Opća i neorganska hemija - U tri dijela - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - 2000, 2002.

Ovaj metodološki priručnik sastavljen je u skladu sa programom kursa neorganske hemije, a čitali su ga studenti hemijsko-biološkog odseka škole A. N. Kolmogorova Specijalizovanog obrazovno-naučnog centra Moskovskog državnog univerziteta.
Knjiga predstavlja glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i metode dobijanja.

POGLAVLJE I. OSNOVNI POJMOVI I DEFINICIJE 3
1.1. Struktura materije 3
1.2. Kvantitativni odnosi u hemiji 9
1.3. Hemijski simboli i formule 13
POGLAVLJE II. STRUKTURA ATOMA 20
2.1. Rani modeli atoma 20
2.2. Kvantno mehanički model strukture atoma 26
POGLAVLJE III. HEMIJSKA veza 41
3.1. Naslov 41
3.2. Metoda valentne veze 47
3.3. Metoda molekularne orbite 53

POGLAVLJE 1. Oksidi 3
§ 1. Fizička svojstva oksida 3
§ 2. Klasifikacija oksida i obrasci promjene hemijskih svojstava .. 4
2.1. Klasifikacija oksida prema hemijskim svojstvima 4
2.2. Obrasci promjena svojstava oksida 5
§ 3. Metode za dobijanje oksida 7
§četiri. Hemijska svojstva oksida 9
4.1. Osnovni oksidi 9
4.2. Kiseli oksidi 10
4.3. Amfoterni oksidi 10
4.4. Opća hemijska svojstva oksida 11
POGLAVLJE 2. Kiseline i BAZE 13
§ 1. Teorije kiselina i baza 13
1.1. Elektrolitička teorija 13
1.2. Protolitska teorija 13
1.3. Elektronska teorija 14
§2. Kiseline 16
2.1. Klasifikacija kiselina 16
2.2. Metode za dobijanje kiselina 19
2.3. Opće metode dobijanje bilo koje kiseline 19
2.4. Hemijska svojstva kiselina 21
§3. Osnovi 24
3.1. Osnovna klasifikacija 24
3.2. Metode za dobijanje baza 25
3.3. Hemijska svojstva baza 27
POGLAVLJE 3. Soli 29
§ 1. Klasifikacija soli 29
§ 2. Metode za dobijanje soli 30
§ 3. Hemijska svojstva soli 33

POGLAVLJE 1 Osnove TERMODINAMIJE 3
§ 1.1. Osnovne definicije 3
§ 1.2. Nulti zakon (početak) termodinamike 6
§ 1.3. Prvi zakon (početak) termodinamike 6
§ 1.3.2. Standardna toplota (entalpija) formiranja jedinjenja 9
§ 1.3.3. Standardna entalpija sagorevanja 10
§ 1.3.4. Standardna energija (entalpija) hemijske veze 10
§ 1.3.5. Standardna entalpija sublimacije, isparavanja i topljenja 11
§ 1.3.6. Elektronski afinitet, jonizacioni potencijal, elektronegativnost 11
§ 1.3.7. Hesov zakon 13
§ 1.3.8. Born-Haber ciklus 14
§ 1.3.9. Kirchhoffov zakon 16
§ 1.4. Drugi zakon (početak) termodinamike 17
§ 1.4.1. Definicija entropije sa stanovišta klasične termodinamike 18
§ 1.4.3. Statističko tumačenje pojma entropije 19
§ 1.4.4. Gibbsova slobodna energija 21
§ 1.4.5. Hemijski potencijal 22
§ 1.4.6. Hemijska ravnoteža 23
§ 1.4.7. Smjer reakcije 31
POGLAVLJE 2 Osnove KINETIKE 35
§2.1. Brzina hemijske reakcije 35
§ 2.2. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije 37
§ 2.3. Eksperimentalne metode za određivanje konstanti brzine hemijske reakcije 47

Besplatno preuzmite e-knjigu u prikladnom formatu, gledajte i čitajte:
Preuzmite knjigu Opšta i neorganska hemija - U tri dela - Korenjev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, brzo i besplatno preuzimanje.

Preuzmite zip
U nastavku možete kupiti ovu knjigu po najboljoj sniženoj cijeni uz dostavu širom Rusije.

Mnogi ljudi misle da je Moskovski državni univerzitet nedostupan "običnim" aplikantima - moraju se pripremati sa posebnim tutorima ili barem studirati u specijalnoj školi na Moskovskom državnom univerzitetu, na primjer, u Specijaliziranom obrazovnom i naučnom centru (SSC) u Moskvi Državni univerzitet - internat nazvan po A. N. Kolmogorovu.

Ali nastavnici opšte i neorganske hemije, koji drže časove na nekoliko fakulteta Moskovskog državnog univerziteta, znaju da dobro pripremljeni studenti dolaze na Moskovski univerzitet i iz „neuniverzitetskih“ škola. Na primjer, svake godine studenti "teških" fakulteta (hemija, biologija) postaju studenti kojima je hemiju predavao Sorošev učitelj S. T. Žukov (moskovska škola br. 548, Obrazovni centar "Caricino").

Ovi tutorijali se mogu nazvati jedinstvenim. U njima se kombinuje strog sistem definicija sa naučnom strogošću izlaganja. Priručnici su veoma dobri za učenike 11. razreda koji ponavljaju hemiju uoči mature i prijemni ispiti(ovo se ne odnosi na test Jedinstveni državni ispit, udžbenici su previše "pametni" za to). Knjige mogu biti korisne i za mlađe studente koji studiraju nehemijske specijalitete.

U priručnicima se puno pažnje posvećuje izbornim temama. školski kurs hemije (na primjer, "ravnoteža u rastvorima", "složena jedinjenja"), kojih obično nema u tradicionalnim školskim udžbenicima. Međutim, zadaci na ove teme se redovno koriste na prijemnim ispitima iz hemije na Moskovskom državnom univerzitetu (fakulteti: hemijski, biološki, bioinženjering i bioinformatika, fundamentalna medicina, nauka o zemljištu, fakultet nauke o materijalima).

Osim toga, priručnici su dobro pripremljeni za univerzitetski predmet opšte i neorganske hemije, koji izučavaju studenti prve godine navedenih fakulteta, kao i studenti geologije i geografije.

Među karakteristikama udžbenika ST Žukova treba istaći striktnu razliku između stvarnog i formalnog naboja jona pri pisanju formula, što je za podnosioce, možda, čak i pretjerano. Međutim, kod elektronsko izdavaštvo ova razlika ostaje. Obično školarci (i mnogi studenti) ne sumnjaju da, na primjer, u kristalu natrijum hlorida, stvarni naboj natrijuma i jona klorida nije 1e, već samo 0,78e. Stoga autor priručnika predlaže označavanje efektivnih naboja jona znakovima u krugovima: Na, Al3.

Objavljivanje priručnika S.T. Žukova počinje odjeljcima koji su tradicionalno jedni od najtežih za kandidate i studente. To su teme "Ekvilibrijum" i "Ravnoteža u rješenjima". Priručnici su dopunjeni primjerima zadataka za prijemni ispit na relevantne teme.

V.V. Zagorsky,
st.n. saradnik Katedra za opštu hemiju, Hemijski fakultet Moskovskog državnog univerziteta,
Vanredni profesor Specijalizovanog obrazovnog i naučnog centra Moskovskog državnog univerziteta, profesor Soros

“Opšta i neorganska hemija I deo OSNOVNI POJMOVI, STRUKTURA ATOMA, HEMIJSKA VEZA Škola nazvana po A.N. Kolmogorov Moskovska univerzitetska štampa 2000 UDK 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

-- [ Strana 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

neorganska hemija

OSNOVNI KONCEPTI, STRUKTURA ATOMA,

HEMIJSKA VEZA

Škola nazvana po A.N. Kolmogorovu

Moscow University Press

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Opća i neorganska hemija. Kurs predavanja. dio I

Osnovni pojmovi, struktura atoma, hemijska veza. – M.:

Škola nazvana po A. N. Kolmogorovu, Moscow University Press, 2000. – 60 str.

ISBN 5-211-04200- X

Knjiga predstavlja glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i metode dobijanja.

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

© I.N. Korovin - dizajn, 2000

Poglavlje I Osnovni pojmovi i definicije 1.1. Struktura materije Jedan od osnovnih pojmova hemije i drugih prirodnih nauka je atom. Ovaj izraz ima dugo porijeklo; postoji oko 2500 godina. Po prvi put, koncept atoma je nastao u staroj Grčkoj, oko 5. veka pre nove ere. BC e. Osnivači atomističke doktrine bili su starogrčki filozofi Leukip1 i njegov učenik Demokrit. Oni su iznijeli ideju o diskretnoj strukturi materije i uveli pojam "ATOM".

Demokritovo učenje se nije raširilo, a dugo istorijskog perioda u hemiji (a u srednjem veku - alhemiji) dominirala je teorija Aristotela (384. - 322. pne.).

Prema učenju Aristotela, glavni principi prirode su apstraktni "principi": hladnoća, toplota, suvoća i vlažnost, kada se kombinuju, formiraju se četiri glavna "elementa-elementa":

zemlja, vazduh, vatra i voda.

I samo unutra početkom XIX stoljeća, engleski naučnik John Dalton vraća se atomima kao najmanjim česticama materije i uvodi ovaj termin u nauku. Ovome je prethodio rad tako izuzetnih naučnika kao što su R. Boyle (u knjizi "The Skeptic Chemist" zadao je slomljiv udarac idejama alhemičara), J. Priestley i K. V. Scheele (otkriće kiseonika), G. Cavendish (otkriće vodonika), A. L. Lavoisier (pokušaj sastavljanja prve tabele jednostavnih supstanci), M. V. Lomonosov (glavne odredbe atomske i molekularne teorije, zakon održanja mase), J. L. Prust (zakon konstantnosti sastava ) i mnogi drugi.

Otkrića u oblasti fizike nastala krajem 19. - prve trećine 20. vijeka natjerala su naučnike da na atomsku i molekularnu teoriju gledaju na potpuno drugačiji način. Pokazalo se da atom ima složenu strukturu i da nije najmanja čestica materije.

Ovdje nećemo predstavljati zastarjela definicija ovog koncepta, i odmah dati formulaciju zasnovanu na modernim idejama.

1 Leukip () - starogrčki. filozof. O Leukipovom životu se gotovo ništa ne zna.

Poglavlje I Atom (grč. µ - nedeljiv) je najmanja čestica hemijskog elementa koja je sposobna za samostalan život i nosilac je njegovih svojstava. Atom je električno neutralan mikrosistem koji se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i odgovarajućeg broja elektrona.

Hemijski element je vrsta atoma s istim nuklearnim nabojem.

Hemijski element je koncept, a ne materijalna čestica. Ovo nije atom, već skup atoma koje karakterizira određena karakteristika - isti nuklearni naboj.

Elektron [dr.gr. - ćilibar (dobro se naelektrizira trenjem)] - stabilna elementarna čestica sa masom mirovanja jednakom 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2, i nosi elementarni negativni naboj jednak 1,6 10–19 C.

U hemiji i fizici, pri rješavanju mnogih zadataka, naboj elektrona se uzima kao -1, a naboji svih ostalih čestica izražavaju se u tim jedinicama. Elektroni su dio svih atoma.

Proton (grčki - prvi) - elementarna čestica, koja je sastavni dio jezgra atoma svih kemijskih elemenata, ima masu mirovanja mp = 1,672 10–27 kg = 1,007 a. e. m. i elementarnog pozitivnog električnog naboja koji je po veličini jednak naboju elektrona, tj. 1,6 10–19 C.

Broj protona u jezgru određuje atomski broj hemijskog elementa.

Neutron (lat. neutrum - ni jedno ni drugo) je električki neutralna elementarna čestica čija masa mirovanja neznatno prelazi masu mirovanja protona mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. jesti.

Uz proton, neutron je dio svih atomskih jezgara (s izuzetkom jezgra izotopa vodika 1H, koje je jedan proton).

Osnovna Naznačena 2 a. e.m. - jedinica atomske mase, vidi ispod.

Uopšteno (grupno) ime protona i neutrona je nukleoni.

Maseni broj - ukupan broj nukleona (protona i neutrona) u jezgru.

Jezgro atoma sastoji se od protona, čiji je broj jednak rednom broju elementa (Z), i neutrona (N). A = Z + N, gdje je A maseni broj.

Nuklidi (lat. nucleus - jezgro) - opšti naziv atomskih jezgara, karakteriše se određenim brojem protona i neutrona (pozitivan naboj i maseni broj).

Da bi se označio hemijski element, dovoljno je navesti samo jednu veličinu - naboj jezgra, odnosno redni broj elementa u Periodnom sistemu. Da biste odredili nuklid, to nije dovoljno - morate navesti i njegov maseni broj.

Ponekad, ne sasvim tačno, koncept "nuklida" se ne odnosi na samo jezgro, već na cijeli atom.

Izotopi (grčki - isto + - mjesto) - nuklidi koji imaju isti broj protona, ali se razlikuju po masenim brojevima.

Izotopi - nuklidi koji zauzimaju isto mjesto u Periodnom sistemu, odnosno atomi istog hemijskog elementa.

Na primjer: 11 Na, 23 Na, 24 Na su izotopi natrijuma.

Izobare (grčki - jednak + - težina) - nuklidi koji imaju iste masene brojeve, ali drugačiji broj protoni (tj.

vezani za različite hemijske elemente), na primjer, 90Sr, 90Y, Izotoni - nuklidi sa istim brojem neutrona.

Dugo vremena kemičari nisu pravili jasnu razliku između atoma i molekula jednostavnih supstanci. Godine 1811. A. Avogadro je predložio hipotezu koja je omogućila nedvosmisleno definiranje ovih pojmova, ali to njegovi savremenici nisu cijenili, a priznata je tek 1860. godine, nakon prvog međunarodnog kongresa hemičara održanog u Karlsruheu (Njemačka), kada je molekul je počeo da se shvata kao najmanja čestica supstance koje su uključene u njegove hemijske transformacije. Kako su se prirodne nauke razvijale, definicija molekula je doživjela neke promjene.

Molekul (umanjivanje od latinskog mola - masa) je najmanja čestica supstance koja određuje njena svojstva. Sastoji se od atoma jednog ili različitih hemijskih elemenata i postoji kao jedinstven sistem atomskih jezgara i elektrona. U slučaju jednoatomskih molekula (na primjer, plemenitih plinova), koncepti atoma i molekula se poklapaju.

Atomi se drže zajedno u molekulu hemijskim vezama.

U hemiji, osim atoma i molekula, treba uzeti u obzir i druge strukturne jedinice: jone i radikale.

Ioni (grčki - idu) - električno nabijene čestice nastale od atoma (ili atomskih grupa) kao rezultat dodavanja ili gubitka elektrona.

Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi (grčki - dolje + ion), negativno nabijeni - anioni (grčki - gore + ion).

Na primjer, K+ je kalijev kation, Fe2+ je kation gvožđa, NH + je amonijum kation, Cl– je anjon hlora (hloridni anjon), S2– je anjon sumpora (sulfidanion), SO 2 je sulfatni anjon.

Radikali (latinski radicalis - korijen) - čestice (atomi ili grupe atoma) sa nesparenim elektronima.

Vrlo su reaktivni. Na primjer, H je vodikov radikal, Cl je radikal hlora, CH3 je metil radikal. Istovremeno, paramagnetski molekuli, na primjer, O2, NO, NO2, koji imaju nesparene elektrone, nisu radikali.

Jednostavna supstanca je supstanca koja se sastoji od atoma jednog hemijskog elementa.

Jednostavna supstanca je oblik postojanja nekog hemijskog elementa.

Mnogi elementi mogu postojati u obliku nekoliko jednostavnih supstanci, na primjer, ugljik (grafit, dijamant, karabin, fulereni), fosfor (bijeli, crveni, crni), kisik (ozon, kisik).

Poznato je oko 400 jednostavnih supstanci.

Allotrpy (grčki - drugi + - okret) - sposobnost kemijskog elementa da postoji u obliku dvije ili više jednostavnih supstanci koje se razlikuju po broju atoma u molekuli (na primjer, O2 i O3) ili u različitim kristalnim strukturama (grafit i dijamant).

Polimorfizam (grčki µ - raznolik) - sposobnost čvrstih tijela da postoje u dva ili više oblika s različitim kristalnim strukturama i različitim svojstvima.

Takvi oblici se nazivaju polimorfne modifikacije.

Na primjer, FeS2 može formirati dvije tvari s različitim kristalnim strukturama (polimorfima): jedna se zove pirit, a druga je markazit. Da li su ove supstance alotropske modifikacije? Nisu.

Alotropija se odnosi samo na jednostavne supstance i uzima u obzir i razliku u sastavu njihovih molekula i razliku u strukturi kristalnih rešetki. Ako govorimo o razlici u strukturi kristalnih rešetki jednostavnih supstanci, tada se koncepti polimorfizma i alotropije podudaraju, na primjer, za grafit i dijamant se može reći da su alotropni oblici, ili polimorfni oblici.

Mogućnost formiranja dvije ili više vrsta molekula, kisika. Formira dva alotropna oblika: O2 i O3 - ozon. Razlikuju se i po fizičkim i po hemijskim svojstvima.

Kiseonik O2 je gas bez boje i mirisa. Ozon O3 je plavi plin karakterističnog mirisa (čak je i ime dobio po grčkom.

(ozein) - mirisati).

U tečnom i čvrstom stanju kiseonik ima blijedoplavu boju. Ozon u tečno stanje jako obojen ljubičasta, u čvrstom stanju ima crno-ljubičastu boju.

Kiseonik je paramagnetičan, ozon je dijamagnetičan.

Hemijska aktivnost kisika i ozona oštro se razlikuje. Ozon je reaktivniji od kiseonika i pokazuje jači oksidirajuća svojstva.

Unatoč činjenici da kisik stupa u interakciju sa gotovo svim elementima u slobodnom obliku, u mnogim slučajevima ove reakcije se javljaju samo na povišenim temperaturama. Ozon, s druge strane, reaguje sa mnogim supstancama u uslovima u kojima kiseonik ostaje inertan, na primer, ozon oksidira živu i srebro u okside.

Fosfor. Poznata su dva alotropna oblika fosfora: bijeli i crveni.

Bijeli fosfor se sastoji od P4 tetraedarskih molekula. Crveni fosfor se može smatrati polimernim molekulima P. Naravno, u čvrstom stanju, ove modifikacije se razlikuju kako po strukturi kristalnih rešetki tako i po fizičkim svojstvima.

Svi alotropni oblici fosfora takođe pokazuju značajnu razliku u hemijskim svojstvima, koja se, prije svega, sastoji u njihovoj različitoj reaktivnosti. Bijeli fosfor je aktivniji oblik, dok je crveni manje aktivni oblik.

Bijeli fosfor polako oksidira u zraku čak i na uobičajenim temperaturama (što uzrokuje sjaj bijelog fosfora), dok je crveni stabilan na zraku i svijetli samo kada se zagrije.

Formiranje različitih kristalnih rešetki Ovaj slučaj alotropije može se smatrati i polimorfizmom jednostavnih supstanci.

Karbon. Poznato je nekoliko alotropskih modifikacija za ugljik:

grafit, dijamant, karabin, fulereni.

Grafit i dijamant formiraju atomske kristalne rešetke koje se razlikuju po strukturi. Ove dvije tvari se također oštro razlikuju po svojim fizičkim svojstvima: dijamant je bezbojan, proziran, grafit je crno-siv, neproziran, dijamant je najtvrđa supstanca, grafit je mekan, dijamant ne provodi struju, grafit provodi električnu energiju. U normalnim uslovima, dijamant je metastabilan (manje stabilan) oblik. Kada se dijamant zagrije (t > 1000°C), on se nepovratno pretvara u grafit. Prijelaz grafita u dijamant odvija se na višoj temperaturi i nužno pri vrlo visokom pritisku.

Tin. Poznata su dva alotropska oblika kalaja - sivi i bijeli.

Sivi kalaj (-kalaj) postoji na temperaturama ispod 13,2°C, pokazuje poluvodička svojstva, vrlo krhka supstanca gustine 5,846 g/cm3.

Bijeli kalaj (-kalaj) je tipičan srebrno-bijeli metal po fizičkim svojstvima, dobro provodi toplotu i električnu struju, plastičan je, gustine 7,295 g/cm3 i stabilan je u temperaturnom opsegu od 13,2 - 173°C. Iznad ove temperature, -kalaj prelazi u drugu modifikaciju - -kalaj, koja ima drugačiju strukturu kristalne rešetke i gustinu od 6,54 g/cm3.

Mnoge polimorfne (ili alotropne) modifikacije mogu biti u metastabilnom stanju, odnosno mogu postojati dugo vremena u uslovima koji za njih nisu karakteristični („u stranom prostoru“).

Na primjer, bijeli lim se može super ohladiti i postojati dugo na temperaturi ispod 13,2 ° C, međutim, njegovo stanje u ovim uvjetima je nestabilno, stoga mehaničko oštećenje, oštro podrhtavanje itd. može uzrokovati oštar prijelaz u oblik. Ova dobro poznata pojava nazvana je "kalajna kuga".

Nečistoće takođe imaju značajan uticaj na prelazak iz jednog oblika u drugi. Na primjer, lagana primjesa bizmuta praktično sprječava prijelaz bijelog kalaja u sivu, a dodatak aluminija, naprotiv, ubrzava ovaj prijelaz.

Za svaki alotropni (ili polimorfni) oblik postoji specifičan raspon temperatura i pritisaka gdje je ova modifikacija stabilna. Na primjer, na temperaturama do 95,6 °C stabilan je rombični sumpor (-forma), a na višoj temperaturi monoklinski (oblik). Ova dva alotropska oblika razlikuju se jedan od drugog po strukturi kristalnih rešetki.

Jedinjenje ili spoj je tvar koja se sastoji od atoma različitih kemijskih elemenata.

Izomorfizam (grčki - jednak, sličan + µ - oblik) - sposobnost tvari sličnih sastava da formiraju miješane kristale, u kojima se atomi, ioni ili atomske grupe slične veličine nasumično zamjenjuju.

Na primjer, u kristalima kalijevog stipse KAl(SO4)2 12 H2O, joni kalija mogu biti zamijenjeni jonima rubidijuma ili amonijuma, a joni Al3+ jonima Cr3+ ili Fe3+. U ovom slučaju se kaže da su katjoni kalija izomorfni kationima rubidijuma ili amonijuma, dok su kationi aluminijuma izomorfni kationima hroma ili gvožđa.

1.2. Kvantitativni odnosi u hemiji Mase atoma i molekula su vrlo male i nezgodno je koristiti općeprihvaćenu mjernu jedinicu - kilogram - za numerički izraz njihovih vrijednosti. Stoga se za izražavanje masa atoma i molekula koristi druga mjerna jedinica - jedinica atomske mase (amu).

Jedinica atomske mase (a.m.u.) je mjerna jedinica za mase atoma, molekula i elementarnih čestica.

1/12 mase nuklida ugljenika 12C uzima se kao jedinica atomske mase.

Masa ovog nuklida u SI jedinicama je 1,9927 10–26 kg.

Relativna atomska masa (zastarjeli termin je atomska težina) je masa atoma izražena u jedinicama atomske mase (a.m.u.).

Označeni Ar.

Većina prirodnih hemijskih elemenata je mešavina izotopa. Stoga se prosječna vrijednost relativne atomske mase prirodne mješavine njenih izotopa, uzimajući u obzir njihov sadržaj u zemaljskim uvjetima, uzima kao relativna atomska masa elementa. Ove vrijednosti su date u periodičnom sistemu.

Na primjer, kisik ima tri izotopa 16O, 17O i 18O, njihove atomske mase i sadržaj u prirodnoj smjesi prikazani su u tabeli 3.

Prosječna vrijednost atomske mase, uzimajući u obzir doprinos svakog izotopa, izračunava se pomoću sljedeće formule:

gdje su Ar, j atomske mase odgovarajućih izotopa, ni njihov sadržaj u prirodnoj smjesi (u molskim frakcijama). Zamjenom u ovoj formuli odgovarajućim vrijednostima iz tabele 3 za atomsku masu kiseonika, dobijamo:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Imajte na umu da su atomska masa i maseni broj apsolutno razni koncepti: prva je masa atoma, izražena u a. e.m., a drugi je broj nukleona u jezgru. Atomska masa je frakcijska vrijednost (ima cjelobrojnu vrijednost samo za izotop 12C), za razliku od masenog broja, koji je uvijek cijeli broj.

Brojčano, ove količine su vrlo bliske; na primjer, za vodonik je atomska masa 1,0078 i maseni broj 1, za helijum atomska masa je 4,0026, a maseni broj je 4.

Relativne atomske mase imaju razlomke vrijednosti sljedeći razlozi:

1) većina elemenata koji postoje u prirodi su mješavina nekoliko izotopa, a periodni sistem pokazuje prosječnu vrijednost relativne atomske mase mješavine prirodnog izotopa.

2) za monoizotopske elemente (na primjer, 23Na) ova vrijednost će također biti razlomka, jer je masa nukleona izražena u a. m.u., nije ceo broj (vidi tabelu 3) i tokom formiranja jezgra deo mase nukleona se pretvara u energiju, u skladu sa jednačinom Ebond = m c2, gde je c = 3 108 m/s brzina svetlosti u vakuumu.

Prilikom stvaranja bilo koje veze uvijek se oslobađa energija za koju se troši dio mase vezivnih čestica. U slučaju stvaranja hemijskih veza ova vrijednost je vrlo mala, pa se ovdje zanemaruje promjena mase i pretpostavlja se da je masa formirane čestice jednaka zbiru masa čestica koje učestvuju u njenom formiranju. . Kada se formira jezgro, oslobađa se vrlo velika količina energije, a "defekt mase" je jasno vidljiv.

Molekulska težina je masa molekula, izražena u a. e. m. Masa molekula je praktično jednaka zbiru relativne atomske mase atoma koje sadrži.

Ako se tvar ne sastoji od molekula, već, na primjer, od iona (NaCl), ili je oligomer [(H2O)n], tada je relativna molekulska težina naznačena za jedinicu formule tvari. Jedinicu formule neke supstance treba shvatiti kao hemijski sastav najmanje količine date supstance.

Mol je jedinica mjere za količinu tvari. Određeno.

1 mol je količina supstance koja sadrži istu strukturne jedinice(atomi, molekuli, joni, radikali), koliko atoma sadrži 0,012 kg izotopa ugljika 12C, naime molarna masa tvari (M) jednaka je omjeru mase ove tvari (m) i njegova količina ():

Prethodna definicija: masa jednog mola supstance, numerički jednaka njenoj molekulskoj težini, ali izražena u jedinicama g/mol. Možda će u početku olakšati rješavanje računskih problema.

Obratite pažnju na razliku u terminima: molarna masa" i "molekularna težina", slične po zvuku, ali srodne sa drugačiji broj predmeta: prvi je masa jednog mola supstance (tj. masa je 6,022 1023 molekula), a drugi je masa jednog molekula, a izražavaju se u različitim jedinicama - g/mol i a. e. m., respektivno.

Koncept "količine tvari" i, shodno tome, mjerna jedinica - mol se koristi u većini kemijskih proračuna. Ova vrijednost je jedinstveno povezana s masom, brojem strukturnih jedinica i zapreminom (ako je plin ili para) tvari. Ako je navedena količina supstance, te količine je lako izračunati.

Maseni udio supstance A u sistemu je omjer njene mase i mase cijelog sistema (često se ova vrijednost izražava u %):

Sve probleme koji se odnose na proračune po masenim udjelima treba riješiti pomoću ove formule. Kako biste izbjegli dosadne tehničke greške, preporučujemo da prilikom izračunavanja odmah pretvorite % u dionice.

Volumenski udio komponente je omjer volumena komponente i zapremine cijelog sistema:

Molni udio komponente je omjer količine tvari (mol) komponente A prema ukupnom broju molova svih komponenti sistema:

Zakon održanja energije - energija ne nastaje ni iz čega i ne nestaje bez traga, ali njeni pojedinačni tipovi mogu prelaziti jedan u drugi prema strogo određenim ekvivalentnim omjerima.

Dakle, ako je energija kemijskih veza u produktima reakcije veća nego u reaktantima, tada se oslobođena energija oslobađa u obliku topline, svjetlosti ili će se zbog toga dogoditi rad (na primjer, eksplozija ili pomicanje klipa) .

Zakon održanja mase (M. V. Lomonosov, 1748) - masa svih supstanci koje su ušle u reakciju jednaka je masi svih produkta reakcije.

Sa stajališta atomske i molekularne teorije, zakon održanja mase objašnjava se na sljedeći način: kao rezultat kemijskih reakcija, atomi ne nestaju i ne nastaju, već se preuređuju. Budući da broj atoma prije i nakon reakcije ostaje nepromijenjen, njihova ukupna masa se također ne mijenja.

Na osnovu ovog zakona, svi proračuni se provode prema jednačinama hemijskih reakcija.

Zakon konstantnosti sastava (Proust, 1806) - svako hemijsko jedinjenje ima dobro definisan i stalan sastav.

Kao posljedica ovog zakona, slijedi da sastav hemijskog jedinjenja ne zavisi od načina njegove pripreme.

Supstance čiji sastav odgovara ovom zakonu nazivaju se daltonidi. Tvari čiji sastav zavisi od načina pripreme nazivaju se bertolidi (na primjer, oksidi prijelaznih metala).

Zakon višestrukih omjera (Dalton) - ako dva elementa tvore nekoliko spojeva jedan s drugim, tada su masene količine jednog elementa koje se kombinuju sa istom količinom mase drugog povezane jedna s drugom kao mali cijeli brojevi.

Avogadrov zakon (1811) - jednake zapremine različitih idealnih gasova pod istim uslovima (temperatura i pritisak) sadrže isti broj molekula.

Posljedice iz Avogadrova zakona 1°. 1 mol bilo kog idealnog gasa pod istim uslovima (temperatura i pritisak) zauzima istu zapreminu.

At normalnim uslovima(dobro.):

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

- molarni volumen bilo kojeg idealnog plina je 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Gustine idealnih gasova pod istim uslovima (temperatura i pritisak) su direktno proporcionalne njihovoj molarnoj masi:

budući da iz Avogadrovog zakona slijedi da je pod istim uvjetima (p i t) za bilo koje idealne plinove omjer / V = ​​konst.

Za gasove se uvodi koncept relativne gustine jednog gasa u odnosu na drugi. DA(X) - relativna gustina gasa X za gas A:

U hemiji, kao iu svakoj nauci, postoji sistem konvencionalnih znakova čije je poznavanje neophodno za razumijevanje ovog predmeta.

Hemijska simbolika je vrsta abecede, uz pomoć koje zapisuju "riječi" - formule spojeva i "fraze" - jednadžbe kemijskih reakcija, koje na ovaj ili onaj način odražavaju procese koji se stvarno događaju.

Čak iu srednjem vijeku, tada poznati kemijski elementi označavani su konvencionalnim simbolima, istim onima koji su se koristili za označavanje nebeskih tijela. Činjenica je da je, prema zamislima alhemičara, svaki od tada poznatih elemenata odgovarao svom vlastitom nebeskom tijelu.

Neke ideje alhemičara odražavaju se u poetskom obliku:

Oznake nebeskih tijela i njihovih "odgovarajućih" hemijskih elemenata, usvojene u srednjem vijeku, prikazane su u tabeli 4.

Element Simbol nebeskog tijela Naravno, takvi simboli za označavanje hemijskih elemenata nisu bili baš zgodni. Štoviše, do 1800. bilo je poznato oko 1800 kemijskih elemenata (iako neki još nisu bili izolirani kao jednostavne tvari, već su bili poznati uglavnom u obliku oksida), a korištenje takve simbolike postalo je nemoguće.

D. Dalton je predložio druge oznake za hemijske elemente, u nastavku su neki primjeri ove simbolike:

Simboli hemijskih elemenata koje je predložio D. Dalton Kao što se može vidjeti iz ovih primjera, u nekim slučajevima Dalton je koristio početna slova engleskih naziva elemenata (na primjer: željezo - željezo, bakar - bakar, olovo - olovo), zaokružena . Poznati švedski hemičar 19. stoljeća Jens Jakob Berzelius, koji je dao veliki doprinos razvoju Daltonove atomističke teorije, predložio je potpuno novu simboliku za označavanje kemijskih elemenata. Odlučio je da svaki hemijski element ima svoj poseban znak, koji bi istovremeno bio simbol hemijskog elementa i označavao jedan atom. Kao takav simbol, predloženo je korištenje početnog slova latinskog naziva elementa (na primjer, vodik - Hidrohenium - simbol H, sumpor - Sumpor - S, itd.). U slučajevima kada imena dva elementa počinju istim slovom, nazivu ovog elementa dodano je drugo slovo, na primjer, C - ugljik, Cu - bakar, Cd - kadmijum. Tako su se pojavili simboli hemijskih elemenata koji se do danas koriste širom svijeta.

Neki elementi (na primjer, željezo, zlato, olovo) poznati su od davnina, a njihova imena su istorijskog porijekla.

Imena elemenata otkrivenih u proteklih 300 godina zasnivala su se na različitim principima: prema mineralu iz kojeg je ovaj element prvi put izolovan, na primjer, berilij (po imenu minerala - beril), prema nazivu zemlja - domovina otkrića, na primjer, germanij (njemački hemičar K. Winkler) u čast Njemačke, prema nekim svojstvima, na primjer, hlor (od grčkog - zeleno), fosfor (iz grčkog.

- svjetlo, - nosim). Umjetni elementi su dobili imena u čast poznatih naučnika, na primjer, mendelevium, einsteinium.

Ako se simbol hemijskog elementa mentalno unese u kvadrat, tada se uglovi ovog kvadrata koriste, ako je potrebno, za dodatne informacije:

Korišćenjem hemijski simboli elementi pišu hemijske formule supstanci. Na primjer, formula za sumpornu kiselinu H2SO4 pokazuje da se molekula ovog spoja sastoji od dva atoma vodika, jednog atoma sumpora i četiri atoma kisika. Koristeći hemijske formule, zapišite jednadžbe hemijskih reakcija, na primjer:

Supstance koje ulaze u hemijsku reakciju (početne supstance) su zapisane na levoj strani jednačine, a supstance nastale kao rezultat reakcije (proizvodi reakcije) su zapisane na desnoj strani jednačine, a broj atoma svaki element na lijevoj strani jednačine trebao bi biti jednak broju atoma ovog elementa na desnoj strani (zakon održanja mase tvari).

Bilo koji hemijska formula- ovo je uslovni zapis koji nosi određene informacije o datoj supstanci, a ovisno o tome koje informacije žele prijaviti, koriste različite formule.

1°. Molekularna formula (ili bruto formula) odražava samo kvalitativni i kvantitativni sastav jedinjenja, odnosno pokazuje koji atomi kojih elemenata i u kojoj količini su deo date supstance, a ne govori ništa o njenoj strukturi, jer primjer:

2°. Grafička formula (često se pogrešno naziva strukturna formula) daje dodatne informacije: pored kvalitativnog i kvantitativnog sastava, pokazuje kojim redoslijedom su atomi međusobno povezani, a također ukazuje na višestrukost veza (jednostavne, dvostruke , trostruko):

Međutim, ove formule ne govore ništa o strukturi molekula, odnosno ne odražavaju relativni raspored atoma u prostoru.

3°. Elektronska formula nosi dodatne informacije u odnosu na grafičku (iako joj je, zapravo, vrlo slična) - pokazuje koji od valentnih elektrona su uključeni u formiranje veza, kao i prisutnost nesparenih elektrona i nepodijeljenih elektrona. elektronski parovi:

4°. Strukturna formula je prikazana na skali, u odgovarajućoj projekciji, koja daje trodimenzionalni prikaz molekula i pokazuje relativni raspored atoma u prostoru. Ako je potrebno, da strukturne formule u prilogu su tablice koje pokazuju dužine veza (udaljenosti između centara vezanih atoma) i vezne uglove (uglove između veza).

5°. Moguće je koristiti i druge varijante formula za prenošenje relevantnih informacija o molekulu ili olakšanje percepcije informacija, na primjer, pokazuje prisustvo slobodne orbitale 1. Koliko atoma vodika sadrži 1 litar vodika na n. at.?

Rješenje. Budući da 1 mol bilo kojeg idealnog plina zauzima n. y. 22,4 litara, tada će 1 litar vodonika (možemo ga smatrati približno idealnim plinom) sadržavati = 0,045 mol molekula vodonika. Svaka molekula vodika sastoji se od dva atoma, što znači da je broj atoma dvostruko veći: 2 0,045 = 0,09 mol. Da biste saznali koliko atoma ima u ovoj količini materije, pomnožite je s Avogadrovim brojem:

2. Kolika je masa 1 molekula NaOH?

Rješenje. Prvo izračunajmo molekulsku težinu NaOH u jedinicama a. e. m., na osnovu vrijednosti atomskih masa natrijuma, kisika i vodika.

Pretvorimo sada u SI jedinice:

3. Koja energija se oslobađa pri formiranju atoma helijuma iz elementarnih čestica?

Rješenje. Atomska masa helijuma je 4,0026 amu. e. m. Izračunajmo ukupnu masu elementarnih čestica koje čine helijum:

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

Defekt mase je ili 4. A g CaO je otopljen u višku vode mase B g. Izrazite maseni udio tvari u rezultirajućem rastvoru.

Rješenje. Da bi se riješio ovaj problem, mora se imati na umu da kada se kalcijev oksid otopi u vodi, dolazi do reakcije CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, pa će kalcijev hidroksid biti otopljena tvar.

Pronalazimo masu supstance prema jednadžbi reakcije:

Masa otopine je zbir mase tvari koje su formirale ovu otopinu (pošto se reakcija ne taloži i ne oslobađa se plin, ništa se ne treba oduzimati) A + B. Dakle, \u003d (100%).

5. Pomiješano 11,2 litara hlora i 22,4 litara vodonika. Odrediti volumni udio plinova u smjesi nakon reakcije.

Rješenje. Reakcija teče H2 + Cl2 = 2 HCl. Pošto su zapremine gasova proporcionalne njihovim količinama supstanci, tada će 1 zapremina vodonika reagovati sa 1 zapreminom hlora i nastaju 2 zapremine hlorovodonika. Hlora nedostaje, on će potpuno reagovati; Reagiraće 11,2 litara vodonika i ostat će još 11,2 litara. Hlorovodonik će ispasti 2 11,2 = 22,4 litara.

Ukupna zapremina sistema je 11,2 + 22,4 = 33,6 litara. Zapreminski udio vodonika 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), hlorovodonika 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%), ili 6. Legura sadrži 40% K i 60% Na. Pronađite molske udjele komponenti.

Rješenje. M(K) = 39, M(Na) = 23. Ako 100 g legure sadrži 40 g K, onda je to 40/39 = 1,03 mol. 60 g natrijuma je 60/23 = 2,61 mol.

Ukupna količina supstance u 100 g legure je 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Otuda i molne frakcije: kalijum 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), natrijum 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%), ili 100 - 28 = 72%.

7. Kombinacija ugljika i vodonika sadrži 75% ugljika po masi.

Rješenje. Hajde da upišemo formulu opšti pogled: Vau. Masa ugljika u molekulu ove supstance je proporcionalna 12x, vodonika - y. Budući da je maseni udio ugljika 75%, dobijamo: 12x: y = 75: 25, dakle x: y = 6,25: 25 = 1: 4.

Željena formula CH4.

8. Gustina gasa u vazduhu 0,55. Šta je ovo gas?

Rješenje. Prosečna molarna masa vazduha je 29. Da biste pronašli molarnu masu gasa, pomnožite 29 sa gustinom gasa: 29 0,55 = 16. Ova molarna masa odgovara metanu CH4, nema drugih opcija.

1. Ukupan naboj od koliko elektrona je 1 C?

Kolika je masa 1 mola elektrona?

2. Koliko atoma vodonika sadrži 3 litre vode a) na 20°C i 1 atm;

b) na 150°C i 1 atm?

3. Kolika će se energija osloboditi kada se od elementarnih čestica formira 1 mol 16O nuklida?

4. X g kalijuma je rastvoreno u višku vode zapremine 1 litar. Koliki je maseni udio tvari u nastaloj otopini?

5. 16,8 litara hlorovodonika i 5,6 litara bromovodonika rastvoreno je u 100 ml vode. Pronađite masene udjele tvari u otopini.

6. Na 2000°C, stepen termičke disocijacije (tj. molski udio molekula razloženih toplotom) vode je oko 2%.

Izračunajte molarne i volumne udjele svih komponenti u ravnotežnoj smjesi na ovoj temperaturi.

7. Izračunajte maseni udio alkohola u vodenom rastvoru sa volumnim udjelom od 40%, ako je gustina alkohola (na 20°C) 0,79 g/ml.

8. Sipana su dva rastvora: 10 g 20% ​​barijum hlorida i 20 g 10% kalijum sulfata. Naći masene udjele svih otopljenih tvari.

9. Kombinacija azota sa vodonikom sadrži 87,5% azota po masi.

Pronađite formulu za ovo jedinjenje.

10. Određeni gas ima gustinu vodonika 8,5. Šta je ovo gas?

11. Nacrtaj grafičke formule dušika, željeznog oksida (III), fosforne kiseline.

Proučavanje prolaska električne struje kroz različite medije (plinovi, otopine, taline), provedeno u prošlom stoljeću, dalo je prve eksperimentalne činjenice koje su potaknule ideju o složenoj strukturi atoma.

30-ih godina 19. vijeka engleski fizičar Michael Faraday ustanovio je da elektrohemijske procese karakterišu određeni odnosi, koji ukazuju na to da su električni naboji, kao i materija, diskretni po prirodi i da postoji određeni minimalni naboj.

Eksperimenti sa cijevima za pražnjenje u plinu, izvedeni u drugoj polovini prošlog stoljeća, jasno su pokazali da sastav atoma mora uključivati ​​negativno nabijene čestice, koje su kasnije nazvane elektronima3. Ovi eksperimenti s rijetkim plinovima imali su prilično jednostavan dizajn. Dvije elektrode su zalemljene u staklenu cijev, a zatim je cijev evakuisana do pritiska od oko 10 mm Hg. Art.

(0,013 Pa). Na elektrode je primijenjen visoki napon (nekoliko kilovolti), a sjajem stijenki cijevi i zaostalih plinova uočen je tok čestica koje su se kretale s negativne elektrode na pozitivnu. Ako bi se na putu ovog snopa postavila bilo kakva prepreka, na primjer, spinner, tada je počeo da se okreće, što ukazuje na to da čestice imaju konačnu masu. Ako se cijev za plinsko pražnjenje smjestila između ploča ravnog kondenzatora, tada se fluks čestica skretao prema jednoj od njih, odnosno onoj koja je bila pozitivno nabijena, što je ukazivalo na negativan naboj čestica.

Godine 1896. Henri Becquerel je, radeći sa spojevima uranijuma, otkrio fenomen radioaktivnosti - spontani raspad atoma jednog elementa i njihovu transformaciju u atome drugog kemijskog elementa. Utvrđeno je da su takve transformacije praćene emisijom oku nevidljivog zračenja.

Nešto kasnije, supružnici Pierre Curie i Maria Sklodowska-Curie otkrili su da ne samo jedinjenja emituju nevidljivo zračenje.3 Elektron je bio prva od otkrivenih elementarnih čestica. Godine 1874

J. J. Stoney je sugerirao da je električna struja tok negativno nabijenih čestica, koje je nazvao elektronima. Međutim, prioritet otkrića elektrona gotovo univerzalno priznaje J. J. Thomson, koji je eksperimentalno dokazao postojanje elektrona i odredio omjer njegovog naboja i mase.

uranijum, ali i druge supstance. Kao rezultat mukotrpan rad otkrili su dva nova hemijska elementa, koji su nazvani "radijum" i "polonijum".

Godine 1899. Rutherford je otkrio da radioaktivni elementi emituju dvije vrste zračenja, koje je nazvao - i - zracima. Kasnije je otkriveno da radioaktivne supstance mogu emitovati tri vrste zračenja: i. -zračenje je tok jezgara atoma helijuma i, shodno tome, -čestice imaju masu od 4 a. e.m i električni naboj +2, -zraci su struja elektrona, a -zraci su elektromagnetno zračenje vrlo kratke talasne dužine4.

Sve ove eksperimentalne činjenice pokazale su da atom ima složena struktura i mora sadržavati elektrone. A budući da je atom kao cjelina električki neutralna čestica, negativni naboj elektrona mora biti nadoknađen pozitivnim nabojem.

Oko 1900. J. J. Thomson je predložio prvi model atoma, prema kojem pozitivni naboj ravnomjerno ispunjava cijeli volumen atoma, a negativni naboj, predstavljen elektronima, umešan je u ovu pozitivno nabijenu sferu. Ovaj model se zvao "Thomsonov puding". Model nije mogao objasniti sve eksperimentalne podatke dobijene u to vrijeme. To je donekle objasnilo Faradejeve eksperimente i eksperimente sa cevima za pražnjenje gasa, ali nije moglo da odgovori na najvažnije pitanje: "kako može postojati takav sistem električnih naboja?"5 Uprkos tome, naučnici su neko vreme koristili ovaj model.

4 Kasnije su otkriveni i drugi tipovi radioaktivnog raspada: +-raspad (emisija pozitrona), hvatanje elektrona (hvatanje orbitalnog elektrona jezgrom), odgođena emisija neutrona, spontana nuklearna fisija, a 1961., pod vodstvom akademika Flerova, raspad protona.

5 Jedna od glavnih teorema elektrostatike je teorema koju je u 19. vijeku formulisao engleski fizičar i matematičar S. Earnshaw:

bilo koja ravnotežna konfiguracija točkastih električnih naboja u mirovanju je nestabilna ako na njih, osim Kulonovih sila privlačenja i odbijanja, ne djeluju druge sile. Ova teorema slijedi iz tvrdnje da potencijalna energija statički sistem električnih naboja ne može imati minimum. Prisustvo minimuma potencijalne energije je neophodan uslov za stabilnu ravnotežu.

Rice. 1. Eksperimentirajte s prolaskom -čestica kroz materiju.

1910. Rutherfordovi učenici Hans Geiger i Ernest Marsden izveli su eksperimente bombardiranja tankih metalnih ploča česticama. Otkrili su da većina -čestica prolazi kroz foliju bez promjene putanje. I to nije bilo iznenađujuće, ako prihvatimo ispravnost Thomsonovog modela atoma.

Ono što je bilo iznenađujuće je samo to da su neke čestice odstupile od prvobitne putanje i, na opšte iznenađenje, oko 1 od 20.000 čestica je odstupila za ugao blizu 180°, tj. odbila se nazad (vidi sliku 1).

Iz rezultata ovog eksperimenta mogli bi se izvući sljedeći zaključci:

1) postoji neka „prepreka“ u atomu, koja se zvala jezgro;

2) jezgro ima pozitivan naboj (inače se pozitivno naelektrisane čestice ne bi reflektovale nazad);

3) jezgro ima veoma male dimenzije u odnosu na dimenzije samog atoma (samo mali deo -čestica je promenio smer kretanja);

4) jezgro ima veliku masu u odnosu na masu -čestica.

Eksperimenti o rasejanju -čestica takođe su omogućili da se procene veličine jezgara i atoma:

- jezgra imaju prečnik reda 10-15 - 10-14 m, - atomi imaju prečnik reda 10-10 m.

Kako bi objasnio dobivene rezultate, Rutherford je iznio ideju planetarne strukture atoma. On je atom posmatrao kao Solarni sistem: u centru je jezgro koje sadrži glavnu masu i cijeli pozitivni naboj atoma, a okolo, u različitim orbitama, rotiraju elektroni. Ovaj model je prilično dobro objasnio eksperimentalni materijal akumuliran u to vrijeme, ali je patio od dva nedostatka:

1) U skladu sa jednadžbama klasične elektrodinamike, nabijena čestica koja se kreće ubrzano (a elektron u atomu se kreće centripetalnim ubrzanjem) mora zračiti energiju.

U tom slučaju, gubitak energije trebao bi dovesti do smanjenja radijusa orbite i pada elektrona na jezgro.

2) Kontinuirana promjena u putanji elektrona bi također trebala doprinijeti kontinuiranoj promjeni frekvencije zračenja i, posljedično, kontinuiranom spektru emisije. Ali eksperimenti su pokazali da se emisioni spektar vodika, kao i drugih atoma u plinovitom stanju, sastoji od nekoliko traka, tj.

je diskretna.

Izlaz iz ove situacije pronašao je 1913. danski fizičar Niels Bohr, koji je predložio svoju teoriju strukture atoma. Istovremeno, on nije u potpunosti odbacio prethodne ideje o planetarnoj strukturi atoma, ali je da bi objasnio stabilnost takvog sistema iznio pretpostavku da zakoni klasične fizike nisu uvijek primjenjivi za opisivanje sistema kao što je npr. atoma, i formulisao dva postulata.

Borov prvi postulat. Elektroni se mogu okretati oko jezgra po strogo određenim stacionarnim orbitama, a ne emituju niti apsorbiraju energiju.

Bohrov drugi postulat. Kada se kreće iz jedne orbite u drugu, elektron apsorbira ili emituje kvantum energije.

Bohr je sugerirao da kutni moment za elektron u atomu može imati diskretne vrijednosti jednake samo cijelom broju kvanta akcije, što se matematički može zapisati na sljedeći način:

gdje je m masa elektrona, v je linearna brzina njegove rotacije, r je polumjer orbite, n je glavni kvantni broj, koji uzima cjelobrojne vrijednosti od 1 do beskonačnosti, a h = 6,625 10–34 J /s je Plankova konstanta. Jednačina (7) je matematički izraz prvog Borovog postulata.

Energija elektrona u odgovarajućoj orbiti određena je izrazom:

U ovoj jednačini, sve veličine osim n su konstante.

Dakle, energija elektrona u atomu određena je vrijednošću glavnog kvantnog broja. Za atom vodonika pri n = 1, E = 2,176 10–J, ili 13,6 eV (1 elektron volt je energija koju elektron dobije kada prođe kroz potencijalnu razliku od 1 volta, a jednaka je 1,6 10–19 J) .

Koristeći gornje jednačine, Bohr je izračunao emisioni spektar atoma vodika.

U atomu vodika, elektron ima minimalnu energiju u prvoj orbiti. Ovo stanje elektrona naziva se osnovno stanje ili nije pobuđeno. Ako se ovom elektronu da dovoljno energije, onda on može ići u drugu orbitu velikog radijusa, na primjer, orbitu br. 2, 3, itd., ovisno o prenesenoj energiji. Takvo stanje se naziva uzbuđeno, nestabilno je.

Elektron može ostati u ovim orbitama kratko vrijeme, a zatim preći na drugu orbitu sa nižom energijom, na kraju se vratiti u osnovno stanje. Tokom ovih prelaza, energija se emituje u obliku elektromagnetnog zračenja.

Godine 1900. Planck je sugerirao da se zračenje i apsorpcija energije mogu dogoditi samo u strogo određenim dijelovima, koje je nazvao kvanti. Frekvencija zračenja povezana je s energijom jednadžbom:

gdje je c brzina svjetlosti u vakuumu jednaka 3 108 m/s. Dakle, frekvencija ovog zračenja zavisi od razlike između energija nivoa (). U zavisnosti od talasne dužine, ovo zračenje može pripadati različitim regionima spektra: rendgenskim, ultraljubičastim, vidljivim ili infracrvenim. Na sl. 2 shematski prikazuje prelaze elektrona u pobuđenom atomu vodika, koji uzrokuju zračenje u raznim poljima spektra.

Rice. 2. Elektronski prijelazi u atomu vodika Ispostavilo se da se Borovi proračuni odlično slažu s eksperimentalno dobivenim rezultatima (vidi tablicu 6).

Talasne dužine spektralnih linija u Balmerovoj seriji (vidljivo područje) Nakon detaljnog proučavanja spektralnih linija, pokazalo se da neke od njih nisu jedna, već nekoliko blisko raspoređenih linija. Ovo ukazuje da postoje različite orbite u kojima elektroni imaju sličnu energiju. Da bi objasnio ovu činjenicu, Sommerfeld je sugerirao da se elektroni mogu rotirati ne samo u kružnim, već i po eliptičnim orbitama.

Međutim, Borova teorija nije bila univerzalna. Sa njegovog stanovišta bilo je nemoguće opisati ponašanje atoma vodika u magnetskom polju. Također nije moguće objasniti formiranje molekule vodika, a nepremostive poteškoće fundamentalne prirode javljaju se u opisu višeelektronskih atoma. Borova teorija se praktički ne koristi u hemiji.

Ove poteškoće se mogu prevazići ako se opisu strukture atoma pristupi sa stanovišta šire teorije – kvantne mehanike, koja razmatra ponašanje čestica u mikrokosmosu. Zakoni koji opisuju fenomene koji se dešavaju u mikrosvijetu značajno se razlikuju od zakona koji opisuju ponašanje makrotijela. Kvantni broj n, koji je umjetno uveden u Bohrovu teoriju, ispada neizbježnom posljedicom općenitijih zakona sa stanovišta kvantne teorije.

Dvostruka priroda mikrokosmosa je prvo ustanovljena za svjetlost. S jedne strane, svjetlost karakteriziraju fenomeni poput interferencije i difrakcije, koji se mogu objasniti samo sa stanovišta njene valne prirode. S druge strane, fenomen fotoelektričnog efekta ne može se opisati sa stanovišta ove teorije. To se može postići pretpostavkom korpuskularne (od latinskog corpusculum - čestica) prirode svjetlosti. Godine 1905. Einstein je sugerirao da se svjetlost emituje u obliku čestica koje se nazivaju fotoni ili kvanti. Svaki foton ima energiju definiranu jednadžbom (11).

Od korpuskularnu prirodu svjetlosti, slijedilo je da fotoni moraju imati određenu masu. Masa mirovanja fotona jednaka je nuli, a pri kretanju foton dobija dinamičku masu. Da bi izračunao ovu masu, Ajnštajn je predložio jednačinu za ekvivalentnost mase i energije:

Kombinacijom jednadžbi (11) i (12) dobijamo:

ili gdje je p impuls fotona.

Godine 1924. francuski fizičar de Broglie, na osnovu koncepta dualne prirode mikrosvijeta, sugerirao je da elektron ima određenu valnu dužinu, koja se cijeli broj puta uklapa u orbitu. To znači da je 2r = n.

De Broljov prijedlog iz 1927. primljen eksperimentalna potvrda. Američki fizičari Davison i Germer promatrali su difrakciju elektrona na kristalima natrijum hlorida.

Princip kvantizacije je u Borovu teoriju uveden proizvoljno. Uglavnom je koristio zakone klasične mehanike. Otkriće valnih svojstava elektrona, fotoelektričnog efekta, eksperimenti sa potpuno crnim tijelom doveli su do stvaranja nove grane fizike - kvantne mehanike.

Veliku ulogu u njegovom stvaranju imali su E. Schrödinger i W. Heisenberg.

Kvantno mehanički model atoma nije tako jasan kao model koji je predložio Bohr, a matematički aparat kvantne mehanike kvantnomehaničkog modela strukture atoma razmatrat će se čisto kvalitativno, bez upotrebe matematičkog aparata. Mnogo od onoga što će biti predstavljeno u sledećem odeljku, čitalac će morati da prihvati „na veru“, bez dokaza. Kvantni brojevi će jednostavno biti uvedeni da opišu ponašanje elektrona u atomu, dok su oni posljedica rješenja Schrödingerove jednadžbe.

2.2. Kvantno-mehanički model strukture atoma Heisenberg je ukazao na fundamentalne razlike u posmatranju mikro- i makro-objekata. Posmatranje bilo kojeg objekta, u principu, svodi se na dva slučaja:

1) Sam objekat daje bilo kakve signale. Na primjer, buka od motora koji radi, toplinsko zračenje itd.

2) Posmatrani objekat je podvrgnut nekom uticaju, na primer, zračenju svetlošću, radio talasima i sl., a reflektovani signal se snima (kao što se široko koristi u radaru, u eholokaciji). Štaviše, što je jači uticaj na posmatrani objekat, to je jači (sa drugim jednaki uslovi) reflektovani signal i pouzdanija registracija objekta.

Ako se promatraju nama poznati makroobjekti, tada djelovanje elektromagnetnog zračenja (svjetlo, radio valovi, itd.) na njih ne mijenja ni njihov položaj ni njihovu brzinu. Situacija je potpuno drugačija kada se promatraju objekti mikrokosmosa, na primjer, elektroni. Pod djelovanjem kvanta svjetlosti na elektron, brzina potonjeg ne ostaje nepromijenjena. Stoga, nakon što smo odredili položaj elektrona u nekom trenutku pod dejstvom fotona, nismo u mogućnosti da odredimo njegovu brzinu u istom trenutku – ona se već promenila.

Heisenberg je predložio relaciju, koja je nazvana "relacija nesigurnosti":

gdje je p nesigurnost u vrijednosti impulsa čestice, a x nesigurnost u njenim koordinatama. Iz ovog odnosa slijedi da što su koordinate elektrona preciznije određene, to će se manje precizno odrediti njegov impuls i obrnuto. Drugim riječima, nema smisla govoriti o putanji elektrona, jer je za opisivanje potonje potrebno tačno znati i koordinate elektrona i njegov impuls u svakom trenutku (što je ugrađeno u Bohrov model atoma). Relacija neizvjesnosti to pokazuje tačan opis kretanje tako male čestice kao što je elektron je nemoguće, tj. sam koncept orbite (trajektorije) elektrona pokazuje se neodrživim. Potrebna je potpuno drugačija metoda opisivanja ponašanja elektrona u atomu, koju obezbjeđuje kvantna mehanika. AT kvantna mehanika Da bismo opisali ponašanje elektrona, postoje dvije početne tačke:

1) kretanje elektrona je talasne prirode;

2) naše znanje o ponašanju elektrona je probabilističke (ili statističke) prirode.

Neka pojašnjenja o prvoj odredbi su već data (na strani 25). Hajde da prokomentarišemo drugu poziciju. Prema Heisenbergovom principu nesigurnosti, lokacija čestice nikada se ne može tačno odrediti. Najbolja stvar koju možete učiniti u ovom slučaju je naznačiti vjerovatnoću s kojom će čestica biti u području prostora V = x y z.

Godine 1926. Schrödinger je predložio jednačinu u kojoj je uvedena valna funkcija da opiše ponašanje elektrona u atomu. Jednačina je varljivo jednostavna:

gdje je E ukupna energija čestice, valna funkcija, a H je Hamilton. Hamiltonijan pokazuje koje matematičke operacije trebate izvesti s valnom funkcijom da biste riješili jednadžbu za energiju. fizičko značenje valna funkcija teško je odrediti, ali kvadrat njegovog modula | |2 određuje vjerovatnoću pronalaženja elektrona u datom području prostora.

Schrödingerova jednačina je tačno riješena za vodonik i atome slične vodoniku (odnosno za sisteme koji se sastoje od jezgra i jednog elektrona). Iz rješenja ove jednadžbe za atom vodika slijedi da je ponašanje elektrona u atomu opisano sa četiri kvantna broja.

1°. Glavni kvantni broj n. Može uzeti vrijednosti od do beskonačnosti, koje definiraju:

a) broj energetskog nivoa (u Borovoj teoriji, broj orbite);

b) energetski interval elektrona koji se nalazi na ovom nivou;

c) veličine orbitala (u Borovoj teoriji, radijusi orbita);

d) broj podnivoa datog energetskog nivoa (prvi nivo se sastoji od jednog podnivoa, drugi - od dva, treći - od tri, itd.).

e) u Periodnom sistemu D. I. Mendeljejeva, vrijednost glavnog kvantnog broja odgovara broju perioda.

Ponekad koriste slovne oznake glavnog kvantnog broja, tj. svaka numerička vrijednost n odgovara određenoj slovnoj oznaci:

2°. Orbitalni ili azimutalni kvantni broj l. Orbitalni kvantni broj određuje ugaoni moment (moment) elektrona, tačnu vrijednost njegove energije i oblik orbitala.

Novi koncept "orbitala" zvuči kao riječ "orbita", ali ima potpuno drugačije značenje. Orbitala je područje prostora u kojem vjerovatnoća pronalaska elektrona ima određenu vrijednost (90 - 95%). Ponekad se granična površina ovog područja naziva orbitala, a na slikama je u pravilu dio ovog područja prikazan ravninom koja prolazi kroz ishodište koordinata i leži u ravnini figure. Centar atomskog jezgra nalazi se na početku koordinata. Koncept orbite, za razliku od orbite, ne podrazumijeva znanje tačne koordinate elektron. Orbitalni kvantni broj ovisi o glavnom kvantnom broju i uzima sljedeće vrijednosti:

a svaka vrijednost glavnog kvantnog broja n odgovara n vrijednostima orbitalnog kvantnog broja l. Na primjer, ako je n = 1, tada l uzima samo jednu vrijednost (l = 0) za n = 2, vrijednost l uzima dvije vrijednosti: 0 i 1, itd. Svaka numerička vrijednost l odgovara određenoj geometrijskoj oblik orbitala i dodjeljuje mu se slovna oznaka. Oznake prve četiri slova su istorijskog porekla i povezane su sa prirodom spektralnih linija koje odgovaraju elektronskim prelazima između ovih podnivoa: s, p, d, f - prva slova engleskih reči koja se koriste za imenovanje oštrih spektralnih linija ( oštar), glavni (glavni), difuzni (difuzni), fundamentalni (glavni). Oznake ostalih podnivoa su abecednim redom: g, h, ....

Značenje l l Broj podnivoa Svaki podnivo je određen sa dva kvantna broja - glavnim (prilikom pisanja obično označavaju brojčanu vrijednost) i orbitalnim (prilikom pisanja obično koriste slovnu oznaku). Na primjer, energetski podnivo za koji n = 2 i l = 1 treba napisati kao:

2p podnivo. Sve orbitale sa istim vrijednostima l imaju iste geometrijski oblik i, ovisno o vrijednostima glavnog kvantnog broja, razlikuju se po veličini, odnosno slične su figure. Na primjer, sve orbitale za koje je l = 0 (s-orbitale) imaju oblik kugle, ali se razlikuju po polumjerima, ovisno o vrijednosti glavnog kvantnog broja n. Što je veća vrijednost n, to je veća veličina orbitala, na primjer, 1s orbitala ima najmanje dimenzije, polumjer 2s orbitale je veći, a 3s je još veći.

3°. Magnetski kvantni broj ml. Rotacija elektrona oko jezgra može se uporediti sa kretanjem struje u zatvorenom kolu. U tom slučaju nastaje magnetsko polje čija je snaga usmjerena okomito na ravninu rotacije elektrona. Ako je atom u vanjskom magnetskom polju, tada, prema kvantnomehaničkim konceptima, njegovi elektroni moraju biti raspoređeni tako da projekcije njihovih magnetnih momenata na smjer ovog polja budu cjelobrojne (vidi sliku 3). Istovremeno, mogu uzeti i negativne i pozitivne vrijednosti, uključujući nulu.

Numerička vrijednost projekcije magnetnog momenta je magnetski kvantni broj. Ako je vrijednost orbitalnog kvantnog broja l, tada će magnetski kvantni broj poprimiti vrijednosti od -l do +l, uključujući nulu. Ukupan broj vrijednosti će biti 2l + 1.

Rice. 3. Fizičko značenje magnetskog kvantnog broja Dakle, magnetski kvantni broj određuje lokaciju orbitala u prostoru u odnosu na odabrani koordinatni sistem.

Ukupan broj mogućih vrijednosti ml pokazuje na koliko načina se orbitale datog podnivoa mogu rasporediti u prostoru, tj.

ukupan broj orbitala u podnivou.

orbitale na podnivou Orbitalni kvantni broj l = 0 odgovara jedinstvenoj vrijednosti magnetskog kvantnog broja ml = 0. Ove vrijednosti karakteriziraju sve s-orbitale koje imaju oblik kugle. Budući da u ovom slučaju magnetski kvantni broj uzima samo jednu vrijednost, svaki s-podnivo se sastoji od samo jedne orbitale. Razmotrimo bilo koji p-podnivo: pri l = 1, orbitale su u obliku bučice (volumetrijske „osmice“), magnetni kvantni broj poprima sljedeće vrijednosti ml = – 1, 0, + 1 (tri vrijednosti), dakle, p-podnivo se sastoji od tri orbitale, a ove orbitale se nalaze duž tri koordinatne ose i, respektivno, označene su sa px, py, pz. Za d-podnivo l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (vrijednosti), a svaki d-podnivo se sastoji od pet orbitala, koje su raspoređene na određeni način u prostoru (vidi Sl. 6) i označeni su dxy, dxz, dzy, d z 2 i d x 2 y 2. Četiri od pet dorbitala su u obliku rozeta sa četiri latice, od kojih je svaka formirana od dvije bučice, a peta orbitala je bučica sa torusom u ekvatorijalnoj ravni (d z 2 -orbitala) i smještena duž ose z. "Latice" d x 2 y 2 orbitale nalaze se duž x i y ose. Orbitale dxy, dxz i dyz nalaze se između odgovarajućih osa.

Rice. 4. Prostorne konfiguracije s-, p- i d-orbitala Četvrti energetski nivo se sastoji od četiri podnivoa – s, p, d i f. Prve tri od njih su slične onima o kojima smo gore govorili, a četvrti, f-podnivo, već se sastoji od sedam orbitala, čije su prostorne konfiguracije prilično složene i nećemo ih razmatrati.

4°. Spin kvantni broj (spin elektrona), ms. Godine 1926

Uhlenbeck i Goldsmith su pokazali da pored orbitalno kretanje elektron mora učestvovati u rotaciji oko svoje ose koja prolazi kroz centar. Dakle, elektron mora imati svoj ugaoni moment, a pošto je naelektrisana čestica, onda i magnetni moment. Ovaj prikaz je prilično primitivan, ali se koristi radi jasnoće, pa ćemo ga koristiti.

Moguća su samo dva smjera rotacije elektrona oko svoje ose:

u smjeru kazaljke na satu i suprotno od kazaljke na satu. Stoga spinski kvantni broj ima samo dvije vrijednosti: + 1 i 1.

Rice. 5. Pojava spina elektrona (prema Uhlenbecku i Goldsmithu) Dakle, stanje elektrona u atomu je određeno skupom vrijednosti od četiri kvantna broja. Koncept "orbitale" je dat gore (vidi str. 29). Hajde da jasnije definišemo neke od pojmova koji su korišteni u pojašnjenju fizičkog čula kvantne brojeve i koristit će se u nastavku.

Grupa orbitala sa istom vrednošću orbitalnog kvantnog broja formira energetski podnivo.

Skup svih orbitala sa istom vrijednošću glavnog kvantnog broja, odnosno orbitala sa bliskim vrijednostima energije, formira energetski nivo.

Ako nema posebnih problema pri opisivanju strukture atoma vodika - samo jedan elektron, koji bi u osnovnom stanju trebao zauzeti orbitalu s minimalnom energijom, onda je pri opisu strukture atoma sa više elektrona potrebno uzeti u obzir interakcija elektrona ne samo sa jezgrom, već i sa drugim elektronima. Ovo dovodi do problema redoslijeda u kojem elektroni ispunjavaju različite podnivoe u atomu. Ovaj redosled je određen sa tri "pravila".

1. Paulijev princip. Jedan atom ne može imati dva elektrona sa istim skupom vrijednosti za sva četiri kvantna broja.

To znači da se elektroni moraju razlikovati u vrijednosti najmanje jednog kvantnog broja. Prva tri kvantna broja karakteriziraju orbitalu u kojoj se elektron nalazi. A ako dva elektrona imaju isti skup njih, onda to znači da su na istoj orbitali. U skladu sa Paulijevim principom, moraju se razlikovati u vrijednosti spina. Iz ovoga slijedi da samo dva elektrona sa suprotnim spinskim vrijednostima mogu biti u jednoj orbitali.

Odrediti "kapacitet" energetskog nivoa, tj.

maksimalni broj elektrona koji može biti na nivou sa glavnim kvantnim brojem n, sastavit ćemo sljedeću tabelu:

Maksimalni elektronski kapacitet prva tri nivoa energije Tabela pokazuje da broj orbitala na datom energetskom nivou, u zavisnosti od vrednosti n, formira aritmetička progresija, gdje je prvi član a1 = 1, a posljednji an = 2l + 1. Razlika progresije je 2, a broj članova je n. Zbir Sn progresije u ovom slučaju će biti jednak:

i uzimajući u obzir l = n - Dakle, ukupan broj orbitala na energetskom nivou sa vrijednošću glavnog kvantnog broja n jednak je n2. A pošto samo dva elektrona mogu biti u jednoj orbitali, dobijamo da je maksimalni elektronski kapacitet energetskog nivoa 2n2.

Postoji određeni oblik snimanja stanja elektrona u atomu.

Na primjer, za osnovno stanje atoma vodika, to izgleda ovako:

To znači da na prvom energetskom nivou postoji jedan elektron na s-podnivou. Postoji još jedan oblik snimanja distribucije elektrona preko podnivoa - korištenjem kvantnih ćelija.

U ovom slučaju, orbitala se konvencionalno označava kvadratima, a elektroni strelicama ili, ovisno o predznaku spina. Tada se elektronska struktura atoma vodika može prikazati na sljedeći način:

Elektronska struktura atoma s velikim brojem elektrona, kao što je atom bora, može se napisati na sljedeće načine:

2. Hundovo pravilo. Ovo pravilo određuje redoslijed u kojem su orbitale ispunjene elektronima unutar jednog podnivoa.

Hundovo pravilo je formulirano na sljedeći način: "Unutar jednog podnivoa elektroni su raspoređeni u orbitale na takav način da je njihov ukupni spin maksimalan, odnosno da na podnivou treba biti maksimalan broj nesparenih elektrona." Razmotrimo implementaciju ovog pravila na primjeru popunjavanja p-podnivoa.

Opcija 1 total spin Opcija 2 total spin Prema Hundovom pravilu, orbitale se popunjavaju prema prvoj opciji, odnosno prvo elektroni zauzmu sve slobodne orbitale pa tek onda uparuju.

3. Princip najmanje energije (pravilo Klečkovskog).

Popunjavanje energetskih nivoa u atomima sličnim vodoniku (mikrosistem koji se sastoji od jezgra i jednog elektrona) odvija se u skladu sa monotonim rastom glavnog kvantnog broja n (n = 1, 2, 3, ... itd.). Za svaku vrijednost n, podnivoi moraju biti popunjeni redoslijedom povećanja orbitalnog kvantnog broja l, koji uzima vrijednosti od 0 do (n – 1). A punjenje sljedećeg energetskog nivoa počinje tek kada je prethodni nivo potpuno ispunjen. Maksimalni broj elektrona u energetskom nivou određen je formulom 2n2 i stoga bi maksimalni broj elektrona u periodima trebao biti sljedeći:

U stvarnosti, međutim, drugačija slika se uočava u periodnom sistemu:

Kao što se može vidjeti iz ove tabele, periodi su raspoređeni u parovima, jedini izuzetak je prvi period, koji sadrži samo dva elementa, u kojem je prvi energetski nivo, koji se sastoji od jednog podnivoa, ispunjen, a nema unutrašnjih elektrona koje bi mogle uticati na strukturu eksternog nivoa. U drugim slučajevima, uočava se sljedeća slika: struktura trećeg perioda je slična strukturi drugog (i oba sadrže po 8 elemenata), struktura petog perioda je slična strukturi četvrtog (i oba sadrže 18 elemenata), sedmi je sličan strukturi šestog (po 32 elementa).

Mnogo bolje slaganje sa stvarnošću daje raspodjela elektrona u grupe koju je predložio V. M. Klečkovski: “U atomu svaki elektron zauzima podnivo na kojem će njegova energija biti minimalna.”

Gore je spomenuto da je energija elektrona određena ne samo vrijednošću glavnog kvantnog broja, već i vrijednošću orbitalnog, dakle, kako bi se odredilo koji će podnivo biti ispunjen elektronima na prvom mjestu. , potrebno je uzeti u obzir vrijednosti oba kvantna broja.

Za praktičnu primjenu, pravilo Klečkovskog može se formulirati na sljedeći način:

nizovi povećanja zbira vrijednosti glavnog i orbitalnog kvantnog broja koji im odgovaraju.

b) „U slučaju istih vrijednosti ove sume za nekoliko podnivoa, prvi se popunjava onaj podnivo za koji glavni kvantni broj ima najmanju vrijednost.”

Razmotrite konkretnu primjenu ovog pravila:

Za prve dvije vrijednosti zbira (n + l), jednake 1 i 2, ne postoje alternative, a podnivoi se popunjavaju sljedećim nizom: 1s, a zatim 2s. Počevši od zbirne vrijednosti 3, pojavljuju se dvije opcije: popuniti podnivo 2p ili podnivo 3s. U skladu sa pravilom Klečkovskog, biramo podnivo za koji n ima manju vrijednost, odnosno 2p-podnivo.

Tada je 3s podnivo ispunjen. Dalje, vrijednost n + l = 4. Ponovo postoje dvije takve vrijednosti: za 3p-podnivo i za 4s-podnivo (slučaj sličan prethodnom). Prvo će se popuniti 3p-, a zatim 4s-podnivo. 3d podnivo ostaje slobodan, jer je zbir n + l za njega veći nego za 4s.

redoslijed punjenja energetskih podnivoa:

Ali takvo punjenje se događa do određene točke. Ako uzmemo u obzir promjenu energije podnivoa s povećanjem naboja atomskog jezgra (vidi sliku 8), onda možemo vidjeti da se energija svih podnivoa smanjuje. Ali brzina smanjenja energije u različitim podnivoima nije ista. Stoga, ako je prije kalcija 3d podnivo bio veći u energiji od 4s, onda počevši od skandijuma i sljedećih elemenata, njegova energija naglo opada, što dokazuje, na primjer, elektronska struktura iona Fe2+ (1s22s22p63s23p63d6). Iz date elektronske strukture jona može se vidjeti da su dva valentna elektrona željeza napustila energetski manje povoljan 4s podnivo. Slična inverzija energije je uočena za podnivoe 5s i 4f, kao i za podnivoe 6s i 5f.

Rice. 6. Šema promjene energije podnivoa sa povećanjem naboja jezgra.

Nakon toga je utvrđeno da potpuno i dopola popunjeni podnivoi imaju povećanu stabilnost. Dakle, za podnivo d stabilne elektronske konfiguracije su d 10 i d 5, a za f podnivo f 14 i f 7. To objašnjava anomalije u strukturi eksternih energetskih nivoa nekih elemenata, npr. u hromu su valentni elektroni trebali biti locirani 3d 44s2, ali u stvarnosti - 3d 54s1, bakar bi trebao imati 3d 94s2, a u stvari 3d 104s1. Slični prelazi elektrona sa s-podnivoa na d-podnivo uočeni su u molibdenu, srebru, zlatu, a takođe i u f-elementima.

Postoje i neke druge anomalije u strukturi vanjskih energetskih nivoa, uglavnom u aktinidima, koje ovdje neće biti razmatrane.

Stanje elektrona u atomu određeno je skupom vrijednosti četiri kvantna broja, od kojih svaki odražava određeni fizička količina. Za prva tri kvantna broja može se uvesti i geometrijska interpretacija:

glavni kvantni broj n određuje veličinu orbitala, orbitalni kvantni broj l određuje geometrijski oblik orbitala, magnetni kvantni broj ml određuje lokaciju orbitala u prostoru u odnosu na odabrani koordinatni sistem.

Ispunjavanje energetskih podnivoa atoma elektronima u nepobuđenom stanju poštuje se tri pravila:

Paulijev princip, Hundovo pravilo i pravilo Klečkovskog.

1. Mogu li elektroni jona Rb+ biti na sljedećim orbitalama:

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

Rješenje. Element Rb je u glavnoj podgrupi I grupe V perioda periodnog sistema, što znači da njegov elektronski nivo počinje da se popunjava glavnim kvantnim brojem n = 5: 5s1. Rb+ jon je izgubio spoljni elektron. To znači da nema elektrona ni na 5p ni na 5s orbitalama nepobuđenog Rb+ jona. Međutim, elektroni se mogu kretati na ove orbitale kada je atom pobuđen.

Hajde da prikažemo pretposljednji nivo (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Ima 8 elektrona, kao i svaki s-element (tj. element glavna podgrupa I ili II grupa periodnog sistema, u kojoj je popunjen s podnivo). Zašto su 4d i 4f podnivoi prazni? Činjenica je da je energija 4d podnivoa veća od 5s, a 4f je čak veća od 6s, a prvi se popunjavaju podnivoi sa nižom energijom (pravilo Klečkovskog). Dakle, Rb+ elektroni mogu biti u 4p orbitalama.

Ostaje da se vidi da li mogu biti u 3f orbitalama. Za n = orbitalni kvantni broj l poprima vrijednosti 0,1,2, koje odgovaraju podnivoima s, p i d. A 3f podnivo jednostavno ne postoji.

2. Navedite primjere tri čestice (atomi, joni) elektronske konfiguracije 1s22s2p63s2p6.

Rješenje. Pogodan element Periodnog sistema je Ar (elektroni na trećem - spoljašnjem - elektronskom nivou). Jasno je da ne postoje drugi atomi s takvom elektronskom konfiguracijom. Ali znamo da elementi kojima nedostaje, po pravilu, 1-3 elektrona do stabilne ljuske od 8 elektrona, teže da ih steknu i postanu negativni joni, a imaju 1-3 elektrona na sledećem nivou, daju ih i postanu pozitivni. joni. Dakle, to može biti Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Izaberite bilo koje tri čestice koje želite.

3. Koliko bi elemenata bilo u V periodu da spinski kvantni broj ima jednu vrijednost - 1?

Rješenje. U stvarnosti, spin kvantni broj, kao što znate, uzima dvije različite vrijednosti: + 1 i - 1. Ako bi imao jednu vrijednost, tada bi elektronska ljuska mogla primiti polovinu broja elektrona, pošto se svi moraju razlikovati jedan od drugog skup kvantnih brojeva (Paulijev princip), a samim tim i elemenata u periodu bi bilo 2 puta manje.

4. Koji kvantni brojevi i kako bi se, po vašem mišljenju, trebali mijenjati tokom prelaska iz našeg svijeta u 1) jednodimenzionalni;

2) petodimenzionalni?

Rješenje. Da bismo odgovorili na ovo pitanje, potrebno je razumjeti koji od 4 kvantna broja su povezani s dimenzijom prostora.

Glavni kvantni broj n određuje broj elektronskih nivoa (ljuske, slojevi) i uglavnom karakteriše veličinu elektronskog oblaka:

Jasno je da dimenzija prostora (ne-nula) ne utiče na ovu karakteristiku.

Orbitalni kvantni broj l karakterizira oblik elektronskog oblaka. Osim trodimenzionalnih, vizualno možemo zamisliti samo dvodimenzionalne i jednodimenzionalne svjetove. U dvodimenzionalnom svijetu, elektronski oblaci će, kao i sve ostalo, postati ravni, ali će koncept oblika ostati. U suštini, slika volumetrijskih elektronskih oblaka na papiru, njihova projekcija u ravan lista, donekle je prijelaz u dvodimenzionalni svijet. Što se tiče jednodimenzionalnog, ovdje se briše koncept forme, ostaje samo veličina (dužina). Vjerovatno će orbitalni kvantni broj u ovom slučaju izgubiti svoje značenje.

Ako uzmemo u obzir prostor veće dimenzije od naše, onda pojam "forme" ovdje postaje mnogo širi i ne može se isključiti da će biti potrebno više različitih vrijednosti l da se opiše čitav niz oblika elektrona. oblaci za dati n.

Magnetski kvantni broj ml karakteriše prostornu orijentaciju elektronskog oblaka, što znači da direktno zavisi od dimenzije. Za l = 0, ml može uzeti jedinu vrijednost 0, što odražava jedinu mogućnost orijentacije u prostoru sferno simetričnog s-oblaka. Kada l = 1 ml ima 3 različite vrijednosti: – 1, 0, 1 – p-oblaci u obliku bučice mogu se rastegnuti duž različitih koordinatnih osa: px, py, pz. Ako je dimenzija prostora, tj.

mijenja se broj koordinatnih osa, tada će se mijenjati i broj mogućnosti za raspored elektronskih oblaka, što znači da će ml set biti drugačiji.

Jer količina različite vrijednosti ml za dati l određuje broj orbitala u datom podnivou, što dovodi do značajnih promjena u hemiji.

ms - spin kvantni broj - uzima dvije vrijednosti: + i -. Ovo odražava činjenicu da u orbitali mogu postojati dva "suprotno uvrnuta" elektrona. Obično je spin povezan sa intrinzičnim ugaonim momentom elektrona i, kao takav, može se promeniti nakon prelaska u drugu dimenziju prostora.

1. Pronađite u periodičnom sistemu onoliko slučajeva kršenja periodičnog zakona kako ih je formulisao D. I. Mendeljejev:

"hemijske i fizičke osobine elemenata su u periodičnom odnosu sa njihovim atomskim težinama." Kako se ova kršenja mogu objasniti?

2. Mogu li elektroni a) nepobuđenog, b) pobuđenog jona Na+ biti u 2s, 2d, 3f, 4s, 5d orbitalama? Justify.

3. Napišite elektronsku strukturu atoma elemenata I i II perioda Periodnog sistema.

4. Navedite dva primjera složenih supstanci koje sadrže samo čestice elektronske strukture 1s22s2p6.

5. Koji su kvantni brojevi za najudaljeniji elektron nepobuđenog atoma litijuma?

6. Pretpostavimo da neki univerzum Y ima skup kvantnih brojeva:

Koliko bi elemenata bilo u III periodu periodnog sistema univerzuma Y?

Šta mislite, koliko dimenzija može biti u svemiru Y?

7. Kako bi se promijenio broj elemenata u drugom periodu našeg periodnog sistema ako bi uz ostale konstantne kvantne brojeve spin imao vrijednosti ms = ± 1?

8. Koliko protona i neutrona sadrži jezgra atoma a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

Hemijski molekuli su složen sistem atomska jezgra i elektroni. Atome u molekulu drže uglavnom elektrostatičke sile. U ovom slučaju se kaže da su povezani hemijskom vezom. Hemijska veza se ostvaruje pomoću s- i p-elektrona vanjskog i d-elektrona predspoljnog sloja. Ovu vezu karakteriziraju sljedeći parametri:

1. Dužina veze - međunuklearna udaljenost između dva hemijski vezana atoma.

2. Valentni ugao - ugao između zamišljenih linija koje prolaze kroz centre hemijski vezanih atoma.

3. Energija veze – količina energije koja se troši da se razbije u gasovitom stanju.

4. Višestrukost veza – broj elektronskih parova preko kojih se ostvaruje hemijska veza između atoma.

Atom u molekuli je uslovni pojam, budući da se njegovo energetsko i elektronsko stanje bitno razlikuje od izoliranog atoma, o čijoj je strukturi raspravljano u prethodnom poglavlju. Razmotrimo koje sile nastaju između čestica u najjednostavnijem sistemu koji se sastoji od dva protona i jednog elektrona (vidi sliku 9). Ako spojimo dva protona, tada će između njih nastati odbojne sile i nema potrebe govoriti o dobijanju stabilnog sistema. Postavimo jedan elektron u njihovo polje. Ovdje se mogu pojaviti dva slučaja.

Rice. 9. Raspodjela interakcijskih sila između jezgara i elektrona u H +.

Prvi, kada je elektron između protona (a), i drugi, kada se nalazi iza jednog od njih (b). U oba slučaja nastaju privlačne sile. U prvom slučaju, komponente ovih sila (projekcije) na osi koja prolazi kroz centre protona su usmjerene u suprotnim smjerovima sa odbojnim silama (vidi sliku 9a) i mogu ih kompenzirati.

Ovo stvara energetski stabilan sistem. U drugom slučaju, komponente privlačnih sila su usmjerene u različitim smjerovima (vidi sliku 9b) i teško je govoriti o balansiranju odbojnih sila između protona. Iz toga slijedi da za nastanak kemijske veze sa formiranjem molekula ili jona elektroni moraju biti pretežno u međunuklearnom prostoru. Ovo područje se naziva veznim područjem, jer kada su tamo prisutni elektroni, formira se hemijska veza. Područje iza jezgara naziva se labavljenje, jer kada elektroni uđu u njega, kemijska veza se ne formira. Ovdje je razmatran najjednostavniji slučaj formiranja kemijske veze u H+ jonu. Primjenjujući slično razmišljanje na molekul vodonika, možemo zaključiti da pojava drugog elektrona u području vezivanja još više stabilizira sistem. Stoga je za formiranje stabilne hemijske veze potreban najmanje jedan elektronski par.

Spinovi elektrona u ovom slučaju moraju biti antiparalelni, tj.

usmjerene u različitim smjerovima. Formiranje hemijske veze mora biti praćeno smanjenjem ukupne energije sistema.

Rice. 10. Promjena potencijalne energije sistema od dva atoma vodonika kao Razmotrimo promjenu potencijalne energije sistema na primjeru pristupa dva atoma vodonika. Kada su atomi na veoma velikoj udaljenosti jedan od drugog, oni ne stupaju u interakciju i energija takvog sistema je blizu nule. Kako se približavaju, između elektrona jednog atoma i jezgra drugog atoma nastaju privlačne sile, i obrnuto.

Ove sile rastu obrnuto s kvadratom udaljenosti između atoma. Energija sistema je smanjena. Kako se atomi približavaju jedan drugome, odbojna sila između njihovih jezgara i elektrona počinje igrati ulogu.

Povećanje odbojnih sila obrnuto je proporcionalno šestom stepenu udaljenosti. Kriva potencijalne energije prolazi kroz minimum, a zatim naglo ide gore (slika 10).

Udaljenost koja odgovara položaju minimuma na krivulji je ravnotežna međunuklearna udaljenost i određuje dužinu kemijske veze. Budući da atomi u molekulu sudjeluju u oscilatornom kretanju oko ravnotežnog položaja, razmak između njih se stalno mijenja, tj. atomi nisu čvrsto povezani jedni s drugima.

Ravnotežna udaljenost odgovara na datoj temperaturi nekoj prosječnoj vrijednosti. Kako temperatura raste, amplituda oscilacija raste. Na nekoj dovoljno visokoj temperaturi, atomi se mogu razletjeti na beskonačno veliku udaljenost jedan od drugog, što će odgovarati prekidu kemijske veze. Dubina minimuma duž energetske ose određuje energiju kemijske veze, a vrijednost ove energije, uzeta sa suprotnim predznakom, bit će jednaka energiji disocijacije date dvoatomske čestice. Ako se atomi vodonika približe jedan drugom, čiji elektroni imaju paralelne spinove, između atoma nastaju samo odbojne sile, a potencijalna energija takvog sistema će se povećati (slika 10).

Rice. 11. Rezultati sabiranja dvije sinusoide.

Kao što je gore navedeno, s-, p- i d-elektroni učestvuju u formiranju hemijske veze, imaju različite geometrijske konfiguracije elektronskih oblaka i razni znakovi talasne funkcije u prostoru. Za nastanak hemijske veze potrebno je preklapanje delova elektronske ljuske sa istim predznakom talasne funkcije. U suprotnom se ne stvara hemijska veza.

Ova izjava se može lako objasniti na primjeru superpozicije dvije sinusoide, koje se, u prvoj aproksimaciji, mogu identificirati s valnim funkcijama (vidi sliku 11):

U slučaju superpozicije dviju sinusoida sa različiti znakovi u istom regionu (slika 11a), njihova ukupna komponenta će biti jednaka nuli - nema veze. U suprotnom slučaju, zbrajaju se amplitude oscilacija i formira se nova sinusoida – formirana je hemijska veza (slika 11b).

Ovisno o simetriji elektronskih oblaka, zbog čijeg preklapanja nastaje hemijska veza, ukupni elektronski oblak će imati drugačiju simetriju, prema kojoj se svrstavaju u tri tipa:

I - veze.

Komunikacija se vrši kada se oblaci preklapaju duž linije koja spaja centre atoma, dok se maksimalna gustoća elektrona postiže u međunuklearnom prostoru i ima cilindričnu simetriju u odnosu na liniju koja spaja centre atoma. Kao što se može vidjeti sa sl. 12, zbog svoje sferne simetrije, s-elektroni uvijek učestvuju u formiranju veze. Oni formiraju vezu kao rezultat preklapanja sa sljedećim elektronima drugog atoma: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektronima. Kod elektrona u drugim orbitalama, na primjer, pY ili pZ, formiranje kemijske veze je nemoguće, jer postoji preklapanje u područjima gdje je gustina elektrona suprotne predznake. Mogućnost stvaranja veze s-elektronima nije iscrpljena, može nastati u slučaju preklapanja drugih elektronskih oblaka, kao što su dva pX ili pX i sl. 12. Neki primjeri formiranja -veza.

Veze nastaju kada se oblaci elektrona preklapaju iznad i ispod linije koja povezuje centre atoma. Ukupni elektronski oblaci su također simetrični oko ove ose, ali nemaju cilindričnu simetriju, kao u slučaju -veza. Zbog njihovog prostornog rasporeda, vezu formiraju elektroni na takvim parovima orbitala kao što su pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Vezu formiraju samo d-elektroni zbog preklapanja sve četiri njihove latice elektronskih oblaka koji se nalaze u paralelnim ravnima. Ovo je moguće kada su dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ elektroni uključeni u formiranje veze.

Gore je razmatrana klasifikacija hemijskih veza zasnovana na simetriji elektronskih oblaka. Postoji još jedan pristup klasifikaciji hemijske veze, zasnovan na prirodi distribucije elektronske gustine između atoma u molekulu, tj.

hemijska veza se razmatra sa stanovišta pripadnosti elektronskog para jednom ili drugom atomu. Moguća su tri slučaja. Prvi:

Elektronski par povezuje dva identična atoma u molekulu. U ovom slučaju, ona jednako pripada obojici. U molekuli nema razdvajanja težišta pozitivnih i negativnih naboja.

Oni se poklapaju, a takva veza se naziva kovalentna nepolarna. Ako elektronski par veže dva različita atoma, tada se pomiče prema elektronegativnijem atomu. Centri gravitacije pozitivnog i negativnog naboja su razdvojeni, veza postaje polarna i naziva se kovalentna polarna veza.

Treći slučaj je povezan sa potpunim prelaskom elektronskog para u posed jednog od atoma. To se događa tokom interakcije dva atoma koji se oštro razlikuju po elektronegativnosti, odnosno sposobnosti da zadrže elektronski par u svom električnom polju. U ovom slučaju, atom koji je donirao elektrone postaje pozitivno nabijen ion, a atom koji ih je prihvatio postaje negativan. U ovom slučaju, veza se naziva jonskom.

Priroda veze u velikoj mjeri određuje fizičko-hemijska svojstva tvari.

Supstance čije molekule karakteriše kovalentna nepolarna veza mogu formirati molekularne i atomske kristalne rešetke u čvrstom stanju. U molekularnim rešetkama uočena je vrlo slaba međumolekularna interakcija. Molekule se drže na čvorovima kristalne rešetke zbog formiranja trenutnih i induciranih dipola u njima. Razdvajanje centara gravitacije negativnih i pozitivnih naboja u molekulu nastaje zbog rotacije para elektrona i njegove lokacije u nekom trenutku iza jedne od jezgara. Takvo stanje u molekulu se posmatra vrlo kratko. Stoga se takav dipol naziva trenutnim. Međutim, ovo vrijeme je dovoljno da se indukuje dipol na drugom molekulu. Sile koje vezuju molekule kroz formiranje trenutnih i induciranih dipola često se nazivaju van der Waalsovim silama. Općenito, van der Waalsove sile su bilo koje sile intermolekularna interakcija: dipol-dipol, orijentacioni, disperzioni, itd. Van der Waalsove sile su veoma slabe, usled čega se kristalna rešetka lako uništava blagim zagrevanjem. Sve supstance koje imaju molekularne kristalne rešetke imaju niske tačke topljenja i ključanja. Van der Waalsova sila raste sa brojem elektrona u molekulu, kako se povećava vjerovatnoća formiranja trenutnih dipola. Vodonik ima jedan par elektrona, zbog čega ima najnižu tačku ključanja. Molekuli kisika i dušika razlikuju se po sadržaju elektrona po paru. Njihove tačke ključanja se razlikuju za 13 C.

Jednostavne tvari s atomskom kristalnom rešetkom, naprotiv, karakteriziraju vrlo visoke točke topljenja i ključanja. U ovom slučaju, beskonačan broj atoma je povezan nepolarnim kovalentnim vezama u džinovsku molekulu. Energija prekida kovalentne nepolarne veze je velika. Stoga su za uništavanje takve kristalne rešetke potrebni veliki troškovi energije. U isto vrijeme, ako je tvar karakterizirana jednim međuatomskim rastojanjem u kristalnoj rešetki, ona će također imati vrlo visoku tvrdoću. Primjer je dijamant.

Tačke topljenja i ključanja tvari čiji su atomi u molekuli povezani kovalentnom polarnom vezom i posjeduju molekularne rešetke, takođe su niske, ali veće od onih kod supstanci sa nepolarnim molekulima. Većina njih su plinovi na sobnoj temperaturi.

Primjer je hlorovodonik, vodonik sulfid, itd. Ne postoji direktna veza između veličine dipolnog momenta i tačke ključanja. Najvjerovatnije je utvrđeno molekularna težina jedinjenja osim amonijaka, vode i fluorovodonika.

Ova jedinjenja, u nizu sličnih, imaju najviše tačke topljenja i ključanja, njihovo naglo povećanje se objašnjava stvaranjem vodikovih veza između molekula.

elektronegativni atomi. Oni snažno pomiču gustinu elektrona u molekulu prema sebi. Kao rezultat toga, vodik formira praktički slobodnu orbitalu, a, na primjer, atom fluora ima slobodni elektronski par. Postaje moguće formiranje dodatnih veza između molekula donor-akceptorskim mehanizmom, što dovodi do postojanja molekula sastava (HF)n i (H2O)n ne samo u tečnoj, već iu gasnoj fazi. Prisutnost takvih molekula dovodi do povećanja tačaka ključanja i topljenja u odnosu na iste vrijednosti za analoge.

Najveće tačke topljenja i ključanja imaju supstance u čvorovima kristalne rešetke čiji se joni nalaze.

To je zbog jake elektrostatičke interakcije pozitivnih i negativnih jona. Odbojne sile sličnih jona su mnogo manje, jer se nalaze na velikim udaljenostima jedna od druge. Kao rezultat toga, imaju sve tvari koje imaju ionske kristalne rešetke visoke vrijednosti njegove energije obrazovanja. Jonska veza vrši se u halogenidima, oksidima i solima kao što su nitrati, sulfati, itd. Uništavanje ionskih kristala zahtijeva značajnu toplinsku energiju, što određuje visoke točke topljenja i ključanja, što će pak ovisiti o naboju jona. , njihov radijus i elektronska obloga. Što je veći naboj i manji radijus jona, to je viša tačka topljenja. Još jedno svojstvo jonskih supstanci je sposobnost stvaranja talina koje dobro provode električnu energiju.

Dakle, možemo zaključiti da fizičko-hemijska svojstva jedinjenja snažno zavise od prirode hemijske veze u njima.

Elektronski par koji formira hemijsku vezu, kao što je već napomenuto, uobičajena je upotreba dve jezgre. U ovom slučaju, kretanje svakog elektrona će biti opisano novom talasnom funkcijom, koja je rješenje Schrödingerove jednadžbe za ovaj sistem. Ova valna funkcija se razlikuje od atomskih funkcija i naziva se molekularna funkcija koja odgovara određenoj molekularnoj orbitali. Molekularne orbitale karakteriziraju određene vrijednosti ukupne energije sistema. U molekulu, kao iu atomu, postoji niz energetskih nivoa. Međutim, za njih nije moguće dobiti rigorozno rješenje Schrödingerove jednadžbe, te se stoga pribjegavaju aproksimativnim metodama proračuna koje se međusobno razlikuju po načinu specificiranja molekularne valne funkcije. Većina široku upotrebu dobio dvije metode: metodu valentnih veza i metodu molekularnih orbitala.

U metodi valentnih veza, hemijska veza se smatra dvoelektronskom i dvocentričnom, tj. par elektrona koji formira vezu je lokalizovan u prostoru između dva atoma i u njihovoj je zajedničkoj upotrebi. Postoje dva moguća mehanizma za formiranje zajedničkog elektronskog para. Prvi se naziva razmjena i sastoji se od uparivanja dva elektrona koji pripadaju različitim atomima i imaju suprotne spinove. Može se izraziti na sljedeći način:

Drugi mehanizam, nazvan mehanizam donor-akceptor, dovodi do formiranja hemijske veze obezbeđujući par elektrona za zajedničku upotrebu jednom atomu i slobodnu orbitalu drugom.

Atom koji daje elektronski par naziva se donor, a atom koji ima slobodnu orbitalu naziva se akceptor. Shema formiranja veze u ovom slučaju izgleda ovako:

Razmotrimo mogućnosti predviđanja sastava hemijskih jedinjenja između vodonika i elemenata drugog perioda periodnog sistema: Li, Be, B, C, N, O, F, pošto postoji samo jedan elektron u atomu vodonika, a formiranje veze će se desiti prema mehanizmu razmene.

Atom litija na podnivou 2s ima jedan nespareni elektron i stoga spoj mora imati sastav LiH. Atom berilija ima ovaj podnivo ispunjen i nema ni jednog nesparenog elektrona, stoga berilij ne bi trebao formirati jednu hemijsku vezu. Za bor i sljedeće elemente (C, N, O, F), 2p podnivo se sukcesivno popunjava, a atomi ovih elemenata će imati određeni broj nesparenih elektrona. Ako se pri formiranju veza uzme u obzir samo prisustvo nesparenih elektrona, tada bi za ove elemente trebalo da se formiraju sledeća jedinjenja vodonika: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Ovo pokazuje da se, koristeći samo mehanizam razmene za formiranje hemijske veze, može doći u sukob sa eksperimentalnim podacima: berilijum formira jedinjenje sa vodonikom sastava BeH2, jedinjenja bora takođe imaju drugačiji sastav, a Najjednostavnije jedinjenje ugljika sa vodonikom ima sastav CH4.Ovu kontradikciju moguće je otkloniti pod pretpostavkom da atomi elemenata drugog perioda učestvuju u formiranju molekula u pobuđenom stanju, odnosno da se s-elektroni raspare i prijeći na p-podnivo. Ali ovdje se javlja još jedno neslaganje s eksperimentalnim podacima. Budući da su energije s- i p-elektrona različite, moraju se razlikovati i energije hemijskih veza koje formiraju, te stoga takve E-H veze moraju imati različite dužine (ovisno o vrsti orbitala uključenih u njihovo formiranje) . Moguće je uskladiti teoriju i eksperiment uvođenjem pretpostavke o usrednjavanju energija s- i p-podnivoa i formiranju novih nivoa na kojima su energije elektrona koji su već u orbitama različitog tipa iste. A ako je to tako, onda se prema Hundovom pravilu u atomu pojavljuje maksimalni broj nesparenih elektrona. Ova hipoteza je nazvana fenomenom hibridizacije, a orbitale nastale kao rezultat usrednjavanja energija podnivoa nazivaju se hibridnim. Naravno, u ovom slučaju se mijenja i oblik elektronskih oblaka i njihova lokacija u prostoru. U zavisnosti od toga koje orbitale su uključene u formiranje hibridnih orbitala, razmatraju se različite vrste hibridizacije i prostorne konfiguracije rezultujućih hibridnih orbitala (vidi sliku 14.). Broj rezultirajućih hibridnih orbitala trebao bi biti jednak ukupnom broju orbitala koje su ušle u hibridizaciju. Ovisno o tome koje orbitale međusobno djeluju, razmatra se nekoliko tipova hibridizacije:

sp hibridizacija. Ovaj fenomen uključuje s- i jednu p-orbitalu, a kao rezultat nastaju dvije orbitale novog tipa, koje se nazivaju sp-hibrid. Ove orbitale imaju oblik prikazan na slici, njihove ose leže na istoj pravoj liniji, formirajući ugao od 180°. Sp-hibridne orbitale atoma berilija učestvuju u formiranju veza u molekuli BeH2, a molekul ima linearnu strukturu;

Rice. 14. Prostorni raspored elektronskih oblaka za različite sp2 hibridizacije. S- i dvije p-orbitale ulaze u interakciju, kao rezultat toga nastaju tri orbitale novog tipa, koje se nazivaju sp2-hibrid (vidi sliku 14.). Osi ovih orbitala leže u istoj ravni, a uglovi između njih su 120°. Na primjer, atom bora u molekuli BF3 je u sp2 hibridnom stanju, a ovaj molekul ima oblik pravougaonog trougla sa atomom bora u centru;

sp3 hibridizacija. U ovom slučaju, početne su s- i tri p-orbitale. Kao rezultat hibridizacije, formiraju se četiri nove orbitale - sp3-hibrid (vidi sliku 14.). Osi ovih orbitala su usmjerene od centra prema vrhovima tetraedra, uglovi između osa su 109°28. CH4 je molekul metana u kojem se javlja ova vrsta hibridizacije i ima tetraedarski raspored atoma vodika. U molekuli amonijaka (NH3) atom dušika je također u sp3-hibridnom stanju, tri para elektrona su zajednička sa atomima vodika i učestvuju u stvaranju veza, a jedan elektronski par (usamljeni elektronski par) pripada samo atom azota. Za predviđanje geometrije molekule amonijaka, atom dušika treba postaviti u centar tetraedra, atome vodika u tri vrha, a usamljeni elektronski par u četvrti vrh. Naravno, položaj ovog elektronskog para eksperimentalne metode nemoguće je fiksirati, nalaze se samo pozicije atoma vodika i dušika. Sve to dovodi do činjenice da molekula amonijaka ima piramidalni oblik. Slično, možemo razmotriti strukturu molekula vode. U njemu dva usamljena elektronska para kiseonika zauzimaju dva vrha tetraedra, a druga dva su zauzeta atomima vodika, što dovodi do ugaonog oblika molekule vode. Geometriju HF molekula nema smisla opisivati ​​sa ovih pozicija, jer je jasno da će ona biti linearna, jer se kroz dvije tačke može povući jedna prava linija.

Nedijeljeni elektronski par formira difuzniji "oblak elektrona" od veze (socijaliziran, uobičajen), pa zauzima veći volumen, što dovodi do smanjenja uglova veze u odnosu na tetraedarske.

Valentni elektroni se nalaze ne samo na s- i p-orbitalama, već i na d. Potonji također učestvuju u formiranju hibridnih orbitala. Postoje dva slučaja hibridizacije koja uključuje d-orbitale: sp3d2 i sp3d. U prvom slučaju, molekul ima oktaedarsku strukturu, au drugom se formira trigonalna bipiramida.

Pretpostavka o formiranju hibridnih orbitala bila je veliko dostignuće u teoriji valentnih veza, ali nije opisala sve moguće prostorne konfiguracije molekula pronađenih u prirodi.

Općenita teorija prostorna struktura molekule koje je predložio Gillespie, zasnovane na čisto elektrostatičkim konceptima. Zasnovan je na velikoj količini eksperimentalnog materijala koji su saželi Sidwick i Powell. Glavne odredbe teorije su sljedeće:

1. Geometrija molekula ili jona određena je isključivo brojem elektronskih parova u valentnoj ljusci centralnog atoma.

2. Elektronski parovi zauzimaju takav raspored na valentnoj ljusci atoma, u kojem su maksimalno udaljeni jedan od drugog, tj. elektronski parovi se ponašaju kao da se odbijaju. Geometrijski poliedri koji se realizuju u ovom slučaju poštuju Descartes-Eulerovu formulu: "broj vrhova + broj lica - broj ivica je dva."

3. Površina prostora koju zauzima nevezani usamljeni par elektrona veća je od površine koju zauzima vezni elektronski par.

4. Veličina područja prostora koje zauzima vezni par elektrona smanjuje se sa povećanjem elektronegativnosti liganda i sa smanjenjem elektronegativnosti centralnog atoma.

5. Dva elektronska para dvostruke veze zauzimaju veće područje prostora nego jedan elektronski par jednostruke veze.

„FEDERALNA DRŽAVNA BUDŽETSKA OBRAZOVNA USTANOVA VISOKOG STRUČNOG OBRAZOVANJA DŽARŽAVNI TEHNIČKI UNIVERZITET MURMANSK Odsjek za filozofiju FILOZOFIJA METODOLOŠKA UPUTSTVA i teme kontrolnih zadataka za studente (prvostupnike) dopisnog oblika studiranja svih oblasti obrazovanja Dr. filozofija nauka, prof. dr Natalia Nikolaevna Nikulina, dr. filozofija nauka, vanredni profesor Natalia Vladimirovna...»

« Seleznjev A.D. Pronyakin Izvršni postupak Trening i metodološki kompleks Moskva 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Seleznjev V.A., Pronjakin A.D. IZVRŠNA PRODUKCIJA: Metodički kompleks UchebnoS 29. – M.: Ed. Centar EAOI, 2009. - 216 str. ISBN 978-5-374-00010-8 Edukativni i praktični vodič pripremljeno u skladu sa..."

„Državna budžetska ustanova za kulturu Irkutska regionalna državna univerzalna naučna biblioteka nazvana po I.I. I.I. BIBLIOTEKA Molčanov-Sibirskog S E R I I I T R E M I. XXI vek. Izdanje br. 144 UDK 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Glavni urednik serije BORODIN Borodina, V.A. Informativna služba: opis, tabele, dijagrami: specijalni kurs B83 za metodičara. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 str. ISBN 978-5-8167-0054-2 Priručnik pokriva sve aspekte...»

“LITERATURA LITERATURA LINIJA OBRAZOVNIH METODOLOŠKIH PRIBOROVA POD IZDANJEM V. F. ČERTOVA Programi 5–11 Udžbenici Metodička pomagala ČASOVI Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. i dr. Linija Programi formiranja opšteobrazovnih ustanova- Programi obrazovanja opšteobrazovnih ustanova i drugih. : Literatura: 4 pristup nastavi i zadatak nakon i komunikativne kompetencije. Od 5. do 11. razreda (osnovno i profilno formiranje vati među učenicima na osnovu obrazovnih metodičkih nivoa) / Ed. V. F...."

„ALI. A. Ivin LOGICS obrazovne institucije Moskva ONYX Svijet i obrazovanje 2008 UDK 16 (075.8) BBC 87.4ya73 I17 Recenzenti: Nikiforov A. L. - Dr. Philosopher. nauka, prof., vodeći naučnik. član Instituta za filozofiju Ruske akademije nauka; Pereverzev V. N. - Dr. ... "

“Ministarstvo obrazovanja Republike Bjelorusije DRŽAVNI UNIVERZITET POLOTSKY Katedra za krivično pravo i kriminalistiku METODOLOŠKA UPUTSTVA za nastavu iz discipline Krivično pravo. Opšti deo za specijalnost 24-01-02 Pravna praksa Novopolotsk, 2012. UDK Razmatran i preporučen na usvajanje na sastanku Odeljenja za krivično pravo i kriminalistiku Zapisnik br. od _2012 g. odjel I.V. Veger Odobren i preporučen za objavljivanje od strane metodološke komisije...»

„MENADŽMENT U URBANOJ EKONOMIJI Urednik k.ekonomskih nauka, vanredni profesor R.Ž. Sirazhdinova Odobren od strane Saveta obrazovno-metodičkog društva za obrazovanje u oblasti menadžmenta kao udžbenik u disciplini specijalizacije specijalnosti Državno i opštinsko upravljanje UDK 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Recenzenti: A.N. Kirillova, Moskovski gradski univerzitet za menadžment Vlade Moskve, doktor ekonomskih nauka. nauka, prof., T.G. Morozov, Sveruska korespondencija ... "

“Odobravam Stručno vijeće V.D. Shadrikov 28. februar 2014. IZVJEŠTAJ O REZULTATIMA NEZAVISNE EVALUACIJE PROGRAMA OSNOVNOG OBRAZOVANJA VISOKOG OBRAZOVANJA 060201 Stomatologija GBOU VPO Tyumen State medicinska akademija Izradio: Voditelj projekta: A.L. Stručnjaci Drondin / AKKORK: I.A. Solop / N.V. Ushakova / Moskva - Sadržaj I. OPŠTI PODACI O UNIVERZITETU II. IZVJEŠTAJ O REZULTATIMA NEZAVISNE EVALUACIJE PROGRAMA OSNOVNOG OBRAZOVANJA I OBRAZOVANJA 1 TRENUTNO STANJE I TRENDOVI RAZVOJA U REGIONALNOM...» Krashenina _ O.A. Goncharova __ 2008 _ 2008 OBRAZOVNI I METODOLOŠKI KOMPLEKS U DISCIPLNI Radno pravo, specijalnost 030501 Pravna praksa Sastavljen ... "

“NJEMAČKI JEZIK (4. godina studija) NEMAČKI JEZIK OBRAZOVNI METODIČKI PRIBOR NJEMAČKI JEZIK I.L. BIM I DR. Serija Akademski školski udžbenik Programi 2–11 Udžbenici Radne sveske 2. razred Kontrolni zadaci Zbirka vježbi Knjige za lektiru ČASOVI Knjige za nastavnike Audio aplikacije Bim I.L., Ryzhova L.I. (kasete, CD MP3) Njemački: 2. razred: Udžbenik za opšteobrazovne ustanove: U 2 sata: 1. dio. Linija koju je kreirao autor Kolsiya edukacije za period do -..."

“Podaci o nastavnoj, metodičkoj, metodičkoj i drugoj dokumentaciji koju je izradila obrazovna organizacija radi obezbjeđivanja obrazovnog procesa na smjeru obuke 110800.62 Agroinženjering br. Naziv discipline prema nazivu nastavnog, metodičkog, metodičkog i drugog materijala (autor, mjesto dr. publikacija, god nastavni plan i program publikacije, tiraž) 1) Nastavno-metodički kompleks iz discipline Istorija, 2013. 2) Simboli Rusije: istorija i savremenost. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... "

«SADRŽAJ 1. Definicija strana 5 2. Preambula 5 3. Opšte odredbe 6 4. Ciljevi kolektivnog ugovora 6 5. Radni odnosi 7 5.1. Zapošljavanje 7 5.1.1. Opće odredbe 7 5.1.2. Postupak prijema lica iz reda nastavnog osoblja 8 5.1.3. Procedura zapošljavanja naučnika 8 5.1.4. Postupak prijema u radni odnos rukovodilaca strukturnih odjeljenja Univerziteta 5.1.5. Opisi poslova 5.2. Naknada rada 5.2.1. Opšti zahtjevi 5.2.2. Organizacija isplate sredstava 5.2.3. Uslovi...»

„Nastavno-metodička podrška Naziv programa koji se realizuje Predmet Razred Udžbenici i nastavna sredstva Količina Razvoj pevačkog glasa kod dece u početnoj fazi obrazovanja. Pop-jazz umjetnost pop pevanje 1-3 2 Metodički razvoj. 1990 (vokalna izvedba) O. Stepanov. Bijeli oblaci. 2 Uzorni kurikulum V. Tsvetkov. Kupili su mi papagaja. Pop pjevanje za muzičku školu i Y. Verizhnikov. Jesenske melodije. muzički odjeli škola Yu. Verizhnikov. Rowan grozd...."

„OD. Byishev atynday Atbe univerzitet kitaphanasy Aparatty Bulletin №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliografije sipattama № Blim Autori. Atauy. Zhyly. Ou Subscribers ment Ekonomija 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspects_ler_. –Almati: LEM, 2012.-336 str. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgí aspectsílerí ou raly...»

„ZLATNA PSIHA Konkurs Nominacija Projekat godine u psihološkoj praksi Praćenje obrazovnih rezultata učenika: dijagnostički komplet Polazak u školu, Učenje da se uči i deluje Autori: M.R. Bitjanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaya (Moskva) Izrada dijagnostičkog kompleta za 1. razred (radne sveske Početak škole, Učenje učenja i djelovanja i nastavna sredstva za njih) je prva faza dugoročnog projekta, dizajniranog za tri godine od 2011. do 2014.

« preporuke Ispitivanje vrijednosti i odabir u Arhivski fond Ruska Federacija dokumenti o osoblju Moskva 2014 2 Smjernice Ispitivanje vrijednosti i izbor dokumenata o osoblju za Arhivski fond Ruske Federacije / Rosarhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - str. Metodološke preporuke odražavaju: ..."

“SADRŽAJ NASTAVNI PROGRAM 1 2-8 PLAN VANNASTAVNIH AKTIVNOSTI MBU ŠKOLA BR. 32 2 9-18 (1-3 RAZREDI) ZA 2013-2014 ŠT. GODINU Z SISTEM USLOVA ZA REALIZACIJU EMPLI-G55 SA ZAHTJEVIMA 3 STANDARDA.1 Opis kadrovskih uslova za realizaciju osnovnog obrazovnog programa 22-33 osnovnog opšteg obrazovanja 3.2. Psihološki i pedagoški uvjeti za realizaciju glavnog 33-34 obrazovni program osnovno opšte obrazovanje 3.3. Finansijska podrška za realizaciju..."

„Obrazovno-metodološko udruženje visokoškolskih ustanova Republike Bjelorusije za hemijsko i tehnološko obrazovanje obrazovna ustanova Bjeloruska država Tehnološki univerzitet Odobrio rektor BSTU profesor _I.M. Zharsky __2010/r Program obuke za specijalnost 1 - 36 07 01 00 Mašine i aparati za hemijsku proizvodnju i preduzeća građevinskog materijala Hemijsko-tehnološki fakultet Katedra za mašine i ..."

"OPŠTA I NEORGANSKA HEMIJA II deo GLAVNI RAZREDI NEORGANSKIH JEDINJENJA Škola po imenu A.N. Kolmogorova i UDK ..."

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

NEORGANSKI

GLAVNE KLASE

NEORGANSKA JEDINJENJA

Škola nazvana po A.N. Kolmogorovu

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

Recenzent

vanredni profesor L.A. Kulikov

(Odsek za hemiju, Moskovski državni univerzitet)

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

K 66 Opća i neorganska hemija. Kurs predavanja. Dio II. Glavne klase neorganskih jedinjenja. - M.: Škola imena A.N. Kolmogorova, Izdavačka kuća Moskovskog univerziteta, 2000. - 36 str.

ISBN 5-211-03933-5 Ovaj udžbenik je sastavljen u skladu sa programom kursa neorganske hemije, a čitali su ga studenti hemijsko-biološkog odseka Škole A. N. Kolmogorova Specijalizovanog obrazovno-naučnog centra Moskovske države Univerzitet.

U priručniku su predstavljene glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i načini dobijanja.

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

ISBN 5-211-03933-5 © I.N. Korovin, A.T. Klimenko - dizajn, 2001.

Poglavlje 1 Oksidi OKSIDI su jedinjenja formirana od atoma dva elementa, od kojih je jedan kiseonik u oksidacionom stanju (-2).

Oksidi uključuju sva jedinjenja elemenata sa kiseonikom, na primer Fe2O3, P4O10, osim onih koji sadrže atome kiseonika koji su međusobno hemijski vezani (peroksidi, superoksidi, ozonidi), na primer Na2O2 - natrijum peroksid: Na O O Na O] - KO2 - kalijum superoksid : K+ – KO3 - kalijev ozonid: K+ koji ne postoji u prirodi:

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

(Fe) Fe3O 4 Iz hidrata olovnog (IV) oksida, kao kiseline, i Pb (OH) 2, kao baze, mogu se dobiti dva dvostruka oksida - Pb2O3 i Pb3O4 (crveno olovo), koji se mogu smatrati solima. Prva je olovna sol metalne kiseline (H2PbO3), a druga ortoolovna kiselina (H4PbO4).

§ 2. Klasifikacija oksida i obrasci promjena hemijskih svojstava Među oksidima, posebno među oksidima d-elemenata, postoji mnogo jedinjenja promjenljivog sastava (bertolidi), u kojima sadržaj kisika ne odgovara stehiometrijskom sastavu, ali varira. u prilično širokom rasponu, na primjer, sastav titanijum oksida (II) TiO varira u granicama TiO0,65 - TiO1,25.

Oksidi koji tvore soli su oksidi koji tvore soli.

Oksidi ove vrste dijele se u tri klase: bazične, amfoterne i kisele.

–  –  –

Kiseli oksidi nazivaju se oksidi, čiji je element, prilikom stvaranja soli ili kiseline, dio anjona.

Amfoterni oksidi nazivaju se oksidi, koji, ovisno o reakcionim uvjetima, mogu pokazati i svojstva kiselih i svojstva bazičnih oksida.

–  –  –

Kiseline i baze § 1. Teorije kiselina i baza Pojmovi "kiselina" i "baza" formirani su u 17. veku. Međutim, sadržaj ovih uslova je više puta revidiran. Postoji nekoliko teorija za kiseline i baze. Ovdje će se razmatrati samo tri teorije koje se najčešće koriste za objašnjenje kemijskih procesa.

1.1. Elektrolitička teorija Na osnovu teorije elektrolitičke disocijacije (1887), koju je predložio švedski fizikalni hemičar Svante Arrhenius (1859 - 1927), mogu se dati sljedeće definicije kiselina i baza:

Kiseline su elektroliti, koji, kada se disociraju u vodenim rastvorima, daju samo katione vodonika (hidroksonijum - H3O+) i anjone kiselinskog ostatka kao katione.

Na primjer, HNO3 H+ + NO 3.

Baze su elektroliti, koji, kada se disociraju u vodenim rastvorima, daju samo hidroksilne anjone (OH–) i katione kao anione.

Na primjer, KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2 O = K a.

Vrijednost Ka se naziva jonizacijska konstanta kiseline (indeks "a" - od engleskog acid - kiselina), brojnik obično ne označava koncentraciju hidronijevih kationa, već koncentraciju vodikovih iona.

Kvalitativno, jačina kiselina se može procijeniti prema Paulingovom pravilu: ako formulu oksokiseline predstavimo u općem obliku - HnEOm, onda se razlikom (m - n) može procijeniti jačina kiseline: koja kiselina ima više kiselina i jači je:

m - n = 0 - vrlo slaba kiselina, HClO m - n = 1 - slaba kiselina, HClO2 m - n = 2 - jaka kiselina, HClO3 m - n = 3 - vrlo jaka kiselina, HClO4.

Za polibazne kiseline, za svaki korak disocijacije, može se zapisati vlastita konstanta ionizacije, a po pravilu je svaka sljedeća konstanta nekoliko redova veličine manja od prethodne:

–13 K3 = 5, 10).

Zamjena jednog atoma kisika u oksokiselini atomom fluora dovodi do naglog povećanja jačine kiseline. Primjer je fluorsulfonska kiselina HSO3F. Takve kiseline se nazivaju superkiseline. Istoj klasi kiselina pripadaju i kiseline sa kompleksnim anjonom, kao što je HSbF6.

5. Održivošću. Neke okso kiseline postoje samo u razrijeđenim vodenim otopinama i termički su nestabilne.

Nemoguće ih je dobiti pojedinačno, na primjer, H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. Istovremeno, postoje kiseline koje su otporne na zagrijavanje, na primjer, sumporna H2SO4 (tboil = 296,5C).

6. Po rastvorljivosti. Prema rastvorljivosti, kiseline se dele na rastvorljive, kao što su HNO3, H3PO4, i nerastvorljive u vodi - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. Prema omjeru vode i kiselog oksida. Na osnovu toga, kiseline se dijele na orto-, piro-, meta-kiseline i kiseline promjenjivog sastava.

Orto kiseline uključuju kiseline u kojima je odnos vode i kiselog oksida veći od 1. Takve kiseline uključuju ortofosfornu H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3:1].

–  –  –

Međutim, kada se sumporna kiselina koristi u ove svrhe, potrebno je uzeti u obzir i druga svojstva ove kiseline koja ograničavaju njenu upotrebu.

Koncentrovana sumporna kiselina je prilično jako oksidaciono sredstvo, tako da se ne može koristiti za dobijanje kiselina kao što su HBr, HI, H2S, čiji elementi koji formiraju kiselinu može preći u druga oksidaciona stanja, na primer:

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

–  –  –

1. Razmotrite karakteristična svojstva kiselina koje nisu oksidanti.

1.1. Reakcije razmjene

a) Interakcija sa bazama (i rastvorljivim i nerastvorljivim) - reakcija neutralizacije:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

Prema ovom principu, kiseline se mogu podijeliti na redukcijske i oksidirajuće kiseline.

2. Osobine oksidirajućih kiselina.

2.1. Reakcije razmjene. Oksidirajuće kiseline reaguju sa oksidima, hidroksidima i solima, koje uključuju metalne katione koji ne pokazuju promenljiva oksidaciona stanja, kao i kiseline koje nisu oksidacioni agensi (videti 1.1 i 1.2 u paragrafu 2.4).

2.2. Reakcije sa hidroksidima, oksidima i solima.

a) Ako metal koji formira bazu može biti u nekoliko oksidacijskih stanja, a kiselina pokazuje oksidirajuća svojstva, tada se ove reakcije mogu odvijati promjenom oksidacijskih stanja elemenata, na primjer:

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

b) Metalni oksidi koji pokazuju promjenjivo oksidacijsko stanje ponašaju se slično u reakcijama s oksidirajućim kiselinama:

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

c) U reakcijama oksidirajućih kiselina sa solima koje sadrže anion koji ispoljava obnavljajuća svojstva, oksidira se

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

2.3. interakcija sa metalima.

Dušična i koncentrirana sumporna kiselina su jaki oksidanti i mogu stupiti u interakciju s metalima koji su u nizu napona i prije i poslije vodika, ali se u ovom slučaju ne oslobađa vodik, već nastaju produkti redukcije dušika i sumpora, štoviše, sastava proizvodi zavise od aktivnosti metala, koncentracije kiseline i temperature:

Cu + 4 HNO3 (konc.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (razd.) = 3 Su(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (inter. dil.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (veoma razd.) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

–  –  –

3.1. Klasifikacija baze Baze se mogu klasifikovati prema sledećim svojstvima.

1. Kiselost baze je broj OH- grupa koje se mogu zamijeniti za kiselinski ostatak. Na primjer, NaOH je jednokiselinska baza, Ca(OH)2 je dvokiselinska baza. Po ovom osnovu, baze su jedno-, dvo-, itd. kisele. Polikiselinske baze se postupno disociraju i mogu formirati nekoliko redova soli, na primjer baze mjera, (MgOH) 2CO3 - hidroksokarbonat (bazni karbonat) magnezija;

MgCO3 - magnezijum karbonat (srednji karbonat).

2. Rastvorljivost. Hidroksidi alkalnih metala, metali glavne podgrupe druge grupe, počevši od kalcijuma, talijum (I) hidroksida i amonijum hidroksida, rastvorljivi su u vodi. Hidroksidi drugih metala su praktično netopivi u vodi.

3. Jačina baza, kao i drugih elektrolita, određena je stepenom disocijacije (ili konstantom disocijacije). Jake baze su hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala.

Jake, u vodi rastvorljive baze nazivaju se alkalije.

4. Termička stabilnost baza. Kada se zagrije, većina baza se razlaže na metalni oksid i vodu. Hidroksidi alkalnih metala su stabilni, počevši od natrijuma, tope se bez raspadanja. Litijum, stroncijum, barijum i radijum hidroksidi se raspadaju na temperaturi malo iznad tačke topljenja, hidroksidi drugih metala se raspadaju pre topljenja.

5. U odnosu na kiseline i baze, hidroksidi metala se mogu podijeliti na bazične i amfoterne. Bazni hidroksidi uključuju hidrokside koji se rastvaraju samo u kiselinama i ne reagiraju sa alkalijama, a amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside koji se rastvaraju i u kiselinama i u lužinama.

Glavni hidroksidi su alkalni i zemnoalkalni metali, kao i magnezijum hidroksid i hidroksidi prelaznih metala u nižim oksidacionim stanjima, na primer Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 itd.

Amfoterni hidroksidi su Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Sn (OH) 2, hidroksidi prelaznih metala u srednjim oksidacionim stanjima, na primer Cr (OH) 3, Fe (OH) 3 .

–  –  –

Da bi se dobili hidroksidi ovom metodom, potrebno je odvojiti katodni i anodni prostor, inače će klor interagirati sa alkalijom i formirati druge proizvode.

7. Najvažniji način da se dobiju slabe, u vodi nerastvorljive baze je taloženje iz rastvora soli sa alkalijama ili rastvorom amonijaka MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.

Kod taloženja amfoternih hidroksida sa alkalijama potpuna precipitacija se može postići samo miješanjem striktno ekvimolarnih količina soli i lužine. Stoga se otopina amonijaka u vodi koristi za taloženje amfoternih hidroksida. Amonijak ne može istaložiti hidrokside onih metala koji s njim formiraju kompleksne katjone.

§ 3. Baze Amonijum hidroksid se ne može dobiti na ovaj način, jer povećanje koncentracije OH anjona - dovodi do smanjenja rastvorljivosti amonijaka u vodi i njegovog oslobađanja iz rastvora u obliku gasa:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Ista metoda je primjenjiva za dobivanje baza topljivih u vodi:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (kaustizacija sodom).

Pomak ravnoteže prema stvaranju NaOH postiže se stvaranjem CaCO3, koji ima manju rastvorljivost od Ca(OH)2.

Za veći pomak u ravnoteži prema stvaranju hidroksida alkalnog metala koriste se barijum hidroksid i sulfat odgovarajućeg alkalnog metala:

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

8. Oksidacija kationa, koji je u najnižem oksidacionom stanju, do najvećeg:

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

–  –  –

Salt C Perspective elektrolitička teorija možemo dati sljedeću definiciju ovoj klasi jedinjenja SOLI - elektroliti, koji u vodenim otopinama disociraju na katjone metala ili druge, složenije, katione, na primjer, NH, UO 2, 2+ i anjone kiselinskog ostatka.

–  –  –

1. Srednje soli - soli koje nastaju kao rezultat potpune neutralizacije kiseline bazom (kada se svi vodikovi katjoni zamjenjuju metalnim kationima):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Kisele soli - soli koje nastaju prilikom nepotpune neutralizacije kiseline bazom (nisu svi katjoni vodonika zamijenjeni metalnim katjonima). Soli ove vrste mogu se formirati samo sa višebaznim kiselinama.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 je dvobazna kiselina, pri čijoj potpunoj neutralizaciji nastaje prosječna sol Na2SO4, a kada se jedan atom vodika zamijeni metalom, nastaje kisela sol NaHSO4.

H3PO4 je trobazna kiselina u kojoj je moguća uzastopna zamjena jednog, dva ili sva tri atoma vodika atomima metala.

A kada se ova kiselina neutralizira, moguće je formiranje tri reda soli:

NaH2PO4, Na2HPO4 i Na3PO4.

Soli U opštem slučaju, do kisele soli uključuju soli u kojima je molarni sadržaj kiselog oksida veći od molarnog sadržaja bazičnog oksida, na primjer, Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. U reakciji sa bazičnim oksidima i hidroksidima, ove soli prelaze u srednje soli:

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

3. Bazične soli - soli koje su proizvod nepotpune neutralizacije polikiselinske baze kiselinom:

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

4. Dvostruke soli - soli, koje uključuju anione samo jedne vrste i različite katione, na primjer, KAl (SO4) 2 12 H2O.

5. Mješovite soli - soli, koje uključuju katione istog tipa i anjone različitih kiselina, na primjer, izbjeljivač CaCl (OCl).

6. Kompleksne soli - soli koje imaju kompleksne katjone ili anjone u kojima se veza formira mehanizmom donor-akceptor. Prilikom pisanja molekularnih formula takvih soli, kompleksni kation ili anion je zatvoren uglaste zagrade, na primjer:

K3, K, NaOH, (OH)2.

–  –  –

POGLAVLJE 1. OKSIDI

§ 1. Fizička svojstva oksida

§ 2. Klasifikacija oksida i obrasci promjene hemijskih svojstava .. 4

2.1. Klasifikacija oksida prema hemijskim svojstvima

2.2. Pravilnosti promjena svojstava oksida

§ 3. Metode za dobijanje oksida

§ 4. Hemijska svojstva oksida

4.1. Osnovni oksidi

4.2. Kiseli oksidi

4.3. Amfoterni oksidi

4.4. Opća hemijska svojstva oksida

POGLAVLJE 2. KISELINE I BAZE

§ 1. Teorije kiselina i baza

1.1. Elektrolitička teorija

1.2. Protolitska teorija

1.3. Elektronska teorija

§ 2. Kiseline

2.1. Klasifikacija kiselina.

2.2. Metode za dobijanje kiselina

2.3. Opće metode za dobivanje bilo koje kiseline

2.4. Hemijska svojstva kiselina

§ 3. Razlozi

3.1. Osnovna klasifikacija

3.2. Metode dobijanja baza

3.3. Hemijska svojstva baza

POGLAVLJE 3. SO

§ 1. Klasifikacija soli

§ 2. Metode za dobijanje soli

§ 3. Hemijska svojstva soli

Korenev Jurij Mihajlovič, prof. FNM MGU OVCHARENKO Valerij Pavlovič, čl. nastavnik Hemijski fakultet Moskovski državni univerzitet Egorov Evgeny Nikolaevich, Art. n. With. Hemijski fakultet Moskovskog državnog univerziteta

–  –  –

Potpisano za objavljivanje 04.12.2000. Format 60 84 1/16. kancelarijski papir. br. 1.

Ofset štampa. Headset Times. Konv. pećnica l. 2.25. Uch.-ed. l. 2.25. Tiraž 150 primjeraka.

Kurs hemije u školama počinje u 8. razredu učenjem zajedničko tlo nauka: opisane su moguće vrste veza između atoma, vrste kristalnih rešetki i najčešći reakcioni mehanizmi. To postaje temelj za proučavanje važnog, ali specifičnijeg odjeljka - neorganske.

Šta je to

Ovo je nauka koja razmatra principe strukture, osnovnih svojstava i reaktivnosti svih elemenata periodnog sistema. Važna uloga igra u neorganskom Periodični zakon, koji uređuje sistematska klasifikacija tvari promjenom njihove mase, broja i vrste.

Kurs također pokriva spojeve koji nastaju u interakciji elemenata tabele (jedini izuzetak je oblast ugljikovodika koja se razmatra u poglavljima organske materije). Zadaci iz neorganske hemije omogućavaju vam da razradite primljeno teorijsko znanje na praksi.

Nauka u istorijskom aspektu

Naziv "anorganski" pojavio se u skladu sa idejom da pokriva dio hemijsko znanje, što nije povezano s aktivnostima bioloških organizama.

Vremenom se pokazalo da većina organski svijet također može proizvoditi "nežive" spojeve, a ugljovodonici bilo koje vrste se sintetiziraju u laboratoriji. Dakle, iz amonijum cijanata, koji je so u hemiji elemenata, nemački naučnik Wehler uspeo je da sintetiše ureu.

Kako bi se izbjegla zabuna s nomenklaturom i klasifikacijom vrsta istraživanja u obje nauke, program školskih i univerzitetskih kurseva, koji prate opštu hemiju, uključuje proučavanje neorganike kao fundamentalne discipline. U naučnom svijetu se održava sličan redoslijed.

Klase neorganskih supstanci

Hemija omogućava takav prikaz materijala u kojem uvodna poglavlja neorganike razmatraju periodični zakon elemenata. posebnog tipa, koji se zasniva na pretpostavci da atomski naboji jezgara utiču na svojstva supstanci, a ti parametri se ciklički menjaju. U početku je tabela građena kao odraz povećanja atomskih masa elemenata, ali je ubrzo ovaj niz odbačen zbog nedosljednosti u aspektu u kojem neorganske tvari zahtijevaju razmatranje ovog pitanja.

Hemija, pored periodnog sistema, sugeriše prisustvo oko stotinu figura, klastera i dijagrama koji odražavaju periodičnost svojstava.

Trenutno je popularna konsolidirana verzija razmatranja takvog koncepta kao što su klase neorganske hemije. U kolonama tabele naznačeni su elementi u zavisnosti od fizičko-hemijskih svojstava, u redovima - periodi slični jedni drugima.

Jednostavne supstance u neorganskim

Znak u periodnom sistemu i jednostavna tvar u slobodnom stanju najčešće su različite stvari. U prvom slučaju se odražava samo određena vrsta atoma, u drugom - vrsta povezanosti čestica i njihov međusobni utjecaj u stabilnim oblicima.

Hemijska veza u jednostavne supstance uzrokuje njihovu podjelu na porodice. Dakle, mogu se razlikovati dvije široke vrste grupa atoma - metali i nemetali. Prva porodica uključuje 96 elemenata od 118 proučavanih.

Metali

Metalni tip pretpostavlja prisustvo istoimene veze između čestica. Interakcija se zasniva na socijalizaciji elektrona rešetke, koju karakteriše neusmjerenost i nezasićenost. Zato metali dobro provode toplinu i naboje, imaju metalni sjaj, savitljivost i plastičnost.

Konvencionalno, metali se nalaze na lijevoj strani periodnog sistema kada se povuče prava linija od bora do astatina. Elementi bliski ovoj liniji najčešće su granične prirode i pokazuju dualnost svojstava (na primjer, germanij).

Većina metala formira osnovna jedinjenja. Oksidacijsko stanje takvih tvari obično ne prelazi dva. U grupi metalnost raste, dok se u periodu smanjuje. Na primjer, radioaktivni francij pokazuje više osnovnih svojstava od natrijuma, a u porodici halogena jod čak ima metalni sjaj.

Inače, situacija je u periodu - završavaju podnivoe ispred kojih se nalaze supstance suprotnih svojstava. U horizontalnom prostoru periodnog sistema ispoljena reaktivnost elemenata se menja od bazične preko amfoterne do kisele. Metali su dobri redukcioni agensi (prihvataju elektrone kada se formiraju veze).

nemetali

Ova vrsta atoma je uključena u glavne klase neorganske hemije. Nemetali zauzimaju desna strana periodni sistem, koji pokazuje tipično kisela svojstva. Najčešće se ovi elementi javljaju u obliku spojeva jedni s drugima (na primjer, borati, sulfati, voda). U slobodnom molekularnom stanju poznato je postojanje sumpora, kiseonika i azota. Postoji i nekoliko dvoatomskih nemetalnih plinova - pored dva gornja, oni uključuju vodonik, fluor, brom, hlor i jod.

One su najčešće supstance na zemlji – posebno su česti silicijum, vodonik, kiseonik i ugljenik. Jod, selen i arsen su vrlo rijetki (ovo također uključuje radioaktivne i nestabilne konfiguracije, koje se nalaze u posljednjim periodima tabele).

U jedinjenjima, nemetali se ponašaju pretežno kao kiseline. Oni su moćni oksidacijski agensi zbog mogućnosti dodavanja dodatnog broja elektrona za završetak nivoa.

u neorganskom

Osim tvari koje su predstavljene jednom grupom atoma, postoje spojevi koji uključuju nekoliko različitih konfiguracija. Takve tvari mogu biti binarne (sastoje se od dvije različite čestice), tro-, četveroelementne i tako dalje.

Supstance dva elementa

Hemija pridaje posebnu važnost binarnosti veza u molekulima. Klase neorganskih jedinjenja se takođe razmatraju sa stanovišta veze formirane između atoma. Može biti jonski, metalni, kovalentni (polarni ili nepolarni) ili mješoviti. Obično takve tvari jasno pokazuju osnovne (u prisustvu metala), amforterične (dvostruke - posebno karakteristične za aluminij) ili kisele (ako postoji element s oksidacijskim stupnjem +4 i više) kvalitete.

Tri elementa saradnika

Teme neorganske hemije uključuju razmatranje ove vrste asocijacije atoma. Jedinjenja koja se sastoje od više od dvije grupe atoma (najčešće neorganski imaju posla sa vrstama od tri elementa) obično nastaju uz učešće komponenti koje se međusobno značajno razlikuju po fizičko-hemijskim parametrima.

Mogući tipovi veza su kovalentne, jonske i mješovite. Tipično, troelementne supstance su po ponašanju slične binarnim zbog činjenice da je jedna od sila međuatomske interakcije mnogo jača od druge: slaba se formira na drugom mestu i ima sposobnost da se brže disocira u rastvoru. .

Časovi neorganske hemije

Ogromna većina supstanci proučavanih na neorganskom kursu može se smatrati jednostavnom klasifikacijom ovisno o njihovom sastavu i svojstvima. Dakle, razlikuju se oksidi i soli. Razmatranje njihovog odnosa bolje je započeti upoznavanjem s konceptom oksidiranih oblika, u kojima se može pojaviti gotovo svaka anorganska tvar. O hemiji takvih saradnika govori se u poglavljima o oksidima.

oksidi

Oksid je spoj bilo kojeg kemijskog elementa s kisikom u oksidacijskom stanju od -2 (u peroksidima -1, respektivno). Do stvaranja veze dolazi zbog povratka i vezivanja elektrona uz redukciju O 2 (kada je kisik najelektronegativniji element).

Mogu pokazivati ​​i kisela, i amfoterna i bazična svojstva, u zavisnosti od druge grupe atoma. Ako u oksidu ne prelazi oksidaciono stanje +2, ako je u nemetalnom - od +4 i više. U uzorcima sa dvostrukom prirodom parametara postiže se vrijednost od +3.

Kiseline u neorganskim

Kisela jedinjenja imaju srednju reakciju manju od 7 zbog sadržaja vodikovih kationa, koji mogu preći u rastvor i naknadno biti zamenjeni jonom metala. Po klasifikaciji su složene supstance. Većina kiselina se može dobiti razrjeđivanjem odgovarajućih oksida vodom, na primjer, u stvaranju sumporne kiseline nakon hidratacije SO 3 .

Osnovna neorganska hemija

Svojstva ove vrste jedinjenja su zbog prisustva OH hidroksil radikala, koji daje reakciju medija iznad 7. Rastvorljive baze nazivaju se alkalije, one su najjače u ovoj klasi supstanci zbog potpune disocijacije (razlaganja na joni u tečnosti). OH grupa u formiranju soli može biti zamijenjena kiselim ostacima.

Neorganska hemija je dualna nauka koja može opisati supstance sa različitih tačaka gledišta. U protolitičkoj teoriji, baze se smatraju akceptorima vodikovih katjona. Ovaj pristup proširuje koncept ove klase supstanci, nazivajući alkalnom svaku supstancu koja može prihvatiti proton.

sol

Ova vrsta spojeva je između baza i kiselina, jer je proizvod njihove interakcije. Dakle, ion metala (ponekad amonijum, fosfonijum ili hidroksonijum) obično deluje kao kation, a kiselinski ostatak deluje kao anjonska supstanca. Kada se formira sol, vodonik se zamjenjuje drugom tvari.

Ovisno o omjeru broja reagensa i njihove snage u odnosu jedan na drugi, racionalno je razmotriti nekoliko vrsta proizvoda interakcije:

• bazične soli se dobijaju ako hidroksilne grupe nisu potpuno supstituisane (takve supstance imaju alkalno okruženje);
• kisele soli nastaju u suprotnom slučaju - s nedostatkom reagirajuće baze, vodik djelomično ostaje u spoju;
• najpoznatiji i najlakše razumljivi su prosječni (ili normalni) uzorci - oni su proizvod potpune neutralizacije reagensa sa stvaranjem vode i tvari samo sa katjonom metala ili njegovim analogom i kiselim ostatkom.

Neorganska hemija je nauka koja uključuje podjelu svake od klasa na fragmente koji se razmatraju u različito vrijeme: neki ranije, drugi kasnije. Uz dublju studiju, razlikuju se još 4 vrste soli:

• Binari sadrže jedan anion u prisustvu dva kationa. Obično se takve tvari dobivaju spajanjem dvije soli s istim kiselinskim ostatkom, ali različitim metalima.
• Mješoviti tip je suprotan prethodnom: njegova osnova je jedan kation sa dva različita anjona.
• Kristalni hidrati - soli, u čijoj se formuli nalazi voda u kristaliziranom stanju.
• Kompleksi su supstance u kojima su kation, anion ili oboje predstavljeni u obliku klastera sa elementom koji formira. Takve soli mogu se dobiti uglavnom iz elemenata podgrupe B.

Druge supstance uključene u praksu neorganske hemije, a koje se mogu klasifikovati kao soli ili kao posebna poglavlja znanja, su hidridi, nitridi, karbidi i intermetalidi (spojevi nekoliko metala koji nisu legure).

Rezultati

Neorganska hemija je nauka koja je od interesa za svakog specijaliste u ovoj oblasti, bez obzira na njegova interesovanja. Uključuje prva poglavlja koja se izučavaju u školi iz ovog predmeta. Kurs neorganske hemije omogućava sistematizaciju velikih količina informacija u skladu sa razumljivom i jednostavnom klasifikacijom.