Üldine ja anorgaaniline keemia - Kolmes osas - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - 2000, 2002.

See õppevahend on koostatud vastavalt anorgaanilise keemia kursuse programmile ja seda õpetatakse Moskva Riikliku Ülikooli Eriharidus- ja Teaduskeskuse A. N. Kolmogorovi nimelise kooli keemia- ja bioloogilise osakonna üliõpilastele.
Raamatus tutvustatakse anorgaaniliste ühendite põhiklasse, nende omadusi ja valmistamisviise.

I PEATÜKK. PÕHIMÕISTED JA MÕISTED 3
1.1. Aine struktuur 3
1.2. Kvantitatiivsed seosed keemias 9
1.3. Keemilised sümbolid ja valemid 13
II PEATÜKK. Aatomi STRUKTUUR 20
2.1. Aatomi varased mudelid 20
2.2. Aatomi struktuuri kvantmehaaniline mudel 26
III PEATÜKK. KEEMILINE side 41
3.1. Rubriik 41
3.2. Valentssideme meetod 47
3.3. Molekulaarorbitaalmeetod 53

PEATÜKK 1. Oksiidid 3
§ 1. Oksiidide füüsikalised omadused 3
§ 2. Oksiidide klassifikatsioon ja keemiliste omaduste muutumise mustrid.. 4
2.1. Oksiidide klassifitseerimine keemiliste omaduste järgi 4
2.2. Oksiidide omaduste muutumise mustrid 5
§ 3. Oksiidide saamise meetodid 7
§4. Oksiidide keemilised omadused 9
4.1. Põhioksiidid 9
4.2. Happelised oksiidid 10
4.3. Amfoteersed oksiidid 10
4.4. Oksiidide üldised keemilised omadused 11
2. PEATÜKK. Happed ja ALUSED 13
§ 1. Hapete ja aluste teooriad 13
1.1. Elektrolüütiline teooria 13
1.2. Protolüütiline teooria 13
1.3. Elektroonika teooria 14
§2. Happed 16
2.1. Hapete klassifikatsioon 16
2.2. Meetodid hapete valmistamiseks 19
2.3. Üldised meetodid mis tahes hapete saamine 19
2.4. Hapete keemilised omadused 21
§3. Alused 24
3.1. Aluste klassifikatsioon 24
3.2. Aluste saamise meetodid 25
3.3. Aluste keemilised omadused 27
PEATÜKK 3. Soolad 29
§ 1. Soolade klassifikatsioon 29
§ 2. Soolade saamise meetodid 30
§ 3. Soolade keemilised omadused 33

1. PEATÜKK Termodünaamika alused 3
§ 1.1. Põhimõisted 3
§ 1.2. Termodünaamika nullseadus (algus) 6
§ 1.3. Termodünaamika esimene seadus (algus) 6
§ 1.3.2. Ühendi 9 moodustumise standardsoojus (entalpia).
§ 1.3.3. Standardne põlemisentalpia 10
§ 1.3.4. Keemilise sideme standardenergia (entalpia) 10
§ 1.3.5. Sublimatsiooni, aurustumise ja sulamise standard entalpia 11
§ 1.3.6. Elektronide afiinsus, ionisatsioonipotentsiaal, elektronegatiivsus 11
§ 1.3.7. Hessi seadus 13
§ 1.3.8. Born-Haberi tsükkel 14
§ 1.3.9. Kirchhoffi seadus 16
§ 1.4. Termodünaamika teine ​​seadus (algus) 17
§ 1.4.1. Entroopia definitsioon klassikalise termodünaamika seisukohast 18
§ 1.4.3. Entroopia mõiste statistiline tõlgendamine 19
§ 1.4.4. Gibbsi vaba energia 21
§ 1.4.5. Keemiline potentsiaal 22
§ 1.4.6. Keemiline tasakaal 23
§ 1.4.7. Reaktsioonide suund 31
2. PEATÜKK KINEETIKA alused 35
§2.1. Keemilise reaktsiooni kiirus 35
§ 2.2. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid 37
§ 2.3. Eksperimentaalsed meetodid keemiliste reaktsioonide kiiruskonstantide määramiseks 47

Lae e-raamat mugavas vormingus tasuta alla, vaata ja loe:
Laadige alla raamat Üldine ja anorgaaniline keemia - kolmes osas - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, kiire ja tasuta allalaadimine.

Laadige alla zip
Allpool saate osta seda raamatut parima hinnaga allahindlusega koos kohaletoimetamisega kogu Venemaal.

Paljud inimesed usuvad, et Moskva Riiklik Ülikool on "tavalistele" taotlejatele kättesaamatu - nende sõnul on vaja valmistuda spetsiaalsete juhendajatega või vähemalt õppida Moskva Riikliku Ülikooli erikoolis, näiteks eriharidus- ja teaduskeskuses. Moskva Riikliku Ülikooli (STSC) - A. N. Kolmogorovi nimeline internaat.

Kuid üld- ja anorgaanilise keemia õpetajad, kes annavad tunde Moskva Riikliku Ülikooli mitmes teaduskonnas, teavad, et Moskva ülikooli tulevad hästi ettevalmistatud õpilased "mitteülikoolilistest" koolidest. Näiteks saavad igal aastal õpilased, kellele Sorose õpetaja S. T. Žukov (Moskva kool nr 548, Tsaritsõno hariduskeskus) keemiat andis, “raskete” teaduskondade (keemia, bioloogia) üliõpilasteks.

Neid õppevahendeid võib nimetada ainulaadseteks. Range definitsioonide süsteem on ühendatud teadusliku esituse rangusega. Käsiraamatud on väga head 11. klassi õpilastele, kes koolilõpu eelõhtul keemiat üle vaatavad ja sisseastumiseksamid(see ei kehti ühtse riigieksami testi kohta, õpikud on selleks liiga “targad”). Raamatud võivad olla kasulikud ka noorematele üliõpilastele, kes õpivad mittekeemiaerialasid.

Käsiraamatutes pööratakse palju tähelepanu valikulistele teemadele koolikursus keemia (näiteks "tasakaalu lahustes", "keerulised ühendid"), mis traditsioonilistes kooliõpikutes tavaliselt puuduvad. Nende teemade probleeme kasutatakse aga regulaarselt Moskva Riikliku Ülikooli keemia sisseastumiseksamitel (teaduskonnad: keemia-, bioloogia-, bioinseneri- ja bioinformaatika, fundamentaalmeditsiin, mullateadus, materjaliteaduse teaduskond).

Lisaks on käsiraamatud hästi ette valmistatud ülikooli üld- ja anorgaanilise keemia kursuseks, mida õpivad loetletud teaduskondade esmakursuslased, samuti geoloogide ja geograafide üliõpilased.

S. T. Žukovi õpikute tunnuste hulgas tuleb märkida ioonide tegeliku ja formaalse laengu ranget eristamist valemite kirjutamisel, mis on taotlejate jaoks võib-olla isegi liigne. Siiski, millal elektrooniline väljaanne see vahe jääb alles. Tavaliselt koolilapsed (ja paljud õpilased) ei kahtlusta, et näiteks naatriumkloriidi kristallis ei ole naatriumi- ja klooriioonide tegelik laeng mitte 1e, vaid ainult 0,78e. Seetõttu soovitab juhendi autor ioonide efektiivseid laenguid tähistada märkidega ringides: Na, Al3.

S.T. Žukovi käsiraamatute avaldamine algab osadega, mis on taotlejatele ja õpilastele traditsiooniliselt ühed keerulisemad. Need on teemad "Tasakaal" ja "Tasakaal lahendustes". Käsiraamatuid on täiendatud asjakohaste teemade sisseastumiseksamiprobleemide näidetega.

V. V. Zagorski,
kõrgemad teadused töökaaslased Moskva Riikliku Ülikooli keemiateaduskonna üldkeemia osakond,
Dotsent, SUSC MSU, Sorose õpetaja

„Üldine ja anorgaaniline keemia I osa PÕHIMÕISTED, AATOMKONSTRUKTSIOON, KEEMILINE SIDEM A.N. Kolmogorovi nimeline kool Moskva Ülikooli kirjastus 2000 UDC 546 BBK 24.1 K 66 Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. K 66..."

-- [ lehekülg 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

anorgaaniline keemia

PÕHIMÕISTED, Aatomi STRUKTUUR,

KEEMILINE SIDE

A. N. Kolmogorovi nimeline kool

Moskva ülikooli kirjastus

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Üldine ja anorgaaniline keemia. Loengukursus. I osa

Põhimõisted, aatomi ehitus, keemiline side. – M.:

A. N. Kolmogorovi nimeline kool, Moskva Ülikooli kirjastus, 2000. – 60 lk.

ISBN 5-211-04200-X Käesolev õppejuhend on koostatud vastavalt anorgaanilise keemia kursuse programmile ja seda on õpetatud A. N. Kolmogorovi nimelise kooli keemia- ja bioloogilise osakonna üliõpilastele Eriharidus- ja Teaduskeskusest. Moskva Riiklikus Ülikoolis.

Raamatus tutvustatakse anorgaaniliste ühendite põhiklasse, nende omadusi ja valmistamisviise.

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

© I.N. Korovin – disain, 2000

I peatükk Põhimõisted ja määratlused 1.1. Aine struktuur Üks keemia ja teiste loodusteaduste põhimõisteid on aatom. Sellel terminil on pikk päritolu; see pärineb umbes 2500 aastat tagasi. Aatomi mõiste ilmus esmakordselt Vana-Kreekas, umbes 5. sajandil. eKr e. Atomistliku doktriini rajajad olid Vana-Kreeka filosoofid Leukippos1 ja tema õpilane Demokritos. Just nemad esitasid idee mateeria diskreetsest struktuurist ja võtsid kasutusele termini "ATOM".

Demokritose õpetused ei saanud laialt levinud ja pika ajaloolise perioodi vältel keemias (ja keskajal – alkeemias) domineeris Aristotelese teooria (384 – 322 eKr).

Aristotelese õpetuste kohaselt on looduse põhiprintsiibid abstraktsed "printsiibid": külm, kuumus, kuivus ja niiskus, mille kombinatsioon moodustab neli peamist "elementi":

maa, õhk, tuli ja vesi.

Ja ainult sisse XIX algus sajandil pöördub inglise teadlane John Dalton tagasi aatomite kui mateeria väikseimate osakeste juurde ja toob selle termini teadusesse. Sellele eelnesid selliste tähelepanuväärsete teadlaste tööd nagu R. Boyle (raamatus “Skeptiline keemik” andis ta purustava hoobi alkeemikute ideedele), J. Priestley ja C.W. Scheele (hapniku avastamine), G. Cavendish (vesiniku avastamine), A. L. Lavoisier (katse koostada esimene lihtainete tabel), M. V. Lomonosov (aatom-molekulaarteaduse aluspõhimõtted, massi jäävuse seadus), J. L. Proust (koostise püsivuse seadus). ) ja paljud teised.

19. sajandi lõpus ja 20. sajandi esimesel kolmandikul tehtud avastused füüsika vallas sundisid teadlasi aatomimolekulaarteadusele hoopis teistmoodi vaatama. Selgus, et aatomil on keeruline struktuur ja see pole aine väikseim osake.

Siin me ei anna vananenud määratlus seda kontseptsiooni, kuid anname kohe moodsatel ideedel põhineva sõnastuse.

1 Leucippus () – vanakreeka keel. filosoof. Leucippuse elust pole peaaegu midagi teada.

I peatükk Aatom (kreeka keeles µ – jagamatu) on keemilise elemendi väikseim osake, mis on võimeline iseseisvalt eksisteerima ja on selle omaduste kandja. Aatom on elektriliselt neutraalne mikrosüsteem, mis koosneb positiivselt laetud tuumast ja vastavast arvust elektronidest.

Keemiline element on aatomitüüp, millel on sama tuumalaeng.

Keemiline element on mõiste, mitte materiaalne osake. See ei ole aatom, vaid aatomite kogum, mida iseloomustab teatud tunnus - sama tuumalaeng.

elektron [vanakreeka] – merevaigukollane (hõõrdumisel hästi elektrifitseeritud)] – stabiilne elementaarosake, mille puhkemass on 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2 ja mille elementaarne negatiivne laeng on võrdne 1,6 10–19 C.

Keemias ja füüsikas võetakse paljude ülesannete lahendamisel elektroni laenguks – 1 ja kõigi teiste osakeste laenguid väljendatakse nendes ühikutes. Elektronid on osa kõigist aatomitest.

Prooton (kreeka keeles – esimene) on elementaarosake, mis on lahutamatu osa kõigi keemiliste elementide aatomite tuumad, on puhkemassiga mp = 1,672 10–27 kg = 1,007 a. e.m ja elementaarne positiivne elektrilaeng, mille suurus on võrdne elektroni laenguga, s.o 1,6 10–19 C.

Prootonite arv tuumas määrab keemilise elemendi aatomarvu.

Neutron (ladina keeles neutrum - ei üht ega teist) on elektriliselt neutraalne elementaarosake, mille puhkemass on veidi suurem kui prootoni puhkemass mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a. sööma.

Koos prootoniga on neutron osa kõigist aatomituumadest (välja arvatud vesiniku isotoobi 1H tuum, mis on üks prooton).

Algaste Määratud 2 a. e.m – aatomi massiühik, vt allpool.

Prootonite ja neutronite üld(rühma)nimetus on nukleonid.

Massiarv on nukleonite (prootonite ja neutronite) koguarv tuumas.

Aatomi tuum koosneb prootonitest, mille arv on võrdne elemendi aatomnumbriga (Z), ja neutronitest (N). A = Z + N, kus A – massiarv.

Nukliidid (lat. nucleus - tuum) - aatomituumade üldnimetus, mida iseloomustab teatud arv prootoneid ja neutroneid (positiivse laengu suurus ja massiarv).

Keemilise elemendi tähistamiseks piisab vaid ühe suuruse nimetamisest - tuuma laengust ehk elemendi järjekorranumbrist Perioodilises Süsteemis. Nukliidi määramiseks sellest ei piisa – tuleb märkida ka selle massinumber.

Mõnikord, mitte täiesti täpselt, ei viita mõiste "nukliid" mitte tuumale endale, vaid kogu aatomile.

Isotoobid (kreeka keeles – sama + – koht) – nukliidid, millel on sama number prootonid, kuid erinevad massiarvude poolest.

Isotoobid on nukliidid, mis asuvad perioodilises tabelis samal kohal, see tähendab sama keemilise elemendi aatomid.

Näiteks: 11 Na, 23 Na, 24 Na on naatriumi isotoobid.

Isobarid (kreeka keeles – võrdne + – kaal) – nukliidid, millel on samad massiarvud, kuid erinev number prootonid (st.

seotud erinevate keemiliste elementidega), näiteks 90Sr, 90Y, Isotoonid on nukliidid, millel on sama arv neutroneid.

Üsna pikka aega ei teinud keemikud selget vahet lihtainete aatomite ja molekulide vahel. 1811. aastal pakkus A. Avogadro välja hüpoteesi, mis võimaldas neid mõisteid üheselt defineerida, kuid kaasaegsed seda ei hinnanud ning tunnustuse pälvis see alles 1860. aastal, pärast esimest rahvusvahelist keemikute kongressi Karlsruhes (Saksamaa), kui molekuli hakati mõistma kui väikseim osake ained, mis osalevad selle keemilistes muundumistes. Loodusteaduste arenedes muutus molekuli määratlus mõningaid muudatusi.

Molekul (deminutiiv ladinakeelsest sõnast mol - mass) on aine väikseim osake, mis määrab selle omadused. See koosneb ühe või erinevate keemiliste elementide aatomitest ja eksisteerib ühtse aatomituumade ja elektronide süsteemina. Monatoomiliste molekulide (näiteks väärisgaaside) puhul on aatomi ja molekuli mõisted samad.

Aatomeid hoiavad molekulis keemilised sidemed.

Keemias peame lisaks aatomitele ja molekulidele arvestama ka teiste struktuuriüksustega: ioonide ja radikaalidega.

Ioonid (kreeka keeles – lähevad) on elektriliselt laetud osakesed, mis moodustuvad aatomitest (või aatomirühmadest) elektronide lisandumise või kadumise tulemusena.

Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonideks (kreeka keeles - alla + ioon), negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonideks (kreeka keeles - üles + ioon).

Näiteks K+ on kaaliumi katioon, Fe2+ on raudkatioon, NH+ on ammooniumi katioon, Cl– on kloriidanioon (kloriidanioon), S2– on väävli anioon (sulfidanioon), SO 2 on sulfaadi anioon.

Radikaalid (lad. radicalis – radikaal) on paaritute elektronidega osakesed (aatomid või aatomirühmad).

Nad on väga reaktiivsed. Näiteks H on vesinikuradikaal, Cl on klooriradikaal, CH3 on metüülradikaal. Samal ajal ei ole paramagnetilised molekulid, näiteks O2, NO, NO2, millel on paardumata elektronid, radikaalid.

Lihtaine on aine, mis koosneb ühe keemilise elemendi aatomitest.

Lihtaine on keemilise elemendi olemasolu vorm.

Paljud elemendid võivad eksisteerida mitme lihtsa aine kujul, näiteks süsinik (grafiit, teemant, karbüün, fullereenid), fosfor (valge, punane, must), hapnik (osoon, hapnik).

Tuntakse umbes 400 lihtsat ainet.

Allotroopia (kreeka keeles – muu + – pöörlemine) on keemilise elemendi võime eksisteerida kahe või enama lihtsa aine kujul, mis erinevad molekulis olevate aatomite arvu poolest (näiteks O2 ja O3) või erinevate kristallstruktuuride poolest. (grafiit ja teemant).

Polümorfism (kreeka keeles µ – mitmekesine) on tahkete ainete võime eksisteerida kahe või enama erineva kristallstruktuuri ja erinevate omadustega vormis.

Selliseid vorme nimetatakse polümorfseteks modifikatsioonideks.

Näiteks FeS2 võib moodustada kahte erineva kristallstruktuuriga ainet (polümorfi): ühte nimetatakse püriidiks ja teist markasiidiks. Kas need ained on allotroopsed modifikatsioonid? Nad ei ole.

Allotroopia kehtib ainult lihtainete kohta ja arvestab nii nende molekulide koostise kui ka kristallvõrede struktuuri erinevusega. Kui me räägime lihtainete kristallvõrede struktuuri erinevustest, siis polümorfismi ja allotroopia mõisted langevad kokku, näiteks grafiidi ja teemandi kohta võib öelda, et need on allotroopsed vormid või võib öelda, et need on polümorfsed vormid. .

Võimalus moodustada kahte või enamat tüüpi molekule, hapnik. Moodustab kaks allotroopset vormi: O2 ja O3 – osoon. Need erinevad nii füüsikaliste kui ka keemiliste omaduste poolest.

Hapnik O2 on värvitu ja lõhnatu gaas. Osoon O3 on iseloomuliku lõhnaga sinine gaas (sai isegi oma nime kreeka keelest.

(ozein) – lõhnama).

Vedelas ja tahkes olekus on hapnik kahvatusinise värvusega. Osoon sisse vedel olek intensiivselt värvitud lilla, tahkes olekus on see must-violetne värv.

Hapnik on paramagnetiline, osoon on diamagnetiline.

Hapnik ja osoon erinevad keemilise aktiivsuse poolest järsult. Osoon on reaktiivsem kui hapnik ja on tugevam oksüdeerivad omadused.

Hoolimata asjaolust, et hapnik reageerib peaaegu kõigi elementidega vabal kujul, toimuvad need reaktsioonid paljudel juhtudel ainult kõrgendatud temperatuuridel. Osoon reageerib paljude ainetega tingimustes, kus hapnik jääb inertseks, näiteks osoon oksüdeerib elavhõbeda ja hõbeda oksiidideks.

Fosfor. On teada kaks fosfori allotroopset vormi: valge ja punane.

Valge fosfor koosneb tetraeedrilistest P4 molekulidest. Punast fosforit võib käsitleda kui polümeeri molekule P. Tahkes olekus on need modifikatsioonid muidugi erinevad nii oma kristallvõre struktuuri kui ka füüsikaliste omaduste poolest.

Kõigil fosfori allotroopsetel vormidel on ka olulisi erinevusi keemilistes omadustes, mis eelkõige seisnevad nende erinevas reaktsioonivõimes. Valge fosfor on aktiivsem vorm ja punane fosfor on vähem aktiivne vorm.

Valge fosfor oksüdeerub õhus aeglaselt isegi tavatemperatuuril (see põhjustabki valge fosfori kuma), samas kui punane fosfor on õhus stabiilne ja süttib ainult kuumutamisel.

Erinevate kristallvõrede moodustumine Seda allotroopia juhtumit võib pidada ka lihtainete polümorfismiks.

Süsinik. Süsiniku jaoks on teada mitu allotroopset modifikatsiooni:

grafiit, teemant, karabiin, fullereenid.

Grafiit ja teemant moodustavad aatomkristallvõred, mis erinevad struktuurilt. Need kaks ainet erinevad üksteisest järsult oma füüsikaliste omaduste poolest: teemant on värvitu, läbipaistev, grafiit on must-hall, läbipaistmatu, teemant on kõige kõvem aine, grafiit on pehme, teemant ei juhi elektrivoolu, grafiit juhib elektrivoolu. Tavatingimustes on teemant metastabiilne (vähem stabiilne) vorm. Teemanti kuumutamisel (t > 1000°C) muutub see pöördumatult grafiidiks. Grafiidi üleminek teemandiks toimub kõrgemal temperatuuril ja tingimata väga kõrgel rõhul.

Tina. Tuntud on kaks tina allotroopset vormi: hall ja valge.

Hall tina (-tina) esineb temperatuuril alla 13,2 °C, sellel on pooljuhtomadused ja see on väga habras aine tihedusega 5,846 g/cm3.

Valge tina (-tina) – füüsikaliste omaduste poolest on tüüpiline hõbevalge metall, juhib hästi soojust ja elektrivoolu, on plastiline, tihedus 7,295 g/cm3, stabiilne temperatuurivahemikus 13,2 – 173°C. Sellest temperatuurist kõrgemal muundub -tina teiseks modifikatsiooniks - -tina, millel on erinev kristallvõre struktuur ja tihedus 6,54 g/cm3.

Paljud polümorfsed (või allotroopsed) modifikatsioonid võivad olla metastabiilses olekus, see tähendab, et nad võivad eksisteerida pikka aega neile ebatüüpilistes tingimustes (“võõral alal”).

Näiteks võib valge tina olla ülejahutatud ja eksisteerida pikka aega temperatuuril alla 13,2°C, kuid selle seisukord on neis tingimustes ebastabiilne, mistõttu mehaanilised kahjustused, äkiline šokk vms võib põhjustada äkilise ülemineku moodustumisele. Seda tuntud nähtust nimetati "tinakatkuks".

Lisandid mõjutavad oluliselt ka üleminekut ühelt vormilt teisele. Näiteks väike vismuti segu takistab praktiliselt valge tina üleminekut halliks ja alumiiniumi lisamine, vastupidi, kiirendab seda üleminekut.

Iga allotroopse (või polümorfse) vormi jaoks on konkreetne temperatuuri- ja rõhuvahemik, kus see modifikatsioon on stabiilne. Näiteks temperatuuril kuni 95,6°C on rombiline väävel (-vorm) stabiilne ja kõrgematel temperatuuridel monokliiniline (vorm) stabiilne. Need kaks allotroopset vormi erinevad üksteisest oma kristallvõre struktuuri poolest.

Kompleksaine ehk ühend on aine, mis koosneb erinevate keemiliste elementide aatomitest.

Isomorfism (kreeka keeles – võrdne, sarnane + µ – vorm) on sarnase koostisega ainete võime moodustada segakristalle, milles aatomid, ioonid või sarnase suurusega aatomirühmad juhuslikult asendavad üksteist.

Näiteks kaaliumaarja KAl(SO4)2 12 H2O kristallides saab kaaliumiioonid asendada rubiidiumi või ammooniumiioonidega ning Al3+ ioonid Cr3+ või Fe3+ ioonidega. Sel juhul ütlevad nad, et kaaliumi katioonid on isomorfsed rubiidiumi või ammooniumi katioonide suhtes ja alumiiniumi katioonid on isomorfsed kroomi või raua katioonide suhtes.

1.2. Kvantitatiivsed seosed keemias Aatomite ja molekulide massid on väga väikesed ning nende väärtuste arvuliseks väljendamiseks on ebamugav kasutada üldtunnustatud mõõtühikut - kilogrammi. Seetõttu kasutatakse aatomite ja molekulide masside väljendamiseks teist mõõtühikut - aatommassi ühikut (a.m.u.).

Aatommassi ühik (a.m.u.) on aatomite, molekulide ja elementaarosakeste masside mõõtühik.

Aatommassi ühikuks loetakse 1/12 süsiniknukliidi 12C massist.

Selle nukliidi mass SI-ühikutes on 1,9927 10–26 kg.

Suhteline aatommass (vananenud mõiste – aatommass) – aatomi mass, väljendatuna aatommassi ühikutes (a.m.u.).

Tähistatakse Ar.

Enamik looduslikke keemilisi elemente on isotoopide segu. Seetõttu loetakse elemendi suhteliseks aatommassiks selle isotoopide loodusliku segu suhtelise aatommassi keskmine väärtus, võttes arvesse nende sisaldust maapealsetes tingimustes. Just need väärtused on toodud perioodilises tabelis.

Näiteks hapnikul on kolm isotoopi 16O, 17O ja 18O, nende aatommassid ja sisaldus looduslikus segus on toodud tabelis 3.

Keskmine aatommass, võttes arvesse iga isotoobi panust, arvutatakse järgmise valemi abil:

kus Ar, j on vastavate isotoopide aatommassid, ni on nende sisaldus looduslikus segus (mooliosades). Asendades sellesse valemisse hapniku aatommassi vastavad väärtused tabelist 3, saame:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Pange tähele, et aatommass ja massiarv on täiuslikud erinevaid mõisteid: esiteks - aatomi mass, väljendatuna a. e.m. ja teine ​​on nukleonide arv tuumas. Aatommass on murdosa väärtus (sellel on täisarv ainult 12C isotoobi jaoks), erinevalt massiarvust, mis on alati täisarv.

Arvuliselt on need väärtused väga lähedased; Näiteks vesiniku aatommass on 1,0078 ja massiarv 1, heeliumi aatommass on 4,0026 ja massiarv 4.

Suhtelised aatommassid on murdarvud järgmistel põhjustel:

1) enamik looduses eksisteerivaid elemente on mitme isotoobi segu ja perioodiline tabel näitab loodusliku isotoopkoostise segu suhtelise aatommassi keskmist väärtust.

2) monoisotoopsete elementide (näiteks 23Na) puhul on see väärtus samuti murdosa, kuna nukleonide mass, väljendatuna a. e.m., ei ole täisarv (vt tabel 3) ja tuuma moodustumisel muundub osa nukleoni massist energiaks, vastavalt võrrandile Ebond = m c2, kus c = 3 108 m/s on kiirus valgust vaakumis.

Mis tahes sideme tekkimisel eraldub alati energiat, mis kulutab osa sideosakeste massist. Keemiliste sidemete moodustumise korral on see väärtus väga väike, seega jäetakse siin massimuutus tähelepanuta ja eeldatakse, et moodustunud osakese mass on võrdne selle moodustamisel osalevate osakeste masside summaga. . Tuuma moodustumisel vabaneb väga suur energia ja “massi defekt” on selgelt nähtav.

Molekulmass on molekuli mass, väljendatuna a. e.m. Molekuli mass on praktiliselt võrdne suhtelise summaga aatomi massid selles sisalduvad aatomid.

Kui aine ei koosne molekulidest, vaid näiteks ioonidest (NaCl) või on oligomeer [(H2O)n], siis on aine valemiühikuks näidatud suhteline molekulmass. Aine valemiühikut tuleks mõista kui antud aine väikseima koguse keemilist koostist.

Mool on aine koguse mõõtühik. Näidatud.

1 mool on aine kogus, mis sisaldab sama kogust struktuuriüksused(aatomid, molekulid, ioonid, radikaalid), mitu aatomit sisaldub 0,012 kg süsiniku isotoobis 12C, nimelt - Aine molaarmass (M) võrdub selle aine massi (m) suhtega selle kogus ():

Eelmine definitsioon: aine ühe mooli mass on arvuliselt võrdne selle molekulmassiga, kuid seda väljendatakse ühikutes g/mol. Võib-olla hõlbustab see algul arvutusülesannete lahendamist.

Pange tähele mõistete erinevust: " molaarmass" ja "molekulmass", mis kõlavad sarnaselt, kuid viitavad erinev number objektid: esimene on aine ühe mooli mass (st 6,022 1023 molekuli mass) ja teine ​​​​on ühe molekuli mass ning neid väljendatakse erinevates ühikutes - g/mol ja a. e.m. vastavalt.

Enamikus keemilistes arvutustes kasutatakse mõistet "aine kogus" ja vastavalt ka selle mõõtühikut - mool. See väärtus on üheselt seotud aine massi, struktuuriüksuste arvu ja mahuga (kui see on gaas või aur). Kui on antud aine kogus, siis on neid koguseid lihtne arvutada.

Aine A massiosa süsteemis on selle massi ja kogu süsteemi massi suhe (sageli väljendatakse seda väärtust protsentides):

Kõik massifraktsioonide arvutustega seotud probleemid tuleks lahendada selle valemi abil. Ärritavate tehniliste vigade vältimiseks soovitame arvutuste tegemisel kohe % konverteerida aktsiateks.

Komponendi mahuosa on komponendi ruumala ja kogu süsteemi ruumala suhe:

Komponendi mooliosa on komponendi A aine koguse (mol) ja süsteemi kõigi komponentide moolide koguarvu suhe:

Energia jäävuse seadus - energia ei teki millestki ega kao jäljetult, vaid selle üksikud tüübid võivad üksteiseks transformeeruda vastavalt rangelt määratletud samaväärsetele suhetele.

Seega, kui reaktsioonisaaduste keemiliste sidemete energia on suurem kui reagentides, siis vabanev energia eraldub soojuse, valguse või selle tõttu töö (näiteks plahvatus või kolb).

Massi jäävuse seadus (M.V. Lomonosov, 1748) - kõigi reaktsioonis osalenud ainete mass on võrdne kõigi reaktsioonisaaduste massiga.

Aatom-molekulaarteaduse seisukohalt seletatakse massi jäävuse seadust järgmiselt: keemiliste reaktsioonide tulemusena aatomid ei kao ega ilmu, vaid need asetsevad ümber. Kuna aatomite arv enne ja pärast reaktsiooni jääb muutumatuks, ei muutu ka nende kogumass.

Selle seaduse alusel tehakse kõik arvutused, mis põhinevad keemiliste reaktsioonide võrranditel.

Koostise püsivuse seadus (Proust, 1806) – igal keemilisel ühendil on väga kindel ja püsiv koostis.

Sellest seadusest tuleneb, et keemilise ühendi koostis ei sõltu selle valmistamismeetodist.

Aineid, mille koostis järgib seda seadust, nimetatakse daltoniidideks. Aineid, mille koostis sõltub valmistamismeetodist, nimetatakse bertolliidideks (näiteks siirdemetallioksiidid).

Mitmesuhte seadus (Dalton) - kui kaks elementi moodustavad omavahel mitu ühendit, siis ühe elemendi massikogused, mis ühinevad teise sama massiga, on omavahel seotud väikeste täisarvudena.

Avogadro seadus (1811) – võrdsetes kogustes erinevaid ideaalgaase samadel tingimustel (temperatuur ja rõhk) sisaldavad sama arv molekule.

Järeldused Avogadro seadusest 1°. 1 mool ideaalset gaasi samadel tingimustel (temperatuur ja rõhk) hõivab sama mahu.

Kell normaalsetes tingimustes(Noh):

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

- iga ideaalse gaasi molaarmaht on 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Ideaalsete gaaside tihedus samadel tingimustel (temperatuur ja rõhk) on otseselt võrdeline nende molaarmassidega:

sest Avogadro seadusest järeldub, et samadel tingimustel (p ja t) mis tahes ideaalsete gaaside puhul suhe / V = ​​konst.

Gaaside puhul võetakse kasutusele ühe gaasi suhtelise tiheduse mõiste teise suhtes. DA(X) – gaasi X suhteline tihedus gaasi A suhtes:

Keemial, nagu igal teadusel, on oma sümbolite süsteem, mille tundmine on selle aine mõistmiseks vajalik.

Keemiline sümboolika on omamoodi tähestik, mille abil kirjutatakse üles "sõnad" - ühendite valemid ja "fraasid" - keemiliste reaktsioonide võrrandid, mis ühel või teisel määral peegeldavad tegelikult toimuvaid protsesse.

Isegi keskajal tähistati tollal tuntud keemilisi elemente tavaliste sümbolitega, samadega, mida kasutati taevakehade tähistamiseks. Fakt on see, et alkeemikute ideede kohaselt vastas iga sel ajal tuntud element oma taevakehale.

Mõned alkeemikute ideed kajastuvad poeetilises vormis:

Taevakehade ja neile “vastavate” keemiliste elementide tähistused, mis võeti kasutusele keskajal, on toodud tabelis 4.

Element Taevakeha Sümbol Muidugi polnud sellised sümbolid keemiliste elementide tähistamiseks kuigi mugavad. Veelgi enam, aastaks 1800 olid mõned keemilised elemendid teada (mõned polnud küll veel lihtainetena eraldatud, vaid olid tuntud peamiselt oksiidide kujul) ja sellise sümboolika kasutamine muutus võimatuks.

D. Dalton pakkus keemiliste elementide jaoks välja muud sümbolid; allpool on mõned näited selle sümboolika kohta:

D. Daltoni pakutud keemiliste elementide sümbolid Nagu nendest näidetest näha, kasutas Dalton mõnel juhul elementide ingliskeelsete nimetuste algustähti (näiteks: raud - Raud, vask - Vask, plii - Plii) ringiga. 19. sajandi kuulus Rootsi keemik Jens Jakob Berzelius, kes andis suure panuse Daltoni aatomiteooria arendamisse, pakkus välja täiesti uue sümboolika keemiliste elementide tähistamiseks. Ta otsustas, et igal keemilisel elemendil peaks olema oma erimärk, mis oleks samal ajal keemilise elemendi sümbol ja tähistaks üht aatomit. Sellise sümbolina tehti ettepanek kasutada elemendi ladinakeelse nimetuse algustähte (näiteks vesinik - Hidrohenium - sümbol H, väävel - Väävel - S jne). Juhtudel, kui kahe elemendi nimed algavad sama tähega, lisati teine ​​täht, mis sisaldub selle elemendi nimes, näiteks C - süsinik, Cu - vask, Cd - kaadmium. Nii tekkisid keemiliste elementide sümbolid, mida kasutatakse kogu maailmas tänapäevani.

Mõned elemendid (näiteks raud, kuld, plii) on tuntud juba iidsetest aegadest ja nende nimetused on ajaloolise päritoluga.

Viimase 300 aasta jooksul avastatud elementide nimetused põhinesid erinevatel põhimõtetel: mineraali järgi, millest see element esmakordselt eraldati, näiteks berüllium (mineraali nime järgi - berül), riigi nime järgi - avastaja kodumaa, näiteks germaanium (saksa keemik K. Winkler) Saksamaa auks, mõne omaduse puhul näiteks kloor (kreeka keelest - roheline), fosfor (kreeka keelest.

- kerge, - ma kannan). Kunstlikud elemendid said oma nimed kuulsate teadlaste auks, näiteks mendelevium, einsteinium.

Kui keemilise elemendi sümbol on mõtteliselt ruudu sisse kirjutatud, kasutatakse selle ruudu nurki vajaduse korral lisateabe saamiseks:

Kasutades keemilised sümbolid elemendid panevad kirja ainete keemilised valemid. Näiteks väävelhappe H2SO4 valem näitab, et selle ühendi molekul koosneb kahest vesinikuaatomist, ühest väävliaatomist ja neljast hapnikuaatomist. Kirjutage keemiliste valemite abil keemiliste reaktsioonide võrrandid, näiteks:

Võrrandi vasakule küljele on kirjutatud keemilises reaktsioonis osalevad ained (lähteained) ja paremale poole reaktsiooni tulemusena tekkinud ained (reaktsiooniproduktid) ning iga elemendi aatomite arv. võrrandi vasak pool peab võrduma selle elemendi aatomite arvuga paremal pool (ainete massi jäävuse seadus).

Ükskõik milline keemiline valem- see on tingimuslik kirje, mis sisaldab teatud teavet antud aine kohta ja sõltuvalt sellest, millist teavet nad soovivad edastada, kasutavad nad erinevaid valemeid.

1°. Molekulaarvalem (või brutovalem) peegeldab ainult ühendi kvalitatiivset ja kvantitatiivset koostist, st näitab, millised elementide aatomid ja millises koguses sisalduvad antud aine koostises, ega ütle midagi selle struktuuri kohta, näiteks:

2°. Graafiline valem (seda nimetatakse sageli ekslikult struktuurivalemiks) annab lisateavet: lisaks kvalitatiivsele ja kvantitatiivsele koostisele näitab see järjestust, milles aatomid on omavahel seotud, ning näitab ka sidemete paljusust (üksik, kahekordne, kolmekordne):

Need valemid ei ütle aga midagi molekulide struktuuri kohta ehk ei kajasta aatomite suhtelist paiknemist ruumis.

3°. Elektrooniline valem kannab graafilisega võrreldes lisateavet (kuigi tegelikult on see sellega väga sarnane) - see näitab, millised valentselektronid on seotud sidemete moodustamisega, samuti paaritute ja üksikute elektronide olemasolu. elektronide paarid:

4°. Struktuurivalem on kujutatud mõõtkavas, sobivas projektsioonis, mis annab molekuli kolmemõõtmelise esituse ja näitab aatomite suhtelist paigutust ruumis. Vajadusel kuni struktuurivalemid Lisatud on tabelid, mis näitavad sidemete pikkusi (vahemaad seotud aatomite tsentrite vahel) ja sideme nurki (nurgad sidemete vahel).

5°. Molekuli kohta asjakohase teabe edastamiseks või teabe tajumise hõlbustamiseks on võimalik kasutada muid valemite variante, näiteks näitab vaba orbitaali olemasolu 1. Mitu vesinikuaatomit sisaldab 1 liitris vesinikus n juures . u.?

Lahendus. Kuna 1 mool ideaalset gaasi hõivab n juures. u. 22,4 liitrit, siis 1 liiter vesinikku (võime seda pidada ligikaudu ideaalseks gaasiks) sisaldab = 0,045 mol vesiniku molekule. Iga vesiniku molekul koosneb kahest aatomist, mis tähendab, et aatomite arv on kaks korda suurem: 2 0,045 = 0,09 mol. Et teada saada, mitu aatomit selles ainekoguses on, korrutage see Avogadro arvuga:

2. Kui suur on 1 NaOH molekuli mass?

Lahendus. Arvutame esmalt NaOH molekulmassi a ühikutes. e.m., mis põhineb naatriumi, hapniku ja vesiniku aatommassidel.

Teisendame nüüd SI ühikuteks:

3. Milline energia vabaneb heeliumi aatomi tekkimisel elementaarosakestest?

Lahendus. Heeliumi aatommass on 4,0026 a. e.m. Arvutame heeliumi moodustavate elementaarosakeste kogumassi:

2 mp + 2 min + 2 min = 2 (1,007 + 1,009 + 5,5 10–4) = 4,0331 a. sööma.

Massi defekt on või 4. A g CaO lahustati liigses vees massiga B g Väljendage aine massiosa saadud lahuses.

Lahendus. Selle probleemi lahendamiseks on vaja meeles pidada, et kui kaltsiumoksiid lahustatakse vees, toimub reaktsioon CaO + H2O = Ca(OH)2, seega on lahustunud aineks kaltsiumhüdroksiid.

Leiame aine massi reaktsioonivõrrandi abil:

Lahuse mass on selle lahuse moodustanud ainete masside summa (kuna reaktsiooni käigus ei sadene ega eraldu gaasi, pole vaja midagi lahutada) A + B. Seega = (100%).

5. Segati 11,2 liitrit kloori ja 22,4 liitrit vesinikku. Leia gaaside mahuosad segus pärast reaktsiooni.

Lahendus. Reaktsioon toimub H2 + Cl2 = 2 HCl. Kuna gaaside mahud on võrdelised nende ainete kogustega, reageerib 1 mahuosa vesinikku 1 mahuosa klooriga, mille tulemusena moodustub 2 mahuosa vesinikkloriidi. Kloori napib, see reageerib täielikult; Reageerib 11,2 liitrit vesinikku ja alles jääb veel 11,2 liitrit. Vesinikkloriid on 2 11,2 = 22,4 liitrit.

Süsteemi kogumaht on 11,2 + 22,4 = 33,6 liitrit. Vesiniku mahuosa 11,2 / 33,6 = 0,33 (33%), vesinikkloriid 22,4 / 33,6 = 0,67 (67%) või 6. Sulam sisaldab 40% K ja 60% Na. Leidke komponentide mooliosad.

Lahendus. M(K) = 39, M(Na) = 23. Kui 100 g sulamit sisaldab 40 g K, siis on see 40/39 = 1,03 mol. 60 g naatriumi on 60/23 = 2,61 mol.

Aine üldkogus 100 g sulamis on 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Siit ka moolifraktsioonid: kaalium 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), naatrium 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%) või 100 - 28 = 72%.

7. Süsiniku ühend vesinikuga sisaldab süsinikku 75 massiprotsenti.

Lahendus. Kirjutame valemi sisse üldine vaade: SxNuh. Süsiniku mass selle aine molekulis on võrdeline 12x, vesinikuga - y. Kuna süsiniku massiosa on 75%, saame: 12x: y = 75: 25, seega x: y = 6,25: 25 = 1: 4.

Soovitud valem on CH4.

8. Gaasi tihedus õhus on 0,55. Mis gaas see on?

Lahendus. Õhu keskmine molaarmass on 29. Gaasi molaarmassi leidmiseks korrutage 29 gaasi tihedusega: 29 0,55 = 16. See molaarmass vastab metaanile CH4, muid võimalusi pole.

1. Mitme elektroni kogulaeng on 1 C?

Kui suur on 1 mooli elektronide mass?

2. Mitu vesinikuaatomit sisaldub 3 liitris vees a) temperatuuril 20°C ja rõhul 1 atm;

b) temperatuuril 150 °C ja 1 atm?

3. Milline energia vabaneb, kui elementaarosakestest moodustub 1 mool 16O nukliide?

4, x g kaaliumi lahustati 1 liitris liigses vees. Kui suur on aine massiosa saadud lahuses?

5. 16,8 l vesinikkloriidi ja 5,6 l vesinikbromiidi lahustati 100 ml vees. Leidke lahuses olevate ainete massiosad.

6. Temperatuuril 2000°C on vee termilise dissotsiatsiooni aste (s.o. soojuse mõjul lagunenud molekulide molaarosa) umbes 2%.

Arvutage sellel temperatuuril tasakaalusegu kõigi komponentide mooli- ja mahuosad.

7. Arvutage alkoholi massiosa 40% mahuosaga vesilahuses, kui alkoholi tihedus (temperatuuril 20°C) on 0,79 g/ml.

8. Nõrutati kaks lahust: 10 g 20% ​​baariumkloriidi ja 20 g 10% kaaliumsulfaati. Leia kõigi lahustunud ainete massiosad.

9. Lämmastiku ja vesiniku kombinatsioon sisaldab 87,5 massiprotsenti lämmastikku.

Leidke selle ühendi valem.

10. Teatud gaasi vesiniku tihedus on 8,5. Mis gaas see on?

11. Joonistage lämmastiku, raud(III)oksiidi ja fosforhappe graafilised valemid.

Eelmisel sajandil läbi viidud uuring elektrivoolu läbimise kohta läbi erinevate keskkondade (gaasid, lahused, sulamid) andis esimesed eksperimentaalsed faktid, mis viitasid aatomi keerulisele struktuurile.

19. sajandi 30ndatel tegi inglise füüsik Michael Faraday kindlaks, et elektrokeemilisi protsesse iseloomustavad teatud seosed, mis näitavad, et elektrilaengud, nagu aine, on oma olemuselt diskreetsed ja seal on teatud miinimumlaeng.

Möödunud sajandi teisel poolel tehtud katsed gaaslahendustorudega näitasid selgelt, et aatomid peavad sisaldama negatiivselt laetud osakesi, mida hiljem hakati nimetama elektronideks3. Nendel haruldaste gaasidega tehtud katsetel oli üsna lihtne ülesehitus. Kaks elektroodi joodeti klaastorusse, seejärel eemaldati toru rõhuni ligikaudu 10 mmHg. Art.

(0,013 Pa). Elektroodidele rakendati kõrgepinge (mitu kilovolti) ning toruseinte ja jääkgaaside hõõgumisel täheldati osakeste voolu, mis liikusid negatiivselt elektroodilt positiivsele. Kui selle tala teele asetati mõni takistus, näiteks pöördlaud, hakkas see pöörlema, mis näitab, et osakestel on lõplik mass. Kui lamekondensaatori plaatide vahele asetati gaaslahendustoru, siis kallutati osakeste vool ühe neist, nimelt positiivselt laetud suunas, mis viitas osakeste negatiivsele laengule.

1896. aastal avastas uraaniühenditega töötav Henri Becquerel radioaktiivsuse fenomeni – ühe elemendi aatomite iseenesliku lagunemise ja nende muutumise teise keemilise elemendi aatomiteks. Avastati, et selliste transformatsioonidega kaasneb silmale nähtamatu kiirguse emissioon.

Mõnevõrra hiljem avastasid abikaasad Pierre Curie ja Maria Sklodowska-Curie, et nähtamatut kiirgust ei kiirga mitte ainult ühendid 3 Elektron oli avastatud elementaarosakestest esimene. Aastal 1874

J. J. Stoney oletas, et elektrivool on negatiivselt laetud osakeste voog, mida ta nimetas elektronideks. Elektroni avastamise prioriteetsust tunnistab aga peaaegu üldiselt J. J. Thomson, kes tõestas katseliselt elektroni olemasolu ja määras kindlaks selle laengu ja massi suhte.

uraani, aga ka muid aineid. Tulemusena vaevarikas töö Nad avastasid kaks uut keemilist elementi, mida nimetati "raadiumiks" ja "polooniumiks".

1899. aastal avastas Rutherford, et radioaktiivsed elemendid kiirgavad kahte tüüpi kiirgust, mida ta nimetas - ja - kiirteks. Hiljem leiti, et radioaktiivsed ained võivad eraldada kolme tüüpi kiirgust:, ja. -kiirgus on heeliumi aatomite tuumade voog ja vastavalt -osakeste mass on 4 a. e.m ja elektrilaeng +2, -kiired on elektronide voog ja -kiired väga lühikese lainepikkusega elektromagnetkiirgus4.

Kõik need eksperimentaalsed faktid näitasid, et aatomil on keeruline struktuur ja see peab sisaldama elektrone. Ja kuna aatom tervikuna on elektriliselt neutraalne osake, tuleb elektronide negatiivset laengut kompenseerida positiivse laenguga.

1900. aasta paiku pakkus J. J. Thomson välja esimese aatomimudeli, mille kohaselt täidab positiivne laeng ühtlaselt kogu aatomi ruumala ja sellesse positiivselt laetud sfääri on põimitud negatiivne laeng, mida kujutavad elektronid. Seda mudelit kutsuti "Thomsoni pudingiks". Mudel ei suutnud selgitada kõiki selleks ajaks saadud katseandmeid. See selgitas mingil määral Faraday katseid ja katseid gaaslahendustorudega, kuid ei suutnud vastata kõige olulisemale küsimusele: "kuidas saab selline elektrilaengute süsteem üldse eksisteerida?"5 Sellele vaatamata kasutasid teadlased seda mudelit mõnda aega.

4 Seejärel avastati teisi tüüpe radioaktiivne lagunemine: +-lagunemine (positronide emissioon), elektronide püüdmine (orbiidi elektroni kinnipüüdmine tuuma poolt), hilinenud neutronite emissioon, tuumade spontaanne lõhustumine ja 1961. aastal akadeemik Flerovi juhtimisel prootoni lagunemine.

5 Elektrostaatika üks põhiteoreeme on 19. sajandil inglise füüsiku ja matemaatiku S. Earnshaw poolt sõnastatud teoreem:

punktelektrilaengute mis tahes tasakaalukonfiguratsioon puhkeolekus on ebastabiilne, kui peale Coulombi tõmbe- ja tõukejõudude neile ei mõju ükski teine ​​jõud. See teoreem tuleneb väitest, et potentsiaalne energia staatilisel elektrilaengute süsteemil ei saa olla miinimumi. Minimaalse potentsiaalse energia olemasolu on stabiilse tasakaalu vajalik tingimus.

Riis. 1. Osakeste aine läbimise katse.

1910. aastal viisid Rutherfordi õpilased Hans Geiger ja Ernest Marsden läbi katsed õhukeste metallplaatide pommitamiseks -osakestega. Nad leidsid, et enamik osakesi läbis fooliumi oma trajektoori muutmata. Ja see polnud üllatav, kui nõustume Thomsoni aatomimudeli õigsusega.

Üllatav oli see, et mõned osakesed kaldusid algsest trajektoorist kõrvale ja kõigi üllatuseks kaldus umbes 1 osake 20 000-st 180° lähedase nurga võrra kõrvale, st põrkas tagasi (vt joonis 1).

Selle katse tulemuste põhjal võib teha järgmised järeldused:

1) aatomis on mingi "takistus", mida nimetati tuumaks;

2) tuum on positiivse laenguga (muidu ei peegelduks positiivselt laetud osakesed tagasi);

3) tuum on aatomi enda mõõtmetega võrreldes väga väikeste mõõtmetega (ainult väike osa osakestest muutis liikumissuunda);

4) tuumal on osakeste massiga võrreldes suur mass.

-osakeste hajumise katsed võimaldasid hinnata ka tuumade ja aatomite suurust:

- tuumade läbimõõt on suurusjärgus 10-15 - 10-14 m, - aatomite läbimõõt on suurusjärgus 10-10 m.

Saadud tulemuste selgitamiseks esitas Rutherford idee aatomi planeedi struktuurist. Ta pidas aatomit omamoodi Päikesesüsteem: keskel on tuum, mis sisaldab aatomi põhiosa ja kogu positiivse laengu ning elektronid pöörlevad erinevatel orbiitidel. See mudel selgitas selleks ajaks kogunenud katsematerjali üsna hästi, kuid sellel oli kaks puudust:

1) Klassikalise elektrodünaamika võrrandite kohaselt peab kiirendusega liikuv laetud osake (ja aatomis olev elektron tsentripetaalkiirendusega) kiirgama energiat.

Sel juhul peaks energiakadu kaasa tooma orbiidi raadiuse vähenemise ja elektroni langemise tuumale.

2) Elektronide trajektoori pidev muutumine peaks samuti kaasa aitama kiirguse sageduse pidevale muutumisele ja seega pidevale emissioonispektrile. Kuid katsed näitasid, et vesiniku, nagu ka teiste gaasilises olekus aatomite emissioonispekter koosneb mitmest ribast, s.o.

on diskreetse iseloomuga.

Väljapääsu sellest olukorrast leidis 1913. aastal Taani füüsik Niels Bohr, kes pakkus välja oma aatomi struktuuri teooria. Samal ajal ei lükanud ta täielikult kõrvale varasemaid ideid aatomi planeedi ehituse kohta, kuid sellise süsteemi stabiilsuse selgitamiseks tegi ta oletuse, et klassikalise füüsika seadused ei ole alati rakendatavad selliste süsteemide nagu aatomite kirjeldamisel. ja sõnastas kaks postulaati.

Bohri esimene postulaat. Elektronid võivad tuuma ümber pöörata rangelt määratletud statsionaarsetel orbiitidel, samas kui nad ei kiirga ega neela energiat.

Bohri teine ​​postulaat. Ühelt orbiidilt teisele liikudes neelab või kiirgab elektron energiakvanti.

Bohr pakkus välja, et aatomi elektroni nurkimpulss võib omandada diskreetseid väärtusi, mis on võrdsed ainult täisarvuga tegevuskvantide arvuga, mida saab matemaatiliselt kirjutada järgmiselt:

kus m on elektroni mass, v on selle pöörlemise lineaarkiirus, r on orbiidi raadius, n on põhikvantarv, võttes täisarvud vahemikus 1 kuni lõpmatuseni ja h = 6,625 10–34 J/s on Plancki konstant. Võrrand (7) on Bohri esimese postulaadi matemaatiline avaldis.

Elektroni energia vastaval orbiidil määratakse avaldise abil:

Selles võrrandis on kõik suurused, välja arvatud n, konstandid.

Seega määrab elektroni energia aatomis peamise kvantarvu väärtusega. Vesinikuaatomi puhul, kui n = 1, E = 2,176 10-J või 13,6 eV (1 elektronvolt on energia, mille elektron omandab 1-voldise potentsiaalide erinevuse läbimisel ja võrdub 1,6 ± 10-19 J).

Kasutades ülaltoodud võrrandeid, arvutas Bohr vesinikuaatomi emissioonispektri.

Vesinikuaatomis on elektronil esimesel orbiidil minimaalne energia. Seda elektroni olekut nimetatakse maandamiseks ehk ergastamata. Kui sellele elektronile anda piisavalt energiat, siis saab ta liikuda suurema raadiusega teisele orbiidile, näiteks orbiidile nr 2, 3 jne, olenevalt etteantavast energiast. Seda seisundit nimetatakse põnevil, see on ebastabiilne.

Elektron võib jääda nendele orbiitidele lühikest aega ja seejärel liikuda teisele madalama energiaga orbiidile, pöördudes lõpuks tagasi põhiolekusse. Nende üleminekute käigus eraldub energia elektromagnetkiirguse kujul.

1900. aastal tegi Planck ettepaneku, et energia emissioon ja neeldumine võib toimuda ainult rangelt määratletud osades, mida ta nimetas kvantideks. Kiirgussagedus on seotud energiaga järgmise võrrandi abil:

kus c on valguse kiirus vaakumis 3108 m/s. Seetõttu sõltub selle kiirguse sagedus energiatasemete erinevusest (). Sõltuvalt lainepikkusest võib see kiirgus kuuluda spektri erinevatesse piirkondadesse: röntgen-, ultraviolett-, nähtav- või infrapunakiirgus. Joonisel fig. Joonisel 2 on skemaatiliselt kujutatud elektronide üleminekuid ergastatud vesinikuaatomis, mis põhjustavad emissiooni erinevaid valdkondi spekter

Riis. 2. Elektroonilised üleminekud vesinikuaatomis Bohri arvutused osutusid suurepäraselt kooskõlas eksperimentaalselt saadud tulemustega (vt tabel 6).

Spektrijoonte lainepikkused Balmeri seerias (nähtav piirkond) Spektrijoonte üksikasjalikul uurimisel selgus, et osa neist ei ole üks, vaid mitu tihedalt asetsevat joont. See näitas, et eksisteerisid erinevad orbiidid, millel elektronidel oli sarnane energia. Selle fakti selgitamiseks soovitas Sommerfeld, et elektronid võivad pöörlema ​​mitte ainult ringikujulistel, vaid ka elliptilistel orbiitidel.

Bohri teooria polnud aga universaalne. Selle asukoha järgi oli võimatu kirjeldada vesinikuaatomi käitumist magnetväljas. Samuti on võimatu seletada vesiniku molekuli teket ning mitmeelektroniliste aatomite kirjeldamisel tekivad ületamatud fundamentaalse iseloomuga raskused. Bohri teooriat keemias praktiliselt ei kasutata.

Nendest raskustest saab üle, kui läheneda aatomi struktuuri kirjeldamisele laiema teooria – kvantmehaanika – vaatenurgast, mis arvestab osakeste käitumist mikrokosmoses. Seadused, mis kirjeldavad mikromaailmas toimuvaid nähtusi, erinevad oluliselt makrokehade käitumist kirjeldavatest seadustest. Bohri teooriatesse kunstlikult sisse toodud kvantarv n osutub kvantteooria seisukohalt üldisemate seaduste vältimatuks tagajärjeks.

Mikrokosmose kahetine olemus tehti esmalt kindlaks valguse jaoks. Ühelt poolt iseloomustavad valgust sellised nähtused nagu interferents ja difraktsioon, mida saab seletada vaid selle lainelise olemusega. Teisest küljest ei saa fotoelektrilise efekti nähtust selle teooria seisukohast kirjeldada. Seda saab teha, eeldades valguse puhul korpuskulaarset (ladinakeelsest sõnast corpusculum - osake) olemust. 1905. aastal tegi Einstein ettepaneku, et valgust kiirgatakse osakeste kujul, mida nimetatakse footoniteks või kvantideks. Iga footoni energia on määratud võrrandiga (11).

Alates korpuskulaarne iseloom valgus, sellest järeldub, et footonitel peab olema teatud mass. Footoni ülejäänud mass on null ja liikudes omandab footon dünaamilise massi. Selle massi arvutamiseks pakkus Einstein välja massi ja energia samaväärsuse võrrandi:

Ühendades võrrandid (11) ja (12) saame:

või kus p on footoni impulss.

1924. aastal pakkus prantsuse füüsik de Broglie, tuginedes ideele mikrokosmose kahest olemusest, et elektronil on teatud lainepikkus, mis mahub orbiidile täisarv kordi. See tähendab, et 2r = n.

De Broglie oletus 1927. aastal sai eksperimentaalne kinnitus. Ameerika füüsikud Davison ja Germer jälgisid elektronide difraktsiooni naatriumkloriidi kristallidel.

Kvantimise põhimõte toodi Bohri teooriasse meelevaldselt. See kasutas peamiselt klassikalise mehaanika seadusi. Elektroni laineomaduste avastamine, fotoelektriline efekt ja katsed absoluutselt musta kehaga viisid uue füüsikaharu – kvantmehaanika – loomiseni.

Selle loomisel mängisid suurt rolli E. Schrödinger ja W. Heisenberg.

Aatomi kvantmehaaniline mudel ei ole nii visuaalne kui Bohri pakutud mudel ja aatomi struktuuri kvantmehaanilise mudeli kvantmehaanika matemaatilist seadet käsitletakse puhtalt kvalitatiivselt, ilma matemaatilist aparaati kasutamata. Lugeja peab ilma tõenditeta võtma suure osa sellest, mida öeldakse järgmises peatükis "usk". Kvantarvud võetakse lihtsalt kasutusele selleks, et kirjeldada elektroni käitumist aatomis, samas kui need on Schrödingeri võrrandi lahenduse tagajärg.

2.2. Aatomi ehituse kvantmehaaniline mudel Heisenberg tõi välja põhimõttelised erinevused mikro- ja makroobjektide vaatlemisel. Mis tahes objekti vaatlemine taandub põhimõtteliselt kahele juhtumile:

1) Objekt ise annab mingeid signaale. Näiteks töötava mootori müra, soojuskiirgus jne.

2) Vaadeldav objekt on allutatud mõnele mõjule, näiteks kiiritatakse valgusega, raadiolainetega jne, ning peegeldunud signaal salvestatakse (nagu laialdaselt kasutatakse radari ja kajalokatsiooni puhul). Veelgi enam, mida tugevam on mõju vaadeldavale objektile, seda tugevam (koos teistega võrdsed tingimused) peegeldunud signaal ja objekti usaldusväärsem registreerimine.

Kui vaatleme meile tuttavaid makroobjekte, siis elektromagnetkiirguse (valgus, raadiolained jne) mõju neile ei muuda ei nende asukohta ega kiirust. Täiesti erinev on olukord mikromaailma objekte, näiteks elektrone, vaadeldes. Kui valguskvant mõjub elektronile, ei jää viimase kiirus muutumatuks. Seetõttu, olles määranud elektroni asukoha mingil ajahetkel footoni toimel, ei saa me määrata selle kiirust samal hetkel – see on juba muutunud.

Heisenberg pakkus välja suhte, mida nimetatakse "määramatuse suhteks":

kus p on osakese impulsi määramatus ja x on selle koordinaatide määramatus. Sellest seosest järeldub, et mida täpsemalt määratakse elektroni koordinaadid, seda vähem täpselt määratakse selle impulss ja vastupidi. Teisisõnu pole mõtet rääkida elektroni trajektoorist, kuna viimase kirjeldamiseks on vaja täpselt teada elektroni koordinaate ja impulsi igal ajahetkel (mis sisaldus Bohri mudelis. aatom). Ebakindluse seos näitab, et nii täpne kirjeldus nii väikese osakese nagu elektron liikumine on võimatu, s.t juba elektroni orbiidi (trajektoori) kontseptsioon osutub vastuvõetamatuks. Elektroni käitumise kirjeldamiseks aatomis on vaja hoopis teistsugust meetodit, mille annab kvantmehaanika. IN kvantmehaanika Elektroni käitumise kirjeldamiseks on kaks lähtepunkti:

1) elektroni liikumine on lainelise iseloomuga;

2) meie teadmised elektroni käitumisest on oma olemuselt tõenäosuslikud (või statistilised).

Mõned selgitused esimese sätte kohta on juba antud (lk 25). Kommenteerime teist positsiooni. Heisenbergi määramatuse printsiibi järgi ei saa kunagi määrata osakese täpset asukohta. Parim, mida sel juhul teha saab, on näidata, kui suure tõenäosusega osake jääb ruumi V = x y z piirkonda.

1926. aastal pakkus Schrödinger välja võrrandi, milles võeti kasutusele lainefunktsioon, mis kirjeldab elektroni käitumist aatomis. Võrrand on petlikult lihtne:

kus E on osakese koguenergia, on lainefunktsioon ja Hamiltoni H. Hamiltoni näitab, milliseid matemaatilisi tehteid tuleb lainefunktsiooniga energia võrrandi lahendamiseks teha. Füüsiline tähendus lainefunktsioon seda on raske määrata, kuid selle mooduli ruut | |2 määrab elektroni leidmise tõenäosuse antud ruumipiirkonnas.

Schrödingeri võrrandit saab täpselt lahendada vesiniku ja vesinikulaadsete aatomite (st tuumast ja ühest elektronist koosnevate süsteemide puhul). Selle võrrandi vesinikuaatomi lahendusest järeldub, et elektroni käitumist aatomis kirjeldatakse nelja kvantarvuga.

1°. Peamine kvantarv n. See võib võtta väärtusi lõpmatuseni, mis määravad:

a) energiataseme number (Bohri teoorias – orbiidiarv);

b) sellel tasemel asuvate elektronide energiavahemik;

c) orbitaalide mõõtmed (Bohri teoorias – orbiitide raadiused);

d) antud energiataseme alamtasandite arv (esimene tase koosneb ühest alamtasemest, teine ​​- kahest, kolmas - kolmest jne).

e) D.I. Mendelejevi perioodilises süsteemis vastab peamise kvantarvu väärtus perioodinumbrile.

Mõnikord kasutavad nad peamise kvantnumbri jaoks tähttähistusi, st iga arvväärtus n vastab konkreetsele tähetähistusele:

2°. Orbitaal- ehk asimuutkvantarv l. Orbitaalkvantarv määrab elektroni nurkimpulsi (nurkimpulsi), selle energia täpse väärtuse ja orbitaalide kuju.

Uus mõiste "orbiit" kõlab sarnaselt sõnaga "orbiit", kuid sellel on täiesti erinev tähendus. Orbitaal on ruumipiirkond, milles elektroni leidmise tõenäosus on teatud väärtusega (90 - 95%). Mõnikord nimetatakse orbitaali selle piirkonna piirpinnaks ja joonistel on reeglina selle piirkonna ristlõige kujutatud tasapinnaga, mis läbib koordinaatide alguspunkti ja asub joonise tasapinnal. Aatomituuma kese paikneb lähtepunktis. Orbitaali mõiste, erinevalt orbiidist, ei tähenda teadmisi täpsed koordinaadid elektron. Orbitaalkvantarv sõltub peamisest kvantarvust ja saab järgmisi väärtusi:

Pealegi vastab iga peakvantarvu n väärtus orbitaalkvantarvu l n väärtusele. Näiteks kui n = 1, siis l on ainult üks väärtus (l = 0); kui n = 2, on väärtusel l kaks väärtust: 0 ja 1 jne. Iga l arvväärtus vastab teatud geomeetrilisele kujundile. orbitaalid ja sellele on määratud tähetähis. Esimesed neli tähetähist on ajaloolist päritolu ja on seotud spektrijoonte olemusega, mis vastavad nende alamtasandite vahelistele elektroonilistele üleminekutele: s, p, d, f - ingliskeelsete sõnade esimesed tähed, mida kasutatakse spektrijoonte teravaks nimetamiseks ( terav), põhiline (peamine), hajus (hajutatud), põhiline (peamine). Teiste alamtasandite tähistused on tähestikulises järjekorras: g, h, ….

Tähendus l Täht tähistus. l Alamtasandite arv Iga alamtaseme määrab kaks kvantarvu - peamine (kirjutamisel näidatakse tavaliselt arvväärtust) ja orbitaalne (kirjutamisel kasutatakse tavaliselt tähttähistust). Näiteks energia alamtase, mille puhul n = 2 ja l = 1, tuleks kirjutada järgmiselt:

2p alamkiht. Kõigil samade l-väärtustega orbitaalidel on samad geomeetriline kuju ja olenevalt peamise kvantarvu väärtustest erinevad need suuruse poolest, st on sarnased arvud. Näiteks kõik orbitaalid, mille puhul l = 0 (s-orbitaalid), on sfääri kujulised, kuid erinevad raadiuste poolest, olenevalt peakvantarvu n väärtusest. Mida suurem on n väärtus, seda suuremad on orbitaalid, näiteks 1s orbitaalil on kõige väiksemad mõõtmed, 2s orbitaali raadius on suurem ja 3s orbitaalil veelgi suurem.

3°. Magnetiline kvantarv ml. Elektroni pöörlemist ümber tuuma võib võrrelda voolu liikumisega suletud ahelas. Sel juhul tekib magnetväli, mille intensiivsus on suunatud elektroni pöörlemistasandiga risti. Kui aatom on välises magnetväljas, siis kvantmehhaaniliste kontseptsioonide kohaselt peaksid selle elektronid paiknema nii, et nende magnetmomentide projektsioonid selle välja suunale oleksid täisarvud (vt joonis 3). Lisaks võivad nad omandada nii negatiivseid kui ka positiivseid väärtusi, sealhulgas nulli.

Magnetmomendi projektsiooni arvväärtus on magnetiline kvantarv. Kui orbitaalkvantarvu väärtus on l, võtab magnetkvantarv väärtused vahemikus – l kuni + l, sealhulgas null. Väärtuste koguarv on 2l + 1.

Riis. 3. Magnetkvantarvu füüsikaline tähendus Seega määrab magnetkvantarv orbitaalide asukoha ruumis valitud koordinaatsüsteemi suhtes.

Võimalike väärtuste koguarv ml näitab, kui mitmel viisil saab antud alamtaseme orbitaale ruumis paigutada, s.t.

orbitaalide koguarv alamtasandil.

orbitaalid alamtasandil Orbitaalkvantarv l = 0 vastab magnetkvantarvu ühele väärtusele ml = 0. Need väärtused iseloomustavad kõiki s-orbitaale, millel on sfääri kuju. Kuna sel juhul võtab magnetkvantarv ainult ühe väärtuse, koosneb iga s-alamtase ainult ühest orbitaalist. Vaatleme mis tahes p-alatasandit: l = 1 korral on orbitaalid hantlite kujulised (mahulised "kaheksad"), magnetilise kvantarvu jaoks on järgmised väärtused: ml = – 1, 0, + 1 (kolm väärtust), seetõttu koosneb p-alamtase kolmest orbitaalist ja need orbitaalid asuvad piki kolme koordinaattelge ja on vastavalt tähistatud px, py, pz. D-alamtaseme puhul on l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (väärtused) ja iga d-alamtase koosneb viiest orbitaalist, mis paiknevad ruumis teatud viisil (vt. Joonis 6) ja on tähistatud vastavalt dxy, dxz, dzy, d z 2 ja d x 2 y 2. Viiest d-orbitaalist neli on neljaharuliste rosettide kujul, millest igaüks on moodustatud kahe hantliga, viies orbitaal on hantel, mille torus asub ekvatoriaaltasandil (d z 2 orbitaal) ja asub piki z-telge. D x 2 y 2 orbitaali “kroonlehed” asuvad piki x- ja y-telge. Orbitaalid dxy, dxz ja dyz asuvad vastavate telgede vahel.

Riis. 4. S-, p- ja d-orbitaalide ruumilised konfiguratsioonid Neljas energiatase koosneb neljast alamtasandist - s, p, d ja f. Neist kolm esimest on sarnased eelpool käsitletutega ja neljas, f-alamtase, koosneb juba seitsmest orbitaalist, mille ruumilised konfiguratsioonid on üsna keerulised ja neid me ei käsitle.

4°. Spinni kvantarv (elektronide spin), ms. 1926. aastal

Uhlenbeck ja Goldsmith näitasid, et lisaks orbiidi liikumine elektron peab osalema pöörlemises ümber oma keskpunkti läbiva telje. Seetõttu peab elektronil olema oma nurkimment ja kuna tegemist on laetud osakesega, siis peab tal olema ka magnetmoment. See esitus on üsna primitiivne, kuid seda kasutatakse selguse huvides, nii et me kasutame seda.

Võimalikud on ainult kaks elektronide pöörlemissuunda ümber oma telje:

päripäeva ja vastupäeva. Järelikult on spinn-kvantarvul ainult kaks väärtust: + 1 ja 1.

Riis. 5. Elektronide spinni tekkimine (Uhlenbecki ja Goldsmithi järgi) Seega määrab elektroni oleku aatomis neljast kvantarvust koosnev väärtuste kogum. Mõiste “orbitaal” on toodud eespool (vt lk 29). Määratleme selgemalt mõned mõisted, mida selgitamisel kasutati füüsiline tähendus kvantarvud ja neid kasutatakse edaspidi.

Rühm orbitaale, millel on sama orbitaalkvantnumber, moodustavad energia alamtasandi.

Kõigi sama peakvantarvu väärtusega orbitaalide hulk, st sarnaste energiaväärtustega orbitaalid, moodustab energiataseme.

Kui vesinikuaatomi ehituse kirjeldamisel erilisi probleeme pole - ainult üks elektron, mis põhiolekus peaks hõivama minimaalse energiaga orbitaali, siis mitmeelektroniliste aatomite struktuuri kirjeldamisel tuleb arvestada ka elektroni interaktsioon mitte ainult tuumaga, vaid ka teiste elektronidega. See tõstatab aatomi erinevate alamtasandite elektronidega täitmise järjestuse probleemi. See järjestus on määratud kolme "reegliga".

1. Pauli põhimõte. Ühel aatomil ei saa olla kahte elektroni, millel on kõigi nelja kvantarvu jaoks sama väärtus.

See tähendab, et elektronid peavad erinema vähemalt ühe kvantarvu väärtuse poolest. Esimesed kolm kvantarvu iseloomustavad orbitaali, millel elektron asub. Ja kui kahel elektronil on sama komplekt, tähendab see, et nad on samal orbitaalil. Vastavalt Pauli põhimõttele peavad need erinema pöörlemisväärtuse poolest. Sellest järeldub, et ühel orbitaalil saab paikneda ainult kaks vastupidise spinniväärtusega elektroni.

Energiataseme “võimsuse” määramiseks, s.o.

maksimaalne elektronide arv, mis võib olla samal tasemel peakvantarvuga n, koostame järgmise tabeli:

Esimese kolme energiataseme maksimaalne elektrooniline võimsus Tabelist on näha, et orbitaalide arv antud energiatasemel olenevalt n väärtusest moodustub aritmeetiline progressioon, kus esimene liige on a1 = 1 ja viimane an = 2l + 1. Progressi vahe on 2 ja liikmete arv on n. Progressiooni summa Sn on sel juhul võrdne:

ja võttes arvesse l = n – Seega on põhikvantarvu n väärtusega orbitaalide koguarv energiatasemel n2. Ja kuna ühel orbitaalil saab olla ainult kaks elektroni, siis leiame, et energiataseme maksimaalne elektronmaht on 2n2.

Elektroni oleku registreerimiseks aatomis on teatud vorm.

Näiteks vesinikuaatomi põhioleku puhul näeb see välja järgmine:

See tähendab, et esimesel energiatasemel on s alamtasandil üks elektron. On veel üks vorm elektronide jaotuse registreerimiseks alamtasandite vahel – kvantrakkude abil.

Sel juhul tähistatakse orbitaali tavapäraselt ruutudega ja elektrone nooltega või sõltuvalt spinni märgist. Seejärel saab vesinikuaatomi elektroonilist struktuuri kujutada järgmiselt:

Suurema arvu elektronidega aatomi, näiteks boori aatomi elektronstruktuuri saab kirjutada järgmiselt:

2. Hundi reegel. See reegel määrab orbitaalide elektronidega täitmise järjestuse ühel alamtasandil.

Hundi reegel on sõnastatud järgmiselt: "Ühel alamtasemel on elektronid paigutatud orbitaalidele nii, et nende koguspinn on maksimaalne, see tähendab, et alamtasandil peaks olema maksimaalne arv paarituid elektrone." Vaatleme selle reegli rakendamist p-alamtaseme täitmise näitel.

Valik 1: koguspinn Variant 2: kogupööre Hundi reegli kohaselt toimub orbitaalide täitumine vastavalt esimesele variandile, st esmalt hõivavad elektronid kõik vabad orbitaalid ja alles siis paarituvad.

3. Väikseima energia põhimõte (Kletškovski reegel).

Energiatasemete täitumine vesinikulaadsetes aatomites (tuumast ja ühest elektronist koosnev mikrosüsteem) toimub vastavalt põhikvantarvu n monotoonsele kasvule (n = 1, 2, 3, ... jne). Iga n väärtuse jaoks tuleb alamtasemed täita orbitaalkvantarvu l suurenemise järjekorras, mis võtab väärtused 0-st (n-1). Ja järgmise energiataseme täitmine algab alles siis, kui eelmine tase on täielikult täidetud. Maksimaalne elektronide arv energiatasemel määratakse valemiga 2n2 ja seetõttu peaks maksimaalne elektronide arv perioodides olema järgmine:

Tegelikkuses on perioodilises tabelis erinev pilt:

Nagu sellest tabelist näha, on perioodid paigutatud paaridesse, välja arvatud esimene periood, mis sisaldab ainult kahte elementi, milles esimene energiatase, mis koosneb ühest alamtasemest, on täidetud ja sisemised elektronid puuduvad. mis võivad mõjutada välistasandi struktuuri. Muudel juhtudel täheldatakse järgmist pilti: kolmanda perioodi struktuur on sarnane teise struktuuriga (ja mõlemad sisaldavad 8 elementi), viienda perioodi struktuur sarnaneb neljanda (ja mõlemad sisaldavad 18 elementi), seitsmes sarnaneb kuuenda struktuuriga (igaüks 32 elementi).

Palju parema vastavuse tegelikkusele annab elektronide jaotumine rühmadesse, mille on välja pakkunud V. M. Klechkovsky: "Aatomis hõivab iga elektron alamtasandi, kus selle energia on minimaalne."

Eespool viidati, et elektronide energiat ei määra mitte ainult põhikvantarvu väärtus, vaid ka orbitaalarvu väärtus, mistõttu selleks, et määrata, milline alamtase elektronidega esimesena täidetakse, on vaja võtke arvesse mõlema kvantarvu väärtusi.

Praktiliseks rakendamiseks saab Klechkovsky reegli sõnastada järgmiselt:

põhi- ja orbitaalkvantarvude vastavate väärtuste summa suurendamise jadad.

b) "Mitme alamtaseme summa identsete väärtuste korral täidetakse kõigepealt see alamtase, mille põhikvantarvul on väikseim väärtus."

Vaatame selle reegli konkreetset rakendust:

Summade kahe esimese väärtuse (n + l) jaoks, mis on vastavalt 1 ja 2, ei ole alternatiivseid valikuid ja alamtasemed täidetakse järgmises järjestuses: 1s ja seejärel 2s. Alates summa väärtusest 3 tekib kaks võimalust: täita 2p alamtase või 3s alamtase. Vastavalt Klechkovsky reeglile valime alamtaseme, mille jaoks n on väiksema väärtusega, st 2p alamtaseme.

Seejärel täidetakse 3s alamtase. Järgmiseks on väärtuseks n + l = 4. Selliseid väärtusi on jällegi kaks: 3p-alamtaseme ja 4s-alamtaseme jaoks (eelmise juhtumiga sarnane juhtum). Esmalt täidetakse 3p-alamtase ja seejärel 4s-alamtase. 3d alamtase jääb vabaks, kuna selle summa n + l on suurem kui 4 sekundi puhul.

energia alamtasandite täitmise järjestus:

Kuid selline täitmine toimub kuni teatud hetkeni. Kui arvestada alamtasemete energia muutumist aatomituuma laengu suurenemisega (vt joonis 8), siis näeme, et kõigi alamtasandite energia väheneb. Kuid energia vähenemise kiirus ei ole erinevatel alamtasanditel sama. Seega, kui enne kaltsiumi oli 3d alamtaseme energia suurem kui 4s, siis skandiumi ja järgnevate elementidega alustades väheneb selle energia järsult, mida tõendab näiteks Fe2+ iooni elektrooniline struktuur (1s22s22p63s23p63d6). Iooni antud elektronstruktuurist selgub, et kaks raua valentselektroni on lahkunud energeetiliselt vähem soodsalt 4s alamtasandilt. Sarnast energia inversiooni täheldatakse 5s ja 4f, samuti 6s ja 5f alamtasanditel.

Riis. 6. Tuumalaengu suureneva alamtasandite energia muutumise skeem.

Hiljem leiti, et täielikult ja pooleldi täidetud alamtasandid on suurendanud stabiilsust. Seega on d alamtaseme stabiilsed elektroonilised konfiguratsioonid vastavalt d 10 ja d 5 ning f alamtasemel vastavalt f 14 ja f 7. See seletab näiteks mõne elemendi välise energiataseme struktuuri anomaaliaid. , kroomis oleks pidanud valentselektronid paiknema 3d 44s2, aga tegelikult on see 3d 54s1, vasel peaks olema 3d 94s2, aga tegelikult on see 3d 104s1. Samasuguseid elektronide üleminekuid s-alamtasemelt d-alatasemele täheldatakse molübdeenis, hõbedas, kullas, aga ka f-elementides.

Väliste energiatasemete struktuuris on ka mõningaid muid anomaaliaid, peamiselt aktiniididel, mida siinkohal ei käsitleta.

Elektroni oleku aatomis määrab nelja kvantarvu väärtuste kogum, millest igaüks peegeldab konkreetset füüsiline kogus. Esimese kolme kvantarvu jaoks saab kasutusele võtta ka geomeetrilise tõlgenduse:

peakvantarv n määrab orbitaalide suuruse, orbitaalkvantarv l määrab orbitaalide geomeetrilise kuju ja magnetkvantarv ml määrab orbitaalide asukoha ruumis valitud koordinaatsüsteemi suhtes.

Aatomite energia alamtasemete täitmine elektronidega ergastamata olekus järgib kolme reeglit:

Pauli põhimõte, Hundi reegel ja Kleczkowski reegel.

1. Kas Rb+ iooni elektronid võivad olla järgmistel orbitaalidel:

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

Lahendus. Element Rb on perioodilisuse tabeli V perioodi I rühma põhialarühmas, mis tähendab, et selle elektrooniline tase peamise kvantarvuga n = 5: 5s1 hakkab täituma. Rb+ ioon on kaotanud oma välise elektroni. See tähendab, et ergastamata Rb+ iooni 5p ega 5s orbitaalil ei ole elektrone. Kuid elektronid võivad nendele orbitaalidele liikuda, kui aatom on ergastatud.

Kujutagem eelviimast taset (n = 4): 4s2p6d 0f 0. See sisaldab 8 elektroni, nagu iga s-element (st. peamine alarühm Perioodilise tabeli I või II rühm, milles täidetakse s alamtase). Miks on 4d ja 4f alamtasemed tühjad? Fakt on see, et 4d alamtaseme energia on kõrgem kui 5 s ja 4f on isegi kõrgem kui 6 s ning madalama energiaga alamtasandid täituvad kõigepealt (Klechkovsky reegel). Seega võivad Rb+ elektronid olla 4p orbitaalidel.

Jääb näha, kas need võivad olla 3f orbitaalidel. Kui n = orbitaalkvantarv l, saab väärtused 0,1,2, mis vastavad s, p ja d alamtasanditele. Ja 3f alamtaset lihtsalt ei eksisteeri.

2. Too näiteid kolmest osakesest (aatomid, ioonid), mille elektronkonfiguratsioon on 1s22s2p63s2p6.

Lahendus. Perioodilise tabeli sobiv element on Ar (kolmanda – välimise – elektroonilise tasandi elektronid). On selge, et teisi sellise elektroonilise konfiguratsiooniga aatomeid pole. Kuid me teame, et elemendid, millel puudub reeglina 1–3 elektroni, et jõuda stabiilse 8-elektronilise kestani, kipuvad neid omandama ja muutuma negatiivseteks ioonideks ning need, millel on järgmisel tasemel 1–3 elektroni, kalduvad neist loobuma. ja muutuda positiivseteks ioonideks. Seega võib see olla Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Valige oma maitse järgi suvalised kolm osakest.

3. Mitu elementi oleks perioodis V, kui spinn-kvantarvul oleks üks väärtus – 1?

Lahendus. Tegelikkuses on spinn-kvantarvul, nagu teada, kaks erinevat väärtust: + 1 ja – 1. Kui sellel oleks üks väärtus, siis elektronkiht mahutaks poole vähem elektrone, kuna need kõik peaksid olema erinevad. teine ​​kvantarvude kogum (Pauli põhimõte) ja järelikult oleks selles perioodis 2 korda vähem elemente.

4. Millised kvantarvud ja kuidas peaksid sinu arvates muutuma üleminekul meie maailmast 1) ühemõõtmeliseks;

2) viiemõõtmeline?

Lahendus. Sellele küsimusele vastamiseks on vaja mõista, millised neljast kvantarvust on seotud ruumi mõõtmega.

Peamine kvantarv n määrab elektrooniliste tasemete (kestade, kihtide) arvu ja iseloomustab peamiselt elektronipilve suurust:

On selge, et ruumi mõõde (mittenull) seda omadust ei mõjuta.

Orbitaalkvantarv l iseloomustab elektronpilve kuju. Lisaks kolmemõõtmelisele suudame visuaalselt ette kujutada vaid kahe- ja ühemõõtmelisi maailmu. Kahemõõtmelises maailmas muutuvad elektronipilved nagu kõik muugi lamedaks, kuid kuju mõiste jääb alles. Sisuliselt on mahuliste elektronipilvede kujutis paberil, projitseerides need lehe tasapinnale, teatud määral üleminek kahemõõtmelisse maailma. Mis puutub ühemõõtmelisse, siis siin kustutatakse vormi mõiste, jääb ainult suurus (laiend). Orbitaalkvantarv kaotab sel juhul ilmselt oma tähenduse.

Kui vaadelda meie omast kõrgema mõõtmega ruumi, siis muutub „kuju” mõiste siin palju laiemaks ja ei saa välistada, et elektronpilvede kogu vormide mitmekesisuse kirjeldamiseks antud n jaoks on rohkem erinevaid väärtusi. minust nõutakse.

Magnetkvantarv ml iseloomustab elektronipilve ruumilist orientatsiooni ja sõltub seetõttu otseselt mõõtmest. Kui l = 0, võib ml võtta ühe väärtuse 0, mis peegeldab sfääriliselt sümmeetrilise s-pilve ainsat ruumis orienteerumisvõimalust. Kui l = 1 ml saab 3 erinevat väärtust: – 1, 0, 1 – saab hantlikujulisi p-pilvi pikutada mööda erinevaid koordinaattelgesid: px, py, pz. Kui ruumi mõõde, s.o.

muutub koordinaatide telgede arv, muutub ka elektronpilvede paigutusvõimaluste arv, mis tähendab, et ml hulk on erinev.

Alates kogusest erinevad tähendused ml antud l korral määrab orbitaalide arvu antud alamtasemel, see toob kaasa olulisi muutusi keemias.

ms – spin-kvantarv – võtab kaks väärtust: + ja -. See peegeldab tõsiasja, et orbitaal võib sisaldada kahte "vastupidiselt keerdunud" elektroni. Tavaliselt seostatakse spinni elektroni enda nurkimpulssiga ja sellisena võib see muutuda, kui liigub ruumi teise dimensiooni.

1. Leidke perioodilisest tabelist võimalikult palju D. I. Mendelejevi sõnastatud perioodilise seaduse rikkumise juhtumeid:

"Elementide keemilised ja füüsikalised omadused sõltuvad perioodiliselt nende aatommassist." Kuidas neid rikkumisi seletada?

2. Kas a) ergastamata, b) ergastatud Na+ iooni elektronid võivad olla 2s, 2d, 3f, 4s, 5d orbitaalidel? Põhjenda.

3. Kirjutage perioodilisuse tabeli 1. ja 2. perioodi elementide aatomite elektrooniline struktuur.

4. Tooge kaks näidet keerulistest ainetest, mis sisaldavad ainult osakesi elektronstruktuuriga 1s22s2p6.

5. Millised on ergastamata liitiumiaatomi äärepoolseima elektroni kvantarvud?

6. Oletame, et teatud universumis Y on hulk kvantarvusid:

Mitu elementi oleks Y universumi perioodilisuse tabeli III perioodil?

Kui palju dimensioone võiks teie arvates universumis Y olla?

7. Kuidas muutuks elementide arv meie perioodilise süsteemi teisel perioodil, kui teiste kvantarvude muutumatul korral oleks spinni väärtused ms = ± 1?

8. Mitu prootonit ja neutronit sisaldub aatomite tuumades a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

Keemilised molekulid on keeruline süsteem aatomituumad ja elektronid. Aatomeid molekulis hoiavad koos peamiselt elektrostaatilised jõud. Sel juhul öeldakse, et need on ühendatud keemilise sidemega. Keemilise sideme teostavad välimise kihi s- ja p-elektronid ning eelväliskihi d-elektronid. Seda suhet iseloomustavad järgmised parameetrid:

1. Sideme pikkus – tuumadevaheline kaugus kahe keemiliselt seotud aatomi vahel.

2. Sidenurk - nurk mõtteliste joonte vahel, mis läbivad keemiliselt seotud aatomite keskpunkte.

3. Sideme energia - gaasilises olekus selle purustamiseks kulutatud energia hulk.

4. Sidemete kordsus – elektronpaaride arv, mille kaudu toimub keemiline side aatomite vahel.

Aatom molekulis on suhteline mõiste, kuna selle energia ja elektrooniline olek erineb põhimõtteliselt isoleeritud aatomist, mille struktuurist oli juttu eelmises peatükis. Mõelgem, millised jõud tekivad osakeste vahel kõige lihtsamas süsteemis, mis koosneb kahest prootonist ja ühest elektronist (vt joonis 9). Kui tuua kaks prootonit üksteisele lähemale, siis tekivad nende vahele tõukejõud ja stabiilse süsteemi saamisest pole vaja rääkidagi. Asetame nende väljale ühe elektroni. Siin võib tekkida kaks juhtumit.

Riis. 9. Tuumade ja elektronide interaktsioonijõudude jaotus H +-s.

Esimene, kui elektron on prootonite vahel (a), ja teine, kui see asub ühe neist taga (b). Mõlemal juhul tekivad tõmbejõud. Esimesel juhul on nende jõudude (projektsioonide) komponendid prootonite keskpunkte läbivale teljele suunatud tõukejõududega (vt joonis 9a) vastassuundades ja suudavad neid kompenseerida.

Sel juhul tekib energeetiliselt stabiilne süsteem. Teisel juhul on tõmbejõudude komponendid suunatud eri suundadesse (vt joonis 9b) ja prootonite vahelise tõukejõudude tasakaalustamisest on raske rääkida. Sellest järeldub, et keemilise sideme tekkimiseks molekuli või iooni moodustumisel peavad elektronid paiknema valdavalt tuumadevahelises ruumis. Seda piirkonda nimetatakse sidepiirkonnaks, sest kui seal on elektronid, tekib keemiline side. Tuumade taga asuvat piirkonda nimetatakse antisidemeks, kuna elektronide sisenemisel ei teki keemilist sidet. Siin käsitlesime H + ioonis keemilise sideme moodustumise lihtsaimat juhtumit. Rakendades sarnast arutluskäiku vesiniku molekulile, võime jõuda järeldusele, et teise elektroni ilmumine sidestuspiirkonda stabiliseerib süsteemi veelgi. Seetõttu on stabiilse keemilise sideme moodustamiseks vajalik vähemalt üks elektronpaar.

Elektronide spinnid peaksid sel juhul olema antiparalleelsed, st.

suunatud erinevatesse suundadesse. Keemilise sideme tekkega peab kaasnema süsteemi koguenergia vähenemine.

Riis. 10. Kahest vesinikuaatomist koosneva süsteemi potentsiaalse energia muutus Vaatleme süsteemi potentsiaalse energia muutust kahe vesinikuaatomi lähenemise näitel. Kui aatomid on üksteisest väga suurel kaugusel, siis nad ei interakteeru ja sellise süsteemi energia on nullilähedane. Lähenedes tekivad atraktiivsed jõud ühe aatomi elektroni ja teise tuuma vahel ning vastupidi.

Need jõud suurenevad pöördvõrdeliselt aatomitevahelise kauguse ruuduga. Süsteemi energia väheneb. Kui aatomid lähenevad üksteisele, hakkab rolli mängima nende tuumade ja elektronide vaheline tõukejõud.

Tõukejõudude suurenemine on pöördvõrdeline distantsi kuuenda astmega. Potentsiaalse energia kõver läbib miinimumi ja tõuseb seejärel järsult üles (joonis 10).

Miinimumi asukohale vastav kaugus kõveral on tasakaaluline tuumadevaheline kaugus ja määrab keemilise sideme pikkuse. Kuna molekulis olevad aatomid osalevad vibratsioonilises liikumises tasakaaluasendi suhtes, muutub nendevaheline kaugus pidevalt, st aatomid ei ole omavahel jäigalt seotud.

Tasakaalukaugus vastab teatud keskmisele väärtusele antud temperatuuril. Temperatuuri tõustes suureneb võnke amplituud. Mõnel piisavalt kõrgel temperatuuril võivad aatomid lennata üksteisest lõpmatult suurele kaugusele, mis vastab keemilise sideme katkemisele. Miinimum sügavus piki energiatelge määrab keemilise sideme energia ja selle energia väärtus vastupidise märgiga võrdub antud kaheaatomilise osakese dissotsiatsioonienergiaga. Kui vesinikuaatomid, mille elektronidel on paralleelsed spinnid, saavad kokku, tekivad aatomite vahel ainult tõukejõud ja sellise süsteemi potentsiaalne energia suureneb (joon. 10).

Riis. 11. Kahe sinusoidi lisamise tulemused.

Nagu eespool märgitud, on s-, p- ja d-elektronid, millel on erinev elektronpilvede geomeetriline konfiguratsioon ja erinevaid märke lainefunktsioonid ruumis. Keemilise sideme tekkimiseks on vaja elektronkihtide osad kattuda sama lainefunktsiooni märgiga. Vastasel juhul keemilist sidet ei teki.

Seda väidet saab hõlpsasti seletada kahe sinusoidi superpositsiooni näitel, mida saab esmalt identifitseerida lainefunktsioonidega (vt joonis 11):

Kahe sinusoidi superpositsiooni korral koos erinevad märgid samas piirkonnas (joonis 11a) on nende kogukomponent võrdne nulliga - ühendust pole. Vastupidisel juhul liidetakse võnkeamplituudid ja moodustub uus sinusoid - on tekkinud keemiline side (joon. 11b).

Sõltuvalt elektronpilvede sümmeetriast, mille kattumise tulemusena tekib keemiline side, on kogu elektronpilvel erinev sümmeetria, mille järgi jagunevad need kolme tüüpi:

Ja - ühendused.

Side toimub siis, kui pilved kattuvad piki aatomite keskpunkte ühendavat joont, samal ajal kui maksimaalne elektrontihedus saavutatakse tuumadevahelises ruumis ja sellel on aatomite keskpunkte ühendava joone suhtes silindriline sümmeetria. Nagu näha jooniselt fig. 12, s-elektronid osalevad oma sfäärilise sümmeetria tõttu alati -sideme moodustamises. Nad moodustavad -sideme kattumisel teise aatomi järgmiste elektronidega: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektronid. Teistel orbitaalidel asuvate elektronidega, näiteks pY või pZ, on keemilise sideme moodustumine võimatu, kuna kattumine toimub piirkondades, kus elektrontihedusel on vastupidised märgid. S-elektronide abil sideme moodustumise võimalus ei ole piiratud, see võib tekkida teiste elektronipilvede, näiteks kahe pX või pX kattumise korral ja joonis fig. 12. Mõned näited -seoste moodustamisest.

Sidemed tekivad siis, kui elektronpilved kattuvad aatomite keskpunkte ühendava joone kohal ja all. Ka kogu elektronpilved paiknevad selle telje suhtes sümmeetriliselt, kuid neil puudub silindriline sümmeetria, nagu -sideme puhul. Tänu oma ruumilisele paigutusele moodustavad -sideme elektronid sellistes orbitaalipaarides nagu pY – pY, pZ – pZ, pY – dXY.

Sideme moodustavad ainult d-elektronid nende kõigi nelja paralleeltasandil paikneva elektronpilvede kattumise tõttu. See on võimalik, kui sideme moodustumisel osalevad elektronid dXY – dXY, dXZ – dXZ, dYZ – dYZ.

Eespool oli juttu keemiliste sidemete klassifitseerimisest elektronpilvede sümmeetria alusel. Keemiliste sidemete klassifitseerimisel on veel üks lähenemine, mis põhineb molekuli aatomitevahelise elektrontiheduse jaotuse olemusest, s.t.

keemilist sidet käsitletakse elektronpaari ühte või teise aatomisse kuulumise seisukohalt. Võimalikke juhtumeid on kolm. Esiteks:

Elektronpaar seob molekulis kahte identset aatomit. Sel juhul on ta sees võrdselt kuulub neile mõlemale. Positiivsete ja negatiivsete laengute raskuskeskmed molekulis ei eristu.

Need langevad kokku ja sellist sidet nimetatakse mittepolaarseks kovalentseks. Kui elektronpaar seob kahte erinevat aatomit, siis nihkub see elektronegatiivsema aatomi poole. Positiivse ja negatiivse laengu raskuskeskmed eraldatakse, side muutub polaarseks ja seda nimetatakse polaarseks kovalentseks sidemeks.

Kolmas juhtum on seotud elektronpaari täieliku üleminekuga ühe aatomi valdusesse. See toimub kahe aatomi interaktsiooni ajal, mis erinevad üksteisest järsult elektronegatiivsuse poolest, st võime hoida elektronpaari oma elektriväljas. Sel juhul muutub elektrone loovutanud aatom positiivselt laetud iooniks ja need vastu võtnud aatom negatiivseks. Sel juhul nimetatakse sidet ioonseks.

Sideme olemus määrab suuresti ainete füüsikalised ja keemilised omadused.

Ained, mille molekule iseloomustab kovalentne mittepolaarne side, võivad tahkes olekus moodustada molekulaarseid ja aatomeid kristallvõre. Molekulaarvõredes täheldatakse väga nõrku molekulidevahelisi interaktsioone. Molekule hoitakse kristallvõre sõlmedes, kuna neis tekivad hetkelised ja indutseeritud dipoolid. Negatiivsete ja positiivsete laengute raskuskeskmete eraldumine molekulis toimub elektronpaari pöörlemise ja selle paiknemise tõttu mingil ajahetkel ühe tuuma taga. Seda olekut täheldatakse molekulis väga lühikest aega. Seetõttu nimetatakse sellist dipooli hetkeliseks. See aeg on aga piisav, et indutseerida dipool teisele molekulile. Jõud, mis seovad molekule kokku hetkeliste ja indutseeritud dipoolide moodustumise tõttu, nimetatakse sageli van der Waalsi jõududeks. Üldiselt hõlmavad van der Waalsi jõud mis tahes jõud molekulidevaheline interaktsioon: dipool-dipool, orientatsioon, dispersioon jne Van der Waalsi jõud on väga nõrgad, mille tulemusena on kristallvõre kerge kuumutamisel kergesti hävitatav. Kõikidel ainetel, millel on molekulaarne kristallvõre, on madal sulamis- ja keemistemperatuur. Van der Waalsi jõud suureneb koos elektronide arvuga molekulis, kuna suureneb hetkeliste dipoolide tekke tõenäosus. Vesinikumolekul sisaldab ühte elektronide paari, mistõttu on sellel madalaim keemistemperatuur. Hapniku- ja lämmastikumolekulid erinevad elektronide sisalduse poolest paari kohta. Nende keemistemperatuurid erinevad 13 C võrra.

Aatomkristallvõrega lihtsaid aineid iseloomustavad seevastu väga kõrged sulamis- ja keemistemperatuurid. Sel juhul on lõpmatu arv aatomeid ühendatud mittepolaarsete kovalentsete sidemetega, moodustades hiiglasliku molekuli. Kovalentse mittepolaarse sideme purunemise energia on kõrge. Seetõttu on sellise kristallvõre hävitamiseks vaja suuri energiakulusid. Samal ajal, kui ainet iseloomustab üks aatomitevaheline kaugus kristallvõres, on sellel ka väga kõrge kõvadus. Näiteks võiks olla teemant.

Ainete sulamis- ja keemistemperatuurid, mille molekulis olevad aatomid on ühendatud kovalentse polaarse sidemega ja millel on molekulaarvõre, on samuti madalad, kuid kõrgemad kui mittepolaarsete molekulidega ainetel. Enamik neist on toatemperatuuril gaasid.

Näiteks on vesinikkloriid, vesiniksulfiid jne. Dipoolmomendi suuruse ja keemistemperatuuri vahel puudub otsene seos. Tõenäoliselt on see kindlaks määratud molekulmass muud ühendid peale ammoniaagi, vee ja vesinikfluoriidi.

Nendel ühenditel on sarnaste hulgas kõrgeim sulamis- ja keemistemperatuur, nende järsk tõus on seletatav vesiniksidemete moodustumisega molekulide vahel.

elektronegatiivsed aatomid. Nad nihutavad tugevalt elektrontihedust molekulis enda poole. Selle tulemusena moodustab vesinik praktiliselt vaba orbitaali ja näiteks fluoriaatomil on vaba elektronpaar. Doonor-aktseptormehhanismi abil on võimalik moodustada molekulide vahel täiendavaid sidemeid, mille tulemuseks on koostisega (HF)n ja (H2O)n molekulide olemasolu mitte ainult vedelikus, vaid ka gaasifaasis. Selliste molekulide olemasolu põhjustab keemis- ja sulamistemperatuuri tõusu võrreldes analoogide samade väärtustega.

Ainetel, mille kristallvõre kohtades on ioone, on kõrgeim sulamis- ja keemistemperatuur.

See on tingitud positiivsete ja negatiivsete ioonide tugevast elektrostaatilisest vastasmõjust. Sarnaste ioonide tõukejõud on palju väiksemad, kuna need asuvad üksteisest suurel kaugusel. Selle tulemusena on kõigil ioonsete kristallvõredega ainetel kõrged väärtused selle moodustumise energiad. Iooniline side viiakse läbi halogeniidides, oksiidides ja soolades, nagu nitraadid, sulfaadid jne. Ioonkristallide hävitamine nõuab märkimisväärset soojusenergiat, mis määrab kõrge sulamis- ja keemistemperatuuri, mis omakorda sõltub ioonide laengust, nende raadiused ja elektrooniline vooder. Mida suurem on laeng ja mida väiksem on iooni raadius, seda kõrgem on sulamistemperatuur. Ioonsete ainete teine ​​omadus on võime moodustada sulameid, mis juhivad hästi elektrivoolu.

Seega võime järeldada, et ühendite füüsikalis-keemilised omadused sõltuvad tugevalt neis sisalduva keemilise sideme olemusest.

Keemilise sideme moodustavat elektronpaari, nagu juba märgitud, jagavad kaks tuuma. Sel juhul kirjeldatakse iga elektroni liikumist uue lainefunktsiooniga, mis on selle süsteemi Schrödingeri võrrandi lahendus. See lainefunktsioon erineb aatomifunktsioonidest ja seda nimetatakse molekulaarseks funktsiooniks, mis vastab konkreetsele molekulaarorbitaalile. Molekulaarseid orbitaale iseloomustavad süsteemi koguenergia teatud väärtused. Molekulis, nagu ka aatomis, on energiatasemete jada. Nende jaoks ei ole aga Schrödingeri võrrandi täpset lahendust võimalik saada ja seetõttu kasutavad nad ligikaudseid arvutusmeetodeid, mis erinevad üksteisest molekulaarse lainefunktsiooni täpsustamise poolest. Enamik laialdane kasutamine saadi kaks meetodit: valentssideme meetod ja molekulaarorbitaalmeetod.

Valentssideme meetodi puhul käsitletakse keemilist sidet kaheelektronilise ja kahetsentrilisena, st sidet moodustav elektronide paar paikneb kahe aatomi vahelises ruumis ja on nende vahel jagatud. Ühise elektronpaari moodustamiseks on kaks võimalikku mehhanismi. Esimest nimetatakse vahetuseks ja see hõlmab kahe elektroni sidumist, mis kuuluvad erinevatesse aatomitesse ja millel on vastupidised spinnid. Seda saab väljendada järgmise diagrammiga:

Teine mehhanism, mida nimetatakse doonor-aktseptoriks, viib keemilise sideme moodustumiseni, jagades ühe aatomiga elektronide paari ja teisega vaba orbitaali.

Aatomit, mis annab elektronpaari, nimetatakse doonoriks ja aatomit, millel on vaba orbitaal, nimetatakse aktseptoriks. Ühenduse moodustamise skeem näeb sel juhul välja järgmine:

Vaatleme võimalusi ennustada keemiliste ühendite koostist vesiniku ja perioodilisuse tabeli teise perioodi elementide vahel: Li, Be, B, C, N, O, F, kuna vesinikuaatomil on ainult üks elektron ja side moodustub vahetusmehhanismi abil.

Liitiumi aatomil 2s alamtasemel on üks paaritu elektron ja seetõttu peab ühend olema koostisega LiH. Berülliumi aatomis on see alamtase täidetud ja seal pole ühtegi paaritut elektroni, seetõttu ei tohiks berüllium moodustada ühtset keemilist sidet. Booris ja sellele järgnevates elementides (C, N, O, F) täidetakse 2p alamtase järjestikku ja nende elementide aatomites on teatud arv paarituid elektrone. Kui sidemete moodustamisel arvestada ainult paaritute elektronide olemasolu, siis nende elementide jaoks tuleks moodustada järgmised vesinikuühendid: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Siit on selge, et kasutades ainult keemilise sideme moodustamise vahetusmehhanismi, võib sattuda vastuollu katseandmetega: berüllium moodustab vesinikuga ühendi koostisega BeH2, boori vesinikuühendid on samuti erineva koostisega, ja kõige lihtsam süsiniku ühend vesinikuga on koostisega CH4. Selle vastuolu kõrvaldamiseks võib eeldada, et teise perioodi elementide aatomid osalevad molekulide moodustumisel ergastatud olekus, st s-elektronid paarituvad ja kantakse üle p-alatasand. Kuid siin ilmneb veel üks lahknevus eksperimentaalsete andmetega. Kuna s- ja p-elektronide energiad on erinevad, peavad ka nende moodustatud keemiliste sidemete energiad olema erinevad ja seetõttu peavad sellised E-H sidemed olema erineva pikkusega (olenevalt sellest, millist tüüpi orbitaalid nendes osalevad moodustamine). Teooriat ja eksperimente on võimalik ühtlustada, võttes kasutusele s- ja p-alatasandi energiate keskmistamise eelduse ning uute tasemete moodustumise, mille juures juba erinevat tüüpi orbitaalidel olevate elektronide energiad on samad. Ja kui see nii on, siis Hundi reegli kohaselt ilmub aatomis maksimaalne arv paarituid elektrone. Seda hüpoteesi nimetatakse hübridisatsiooni fenomeniks ja alamtasandite energiate keskmistamise tulemusena tekkinud orbitaale nimetatakse hübriidideks. Loomulikult muutub sel juhul nii elektronpilvede kuju kui ka nende asukoht ruumis. Olenevalt sellest, millised orbitaalid osalevad hübriidorbitaalide moodustamises, vaadeldakse erinevaid hübridisatsioonitüüpe ja tekkivate hübriidorbitaalide ruumilisi konfiguratsioone (vt joonis 14). Saadud hübriidorbitaalide arv peab olema võrdne hübridisatsiooni sisenenud orbitaalide koguarvuga. Sõltuvalt sellest, millised orbitaalid üksteisega suhtlevad, kaalutakse mitut tüüpi hübridisatsiooni:

sp hübridisatsioon. See nähtus hõlmab s- ja ühe p-orbitaali osalust ning selle tulemusena moodustub kaks uut tüüpi orbitaali, mida nimetatakse sp-hübriidiks. Nendel orbitaalidel on joonisel näidatud kuju; nende teljed asuvad samal sirgel, moodustades 180° nurga. Berülliumi aatomi sp-hübriidorbitaalid võtavad osa sidemete moodustamisest BeH2 molekulis ja molekul on lineaarse struktuuriga;

Riis. 14. Elektronpilvede ruumiline paigutus erinevate sp2 hübridisatsioonide jaoks. S- ja kaks p-orbitaali interakteeruvad, mille tulemusena moodustuvad kolm uut tüüpi orbitaali, mida nimetatakse sp2-hübriidseks (vt joonis 14.). Nende orbitaalide teljed asuvad samal tasapinnal ja nendevahelised nurgad on 120°. Näiteks on BF3 molekulis olev boori aatom sp2 hübriidses olekus ja sellel molekulil on vorm korrapärane kolmnurk mille keskel on boori aatom;

sp3 hübridisatsioon. Sel juhul on algsed s- ja kolm p-orbitaalid. Hübridisatsiooni tulemusena moodustub neli uut orbitaali - sp3-hübriid (vt joon. 14.). Nende orbitaalide teljed on suunatud tsentrist tetraeedri tippudele, telgedevahelised nurgad on 109°28. CH4, metaani molekul, kus seda tüüpi hübridisatsioon toimub, on vesinikuaatomite tetraeedrilise paigutusega. Ammoniaagi molekulis (NH3) on lämmastikuaatom samuti sp3 hübriidseisundis, kolm paari elektrone on jagatud vesinikuaatomitega ja osalevad sidemete moodustamises ning üks elektronpaar (üksik elektronpaar) kuulub ainult lämmastiku aatom. Ammoniaagi molekuli geomeetria ennustamiseks tuleks lämmastikuaatom paigutada tetraeedri keskele, vesinikuaatomid kolme tippu ja üksik elektronpaar neljandasse tippu. Loomulikult selle elektronipaari asukoht eksperimentaalsed meetodid seda pole võimalik fikseerida, leitakse ainult vesiniku- ja lämmastikuaatomite asukohad. Kõik see toob kaasa asjaolu, et ammoniaagi molekulil on püramiidne kuju. Samamoodi võime käsitleda veemolekuli struktuuri. Selles hõivavad kaks üksikut hapniku elektronpaari tetraeedri kahes tipus ja ülejäänud kaks on hõivatud vesinikuaatomitega, mis viib veemolekuli nurkkujuni. HF-molekuli geomeetriat pole nendest positsioonidest mõtet kirjeldada, kuna on selge, et see on lineaarne, kuna läbi kahe punkti saab tõmmata ühe sirge.

Üksik elektronpaar moodustab hajusama "elektronipilve" kui siduv (jagatud, jagatud), seega on sellel suurem maht, mis põhjustab sidemete nurkade vähenemist võrreldes tetraeedrilistega.

Valentselektronid paiknevad mitte ainult s- ja p-orbitaalides, vaid ka d-s. Viimased osalevad ka hübriidorbitaalide moodustamises. D-orbitaalidega seotud hübridisatsiooni juhtumeid on kaks: sp3d2 ja sp3d. Esimesel juhul on molekul oktaeedrilise struktuuriga ja teisel moodustub trigonaalne bipüramiid.

Hübriidsete orbitaalide tekkimise eeldus oli valentssidemete teooria suur saavutus, kuid ei kirjeldanud kõiki looduses leiduvate molekulide võimalikke ruumilisi konfiguratsioone.

Üldisem teooria ruumiline struktuur molekulide pakkus välja Gillespie, põhinedes puhtalt elektrostaatilistel kontseptsioonidel. See põhines suurel hulgal Sidwicki ja Powelli kokku võetud eksperimentaalsel materjalil. Teooria peamised sätted on järgmised:

1. Molekuli või iooni geomeetria määrab ainult elektronpaaride arv keskaatomi valentskihis.

2. Elektronpaarid võtavad aatomi valentskihil sellise paigutuse, milles nad on üksteisest maksimaalselt kaugel, st elektronpaarid käituvad nii, nagu nad üksteist tõrjuksid. Sel juhul realiseerunud geomeetrilised hulktahukad järgivad Descartes-Euleri valemit: "tippude arv + tahkude arv - servade arv on kaks."

3. Mittesiduva üksiku elektronipaari poolt hõivatud ruumi piirkond on suurem kui siduva elektronpaari poolt hõivatud piirkond.

4. Sideva elektronpaari poolt hõivatud ruumi piirkonna suurus väheneb ligandi elektronegatiivsuse suurenemisel ja keskaatomi elektronegatiivsuse vähenemisel.

5. Kaks kaksiksideme elektronpaari hõivavad suurema ruumi kui üksiksideme üks elektronpaar.

"LIITRIIGI RIIGI EELARVE ÕPPEASTUTSIOON KUTSEKÕRGE KÕRGKÕRGUMAA MURMANSKI RIIKLIK TEHNIKAÜLIKOOL Filosoofia osakond FILOSOOFIA METOODILISED JUHISED ja kontrolltööde teemad kõikide koolitusvaldkondade korrespondentkursuste üliõpilastele (bakalaureustele) Murmanski (bakalaureuste) 87 i 73 F56 Autorid – Olga Dmitrievna Machkarina, Dr. Filosoof Teadused, professor Natalja Nikolajevna Nikulina, Ph.D. Filosoof Teadused, dotsent Natalia Vladimirovna...”

« Seleznev A.D. Pronyakini täitemenetlus Koolitus- ja metodoloogiakompleks Moskva 2009 1 UDC 347,9 BBK 67,410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. TEGEVTOOTMISTÖÖ: Hariduslik 29 metoodiline kompleks. – M.: Kirjastus. EAOI keskus, 2009. – 216 lk. ISBN 978-5-374-00010-8 Õpetlik ja praktiline käsiraamat koostatud vastavalt ..."

“Riigi eelarveline kultuuriasutus Irkutski oblasti riiklik universaalne teadusraamatukogu. I.I. Molchanov-Sibirsky SARJA RAAMATUKOGU JA AJAD XXI sajand. Väljaanne nr 144 UDK 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Sarja tegevtoimetaja O.R. BORODIN Borodina, V.A. Infoteenused: kirjeldus, tabelid, diagrammid: metoodiku erikursus B83. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 lk. ISBN 978-5-8167-0054-2 Käsiraamat hõlmab kõiki aspekte...”

„KIRJANDUS KIRJANDUS RIDA HARIDUSMETOODILISTE KOMPLEKTIDE TOIMETAJA V. F. CHERTOV Programmid 5–11 Õpikud Metoodilised abivahendid KLASSID Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. jt Üldhariduslikud asutused Liin: kirjanduse üldhariduslikud tegevused: kultuuripõhised formatsioonid. lähenemine õpetamisele ja ülesandele pärast ja kommunikatiivsed pädevused. klass 5-11 (haridus- ja metoodiliste tasemete sihtasutuse õpilaste põhi- ja eriharidusõpetus) / Toim. V.F..."

"A. A. Ivin LOGIC Vene Föderatsiooni Haridus- ja Teadusministeeriumi Filosoofia Teadusliku Metodoloogilise Nõukogu poolt soovitatud õpikuks erialal Loogika humanitaar- ja sotsiaalmajanduslike erialade ning kõrgharidusvaldkondade üliõpilastele õppeasutused Moskva ONICS Maailm ja Haridus 2008 UDC 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 VAJADUD: Nikiforov A. L. – filosoofiadoktor. teadused, prof., juhtivteadlane. Venemaa Teaduste Akadeemia Filosoofia Instituudi töötaja; Pereverzev V.N. – d r...”

“Valgevene Vabariigi Haridusministeerium POLOTSK RIIKLIK ÜLIKOOL Kriminaalõiguse ja kohtuekspertiisi osakond METOODILISED JUHISED kursuste läbiviimiseks kriminaalõiguse distsipliinis. Eriala üldosa 24-01-02 Jurisprudents Novopolotsk, 2012 UDK Arvestatud ja soovitatud kinnitada kriminaalõiguse ja kriminoloogia osakonna koosolekul Protokoll nr _2012 Juhataja. osakond I.V. Vegera Metoodilise komisjoni poolt kinnitatud ja avaldamiseks soovitatud...”

“JUHTIMINE LINNAMAJANDUSES Toimetanud majandusteaduste kandidaadi, dotsent R.Zh. Sirazhdinova Juhtimishariduse Haridus- ja Metoodika Ühingu nõukogu poolt heaks kiidetud õppevahendina eriala spetsialiseerumise erialal Riigi- ja omavalitsuse juhtimine UDK 365 (075.8) BBK 65.44я73 O-64 Arvustajad: A.N. Kirillova, Moskva linna juhtimisülikool, Moskva valitsus, majandusdoktor. Sciences, prof, T.G. Morozova, ülevenemaaline kirjavahetus..."

"Ma kiidan heaks ekspertnõukogu V.D. Shadrikov 28. veebruar 2014 ARUANNE KÕRGHARIDUSPROGRAMMI ISESEISVA HINDAMISE TULEMUSTE KOHTA 060201 Hambaravi GBOU HPE Tjumeni osariik meditsiiniakadeemia Arendaja: Projektijuht: A.L. Drondin / AKKORK eksperdid: I.A. Solop/ N.V. Ušakova / Moskva – Sisukord I. ÜLDTEAVE ÜLIKOOLI KOHTA II. ARUANNE PÕHIHARIDUSPROGRAMMI ISESEISVA HINDAMISE TULEMUSTE KOHTA 1 HETSEISUND JA PIIRKONDLIKU..." hariduse suundumused GORNO-ALTAI RIIKLIK ÜLIKOOL Õigusteaduskond Kriminaal-, tsiviilõigus- ja menetlusosakond REGIONAALSE APDEGA Õigusteaduskonna SD prorektor V.G. Krashenina _ O.A. Goncharova __ 2008 _ 2008 DISTSIPLIINI HARIDUS- JA METOODIKAKOMPLEKS Tööõigus, eriala 030501 Õigusteadus Koostanud...”

“SAKSAMAA KEEL (4. õppeaasta) SAKSAMAA KEEL HARIDUSMETOODIKA KOMPLEKTID SAKSAMAA KEEL I.L. BIM ET AL. Sari Akadeemiline kooliõpik Programmid 2–11 Õpikud Töövihikud 2. klass Testiülesanded Harjutuste kogu Raamatud lugemiseks KLASSID Raamatud õpetajatele Helirakendused Bim I.L., Ryzhova L.I. (kassetid, CD MP3) Saksa keel: 2. klass: Õpik üldharidusasutustele: 2 tunnis: Osa 1. Hariduskolleegiumi autori poolt loodud rida perioodiks kuni -...”

„Teave haridusalase, metoodilise, metoodilise ja muu dokumentatsiooni kohta, mille on välja töötanud haridusorganisatsioon koolituse valdkonna õppeprotsessi tagamiseks 110800.62 Agrotehnika nr Distsipliini nimetus õppe-, metoodiliste, metoodiliste ja muude materjalide nimetuse järgi (autor, avaldamiskoht). , ilmumisaasta õppekava väljaanded, tiraaž) 1) Hariduslik ja metoodiline kompleks erialal Ajalugu, 2013. 2) Venemaa sümbolid: ajalugu ja modernsus. Khoruzhaya S.V., Salchinkina...”

“SISUKORD 1. Poolte mõisted 5 2. Preambul 5 3. Üldsätted 6 4. Kollektiivlepingu eesmärgid 6 5. Töösuhted 7 5.1. Tööle võtmine 7 5.1.1. Üldsätted 7 5.1.2. Õppejõudude hulgast töötajate palkamise kord 8 5.1.3. Teadustöötajate töölevõtmise kord 8 5.1.4. Ülikooli struktuuriüksuste juhtide töölevõtmise kord 5.1.5. Ametikirjeldused 5.2. Töötasu 5.2.1. Üldnõuded 5.2.2. Sularaha väljastamise korraldus 5.2.3. Tähtajad..."

„Õppe- ja metoodiline tugi Rakendatava programmi nimetus Aineklass Õpikud ja õppevahendid Kogus Laste lauluhääle arendamine hariduse algstaadiumis. Pop-jazz kunst Poplaul 1-3 2 Metoodiline arendus. 1990 (vokaalesitus) O. Stepanov. Valged pilved. 2 Õppekava näidis V. Tsvetkov. Nad ostsid mulle papagoi. Poplaul lastemuusikakoolidele ja Yu. Verižnikov. Sügismeloodiad. koolide muusikaosakonnad Yu Verižnikov. Pihlaka kamp..."

"KOOS. Byishev ynday Atbe universitetіni kitapkhanasy Apparatty bulletin nr 6 Zhaa kitaptar tizimі Atbe 2012 rmetti oyrmandar! Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Sipattami bibliograafiad nr Blim Autorid. Atauy. Zhyly. Oy Tellijad Men Economics 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ökonoomika ja ökonoomika. – Almatõ: LEM, 2012.-336 s. "

“Konkursi KULDNE PSYCHE nominatsioon Aasta psühholoogilise praktika projekt Õpilaste haridustulemuste jälgimine: diagnostikakomplekt Kooli algus, Õppima õppima ja tegutsema Autorid: M.R. Bityanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaja (Moskva) Diagnostikakomplekti loomine 1. klassile (töövihikud Kooli algus, Õppima ja tegutsema ja metoodilised käsiraamatud neile) on pikaajalise projekti esimene etapp, mis on kavandatud kolmeks aastaks 2011–2014..."

« soovitused Arhiivifondi väärtuse uurimine ja valik Venemaa Föderatsioon personali käsitlevad dokumendid Moskva 2014 2 Metoodilised soovitused Vene Föderatsiooni Arhiivifondi personali käsitlevate dokumentide väärtuse uurimine ja valik / Rosarkhiv, VNIIDAD. – M. – 2014 – lk. Metoodilised soovitused kajastavad:...”

„Sisu õppekava 1 2-8 õppekavavälise tegevuste plaan MBU kool nr 32 2 9-18 (1.-3. Klass) 2013-2014 kooliaasta Z Süsteem Tingimuste süsteem, mis rakendaks põhilist haridusprogrammi vastavust 19-55 STANDARDI NÕUDED 3.1. Personalitingimuste kirjeldus Üldhariduse põhiõppekava 22-33 elluviimiseks 3.2. Psühholoogilised ja pedagoogilised tingimused peamiste 33.-34 haridusprogramm algharidus üldharidus 3.3. Rahaline toetus elluviimiseks...”

Valgevene Vabariigi keemia- ja tehnoloogiahariduse kõrgkoolide haridus- ja metoodiline ühendus Valgevene osariigi haridusasutus Tehnikaülikool Kinnitan BSTU rektori Professor_I.M. Zharsky __2010/r MASINATE JA SEADMETE KASUTAMINE, REMONT JA PAIGALDAMINE Treeningprogramm erialale 1 – 36 07 01 00 Masinad ja seadmed keemiatootmis- ja ehitusmaterjalide ettevõtetele Keemiatehnoloogia- ja tehnikateaduskond Masinate osakond ja...”

“ÜLD- ja ANORGAANILINE KEEMIA II osa ANORGAANILISTE ÜHENDITE PÕHIKLASSID A.N. Kolmogorovi nimeline kool UDK kirjastuse M o s k u n i v e r s i t e t a...”

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

ANORGAANILINE

PÕHIKLASSID

ANORGAANILISED ÜHENDID

A. N. Kolmogorovi nimeline kool

MOSKVA ÜLIKOOLI KIRJASTUS

Ülevaataja

Dotsent L.A. Kulikov

(Moskva Riikliku Ülikooli keemiateaduskond)

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

K 66 Üldine ja anorgaaniline keemia. Loengukursus. II osa. Anorgaaniliste ühendite põhiklassid. - M.: A. N. Kolmogorovi nimeline kool, Moskva ülikooli kirjastus, 2000. - 36 lk.

ISBN 5-211-03933-5 See õpik on koostatud vastavalt anorgaanilise keemia kursuse programmile ja seda õpetatakse Moskva Eriharidus- ja Teaduskeskuse A. N. Kolmogorovi nimelise kooli keemia- ja bioloogiaosakonna õpilastele. Riiklik Ülikool.

Käsiraamatus tutvustatakse anorgaaniliste ühendite põhiklasse, nende omadusi ja valmistamisviise.

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

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

1. peatükk Oksiidid OKSIIDID on ühendid, mis moodustuvad kahe elemendi aatomitest, millest üks on oksüdatsiooniastmes hapnik (–2).

Oksiidide hulka kuuluvad kõik elementide ühendid hapnikuga, näiteks Fe2O3, P4O10, välja arvatud need, mis sisaldavad üksteisega keemilise sidemega seotud hapnikuaatomeid (peroksiidid, superoksiidid, osoniidid), näiteks Na2O2 - naatriumperoksiid: Na O O Na O] - KO2 - kaaliumsuperoksiid : K+ – KO3 - kaaliumosoniid: K+, mida looduses ei eksisteeri:

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

(Fe) Fe3O 4 Plii (IV) oksiidhüdraadist happena ja Pb(OH)2 alusena saab kaks topeltoksiidi - Pb2O3 ja Pb3O4 (punane plii), mida võib pidada sooladeks. Esimene on metallliivahappe pliisool (H2PbO3) ja teine ​​ortoleadhape (H4PbO4).

§ 2. Oksiidide klassifikatsioon ja keemiliste omaduste muutumise mustrid Oksiidide hulgas, eriti d-elementide oksiidide hulgas, on palju muutuva koostisega ühendeid (bertoliide), mille hapnikusisaldus ei vasta stöhhiomeetrilisele koostisele. kuid varieerub üsna laiades piirides, näiteks titaanoksiidi ( II) TiO koostis varieerub TiO0,65 – TiO1,25 vahel.

Soola moodustavad oksiidid on oksiidid, mis moodustavad sooli.

Seda tüüpi oksiidid jagunevad kolme klassi: aluselised, amfoteersed ja happelised.

–  –  –

Happelised oksiidid on oksiidid, mille element sisaldub soola või happe moodustamisel anioonis.

Amfoteersed oksiidid on oksiidid, mis olenevalt reaktsioonitingimustest võivad avaldada nii happeliste kui ka aluseliste oksiidide omadusi.

–  –  –

Happed ja alused § 1. Hapete ja aluste teooriad Mõisted “hape” ja “alus” kujunesid välja 17. sajandil. Nende tingimuste sisu on aga korduvalt üle vaadatud. Hapete ja aluste teooriaid on mitu. Siin käsitleme ainult kolme teooriat, mida keemiliste protsesside selgitamiseks kõige sagedamini kasutatakse.

1.1. Elektrolüütiline teooria Rootsi füüsikalise keemiku Svante Arrheniuse (1859 - 1927) välja pakutud elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria (1887) põhjal saab anda järgmised hapete ja aluste määratlused:

Happed on elektrolüüdid, mis vesilahustes dissotsieerudes toodavad ainult vesiniku katioone (hüdroonium - H3O+) ja katioonidena happejäägi anioone.

Näiteks HNO3 H+ + NO 3.

Alused on elektrolüüdid, mis vesilahustes dissotsieerudes annavad anioonidena ainult hüdroksüülanione (OH–) ja katioone.

Näiteks KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2O = K a.

Väärtust Ka nimetatakse happe ionisatsioonikonstandiks (alaindeks “a” pärineb inglise keelest acid - acid), lugeja näitab tavaliselt mitte hüdrooniumi katioonide, vaid vesinikioonide kontsentratsiooni.

Kvalitatiivselt saab hapete tugevust hinnata Paulingi reegli abil: kui kujutada ette oksohappe valemit üldkujul - HnEOm, siis erinevuse (m – n) abil saame hinnata happe tugevust: millisel happel on suurem hape ja on tugevam:

m – n = 0 - väga nõrk hape, HClO m – n = 1 - nõrk hape, HClO2 m – n = 2 - tugev hape, HClO3 m – n = 3 - väga tugev hape, HClO4.

Mitmealuseliste hapete puhul võib igal dissotsiatsiooniastmel olla oma ionisatsioonikonstant ja reeglina on iga järgmine konstant mitu suurusjärku väiksem kui eelmine:

–13 K3 = 5, 10).

Oksohappe ühe hapnikuaatomi asendamine fluoriaatomiga toob kaasa happe tugevuse järsu tõusu. Näiteks on fluorosulfoonhape HSO3F. Selliseid happeid nimetatakse superhapeteks. Sellesse hapete klassi kuuluvad ka kompleksaniooniga happed, näiteks HSbF6.

5. Stabiilsuse mõttes. Mõned oksohapped eksisteerivad ainult lahjendatud vesilahustes ja on termiliselt ebastabiilsed.

Neid on võimatu saada eraldi kujul, näiteks H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. Samas leidub kuumusele vastupidavaid happeid, näiteks väävelhapet H2SO4 (tbp = 296,5C).

6. Lahustuvuse järgi. Lahustuvuse järgi jaotatakse happed lahustuvateks, nagu HNO3, H3PO4 ja vees mittelahustuvateks - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. Vee ja happeoksiidi suhte järgi. Selle alusel jagatakse happed orto-, püro-, meta- ja muutuva koostisega hapeteks.

Ortohapete hulka kuuluvad happed, milles vee ja happeoksiidi suhe ületab 1. Selliste hapete hulka kuuluvad ortofosfor-H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3:1].

–  –  –

Väävelhappe kasutamisel nendel eesmärkidel tuleb aga arvesse võtta selle happe muid omadusi, mis piiravad selle kasutamist.

Kontsentreeritud väävelhape on üsna tugev oksüdeeriv aine, mistõttu ei saa seda kasutada selliste hapete nagu HBr, HI, H2S tootmiseks, mille hapet moodustavaid elemente see võib muundada muudesse oksüdatsiooniastmetesse, näiteks:

8 HI + H 2SO4 = 4I2 + H2S + 4 H2O.

–  –  –

1. Vaatleme nende hapete iseloomulikke omadusi, mis ei ole oksüdeerivad ained.

1.1. Vahetusreaktsioonid

a) Koostoime alustega (nii lahustuvad kui ka mittelahustuvad) - neutraliseerimisreaktsioon:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

Selle põhimõtte järgi saab happeid jagada redutseerivateks ja oksüdeerivateks hapeteks.

2. Oksüdeerivate hapete omadused.

2.1. Vahetusreaktsioonid. Oksüdeerivad happed reageerivad oksiidide, hüdroksiidide ja sooladega, mis sisaldavad metalli katioone, millel ei ole muutuvat oksüdatsiooniastet, samuti hapetega, mis ei ole oksüdeerivad ained (vt punkti 2.4 punktid 1.1 ja 1.2).

2.2. Reaktsioonid hüdroksiidide, oksiidide ja sooladega.

a) Kui alust moodustav metall võib olla mitmes oksüdatsiooniastmes ja happel on oksüdeerivad omadused, võivad need reaktsioonid toimuda elementide oksüdatsiooniastmete muutumisel, näiteks:

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

b) Erineva oksüdatsiooniastmega metalloksiidid käituvad reaktsioonides oksüdeerivate hapetega sarnaselt:

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

c) Oksüdeerivate hapete reaktsioonide käigus aniooni sisaldavate sooladega taastavad omadused, selle oksüdatsioon toimub:

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

2.3. Koostoime metallidega.

Lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhapped on tugevad oksüdeerijad ja võivad interakteeruda metallidega, mis on pingereas nii enne kui ka pärast vesinikku, kuid sel juhul vesinikku ei eraldu, vaid tekivad lämmastiku ja väävli redutseerimise produktid ning koostis. toodete hulk sõltub metalli aktiivsusest, happe kontsentratsioonist ja temperatuurist:

Cu + 4 HNO3 (konts.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (lahjendatud) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (ul. dil.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (lisalahjendus) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

–  –  –

3.1. Aluste klassifikatsioon Aluseid saab klassifitseerida järgmiste omaduste järgi.

1. Aluse happesus on OH-rühmade arv, mida on võimalik vahetada happelise jäägi vastu. Näiteks NaOH on ühehappeline alus, Ca(OH)2 on kahe happega alus. Selle kriteeriumi järgi on alused ühe-, kahe- jne happelised. Polühappealused dissotsieeruvad järk-järgult ja võivad moodustada mitu soolade seeriat, näiteks (MgOH)2CO3 - magneesiumhüdroksükarbonaat (aluseline karbonaat);

MgCO3 - magneesiumi karbonaat (keskmine karbonaat).

2. Lahustuvus. Vees lahustuvad leelismetallide hüdroksiidid, teise rühma põhirühma metallid, alustades kaltsiumist, tallium(I)hüdroksiid ja ammooniumhüdroksiid. Muude metallide hüdroksiidid on vees praktiliselt lahustumatud.

3. Aluste, nagu ka teiste elektrolüütide tugevus määratakse dissotsiatsiooniastme (või dissotsiatsioonikonstanti) järgi. Tugevad alused on leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid.

Tugevaid vees lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks.

4. Aluste termiline stabiilsus. Kuumutamisel laguneb enamik aluseid metalloksiidiks ja veeks. Leelismetallihüdroksiidid, alustades naatriumist, on stabiilsed, sulavad lagunemata. Liitium-, strontsium-, baarium- ja raadiumhüdroksiidid lagunevad sulamistemperatuurist veidi kõrgemal temperatuuril, teiste metallide hüdroksiidid lagunevad enne sulamist.

5. Seoses hapete ja leelistega võib metallhüdroksiidid jagada aluselisteks ja amfoteerseteks. Aluseliste hüdroksiidide hulka kuuluvad hüdroksiidid, mis lahustuvad ainult hapetes ja ei reageeri leelistega, amfoteersed hüdroksiidid aga hüdroksiidid, mis lahustuvad nii hapetes kui ka leelistes.

Peamised neist on leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid, samuti magneesiumhüdroksiid ja siirdemetallide hüdroksiidid madalamates oksüdatsiooniastmetes, näiteks Cr(OH)2, Mn(OH)2 jne.

Amfoteersed hüdroksiidid on Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2, siirdemetallide hüdroksiidid vahepealses oksüdatsiooniastmes, näiteks Cr(OH)3, Fe(OH)3.

–  –  –

Hüdroksiidide saamiseks selle meetodi abil on vaja eraldada katoodi- ja anoodiruumid, vastasel juhul interakteerub kloor leelisega, moodustades muid tooteid.

7. Nõrkade vees mittelahustuvate aluste saamiseks on kõige olulisem nende sadestamine soolalahustest leeliste või ammoniaagilahusega MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.

Amfoteersete hüdroksiidide sadestamisel leelistega saab täielikku sadestumist saavutada ainult rangelt ekvimolaarsetes kogustes soola ja leelist segades. Seetõttu kasutatakse amfoteersete hüdroksiidide sadestamiseks ammoniaagi lahust vees. Ammoniaaki ei saa kasutada nende metallide hüdroksiidide sadestamiseks, mis moodustavad sellega keerulisi katioone.

§ 3. Alused Ammooniumhüdroksiidi ei saa sel viisil saada, kuna OH-anioonide kontsentratsiooni suurenemine toob kaasa ammoniaagi vees lahustuvuse vähenemise ja selle vabanemise lahusest gaasi kujul:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Vees lahustuvate aluste saamiseks kasutatakse sama meetodit:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (sooda kaustiseerimine).

Tasakaalu nihe NaOH moodustumise suunas saavutatakse tänu CaCO3 tekkele, mille lahustuvus on väiksem kui Ca(OH)2.

Tasakaalu edasiseks nihutamiseks leelismetalli hüdroksiidi moodustumise suunas kasutatakse baariumhüdroksiidi ja vastava leelismetalli sulfaati:

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

8. Madalaimas oksüdatsiooniastmes oleva katiooni oksüdeerimine kõrgeima:

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

–  –  –

Saltsi vaatenurk elektrolüütiline teooria saame sellele ühendite klassile anda järgmise definitsiooni SOOL - elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahustes metalli katioonideks või muudeks keerukamateks katioonideks, näiteks NH, UO 2, 2+ ja happejäägi anioonideks.

–  –  –

1. Keskmised soolad – soolad, mis tekivad happe täielikul neutraliseerimisel alusega (asendades kõik vesiniku katioonid metallikatioonidega):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Happesoolad - soolad, mis tekivad happe mittetäielikul neutraliseerimisel alusega (kõiki vesiniku katioone ei asendata metallikatioonidega). Seda tüüpi sooli saavad moodustada ainult mitmealuselised happed.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 on kahealuseline hape, mille täielikul neutraliseerimisel moodustub keskmine sool Na2SO4 ning ühe vesinikuaatomi asendamisel metalliga tekib happesool NaHSO4.

H3PO4 on kolmealuseline hape, milles on võimalik üks, kaks või kõik kolm vesinikuaatomit järjestikku asendada metalliaatomitega.

Ja selle happe neutraliseerimisel on võimalik kolme seeria soolade moodustumine:

NaH2PO4, Na2HPO4 ja Na3PO4.

Soolad Üldiselt, et happe soolad"Soolid" hõlmavad sooli, milles happelise oksiidi molaarne sisaldus on suurem kui aluselise oksiidi molaarne sisaldus, näiteks Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. Aluseliste oksiidide ja hüdroksiididega reageerides muutuvad need soolad keskmisteks sooladeks:

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

3. Aluselised soolad – soolad, mis tekivad polühappealuse mittetäieliku neutraliseerimise tulemusena happega:

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

4. Topeltsoolad - soolad, mis sisaldavad ainult ühte tüüpi anioone ja erinevaid katioone, näiteks KAl(SO4)2 12 H2O.

5. Segasoolad - soolad, mis sisaldavad sama tüüpi katioone ja erinevate hapete anioone, näiteks valgendi CaCl (OCl).

6. Komplekssoolad - soolad, millel on komplekssed katioonid või anioonid, milles side moodustub vastavalt doonor-aktseptor mehhanismile. Selliste soolade molekulaarsete valemite kirjutamisel on komplekskatioon või anioon suletud nurksulud, Näiteks:

K3, K, NaOH, (OH)2.

–  –  –

1. PEATÜKK. OKSIIDID

§ 1. Oksiidide füüsikalised omadused

§ 2. Oksiidide klassifikatsioon ja keemiliste omaduste muutumise mustrid.. 4

2.1. Oksiidide klassifikatsioon keemiliste omaduste järgi

2.2. Oksiidide omaduste muutumise mustrid

§ 3. Oksiidide saamise meetodid

§ 4. Oksiidide keemilised omadused

4.1. Põhilised oksiidid

4.2. Happelised oksiidid

4.3. Amfoteersed oksiidid

4.4. Oksiidide üldised keemilised omadused

PEATÜKK 2. HAPPED JA ALUSED

§ 1. Hapete ja aluste teooriad

1.1. Elektrolüütiline teooria

1.2. Protolüütiline teooria

1.3. Elektrooniline teooria

§ 2. Happed

2.1. Hapete klassifikatsioon.

2.2. Hapete valmistamise meetodid

2.3. Üldised meetodid mis tahes hapete saamiseks

2.4. Hapete keemilised omadused

§ 3. Põhjused

3.1. Aluste klassifikatsioon

3.2. Aluste saamise meetodid

3.3. Aluste keemilised omadused

3. PEATÜKK. SOOL

§ 1. Soolade klassifikatsioon

§ 2. Soolade saamise meetodid

§ 3. Soolade keemilised omadused

KORENEV Juri Mihhailovitš, prof. FNM MSU OVCHARENKO Valeri Pavlovitš, vanem õpetaja Keemiateaduskond MSU EGOROV Jevgeni Nikolajevitš, vanem n. Koos. Moskva Riikliku Ülikooli keemiateaduskond

–  –  –

Allkirjastatud avaldamiseks 4. detsembril 2000. aastal. Formaat 60 84 1/16. Kontoripaber nr 1.

Ofsettrükk. Timesi kirjatüüp. Tingimuslik ahju l. 2.25. Akadeemiline toim. l. 2.25. Tiraaž 150 eksemplari.

Keemiakursus koolides algab 8. klassis õppetööga üldised põhimõtted teadus: kirjeldatakse võimalikke aatomitevaheliste sidemete tüüpe, kristallvõrede tüüpe ja levinumaid reaktsioonimehhanisme. Sellest saab alus olulise, kuid spetsiifilisema jaotise - anorgaaniliste ainete - uurimisele.

Mis see on

See on teadus, mis uurib perioodilisuse tabeli kõigi elementide struktuuripõhimõtteid, põhiomadusi ja reaktsioonivõimet. Tähtis roll mängib anorgaanilises Perioodiline seadus, mis korraldab süstemaatiline klassifikatsioon ained nende massi, arvu ja tüübi muutuste järgi.

Kursusel käsitletakse ka ühendeid, mis tekivad tabeli elementide koosmõjul (ainsaks erandiks on süsivesinike valdkond, millest räägitakse orgaanika peatükkides). Anorgaanilise keemia probleemid võimaldavad teil saadud tulemusi välja töötada teoreetilised teadmised praktikal.

Teadus ajaloolises perspektiivis

Nimetus "anorgaaniline" ilmus vastavalt ideele, et see katab osa keemilised teadmised, mis ei ole seotud bioloogiliste organismide tegevusega.

Aja jooksul on tõestatud, et enamik orgaaniline maailm võib toota "elutuid" ühendeid ja laboris sünteesitakse mis tahes tüüpi süsivesinikke. Nii suutis saksa teadlane Wöhler sünteesida uureat ammooniumtsüanaadist, mis on elementide keemias sool.

Vältimaks segadust mõlema teaduse nomenklatuuri ja uurimisliikide klassifikatsiooniga, hõlmab kooli- ja ülikoolikursuste õppekava üldkeemiat järgides anorgaaniliste ainete uurimist kui põhidistsipliini. Teadusmaailmas säilib sarnane jada.

Anorgaaniliste ainete klassid

Keemia annab sellise materjali esitluse, milles anorgaaniliste ainete sissejuhatavates peatükkides käsitletakse elementide perioodilist seadust. eritüüp, mis põhineb eeldusel, et tuumade aatomilaengud mõjutavad ainete omadusi ja need parameetrid muutuvad tsükliliselt. Algselt konstrueeriti tabel elementide aatommasside suurenemise peegeldusena, kuid peagi lükati see jada tagasi, kuna see ei olnud järjepidev selles aspektis, milles anorgaanilised ained nõuavad selle probleemiga tegelemist.

Keemia eeldab lisaks perioodilisuse tabelile umbes saja omaduste perioodilisust kajastava joonise, klastri ja diagrammi olemasolu.

Praegu on populaarne konsolideeritud versioon, mis käsitleb sellist kontseptsiooni anorgaanilise keemia klassidena. Tabeli veerud tähistavad elemente sõltuvalt nende füüsikalistest ja keemilistest omadustest ning read tähistavad perioode, mis on üksteisega sarnased.

Lihtained anorgaanilistes ainetes

Märk perioodilisuse tabelis ja lihtaine vabas olekus on enamasti erinevad asjad. Esimesel juhul kajastub ainult spetsiifiline aatomitüüp, teisel - osakeste ühenduse tüüp ja nende vastastikune mõju stabiilsetes vormides.

Keemiline side sisse lihtsad ained määrab nende jagunemise perekondadeks. Seega võib eristada kahte laia aatomirühma tüüpi – metallid ja mittemetallid. Esimene perekond sisaldab 96 elementi 118 uuritud elemendist.

Metallid

Metallitüüp eeldab samanimelise sideme olemasolu osakeste vahel. Interaktsioon põhineb võre elektronide jagamisel, mida iseloomustab suunamatus ja küllastumatus. Seetõttu juhivad metallid hästi soojust ja laengud, neil on metalliline läige, vormitavus ja elastsus.

Tavaliselt on metallid perioodilisuse tabelis vasakul, kui tõmmata sirgjoont boorist astatiini. Sellele objektile lähedased elemendid on enamasti piiripealsed ja neil on kaks omadust (nt germaanium).

Metallid moodustavad enamasti aluselisi ühendeid. Selliste ainete oksüdatsiooniaste ei ületa tavaliselt kahte. Metallilisus rühma sees suureneb ja perioodi jooksul väheneb. Näiteks radioaktiivsel frantsiumil on rohkem aluselisi omadusi kui naatriumil ja halogeenide perekonnas on joodil isegi metalliline läige.

Perioodil on olukord erinev – valmivad alamtasandid, mille ees on vastandlike omadustega ained. Perioodilisuse tabeli horisontaalses ruumis muutub elementide avalduv reaktsioonivõime aluselisest amfoteersest happeliseks. Metallid on head redutseerijad (nad võtavad sidemete moodustamisel vastu elektrone).

Mittemetallid

Seda tüüpi aatomid kuuluvad anorgaanilise keemia põhiklassidesse. Mittemetallid hõivavad parem pool perioodilisustabel, millel on tavaliselt happelised omadused. Enamasti leidub neid elemente üksteisega ühendite kujul (näiteks boraadid, sulfaadid, vesi). Vabas molekulaarses olekus on väävli, hapniku ja lämmastiku olemasolu teada. Samuti on mitmeid kaheaatomilisi mittemetallilisi gaase – lisaks kahele eelnimetatule on nende hulgas vesinik, fluor, broom, kloor ja jood.

Need on kõige levinumad ained maa peal – eriti levinud on räni, vesinik, hapnik ja süsinik. Jood, seleen ja arseen on väga haruldased (see hõlmab ka radioaktiivseid ja ebastabiilseid konfiguratsioone, mis asuvad tabeli viimastel perioodidel).

Ühendites käituvad mittemetallid peamiselt hapetena. Need on võimsad oksüdeerivad ained tänu võimalusele lisada taseme lõpetamiseks täiendav arv elektrone.

anorgaanilistes ainetes

Lisaks ainetele, mida esindab üks aatomite rühm, on ühendeid, millel on mitu erinevat konfiguratsiooni. Sellised ained võivad olla binaarsed (koosnevad kahest erinevast osakesest), kolme-, neljaelemendilised jne.

Kaheelemendilised ained

Keemia omistab erilist tähtsust molekulide sidemete binaarsele olemusele. Anorgaaniliste ühendite klasse vaadeldakse ka aatomite vahel tekkivate sidemete seisukohalt. See võib olla ioonne, metalliline, kovalentne (polaarne või mittepolaarne) või segatud. Tavaliselt on sellistel ainetel selgelt aluselised (metalli juuresolekul), amfoteersed (kahekordsed - eriti alumiiniumile iseloomulikud) või happelised (kui on element, mille oksüdatsiooniaste on +4 ja kõrgem) omadused.

Kolmeelemendilised kaaslased

Anorgaanilise keemia teemad hõlmavad seda tüüpi aatomite kombinatsioonide käsitlemist. Enam kui kahest aatomirühmast koosnevad ühendid (anorgaanilised tegelevad enamasti kolmeelemendiliste liikidega) tekivad tavaliselt füüsikalis-keemiliste parameetrite poolest üksteisest oluliselt erinevate komponentide osalusel.

Võimalikud sidemete tüübid on kovalentsed, ioonsed ja segatud sidemed. Tavaliselt on kolmeelemendilised ained käitumiselt sarnased binaarsetele ainetele, kuna üks aatomitevahelise interaktsiooni jõud on palju tugevam kui teine: nõrk moodustub sekundaarselt ja sellel on võime lahuses kiiremini dissotsieeruda.

Anorgaanilise keemia tunnid

Valdav osa anorgaaniliste ainete kursusel õpitud ainetest on nende koostisest ja omadustest lähtuvalt käsitletavad lihtsa klassifikatsiooni järgi. Seega tehakse vahet oksiididel ja sooladel. Parem on alustada nende suhete kaalumist, tutvudes oksüdeeritud vormide mõistega, milles võib esineda peaaegu iga anorgaaniline aine. Selliste sidusrühmade keemiat käsitletakse oksiidide peatükkides.

Oksiidid

Oksiid on mis tahes keemilise elemendi ühend hapnikuga, mille oksüdatsiooniaste on -2 (peroksiidides vastavalt -1). Sidemete moodustumine toimub elektronide annetamise ja lisandumise tõttu O 2 redutseerimisega (kui kõige elektronegatiivsem element on hapnik).

Sõltuvalt teisest aatomirühmast võivad neil olla happelised, amfoteersed ja aluselised omadused. Kui oksiidis ei ületa see oksüdatsiooniastet +2, mittemetalli korral - alates +4 ja üle selle. Kahelaadsete parameetritega proovides saavutatakse väärtus +3.

Happed anorgaanilistes ainetes

Happeliste ühendite keskkonnareaktsioon on alla 7 vesiniku katioonide sisalduse tõttu, mis võivad lahustuda ja seejärel asendada metalliiooniga. Klassifikatsiooni järgi on tegemist kompleksainetega. Enamikku happeid saab valmistada vastavate oksiidide lahjendamisel veega, näiteks väävelhappe moodustamisega pärast SO 3 hüdraatimist.

Anorgaanilise keemia põhitõed

Seda tüüpi ühendite omadused tulenevad hüdroksüülradikaali OH olemasolust, mis annab keskkonna reaktsiooni üle 7. Lahustuvaid aluseid nimetatakse leelisteks, need on selle ainete klassi tugevaimad tänu täielikule dissotsiatsioonile (lagunemine ioonid vedelikus). OH rühma võib soolade moodustamisel asendada happeliste jääkidega.

Anorgaaniline keemia on duaalteadus, mis suudab kirjeldada aineid erinevatest vaatenurkadest. Protolüütilises teoorias peetakse aluseid vesinikkatioonide aktseptoriteks. See lähenemine laiendab selle ainete klassi mõistet, nimetades leeliseks kõiki aineid, mis on võimelised prootonit vastu võtma.

soolad

Seda tüüpi ühend on aluste ja hapete vahel, kuna see on nende koostoime tulemus. Seega on katiooniks tavaliselt metalliioon (mõnikord ammooniumi, fosfooniumi või hüdrooniumi) ja anioonseks aineks on happeline jääk. Soola moodustumisel asendub vesinik mõne teise ainega.

Sõltuvalt reaktiivide arvu ja nende tugevuse suhtest üksteise suhtes on mõistlik kaaluda mitut tüüpi interaktsiooniprodukte:

• aluselised soolad saadakse, kui hüdroksüülrühmad ei ole täielikult asendatud (sellistel ainetel on leeliseline reaktsioon);
• happesoolad tekivad vastupidisel juhul - reageeriva aluse puudumisel jääb ühendisse osaliselt vesinik;
• kõige kuulsamad ja lihtsamini arusaadavad on keskmised (või normaalsed) proovid - need on reaktiivide täieliku neutraliseerimise saadus vee ja ainega, millel on ainult metalli katioon või selle analoog ja happejääk.

Anorgaaniline keemia on teadus, mis hõlmab iga klassi jagamist fragmentideks, mida käsitletakse erinevatel aegadel: mõned varem, teised hiljem. Põhjalikuma uuringuga eristatakse veel 4 tüüpi soolasid:

• Kahekordsed sisaldavad ühte aniooni kahe katiooni juuresolekul. Tavaliselt saadakse sellised ained kahe soola kombineerimisel sama happejäägiga, kuid erinevate metallidega.
• Segatüüp on vastupidine eelmisele: selle aluseks on üks katioon kahe erineva aniooniga.
• Kristallilised hüdraadid on soolad, mille valem sisaldab vett kristalliseerunud olekus.
• Kompleksid on ained, milles katioon, anioon või mõlemad on esitatud moodustava elemendiga klastritena. Selliseid sooli saab peamiselt B-alarühma elementidest.

Muud anorgaanilise keemia töökojas sisalduvad ained, mida saab liigitada sooladeks või eraldi teadmiste peatükkideks, on hüdriidid, nitriidid, karbiidid ja intermetallilised ühendid (mitme metalli ühendid, mis ei ole sulam).

Tulemused

Anorgaaniline keemia on teadus, mis pakub huvi igale selle ala spetsialistile, olenemata tema huvidest. See sisaldab esimesi sellel teemal koolis õpitud peatükke. Anorgaanilise keemia kursusel on ette nähtud suurte teabehulkade süstematiseerimine vastavalt selgele ja lihtsale klassifikatsioonile.