакви киселини

2.4. Химични свойства на киселините

§ 3. Основания

3.1. Базова класификация

3.2. Методи за получаване на бази

3.3. Химични свойства на основите

ГЛАВА 3. СОЛ

§ 1. Класификация на солите

§ 2. Методи за получаване на соли

§ 3. Химични свойства на солите

Коренев Юрий Михайлович, проф. FNM MGU OVCHARENKO Валерий Павлович, чл. учител Химически факултетМосковски държавен университет Егоров Евгений Николаевич, чл. н. с. Химически факултет на Московския държавен университет

–  –  –

Подписано за печат на 04.12.2000 г. Формат 60 84 1/16. офис хартия. номер 1.

Офсетов печат. Слушалки Times. Реал. фурна л. 2.25. Уч.-изд. л. 2.25. Тираж 150 бр.

Курсът по химия в училище започва в 8 клас с уч общо основаниенаука: описани са възможни видове връзки между атомите, видове кристални решетки и най-често срещаните механизми на реакция. Това става основа за изучаването на един важен, но по-специфичен раздел - неорганичните.

Какво е

Това е наука, която разглежда принципите на структурата, основните свойства и реактивността на всички елементи на периодичната таблица. Важна роляиграе в неорганичното Периодичен закон, която подрежда систематична класификациявещества чрез промяна на тяхната маса, брой и вид.

Курсът обхваща и съединения, образувани по време на взаимодействието на елементите от таблицата (единственото изключение е областта на въглеводородите, която се разглежда в главите на органичните). Задачите по неорганична химия ви позволяват да отработите полученото теоретични знанияна практика.

Науката в исторически аспект

Името "неорганичен" се появи в съответствие с идеята, че обхваща част химически знания, което не е свързано с дейността на биологичните организми.

С течение на времето е доказано, че повечето органичен святможе също така да произвежда "неживи" съединения и въглеводороди от всякакъв вид се синтезират в лабораторията. И така, от амониев цианат, който е сол в химията на елементите, немският учен Велер успя да синтезира урея.

За да се избегне объркване с номенклатурата и класификацията на видовете изследвания в двете науки, програмата на училищните и университетските курсове, следваща общата химия, включва изучаването на неорганичните вещества като основна дисциплина. В научния свят се поддържа подобна последователност.

Класове неорганични вещества

Химията предвижда такова представяне на материала, в което уводните глави на неорганичните вещества разглеждат периодичния закон на елементите. от специален тип, който се основава на предположението, че атомните заряди на ядрата влияят на свойствата на веществата и тези параметри се променят циклично. Първоначално таблицата е изградена като отражение на увеличаването на атомните маси на елементите, но скоро тази последователност е отхвърлена поради нейната непоследователност в аспекта, в който неорганичните вещества изискват разглеждане на този въпрос.

Химията, в допълнение към периодичната таблица, предполага наличието на около сто фигури, клъстери и диаграми, които отразяват периодичността на свойствата.

Понастоящем е популярна консолидирана версия на разглеждането на такова понятие като класове на неорганичната химия. В колоните на таблицата са посочени елементите в зависимост от физико-химичните свойства, в редовете - периоди, подобни един на друг.

Простите вещества в неорганичните

Знак в периодичната таблица и просто вещество в свободно състояние най-често са различни неща. В първия случай се отразява само определен тип атоми, във втория - видът на връзката на частиците и тяхното взаимно влияние в стабилни форми.

Химическа връзка в прости веществапредизвиква разделянето им на семейства. По този начин могат да се разграничат два широки типа групи от атоми - метали и неметали. Първото семейство включва 96 елемента от 118 изследвани.

Метали

Металният тип предполага наличието на едноименна връзка между частиците. Взаимодействието се основава на социализацията на електроните на решетката, която се характеризира с ненасоченост и ненаситеност. Ето защо металите провеждат топлина и заряди добре, имат метален блясък, ковкост и пластичност.

Обикновено металите са отляво в периодичната таблица, когато се начертае права линия от бор към астат. Елементите, близки по местоположение до тази линия, най-често имат граничен характер и проявяват двойственост на свойствата (например германий).

Повечето метали образуват основни съединения. Степените на окисление на такива вещества обикновено не надвишават две. В група металичността се увеличава, докато в период намалява. Например радиоактивният франций проявява повече основни свойства от натрия, а в семейството на халогените йодът дори има метален блясък.

Иначе положението е в периода - завършват поднивата, пред които има вещества с противоположни свойства. В хоризонталното пространство на периодичната таблица проявената реактивност на елементите се променя от основна през амфотерна до киселинна. Металите са добри редуциращи агенти (приемат електрони, когато се образуват връзки).

неметали

Този тип атоми са включени в основните класове на неорганичната химия. Неметалите заемат правилната странапериодична таблица, показваща типично киселинни свойства. Най-често тези елементи се срещат под формата на съединения помежду си (например борати, сулфати, вода). В свободно молекулярно състояние е известно съществуването на сяра, кислород и азот. Има и няколко двуатомни неметални газове - в допълнение към двата по-горе, те включват водород, флуор, бром, хлор и йод.

Те са най-разпространените вещества на земята - силиций, водород, кислород и въглерод са особено разпространени. Йодът, селенът и арсенът са много редки (това включва и радиоактивни и нестабилни конфигурации, които се намират в последните периоди на таблицата).

В съединенията неметалите се държат предимно като киселини. Те са мощни окислители поради възможността за добавяне на допълнителен брой електрони за завършване на нивото.

в неорганични

В допълнение към веществата, които са представени от една група атоми, има съединения, които включват няколко различни конфигурации. Такива вещества могат да бъдат бинарни (състоящи се от две различни частици), три-, четириелементни и т.н.

Вещества от два елемента

Химията отдава особено значение на бинарността на връзките в молекулите. Класовете неорганични съединения се разглеждат и от гледна точка на връзката, образувана между атомите. Тя може да бъде йонна, метална, ковалентна (полярна или неполярна) или смесена. Обикновено такива вещества ясно показват основни (в присъствието на метал), амфортерни (двойни - особено характерни за алуминия) или киселинни (ако има елемент със степен на окисление +4 и по-висока) качества.

Три елемента сътрудници

Темите на неорганичната химия включват разглеждане на този тип асоцииране на атоми. Съединения, състоящи се от повече от две групи атоми (най-често неорганичните се занимават с видове от три елемента), обикновено се образуват с участието на компоненти, които се различават значително един от друг по физикохимични параметри.

Възможните видове връзки са ковалентни, йонни и смесени. Обикновено триелементните вещества са подобни по поведение на бинарните, поради факта, че една от силите на междуатомно взаимодействие е много по-силна от другата: слабата се образува на второ място и има способността да се дисоциира по-бързо в разтвора .

Класове по неорганична химия

Преобладаващата част от веществата, изучавани в неорганичния курс, могат да се разглеждат според проста класификация в зависимост от техния състав и свойства. И така, оксидите и солите се различават. Разглеждането на тяхната връзка е по-добре да започне с запознаване с концепцията за окислени форми, в които може да се появи почти всяко неорганично вещество. Химията на такива асоциирани съединения се обсъжда в главите за оксидите.

оксиди

Оксидът е съединение на всеки химичен елемент с кислород в степен на окисление -2 (съответно в пероксиди -1). Образуването на връзка възниква поради връщането и прикрепването на електрони с редукция на O 2 (когато кислородът е най-електроотрицателният елемент).

Те могат да проявяват както киселинни, така и амфотерни и основни свойства, в зависимост от втората група атоми. Ако в оксида не надвишава степента на окисление +2, ако неметалът - от +4 и по-горе. При проби с двоен характер на параметрите се постига стойност +3.

Киселини в неорганични

Киселинните съединения имат средна реакция по-малка от 7 поради съдържанието на водородни катиони, които могат да преминат в разтвор и впоследствие да бъдат заменени с метален йон. По класификация те са сложни вещества. Повечето киселини могат да бъдат получени чрез разреждане на съответните оксиди с вода, например при образуването на сярна киселина след хидратиране на SO 3 .

Основна неорганична химия

Свойствата на този тип съединения се дължат на наличието на ОН хидроксилния радикал, който дава реакцията на средата над 7. Разтворимите основи се наричат ​​алкали, те са най-силните в този клас вещества поради пълна дисоциация (разпадане на йони в течност). ОН групата при образуването на соли може да бъде заменена с киселинни остатъци.

Неорганична химияе двойна наука, която може да описва вещества от различни гледни точки. В протолитичната теория базите се разглеждат като акцептори на водородни катиони. Този подход разширява концепцията за този клас вещества, наричайки алкали всяко вещество, което може да приеме протон.

сол

Този тип съединения е между основи и киселини, тъй като е продукт на тяхното взаимодействие. Така метален йон (понякога амониев, фосфониев или хидроксониев) обикновено действа като катион, а киселинен остатък действа като анионно вещество. Когато се образува сол, водородът се заменя с друго вещество.

В зависимост от съотношението на броя на реагентите и тяхната сила един спрямо друг е рационално да се разгледат няколко вида продукти на взаимодействие:

• основни соли се получават, ако хидроксилните групи не са напълно заместени (такива вещества имат алкална среда);
• киселинни соли се образуват в обратния случай - при липса на реагираща основа, водородът частично остава в съединението;
• най-известните и най-лесни за разбиране са средните (или нормални) проби - те са продукт на пълна неутрализация на реагентите с образуване на вода и вещество само с метален катион или негов аналог и киселинен остатък.

Неорганичната химия е наука, която включва разделянето на всеки от класовете на фрагменти, които се разглеждат в различно време: някои по-рано, други по-късно. При по-задълбочено изследване се разграничават още 4 вида соли:

• Двойните съдържат единичен анион в присъствието на два катиона. Обикновено такива вещества се получават чрез сливане на две соли със същия киселинен остатък, но различни метали.
• Смесеният тип е противоположен на предишния: основата му е един катион с два различни аниона.
• Кристални хидрати - соли, във формулата на които има вода в кристализирано състояние.
• Комплексите са вещества, в които катион, анион или и двата са представени под формата на клъстери с образуващ елемент. Такива соли могат да бъдат получени главно от елементи от подгрупа В.

Други вещества, включени в практиката на неорганичната химия, които могат да бъдат класифицирани като соли или като отделни глави от знанието, са хидриди, нитриди, карбиди и интерметалиди (съединения на няколко метала, които не са сплави).

Резултати

Неорганичната химия е наука, която представлява интерес за всеки специалист в тази област, независимо от неговите интереси. Включва първите глави, изучавани в училище по този предмет. Курсът по неорганична химия осигурява систематизиране на големи количества информация в съответствие с разбираема и проста класификация.