Generell og uorganisk kjemi - I tre deler - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - 2000, 2002.

Denne metodologiske håndboken ble satt sammen i samsvar med programmet for kurset i uorganisk kjemi, og lest av studentene ved den kjemiske og biologiske avdelingen ved A. N. Kolmogorov-skolen ved det spesialiserte utdannings- og vitenskapssenteret ved Moscow State University.
Boken introduserer hovedklassene av uorganiske forbindelser, deres egenskaper og metoder for å oppnå.

KAPITTEL I. GRUNNLEGGENDE KONSEPT OG DEFINISJONER 3
1.1. Stoffets struktur 3
1.2. Kvantitative forhold i kjemi 9
1.3. Kjemiske symboler og formler 13
KAPITTEL II. STRUKTUR AV ATOMET 20
2.1. Tidlige modeller av atomet 20
2.2. Kvantemekanisk modell av strukturen til atomet 26
KAPITTEL III. KJEMISK binding 41
3.1. Tittel 41
3.2. Valensbindingsmetode 47
3.3. Molekylær orbitalmetode 53

KAPITTEL 1. Oksider 3
§ 1. Fysiske egenskaper ved oksider 3
§ 2. Klassifisering av oksider og endringsmønstre i kjemiske egenskaper .. 4
2.1. Klassifisering av oksider etter kjemiske egenskaper 4
2.2. Mønstre for endringer i egenskapene til oksider 5
§ 3. Metoder for å oppnå oksider 7
§4. Kjemiske egenskaper til oksider 9
4.1. Grunnleggende oksider 9
4.2. Syreoksider 10
4.3. Amfotere oksider 10
4.4. Generelle kjemiske egenskaper til oksider 11
KAPITTEL 2. Syrer og BASER 13
§ 1. Teorier om syrer og baser 13
1.1. Elektrolytisk teori 13
1.2. Protolitisk teori 13
1.3. Elektronisk teori 14
§2. Syrer 16
2.1. Klassifisering av syrer 16
2.2. Metoder for å oppnå syrer 19
2.3. Generelle metoder få noen syrer 19
2.4. Kjemiske egenskaper til syrer 21
§3. Begrunnelse 24
3.1. Grunnklassifisering 24
3.2. Metoder for å oppnå baser 25
3.3. Kjemiske egenskaper til baser 27
KAPITTEL 3. Salter 29
§ 1. Klassifisering av salter 29
§ 2. Metoder for å oppnå salter 30
§ 3. Salters kjemiske egenskaper 33

KAPITTEL 1 Grunnleggende om TERMODYNAMIKK 3
§ 1.1. Grunnleggende definisjoner 3
§ 1.2. Null lov (begynnelsen) av termodynamikk 6
§ 1.3. Første lov (begynnelsen) av termodynamikk 6
§ 1.3.2. Standard varme (entalpi) for dannelse av forbindelse 9
§ 1.3.3. Standard forbrenningsentalpi 10
§ 1.3.4. Standard energi (entalpi) til en kjemisk binding 10
§ 1.3.5. Standard entalpi for sublimering, fordampning og smelting 11
§ 1.3.6. Elektronaffinitet, ioniseringspotensial, elektronegativitet 11
§ 1.3.7. Hess' lov 13
§ 1.3.8. Born-Haber syklus 14
§ 1.3.9. Kirchhoffs lov 16
§ 1.4. Andre lov (begynnelsen) av termodynamikk 17
§ 1.4.1. Definisjon av entropi sett fra klassisk termodynamikk 18
§ 1.4.3. Statistisk tolkning av begrepet entropi 19
§ 1.4.4. Gibbs gratis energi 21
§ 1.4.5. Kjemisk potensial 22
§ 1.4.6. Kjemisk likevekt 23
§ 1.4.7. Reaksjonsretning 31
KAPITTEL 2 Grunnleggende om KINETIKK 35
§2.1. Kjemisk reaksjonshastighet 35
§ 2.2. Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon 37
§ 2.3. Eksperimentelle metoder for å bestemme hastighetskonstantene for en kjemisk reaksjon 47

Gratis nedlasting av e-bok i et praktisk format, se og les:
Last ned boken Generell og uorganisk kjemi - i tre deler - Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. - fileskachat.com, rask og gratis nedlasting.

Last ned zip
Nedenfor kan du kjøpe denne boken til den beste rabatterte prisen med levering i hele Russland.

Mange tror at Moscow State University er utilgjengelig for "vanlige" søkere - de må forberede seg med spesielle veiledere eller i det minste studere ved en spesialskole ved Moscow State University, for eksempel ved Specialized Educational and Scientific Center (SSC) i Moskva State University - en internatskole oppkalt etter A. N. Kolmogorov.

Men lærere i generell og uorganisk kjemi, som underviser i klasser ved flere fakulteter ved Moskva statsuniversitet, vet at godt forberedte studenter også kommer til Moskva-universitetet fra "ikke-universitetsskoler". For eksempel blir studenter ved "vanskelige" fakulteter (kjemi, biologi) hvert år studenter som ble undervist i kjemi av Soros-læreren S. T. Zhukov (Moskva skole nr. 548, utdanningssenteret "Tsaritsyno" ").

Disse opplæringene kan kalles unike. Et strengt system av definisjoner er kombinert i dem med vitenskapelig strenghet i presentasjonen. Håndbøkene er veldig gode for elever i 11. klasse som gjentar kjemi på tampen av eksamen og Opptaksprøve(dette gjelder ikke testen Unified State Exam, lærebøker er for "smarte" til det). Bøker kan også være nyttige for juniorstudenter som studerer ikke-kjemiske spesialiteter.

Det er lagt stor vekt på valgfrie emner i manualene. skolekurs kjemi (for eksempel "likevekt i løsninger", "komplekse forbindelser"), som vanligvis er fraværende i tradisjonelle skolebøker. Oppgaver om disse emnene brukes imidlertid jevnlig i opptaksprøver i kjemi ved Moskva statsuniversitet (fakultetene: kjemisk, biologisk, bioingeniør og bioinformatikk, grunnleggende medisin, jordvitenskap, fakultetet for materialvitenskap).

I tillegg er manualene godt forberedt for universitetskurset i generell og uorganisk kjemi, som studeres av førsteårsstudenter ved de listede fakultetene, samt studenter i geologi og geografi.

Blant funksjonene i ST Zhukovs lærebøker, bør man merke seg et strengt skille mellom den reelle og formelle ladningen til ioner når man skriver formler, som for søkere kanskje til og med er overdreven. Imidlertid kl elektronisk publisering denne forskjellen består. Vanligvis mistenker ikke skolebarn (og mange elever) at for eksempel i en natriumkloridkrystall er den virkelige ladningen av natrium- og kloridioner ikke 1e, men bare 0,78e. Derfor foreslår forfatteren av håndboken å angi de effektive ladningene til ioner med tegn i sirkler: Na, Al3.

Utgivelsen av S.T. Zhukovs manualer begynner med seksjoner som tradisjonelt er en av de vanskeligste for søkere og studenter. Dette er temaene «Equilibrium» og «Equilibrium in solutions». Manualene er supplert med eksempler på oppgaver til opptaksprøver om aktuelle tema.

V.V. Zagorsky,
st.n. samarbeidspartner Institutt for generell kjemi, Fakultet for kjemi, Moskva statsuniversitet,
Førsteamanuensis ved det spesialiserte utdannings- og vitenskapssenteret ved Moscow State University, Soros-lærer

"Generell og uorganisk kjemi Del I GRUNNLEGGENDE KONSEPT, STRUKTUR AV ATOMET, KJEMISK BÆNDING Skole oppkalt etter A.N. Kolmogorov Moscow University Press 2000 UDC 546 LBC 24.1 K 66 Korenev Yu. K 66 ... "

-- [ Side 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

uorganisk kjemi

GRUNNLEGGENDE KONSEPT, STRUKTUR AV ATOMET,

KJEMISK FORBINDELSE

Skole oppkalt etter A.N. Kolmogorov

Moscow University Press

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

K 66 Generell og uorganisk kjemi. Forelesningskurs. Del I

Grunnleggende begreper, atomstruktur, kjemisk binding. – M.:

Skole oppkalt etter A. N. Kolmogorov, Moscow University Press, 2000. – 60 s.

ISBN 5-211-04200- X

Boken introduserer hovedklassene av uorganiske forbindelser, deres egenskaper og metoder for å oppnå.

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

© I.N. Korovin - design, 2000

Kapittel I Grunnleggende begreper og definisjoner 1.1. Materiens struktur Et av grunnbegrepene i kjemi og annen naturvitenskap er atomet. Dette begrepet har en lang opprinnelse; den har eksistert i ca 2500 år. For første gang oppsto konseptet om et atom i antikkens Hellas, rundt det 5. århundre f.Kr. f.Kr e. Grunnleggerne av den atomistiske doktrinen var de antikke greske filosofene Leucippus1 og hans disippel Demokrit. Det var de som fremmet ideen om en diskret struktur av materie og introduserte begrepet "ATOM".

Demokritos lære ble ikke utbredt, og i en lang historisk periode innen kjemi (og i middelalderen - alkymi) dominerte teorien til Aristoteles (384 - 322 f.Kr.).

I følge Aristoteles lære er naturens hovedprinsipper abstrakte "prinsipper": kulde, varme, tørrhet og fuktighet, når de kombineres, dannes fire hovedelementer-elementer:

jord, luft, ild og vann.

Og bare i tidlig XIXårhundrer vender den engelske vitenskapsmannen John Dalton tilbake til atomer som de minste materiepartiklene og introduserer dette begrepet i vitenskapen. Dette ble innledet av arbeidet til så bemerkelsesverdige forskere som R. Boyle (i boken "The Skeptic Chemist" ga han et knusende slag mot ideene til alkymistene), J. Priestley og K. V. Scheele (oppdagelse av oksygen), G. Cavendish (oppdagelse av hydrogen), A. L. Lavoisier (et forsøk på å kompilere den første tabellen over enkle stoffer), M. V. Lomonosov (hovedbestemmelsene i atom- og molekylteorien, loven om bevaring av masse), J. L. Proust (loven om sammensetningskonstans) ) og mange andre.

Oppdagelser innen fysikk som ble gjort på slutten av det 19. - den første tredjedelen av det 20. århundre tvang forskere til å se på atom- og molekylteorien på en helt annen måte. Det viste seg at atomet har en kompleks struktur og ikke er den minste materiepartikkelen.

Her vil vi ikke presentere foreldet definisjon av dette konseptet, og umiddelbart gi en formulering basert på moderne ideer.

1 Leucippos () - gammelgresk. filosof. Nesten ingenting er kjent om Leucippos liv.

Kapittel I Et atom (gresk µ - udelelig) er den minste partikkelen i et kjemisk grunnstoff som er i stand til uavhengig eksistens og er bærer av dets egenskaper. Et atom er et elektrisk nøytralt mikrosystem som består av en positivt ladet kjerne og et passende antall elektroner.

Et kjemisk grunnstoff er en type atom med samme kjerneladning.

Et kjemisk grunnstoff er et konsept, ikke en materialpartikkel. Dette er ikke et atom, men en samling atomer preget av et bestemt trekk - den samme kjerneladningen.

Elektron [dr.gr. - rav (det er godt elektrifisert ved friksjon)] - en stabil elementarpartikkel med en hvilemasse lik 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e. m.2, og bærer en elementær negativ ladning lik 1,6 10–19 C.

I kjemi og fysikk, når man løser mange problemer, blir ladningen til et elektron tatt som -1 og ladningene til alle andre partikler uttrykkes i disse enhetene. Elektroner er en del av alle atomer.

Proton (gresk - først) - en elementær partikkel, som er integrert del kjerner av atomer av alle kjemiske elementer, har en hvilemasse mp \u003d 1,672 10–27 kg \u003d 1,007 a. e. m. og en elementær positiv elektrisk ladning som er like stor som ladningen til et elektron, dvs. 1,6 10–19 C.

Antall protoner i kjernen bestemmer atomnummeret til det kjemiske elementet.

Nøytron (lat. nøytrum - verken det ene eller det andre) er en elektrisk nøytral elementarpartikkel med en hvilemasse som overstiger hvilemassen til et proton mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a.u. spise.

Sammen med protonet er nøytronet en del av alle atomkjerner (med unntak av kjernen til hydrogenisotopen 1H, som er ett proton).

Elementært utpekt 2 a. e.m. - atommasseenhet, se nedenfor.

Det generaliserte (gruppe)navnet på protoner og nøytroner er nukleoner.

Massetall - det totale antallet nukleoner (protoner og nøytroner) i kjernen.

Kjernen til et atom består av protoner, hvis antall er lik ordinærtallet til grunnstoffet (Z), og nøytroner (N). A = Z + N, hvor A er massenummer.

Nuklider (lat. kjerne - kjerne) - det generelle navnet på atomkjerner, er preget av et visst antall protoner og nøytroner (positiv ladning og massetall).

For å indikere et kjemisk grunnstoff, er det nok å nevne bare én mengde - ladningen til kjernen, det vil si ordinærnummeret til elementet i det periodiske systemet. For å bestemme nuklidet er dette ikke nok - du må også angi massenummeret.

Noen ganger, ikke helt nøyaktig, refererer konseptet "nuklid" ikke til selve kjernen, men til hele atomet.

Isotoper (gresk - samme + - sted) - nuklider som har samme nummer protoner, men forskjellige i massetall.

Isotoper - nuklider som okkuperer samme plass i det periodiske systemet, dvs. atomer av samme kjemiske element.

For eksempel: 11 Na, 23 Na, 24 Na er natriumisotoper.

Isobarer (gresk - lik + - vekt) - nuklider som har samme massetall, men annet nummer protoner (dvs.

relatert til forskjellige kjemiske elementer), for eksempel 90Sr, 90Y, isotoner - nuklider med samme antall nøytroner.

Kjemikere gjorde i lang tid ikke et klart skille mellom atomer og molekyler av enkle stoffer. I 1811 foreslo A. Avogadro en hypotese som gjorde det mulig å entydig definere disse begrepene, men hans samtidige satte ikke pris på den, og den ble anerkjent først i 1860, etter den første internasjonale kjemikerkongressen som ble holdt i Karlsruhe (Tyskland), da molekylet begynte å bli forstått som minste partikkel stoffer som er involvert i dens kjemiske transformasjoner. Etter hvert som naturvitenskapen har utviklet seg, har definisjonen av et molekyl gjennomgått noen endringer.

Molekyl (diminutiv av latinske mol - masse) er den minste partikkelen av et stoff som bestemmer dets egenskaper. Består av atomer av ett eller forskjellige kjemiske elementer og eksisterer som et enkelt system av atomkjerner og elektroner. Når det gjelder monoatomiske molekyler (for eksempel edelgasser), faller begrepene om et atom og et molekyl sammen.

Atomer holdes sammen i et molekyl av kjemiske bindinger.

I kjemi, foruten atomer og molekyler, må man vurdere andre strukturelle enheter: ioner og radikaler.

Ioner (gresk - går) - elektrisk ladede partikler dannet fra atomer (eller atomgrupper) som et resultat av tilsetning eller tap av elektroner.

Positivt ladede ioner kalles kationer (gresk - ned + ion), negativt ladede - anioner (gresk - opp + ion).

For eksempel er K+ et kaliumkation, Fe2+ er et jernkation, NH + er et ammoniumkation, Cl– er et kloranion (kloridanion), S2– er et svovelanion (sulfidanion), SO 2 er et sulfatanion.

Radikaler (latin radicalis - rot) - partikler (atomer eller grupper av atomer) med uparrede elektroner.

De er svært reaktive. For eksempel er H et hydrogenradikal, Cl er et klorradikal, CH3 er et metylradikal. Samtidig er ikke paramagnetiske molekyler, for eksempel O2, NO, NO2, som har uparrede elektroner, radikaler.

Et enkelt stoff er et stoff som består av atomer av ett kjemisk grunnstoff.

Et enkelt stoff er en form for eksistens av et kjemisk element.

Mange grunnstoffer kan eksistere i form av flere enkle stoffer, for eksempel karbon (grafitt, diamant, karbin, fullerener), fosfor (hvit, rød, svart), oksygen (ozon, oksygen).

Omtrent 400 enkle stoffer er kjent.

Allotrpy (gresk - en annen + - sving) - evnen til et kjemisk element til å eksistere i form av to eller flere enkle stoffer som er forskjellige i antall atomer i molekylet (for eksempel O2 og O3) eller i forskjellige krystallstrukturer (grafitt og diamant).

Polymorfisme (gresk µ - mangfoldig) - faste stoffers evne til å eksistere i to eller flere former med forskjellige krystallstrukturer og forskjellige egenskaper.

Slike former kalles polymorfe modifikasjoner.

For eksempel kan FeS2 danne to stoffer med forskjellige krystallstrukturer (polymorfer): den ene kalles pyritt og den andre er markasitt. Er disse stoffene allotropiske modifikasjoner? Er ikke.

Allotropi refererer bare til enkle stoffer og vurderer både forskjellen i sammensetningen av molekylene deres og forskjellen i strukturen til krystallgitteret. Hvis vi snakker om forskjellen i strukturen til krystallgitteret til enkle stoffer, så faller begrepene polymorfisme og allotropi sammen, for eksempel kan grafitt og diamant sies å være allotropiske former, eller polymorfe former.

Muligheten for å danne to eller flere typer molekyler, Oksygen. Danner to allotropiske former: O2 og O3 - ozon. De er forskjellige i både fysiske og kjemiske egenskaper.

Oksygen O2 er en fargeløs, luktfri gass. Ozon O3 er en blå gass med en karakteristisk lukt (den har til og med fått navnet sitt fra gresk.

(ozein) - å lukte).

I flytende og fast tilstand har oksygen en lyseblå farge. Ozon inn flytende tilstand kraftig farget inn lilla, i fast tilstand har en svart-fiolett farge.

Oksygen er paramagnetisk, ozon er diamagnetisk.

Den kjemiske aktiviteten til oksygen og ozon varierer sterkt. Ozon er mer reaktivt enn oksygen og viser seg sterkere oksiderende egenskaper.

Til tross for at oksygen interagerer med nesten alle grunnstoffer i sin frie form, skjer disse reaksjonene i mange tilfeller bare ved forhøyede temperaturer. Ozon, derimot, reagerer med mange stoffer under forhold der oksygen forblir inert, for eksempel oksiderer ozon kvikksølv og sølv til oksider.

Fosfor. To allotropiske former for fosfor er kjent: hvit og rød.

Hvitt fosfor er sammensatt av P4 tetraedriske molekyler. Rødt fosfor kan betraktes som polymermolekyler P. Selvfølgelig, i fast tilstand, er disse modifikasjonene forskjellige både i strukturen til krystallgitter og i fysiske egenskaper.

Alle allotrope former for fosfor viser også en betydelig forskjell i kjemiske egenskaper, som først og fremst består i deres forskjellige reaktivitet. Hvitt fosfor er den mer aktive formen, mens rød er den mindre aktive formen.

Hvitt fosfor oksiderer sakte i luft selv ved vanlige temperaturer (som forårsaker gløden av hvitt fosfor), mens rødt er stabilt i luft og lyser kun ved oppvarming.

Dannelse av ulike krystallgitter Dette tilfellet av allotropi kan også betraktes som en polymorfisme av enkle stoffer.

Karbon. Flere allotropiske modifikasjoner er kjent for karbon:

grafitt, diamant, karabin, fullerener.

Grafitt og diamant danner atomære krystallgitter som er forskjellige i struktur. Disse to stoffene skiller seg også sterkt i deres fysiske egenskaper: diamant er fargeløs, gjennomsiktig, grafitt er svartgrå, ugjennomsiktig, diamant er det hardeste stoffet, grafitt er mykt, diamant leder ikke elektrisitet, grafitt leder elektrisitet. Under normale forhold er diamant en metastabil (mindre stabil) form. Når diamant varmes opp (t > 1000°C), forvandles den irreversibelt til grafitt. Overgangen av grafitt til diamant skjer ved en høyere temperatur og nødvendigvis ved et veldig høyt trykk.

Tinn. To allotropiske former for tinn er velkjente - grått og hvitt.

Grå tinn (-tinn) eksisterer ved temperaturer under 13,2 ° C, viser halvlederegenskaper, et svært skjørt stoff med en tetthet på 5,846 g / cm3.

Hvitt tinn (-tinn) er et typisk sølv-hvitt metall når det gjelder fysiske egenskaper, leder varme og elektrisk strøm godt, er plastisk, tettheten er 7,295 g/cm3 og er stabil i temperaturområdet 13,2 - 173°C. Over denne temperaturen går -tinn over i en annen modifikasjon - -tinn, som har en annen struktur av krystallgitteret og en tetthet på 6,54 g / cm3.

Mange polymorfe (eller allotropiske) modifikasjoner kan være i en metastabil tilstand, det vil si at de kan eksistere i lang tid under forhold som ikke er karakteristiske for dem ("i et fremmed område").

For eksempel kan hvitt tinn superkjøles og eksistere i lang tid ved en temperatur under 13,2 ° C, men tilstanden under disse forholdene er ustabil, derfor mekanisk skade, skarpe risting osv. kan forårsake en skarp overgang til form. Dette velkjente fenomenet ble kalt «tinnpest».

Urenheter har også en betydelig effekt på overgangen fra en form til en annen. For eksempel forhindrer en liten blanding av vismut praktisk talt overgangen fra hvitt tinn til grått, og tilsetning av aluminium tvert imot akselererer denne overgangen.

For hver allotropisk (eller polymorf) form er det et spesifikt område av temperaturer og trykk hvor denne modifikasjonen er stabil. For eksempel, ved temperaturer opp til 95,6 ° C, er rombisk svovel (-form) stabil, og ved høyere temperatur, monoklinisk (form). Disse to allotropiske formene skiller seg fra hverandre i strukturen til krystallgitter.

En forbindelse eller forbindelse er et stoff som består av atomer av forskjellige kjemiske elementer.

Isomorfisme (gresk - lik, lignende + µ - form) - evnen til stoffer som har en lignende sammensetning til å danne blandede krystaller, der atomer, ioner eller atomgrupper av lignende størrelse erstatter hverandre tilfeldig.

For eksempel, i krystaller av kaliumalun KAl(SO4)2 12 H2O, kan kaliumioner erstattes med rubidium- eller ammoniumioner, og Al3+-ioner med Cr3+- eller Fe3+-ioner. I dette tilfellet sies kaliumkationer å være isomorfe til rubidium- eller ammoniumkationer, mens aluminiumkationer er isomorfe til krom- eller jernkationer.

1.2. Kvantitative forhold i kjemi Massene av atomer og molekyler er svært små, og det er upraktisk å bruke den allment aksepterte måleenheten - kilogram - for det numeriske uttrykket av deres verdier. Derfor, for å uttrykke massene av atomer og molekyler, brukes en annen måleenhet - atommasseenheten (amu).

Atommasseenheten (a.m.u.) er en måleenhet for massene av atomer, molekyler og elementærpartikler.

1/12 av massen til karbonnuklidet 12C tas som en atommasseenhet.

Massen til denne nukliden i SI-enheter er 1,9927 10–26 kg.

Relativ atommasse (et foreldet begrep er atomvekt) er massen til et atom uttrykt i atommasseenheter (a.m.u.).

Utpekt Ar.

De fleste naturlige kjemiske elementer er en blanding av isotoper. Derfor blir gjennomsnittsverdien av den relative atommassen til den naturlige blandingen av dens isotoper, tatt i betraktning deres innhold under terrestriske forhold, tatt som den relative atommassen til et element. Det er disse verdiene som er gitt i det periodiske systemet.

For eksempel har oksygen tre isotoper 16O, 17O og 18O, deres atommasser og innhold i den naturlige blandingen er vist i tabell 3.

Gjennomsnittsverdien av atommassen, tatt i betraktning bidraget til hver isotop, beregnes ved å bruke følgende formel:

der Ar, j er atommassene til de tilsvarende isotoper, ni er innholdet i den naturlige blandingen (i molfraksjoner). Ved å erstatte i denne formelen de tilsvarende verdiene fra tabell 3 for atommassen av oksygen, får vi:

Ar = 15,995 0,99759 + 16,999 0,00037 + 17,999 0,0024 = Merk at atommasse og massetall er absolutt ulike konsepter: den første er massen til atomet, uttrykt i a. e.m., og den andre er antall nukleoner i kjernen. Atommasse er en brøkverdi (har en heltallsverdi bare for 12C-isotopen), i motsetning til massetallet, som alltid er et heltall.

Tallmessig er disse mengdene svært nære; for eksempel, for hydrogen er atommassen 1,0078 og massetallet er 1, for helium er atommassen 4,0026 og massetallet er 4.

Relative atommasser har brøkverdier følgende årsaker:

1) de fleste grunnstoffene som finnes i naturen er en blanding av flere isotoper, og det periodiske systemet indikerer gjennomsnittsverdien av den relative atommassen til en blanding av naturlig isotopsammensetning.

2) for monoisotopiske elementer (for eksempel 23Na) vil denne verdien også være fraksjonert, siden massen av nukleoner, uttrykt i a. m.u., er ikke et heltall (se tabell 3) og under dannelsen av en kjerne omdannes en del av nukleonmassen til energi, i samsvar med ligningen Ebond = m c2, hvor c = 3 108 m/s er hastigheten av lys i vakuum.

Under dannelsen av en hvilken som helst binding frigjøres alltid energi, for hvilken en del av massen til bindingspartiklene blir brukt. Når det gjelder dannelse av kjemiske bindinger, er denne verdien veldig liten, så masseendringen blir neglisjert her, og det antas at massen til den dannede partikkelen er lik summen av massene til partiklene som deltar i dannelsen. . Når en kjerne dannes, frigjøres en veldig stor mengde energi, og «massedefekten» er godt synlig.

Molekylvekt er massen til et molekyl, uttrykt i a. e. m. Massen til et molekyl er praktisk talt lik summen av slektningen atommasser atomene den inneholder.

Hvis stoffet ikke består av molekyler, men for eksempel av ioner (NaCl), eller er en oligomer [(H2O)n], så er den relative molekylvekten angitt for formelenheten til stoffet. Formelenheten til et stoff skal forstås som den kjemiske sammensetningen av den minste mengden av et gitt stoff.

En føflekk er en måleenhet for mengden av et stoff. Utpekt.

1 mol er mengden av et stoff som inneholder det samme strukturelle enheter(atomer, molekyler, ioner, radikaler), hvor mange atomer finnes i 0,012 kg av 12C-karbonisotopen, nemlig molmassen til et stoff (M) er lik forholdet mellom massen til dette stoffet (m) og dens mengde ():

Tidligere definisjon: massen av ett mol av et stoff, numerisk lik molekylvekten, men uttrykt i enheter av g/mol. Kanskje vil det til å begynne med lette løsningen av beregningsproblemer.

Legg merke til forskjellen i termer: molar masse" og "molekylvekt", lignende i lyd, men relatert til annet nummer objekter: den første er massen til ett mol av et stoff (dvs. massen er 6.022 1023 molekyler), og den andre er massen til ett molekyl, og de uttrykkes i forskjellige enheter - g / mol og a. e.m., henholdsvis.

Konseptet "stoffmengde" og følgelig måleenheten - mol brukes i de fleste kjemiske beregninger. Denne verdien er unikt relatert til massen, antall strukturelle enheter og volum (hvis det er en gass eller damp) av stoffet. Hvis mengden stoff er oppgitt, er disse mengdene enkle å beregne.

Massefraksjonen av stoff A i systemet er forholdet mellom dets masse og massen til hele systemet (ofte er denne verdien uttrykt i%):

Alle problemer knyttet til beregninger av massefraksjoner bør løses ved å bruke denne formelen. For å unngå irriterende tekniske feil, anbefaler vi umiddelbart å konvertere % til aksjer ved beregninger.

Volumfraksjonen av komponenten er forholdet mellom volumet av komponenten og volumet til hele systemet:

Molfraksjonen av en komponent er forholdet mellom mengden stoff (mol) av komponent A og det totale antallet mol av alle komponenter i systemet:

Loven om bevaring av energi - energi oppstår ikke fra ingenting og forsvinner ikke sporløst, men dens individuelle typer kan passere inn i hverandre i henhold til strengt definerte ekvivalentforhold.

Så hvis energien til kjemiske bindinger i reaksjonsproduktene er større enn i reaktantene, frigjøres den frigjorte energien i form av varme, lys eller arbeid vil oppstå på grunn av det (for eksempel en eksplosjon eller stempelbevegelse) .

Loven om bevaring av masse (M. V. Lomonosov, 1748) - massen av alle stoffer som har inngått en reaksjon er lik massen til alle reaksjonsprodukter.

Fra atom- og molekylærteoriens synspunkt er loven om bevaring av masse forklart som følger: Som et resultat av kjemiske reaksjoner forsvinner ikke atomer og oppstår ikke, men de omorganiseres. Siden antall atomer før og etter reaksjonen forblir uendret, endres heller ikke deres totale masse.

Basert på denne loven utføres alle beregninger i henhold til ligningene for kjemiske reaksjoner.

Law of Constancy of Composition (Proust, 1806) - hver kjemisk forbindelse har en veldefinert og konstant sammensetning.

Som en konsekvens av denne loven følger det at sammensetningen av en kjemisk forbindelse ikke er avhengig av metoden for fremstillingen.

Stoffer hvis sammensetning overholder denne loven kalles daltonider. Stoffer hvis sammensetning avhenger av fremstillingsmetoden kalles berthollider (for eksempel overgangsmetalloksider).

Loven om flere forhold (Dalton) - hvis to grunnstoffer danner flere forbindelser med hverandre, så er massemengdene til ett element som kombineres med den samme massemengden til det andre relatert til hverandre som små heltall.

Avogadros lov (1811) - like volumer av forskjellige ideelle gasser under samme forhold (temperatur og trykk) inneholder samme antall molekyler.

Konsekvenser fra Avogadros lov 1°. 1 mol av en ideell gass under de samme forholdene (temperatur og trykk) opptar samme volum.

På normale forhold(Vi vil.):

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

- molvolumet til enhver ideell gass er 22,4 l/mol (22,4 10–2 m3).

2°. Tettheten til ideelle gasser under samme forhold (temperatur og trykk) er direkte proporsjonale med deres molare masse:

siden det følger av Avogadros lov at under de samme forholdene (p og t) for alle ideelle gasser, er forholdet / V = ​​konst.

For gasser introduseres konseptet med den relative tettheten til en gass over en annen. DA(X) - relativ tetthet av gass X for gass A:

I kjemi, som i enhver vitenskap, er det et system med konvensjonelle tegn, hvis kunnskap er nødvendig for å forstå dette emnet.

Kjemisk symbolikk er et slags alfabet, ved hjelp av hvilket de skriver ned "ord" - formler for forbindelser og "fraser" - ligninger av kjemiske reaksjoner, som på en eller annen måte gjenspeiler de virkelig forekommende prosessene.

Selv i middelalderen ble de da kjente kjemiske grunnstoffene betegnet med konvensjonelle symboler, de samme som de som ble brukt til å betegne himmellegemer. Faktum er at, i henhold til ideene til alkymistene, tilsvarte hvert av elementene kjent på den tiden sin egen himmellegeme.

Noen ideer til alkymister gjenspeiles i poetisk form:

Betegnelsene på himmellegemer og deres "tilsvarende" kjemiske elementer, adoptert i middelalderen, er presentert i tabell 4.

Element Himmellegeme Symbol Selvfølgelig var slike symboler for betegnelse av kjemiske elementer ikke veldig praktiske. Dessuten, innen 1800, var rundt 1800 kjemiske elementer kjent (selv om noen ennå ikke hadde blitt isolert som enkle stoffer, men var hovedsakelig kjent i form av oksider), og bruken av slik symbolikk ble umulig.

D. Dalton foreslo andre betegnelser for kjemiske elementer, nedenfor er noen eksempler på denne symbolikken:

Symboler for kjemiske grunnstoffer foreslått av D. Dalton Som man kan se av disse eksemplene, brukte Dalton i noen tilfeller startbokstavene i de engelske navnene på elementene (for eksempel: jern - Jern, kobber - Kobber, bly - Bly), sirklet . Den kjente svenske kjemikeren på 1800-tallet, Jens Jakob Berzelius, som ga et stort bidrag til utviklingen av Daltons atomistiske teori, foreslo en helt ny symbolikk for betegnelsen av kjemiske grunnstoffer. Han bestemte at hvert kjemisk grunnstoff skulle ha sitt eget spesielle tegn, som samtidig skulle være symbolet på det kjemiske elementet og betegne ett atom. Som et slikt symbol ble det foreslått å bruke den første bokstaven i det latinske navnet på elementet (for eksempel hydrogen - Hidrohenium - symbol H, svovel - Svovel - S, etc.). I tilfeller der navnene på to elementer begynner med samme bokstav, ble en andre bokstav lagt til navnet på dette elementet, for eksempel C - karbon, Cu - kobber, Cd - kadmium. Slik dukket symbolene på kjemiske grunnstoffer opp, som brukes over hele verden frem til i dag.

Noen elementer (for eksempel jern, gull, bly) har vært kjent siden antikken, og navnene deres er av historisk opprinnelse.

Navnene på elementene som ble oppdaget i løpet av de siste 300 årene var basert på forskjellige prinsipper: i henhold til mineralet som dette elementet først ble isolert fra, for eksempel beryllium (med navnet på mineralet - beryl), i henhold til navnet på land - oppdagerens hjemland, for eksempel germanium (tysk kjemiker K. Winkler) til ære for Tyskland, ifølge noen egenskaper, for eksempel klor (fra gresk - grønn), fosfor (fra gresk.

- lett, - jeg bærer). Kunstige elementer fikk navnene sine til ære for kjente forskere, for eksempel mendelevium, einsteinium.

Hvis symbolet på et kjemisk element er mentalt lagt inn i en firkant, brukes hjørnene på denne firkanten, om nødvendig, for ytterligere informasjon:

Ved bruk av kjemiske symboler elementer skriver de kjemiske formlene til stoffer. For eksempel viser formelen for svovelsyre H2SO4 at molekylet til denne forbindelsen består av to hydrogenatomer, ett svovelatom og fire oksygenatomer. Bruk kjemiske formler, skriv ned ligningene for kjemiske reaksjoner, for eksempel:

Stoffer som inngår i en kjemisk reaksjon (initielle stoffer) er skrevet på venstre side av ligningen, og stoffer som dannes som følge av reaksjonen (reaksjonsprodukter) er skrevet på høyre side av ligningen, og antall atomer av hvert element på venstre side av ligningen skal være lik antall atomer til dette elementet på høyre side (loven om bevaring av massen av stoffer).

Noen kjemisk formel– dette er en betinget post som inneholder visse opplysninger om et gitt stoff, og avhengig av hvilken informasjon de ønsker å rapportere, bruker de forskjellige formler.

1°. Molekylformelen (eller bruttoformelen) gjenspeiler bare den kvalitative og kvantitative sammensetningen av forbindelsen, det vil si at den viser hvilke atomer av hvilke grunnstoffer og i hvilken mengde som er en del av det gitte stoffet, og sier ikke noe om dets struktur, for eksempel:

2°. Den grafiske formelen (den kalles ofte feilaktig strukturformelen) gir tilleggsinformasjon: i tillegg til den kvalitative og kvantitative sammensetningen viser den i hvilken rekkefølge atomene er koblet til hverandre, og indikerer også mangfoldet av bindinger (enkle, doble , trippel):

Disse formlene sier imidlertid ikke noe om strukturen til molekyler, det vil si at de ikke gjenspeiler det relative arrangementet av atomer i rommet.

3°. Den elektroniske formelen har tilleggsinformasjon sammenlignet med den grafiske (selv om den faktisk er veldig lik den) - den viser hvilke av valenselektronene som er involvert i dannelsen av bindinger, samt tilstedeværelsen av uparrede elektroner og ikke-delte elektroner. elektronpar:

4°. Strukturformelen er avbildet på en skala, i passende projeksjon, som gir en tredimensjonal representasjon av molekylet og viser det relative arrangementet av atomer i rommet. Om nødvendig, til strukturformler tabeller er vedlagt, som angir bindingslengder (avstander mellom sentrene til bundne atomer) og bindingsvinkler (vinkler mellom bindinger).

5°. Det er mulig å bruke andre varianter av formler for å formidle relevant informasjon om molekylet eller lette oppfatningen av informasjon, for eksempel viser det tilstedeværelsen av en fri orbital 1. Hvor mange hydrogenatomer er det i 1 liter hydrogen ved n. på.?

Løsning. Siden 1 mol av en ideell gass opptar ved n. y. 22,4 liter, så vil 1 liter hydrogen (vi kan betrakte det som en tilnærmet ideell gass) inneholde = 0,045 mol hydrogenmolekyler. Hvert hydrogenmolekyl består av to atomer, noe som betyr at antallet atomer er dobbelt så stort: ​​2 0,045 \u003d 0,09 mol. For å finne hvor mange atomer det er i denne mengden materie, multipliser det med Avogadros tall:

2. Hva er massen til 1 NaOH-molekyl?

Løsning. La oss først beregne molekylvekten til NaOH i enheter av a. e. m., basert på verdiene av atommassene av natrium, oksygen og hydrogen.

La oss nå konvertere til SI-enheter:

3. Hvilken energi frigjøres under dannelsen av et heliumatom fra elementærpartikler?

Løsning. Atommassen til helium er 4,0026 amu. e. m. La oss beregne den totale massen av elementære partikler som utgjør helium:

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

Massedefekten er eller 4. A g CaO ble oppløst i overskudd av vann med en masse B g. Uttrykk massefraksjonen av stoffet i den resulterende løsningen.

Løsning. For å løse dette problemet, må det huskes at når kalsiumoksid er oppløst i vann, oppstår reaksjonen CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2, derfor vil kalsiumhydroksid være det oppløste stoffet.

Vi finner massen til stoffet i henhold til reaksjonsligningen:

Massen til løsningen er summen av massen av stoffene som dannet denne løsningen (siden reaksjonen ikke utfelles og ingen gass frigjøres, trenger ingenting å trekkes fra) A + B. Dermed \u003d (100%).

5. Blandet 11,2 liter klor og 22,4 liter hydrogen. Finn volumfraksjonen av gasser i blandingen etter reaksjonen.

Løsning. Reaksjonen fortsetter H2 + Cl2 = 2 HCl. Siden volumene av gasser er proporsjonale med deres mengde stoffer, vil 1 volum hydrogen reagere med 1 volum klor, og 2 volumer hydrogenklorid dannes. Klor er mangelvare, det vil reagere fullstendig; 11,2 liter hydrogen vil reagere og ytterligere 11,2 liter blir igjen. Hydrogenklorid vil vise seg 2 11,2 \u003d 22,4 liter.

Systemets totale volum er 11,2 + 22,4 = 33,6 liter. Volumfraksjonen av hydrogen 11,2 / 33,6 = 0,33 (33 %), hydrogenklorid 22,4 / 33,6 = 0,67 (67 %), eller 6. Legeringen inneholder 40 % K og 60 % Na. Finn molfraksjonene til komponentene.

Løsning. M(K) = 39, M(Na) = 23. Hvis 100 g av legeringen inneholder 40 g K, så er dette 40/39 = 1,03 mol. 60 g natrium er 60/23 = 2,61 mol.

Den totale mengden av stoffet i 100 g av legeringen er 1,03 + 2,61 = 3,64 mol. Derav molfraksjonene: kalium 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), natrium 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%), eller 100 - 28 = 72%.

7. Kombinasjonen av karbon og hydrogen inneholder 75 vektprosent karbon.

Løsning. La oss skrive formelen inn generelt syn: Wow. Massen av karbon i et molekyl av dette stoffet er proporsjonal med 12x, hydrogen - y. Siden massefraksjonen av karbon er 75%, får vi: 12x: y \u003d 75: 25, derav x: y \u003d 6.25: 25 \u003d 1: 4.

Den ønskede formelen CH4.

8. Tetthet av gass i luft 0,55. Hva er denne gassen?

Løsning. Gjennomsnittlig molmasse av luft er 29. For å finne molarmassen til en gass, multipliser 29 med tettheten til gassen: 29 0,55 = 16. Denne molare massen tilsvarer metan CH4, det er ingen andre alternativer.

1. Den totale ladningen av hvor mange elektroner er 1 C?

Hva er massen til 1 mol elektroner?

2. Hvor mange hydrogenatomer er det i 3 liter vann a) ved 20°C og 1 atm;

b) ved 150°C og 1 atm?

3. Hvilken energi vil frigjøres når 1 mol 16O-nuklider dannes fra elementærpartikler?

4. X g kalium ble oppløst i et overskudd av vann med et volum på 1 liter. Hva er massefraksjonen av stoffet i den resulterende løsningen?

5. 16,8 liter hydrogenklorid og 5,6 liter hydrogenbromid ble oppløst i 100 ml vann. Finn massefraksjonene av stoffene i løsningen.

6. Ved 2000°C er graden av termisk dissosiasjon (dvs. molfraksjonen av molekyler dekomponert av varme) av vann ca. 2%.

Beregn molar- og volumfraksjonene til alle komponentene i likevektsblandingen ved denne temperaturen.

7. Beregn massefraksjonen av alkohol i en vandig løsning med en volumfraksjon på 40 %, hvis tettheten av alkohol (ved 20°C) er 0,79 g/ml.

8. To løsninger ble helt: 10 g 20% ​​bariumklorid og 20 g 10% kaliumsulfat. Finn massefraksjonene av alle oppløste stoffer.

9. Kombinasjonen av nitrogen med hydrogen inneholder 87,5 masseprosent nitrogen.

Finn formelen for denne forbindelsen.

10. En viss gass har en hydrogentetthet på 8,5. Hva er denne gassen?

11. Tegn de grafiske formlene for nitrogen, jernoksid (III), fosforsyre.

Studiet av passasje av elektrisk strøm gjennom forskjellige medier (gasser, løsninger, smelter), utført i forrige århundre, ga de første eksperimentelle fakta som førte til ideen om den komplekse strukturen til atomet.

På 30-tallet av 1800-tallet slo den engelske fysikeren Michael Faraday fast at elektrokjemiske prosesser er preget av visse sammenhenger, som indikerer at elektriske ladninger, i likhet med materie, er diskrete i naturen, og det er en viss minimumsladning.

Eksperimenter med gassutladningsrør, utført i andre halvdel av forrige århundre, viste tydelig at sammensetningen av atomer må inkludere negativt ladede partikler, som senere ble kalt elektroner3. Disse eksperimentene med sjeldne gasser hadde en ganske enkel design. To elektroder ble loddet inn i et glassrør, deretter ble røret evakuert til et trykk på ca. 10 mm Hg. Kunst.

(0,013 Pa). En høy spenning (flere kilovolt) ble påført elektrodene, og ved gløden fra rørveggene og gjenværende gasser ble det observert en strøm av partikler som beveget seg fra den negative elektroden til den positive. Hvis noen hindring, for eksempel en spinner, ble plassert i banen til denne strålen, begynte den å rotere, noe som indikerer at partiklene hadde en endelig masse. Hvis gassutladningsrøret ble plassert mellom platene til en flat kondensator, ble partikkelfluksen avledet mot en av dem, nemlig den som var positivt ladet, noe som indikerte en negativ ladning av partiklene.

I 1896 oppdaget Henri Becquerel, som jobbet med uranforbindelser, fenomenet radioaktivitet - det spontane forfallet av atomer av ett element og deres transformasjon til atomer av et annet kjemisk element. Det ble funnet at slike transformasjoner er ledsaget av stråling som er usynlig for øyet.

Noe senere oppdaget ektefellene Pierre Curie og Maria Sklodowska-Curie at ikke bare forbindelser sender ut usynlig stråling.3 Elektronet var det første av de oppdagede elementarpartiklene. I 1874

J. J. Stoney foreslo at den elektriske strømmen er en strøm av negativt ladede partikler, som han kalte elektroner. Imidlertid er prioriteringen av oppdagelsen av elektronet nesten universelt anerkjent av J. J. Thomson, som eksperimentelt beviste eksistensen av elektronet og bestemte forholdet mellom ladningen og massen.

uran, men også andre stoffer. Som et resultat møysommelig arbeid de oppdaget to nye kjemiske grunnstoffer, som ble kalt "radium" og "polonium".

I 1899 oppdaget Rutherford at radioaktive grunnstoffer sender ut to typer stråling, som han kalte - og - stråler. Senere ble det funnet at radioaktive stoffer kan sende ut tre typer stråling:, og. -stråling er en strøm av kjerner av heliumatomer, og følgelig har -partikler en masse på 4 a. e.m. og elektrisk ladning +2, -stråler er en strøm av elektroner, og -stråler er elektromagnetisk stråling med veldig kort bølgelengde4.

Alle disse eksperimentelle fakta viste at atomet har kompleks struktur og den må inneholde elektroner. Og siden atomet som helhet er en elektrisk nøytral partikkel, må den negative ladningen av elektroner kompenseres av en positiv ladning.

Rundt 1900 foreslo J. J. Thomson den første modellen av atomet, ifølge hvilken den positive ladningen jevnt fyller hele volumet av atomet, og den negative ladningen, representert av elektroner, er ispedd denne positivt ladede sfæren. Denne modellen ble kalt "Thomsons pudding". Modellen kunne ikke forklare alle eksperimentelle data innhentet på det tidspunktet. Den forklarte til en viss grad Faradays eksperimenter og eksperimenter med gassutladningsrør, men kunne ikke svare på det viktigste spørsmålet: «hvordan kan et slikt system av elektriske ladninger eksistere?»5 Til tross for dette brukte forskere denne modellen en stund.

4 Deretter ble andre typer oppdaget radioaktivt forfall: +-forfall (positronemisjon), elektronfangst (fanging av et orbitalt elektron av en kjerne), forsinket nøytronutslipp, spontan kjernefysisk fisjon, og i 1961, under ledelse av akademiker Flerov, protonnedbrytning.

5 En av hovedteoremene innen elektrostatikk er et teorem formulert på 1800-tallet av den engelske fysikeren og matematikeren S. Earnshaw:

enhver likevektskonfigurasjon av punktelektriske ladninger i hvile er ustabil hvis, bortsett fra Coulomb-kraftene for tiltrekning og frastøting, ingen andre krefter virker på dem. Denne teoremet følger av påstanden om at potensiell energi statisk system av elektriske ladninger kan ikke ha et minimum. Tilstedeværelsen av et minimum av potensiell energi er en nødvendig betingelse for stabil likevekt.

Ris. 1. Eksperiment med passasje av -partikler gjennom materie.

I 1910 utførte Rutherfords studenter Hans Geiger og Ernest Marsden eksperimenter med partikkelbombardement av tynne metallplater. De fant at de fleste -partiklene passerer gjennom folien uten å endre banen. Og dette var ikke overraskende, hvis vi aksepterer riktigheten av Thomsons modell av atomet.

Det som var overraskende var bare at noen partikler avvek fra den opprinnelige banen og, til alles overraskelse, avvek omtrent 1 av 20 000 -partikler gjennom en vinkel nær 180°, dvs. spratt tilbake (se fig. 1).

Fra resultatene av dette eksperimentet kan følgende konklusjoner trekkes:

1) det er en "hindre" i atomet, som ble kalt kjernen;

2) kjernen har en positiv ladning (ellers ville ikke positivt ladede -partikler bli reflektert tilbake);

3) kjernen har svært små dimensjoner sammenlignet med dimensjonene til selve atomet (bare en liten del av -partiklene endret bevegelsesretningen);

4) kjernen har en stor masse sammenlignet med massen av -partikler.

Eksperimenter med spredning av -partikler gjorde det også mulig å estimere størrelsen på kjerner og atomer:

- kjerner har diametre i størrelsesorden 10–15 - 10–14 m, - atomer har diametre i størrelsesorden 10–10 m.

For å forklare resultatene som ble oppnådd, fremmet Rutherford ideen om en planetarisk struktur av atomet. Han så på atomet som solsystemet: i sentrum er kjernen som inneholder hovedmassen og hele den positive ladningen til atomet, og rundt, i forskjellige baner, roterer elektroner. Denne modellen forklarte ganske godt det eksperimentelle materialet som ble akkumulert på den tiden, men led av to ulemper:

1) I samsvar med ligningene til klassisk elektrodynamikk må en ladet partikkel som beveger seg med akselerasjon (og et elektron i et atom beveger seg med sentripetalakselerasjon) utstråle energi.

I dette tilfellet bør tapet av energi føre til en reduksjon i radiusen til banen og fallet av elektronet på kjernen.

2) En kontinuerlig endring i elektronbanen bør også bidra til en kontinuerlig endring i strålingsfrekvensen og følgelig et kontinuerlig emisjonsspekter. Men forsøk viste at utslippsspekteret til hydrogen, samt andre atomer i gassform, består av flere bånd, d.v.s.

er diskret.

En vei ut av denne situasjonen ble funnet i 1913 av den danske fysikeren Niels Bohr, som foreslo sin teori om atomets struktur. Samtidig forkastet han ikke helt de tidligere ideene om atomets planetariske struktur, men for å forklare stabiliteten til et slikt system antok han at lovene i klassisk fysikk ikke alltid er anvendelige for å beskrive systemer som f.eks. atomer, og formulerte to postulater.

Bohrs første postulat. Elektroner kan dreie rundt kjernen i strengt definerte stasjonære baner, mens de ikke sender ut eller absorberer energi.

Bohrs andre postulat. Når et elektron beveger seg fra en bane til en annen, absorberer eller sender ut et kvantum av energi.

Bohr foreslo at vinkelmomentet for et elektron i et atom kan ta diskrete verdier lik bare et heltall av handlingskvanter, som matematisk kan skrives som følger:

hvor m er elektronmassen, v er den lineære rotasjonshastigheten, r er radiusen til banen, n er hovedkvantetallet, som tar heltallsverdier fra 1 til uendelig, og h = 6,625 10–34 J /s er Plancks konstant. Ligning (7) er et matematisk uttrykk for Bohrs første postulat.

Energien til et elektron i den tilsvarende banen bestemmes av uttrykket:

I denne ligningen er alle størrelser unntatt n konstanter.

Dermed er energien til et elektron i et atom bestemt av verdien av hovedkvantetallet. For et hydrogenatom ved n = 1, E = 2,176 10–J, eller 13,6 eV (1 elektronvolt er energien som et elektron får når det passerer gjennom en potensialforskjell på 1 volt, og er lik 1,6 10–19 J) .

Ved å bruke ligningene ovenfor beregnet Bohr utslippsspekteret til hydrogenatomet.

I hydrogenatomet har elektronet minimumsenergien i den første bane. Denne tilstanden til elektronet kalles grunntilstanden, eller ikke eksitert. Hvis det gis nok energi til dette elektronet, kan det gå til en annen bane med stor radius, for eksempel bane nr. 2, 3, etc., avhengig av energien som tildeles. En slik tilstand kalles spent, den er ustabil.

Et elektron kan oppholde seg i disse banene i kort tid og deretter flytte til en annen bane med lavere energi, og til slutt gå tilbake til grunntilstanden. Under disse overgangene sendes det ut energi i form av elektromagnetisk stråling.

I 1900 foreslo Planck at stråling og absorpsjon av energi bare kan forekomme i strengt definerte deler, som han kalte kvanta. Strålingsfrekvensen er relatert til energien ved ligningen:

hvor c er lysets hastighet i vakuum lik 3 108 m/s. Derfor avhenger frekvensen av denne strålingen av forskjellen mellom energiene til nivåene (). Avhengig av bølgelengden kan denne strålingen tilhøre forskjellige områder av spekteret: røntgen, ultrafiolett, synlig eller infrarød. På fig. 2 viser skjematisk overgangene til et elektron i et eksitert hydrogenatom, som forårsaker stråling i ulike felt spektrum.

Ris. 2. Elektroniske overganger i hydrogenatomet Bohrs beregninger viste seg å stemme utmerket med resultatene som ble oppnådd eksperimentelt (se tabell 6).

Bølgelengder av spektrallinjer i Balmer-serien (Synlig region) Etter detaljert studie av spektrallinjene, viste det seg at noen av dem ikke er én, men flere tettliggende linjer. Dette indikerte at det er forskjellige baner der elektronene har lignende energier. For å forklare dette faktum, foreslo Sommerfeld at elektroner kan rotere ikke bare i sirkulære, men også i elliptiske baner.

Bohrs teori var imidlertid ikke universell. Fra dets ståsted var det umulig å beskrive oppførselen til hydrogenatomet i et magnetfelt. Det er heller ikke mulig å forklare dannelsen av hydrogenmolekylet, og det oppstår uoverstigelige vanskeligheter av grunnleggende karakter i beskrivelsen av mange-elektronatomer. Bohr-teorien brukes praktisk talt ikke i kjemi.

Disse vanskelighetene kan overvinnes hvis vi nærmer oss beskrivelsen av strukturen til atomet fra synspunktet til en bredere teori - kvantemekanikk, som vurderer oppførselen til partikler i mikrokosmos. Lovene som beskriver fenomenene som oppstår i mikroverdenen skiller seg betydelig fra lovene som beskriver oppførselen til makrokropper. Kvantetallet n, som ble kunstig introdusert i Bohrs teori, viser seg å være en uunngåelig konsekvens av mer generelle lover fra kvanteteoriens synspunkt.

Den doble naturen til mikrokosmos ble først etablert for lys. På den ene siden er lys preget av slike fenomener som interferens og diffraksjon, som bare kan forklares ut fra dets bølgenatur. På den annen side kan fenomenet med den fotoelektriske effekten ikke beskrives fra denne teoriens ståsted. Dette kan gjøres ved å anta en korpuskulær (fra latin corpusculum - partikkel) natur for lys. I 1905 foreslo Einstein at lys sendes ut i form av partikler kalt fotoner eller kvanter. Hvert foton har en energi definert av ligning (11).

Fra korpuskulær natur lys, fulgte det at fotoner måtte ha en viss masse. Hvilemassen til et foton er lik null, og ved bevegelse får fotonet en dynamisk masse. For å beregne denne massen foreslo Einstein en ligning for ekvivalens av masse og energi:

Ved å kombinere ligningene (11) og (12) får vi:

eller hvor p er bevegelsesmengden til fotonet.

I 1924 foreslo den franske fysikeren de Broglie, basert på konseptet om mikroverdenens doble natur, at elektronet har en viss bølgelengde, som passer inn i banen et helt antall ganger. Dette betyr at 2r = n.

De Broglies forslag i 1927 mottatt eksperimentell bekreftelse. Amerikanske fysikere Davison og Germer observerte diffraksjonen av elektroner av natriumkloridkrystaller.

Kvantiseringsprinsippet ble introdusert i Bohrs teori vilkårlig. Den brukte hovedsakelig lovene til klassisk mekanikk. Oppdagelsen av elektronets bølgeegenskaper, den fotoelektriske effekten, eksperimenter med en helt svart kropp førte til opprettelsen av en ny gren av fysikken - kvantemekanikk.

En stor rolle i opprettelsen ble spilt av E. Schrödinger og W. Heisenberg.

Den kvantemekaniske modellen av atomet er ikke like klar som modellen foreslått av Bohr, og det matematiske apparatet for kvantemekanikk til den kvantemekaniske modellen av atomets struktur vil bli vurdert rent kvalitativt, uten bruk av matematisk apparat. Mye av det som skal presenteres i neste avsnitt, vil leseren måtte akseptere «på tro», uten bevis. Kvantetall vil ganske enkelt bli introdusert for å beskrive oppførselen til et elektron i et atom, mens de er en konsekvens av løsningen av Schrödinger-ligningen.

2.2. Kvantemekanisk modell av strukturen til atomet Heisenberg påpekte de grunnleggende forskjellene i observasjonen av mikro- og makroobjekter. Observasjon av ethvert objekt kommer i prinsippet ned til to tilfeller:

1) Selve objektet gir eventuelle signaler. For eksempel støy fra en motor som går, varmestråling osv.

2) Det observerte objektet utsettes for en viss påvirkning, for eksempel bestråling med lys, radiobølger osv., og det reflekterte signalet registreres (som er mye brukt i radar, ved ekkolokalisering). Dessuten, jo sterkere innvirkning på det observerte objektet, jo sterkere (med andre like forhold) reflektert signal og mer pålitelig registrering av objektet.

Hvis makroobjekter som er kjent for oss blir observert, endrer ikke virkningen av elektromagnetisk stråling (lys, radiobølger, etc.) på dem verken deres posisjon eller hastighet. Situasjonen er helt annerledes når du observerer objekter i mikrokosmos, for eksempel elektroner. Under påvirkning av et lyskvantum på et elektron forblir ikke hastigheten til sistnevnte uendret. Derfor, etter å ha bestemt posisjonen til elektronet på et tidspunkt under påvirkning av et foton, er vi ikke i stand til å bestemme hastigheten i samme øyeblikk - den har allerede endret seg.

Heisenberg foreslo et forhold, som ble kalt "usikkerhetsforholdet":

hvor p er usikkerheten i verdien av partikkelens bevegelsesmengde, og x er usikkerheten i dens koordinater. Det følger av dette forholdet at jo mer nøyaktig koordinatene til et elektron bestemmes, desto mindre nøyaktig vil dets momentum bli bestemt og omvendt. Med andre ord gir det ingen mening å snakke om banen til et elektron, siden for å beskrive sistnevnte er det nødvendig å vite nøyaktig både koordinatene til elektronet og dets bevegelsesmengde i hvert øyeblikk (som ble innlemmet i Bohr-modellen av atomet). Usikkerhetsforholdet viser det eksakt beskrivelse bevegelsen til en så liten partikkel som et elektron er umulig, det vil si at selve konseptet med en bane (bane) til et elektron viser seg å være uholdbart. En helt annen metode for å beskrive oppførselen til et elektron i et atom er nødvendig, som leveres av kvantemekanikk. I kvantemekanikk For å beskrive oppførselen til et elektron er det to utgangspunkt:

1) bevegelsen til et elektron er av bølgenatur;

2) vår kunnskap om oppførselen til et elektron er av sannsynlighet (eller statistisk) art.

Noen presiseringer til den første bestemmelsen er allerede gitt (side 25). La oss kommentere den andre posisjonen. I følge Heisenbergs usikkerhetsprinsipp kan plasseringen av en partikkel aldri bestemmes nøyaktig. Det beste du kan gjøre i dette tilfellet er å angi sannsynligheten for at partikkelen vil være i et område av rommet V = x y z.

I 1926 foreslo Schrödinger en ligning der bølgefunksjonen ble introdusert for å beskrive oppførselen til et elektron i et atom. Ligningen er villedende enkel:

hvor E er den totale energien til partikkelen, er bølgefunksjonen, og H er Hamilton. Hamiltonianen viser hvilke matematiske operasjoner du må utføre med bølgefunksjonen for å løse ligningen for energi. fysisk mening bølgefunksjon det er vanskelig å bestemme, men kvadratet på dens modul | |2 bestemmer sannsynligheten for å finne et elektron i et gitt område av rommet.

Schrödinger-ligningen er nøyaktig løst for hydrogen og hydrogenlignende atomer (det vil si for systemer som består av en kjerne og ett elektron). Fra løsningen av denne ligningen for hydrogenatomet fulgte det at oppførselen til et elektron i et atom er beskrevet av fire kvantetall.

1°. Hovedkvantenummer n. Det kan ta verdier fra til uendelig, som definerer:

a) nummeret på energinivået (i Bohrs teori, nummeret på banen);

b) energiintervallet til elektroner lokalisert på dette nivået;

c) størrelsene på orbitalene (i Bohrs teori, radiene til banene);

d) antall undernivåer av et gitt energinivå (det første nivået består av ett undernivå, det andre - av to, det tredje - av tre, osv.).

e) i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev tilsvarer verdien av hovedkvantetallet periodenummeret.

Noen ganger bruker de bokstavbetegnelsene til hovedkvantetallet, det vil si at hver numerisk verdi av n tilsvarer en viss bokstavbetegnelse:

2°. Orbitalt eller azimutalt kvantenummer l. Orbitalkvantetallet bestemmer vinkelmomentet (momentum) til elektronet, den nøyaktige verdien av energien og formen på orbitalene.

Det nye begrepet «orbital» høres ut som ordet «bane», men har en helt annen betydning. En orbital er et område i rommet der sannsynligheten for å finne et elektron har en viss verdi (90 - 95%). Noen ganger kalles grenseoverflaten til denne regionen en orbital, og i figurene er som regel en seksjon av denne regionen avbildet av et plan som går gjennom opprinnelsen til koordinatene og ligger i figurens plan. Sentrum av atomkjernen er plassert ved opprinnelsen til koordinatene. Konseptet med en bane, i motsetning til en bane, innebærer ikke kunnskap eksakte koordinater elektron. Orbitalkvantetallet avhenger av hovedkvantetallet og har følgende verdier:

og hver verdi av hovedkvantetallet n tilsvarer n verdier av orbitalkvantetallet l. For eksempel, hvis n \u003d 1, tar l bare én verdi (l \u003d 0) for n \u003d 2, verdien l tar to verdier: 0 og 1, osv. Hver numerisk verdi av l tilsvarer en viss geometrisk formen på orbitalene og er tildelt en bokstavbetegnelse. De fire første bokstavbetegnelsene er av historisk opprinnelse og er assosiert med naturen til spektrallinjene som tilsvarer elektroniske overganger mellom disse undernivåene: s, p, d, f - de første bokstavene i de engelske ordene som brukes til å navngi spektrallinjene skarpe ( skarp), prinsipiell (hoved), diffus (diffus), fundamental (hoved). Betegnelsene på andre undernivåer er i alfabetisk rekkefølge: g, h, ....

Betydning l l Antall undernivåer Ethvert undernivå bestemmes av to kvantetall - det viktigste (når de skrives, indikerer de vanligvis en numerisk verdi) og orbital (når de skrives bruker de vanligvis en bokstavbetegnelse). For eksempel skal et energiundernivå der n = 2 og l = 1 skrives som:

2p undernivå. Alle orbitaler med samme verdi av l har det samme geometrisk form og, avhengig av verdiene til hovedkvantetallet, er de forskjellige i størrelse, det vil si at de er like figurer. For eksempel har alle orbitaler hvor l = 0 (s-orbitaler) formen av en kule, men er forskjellige i radier, avhengig av verdien av hovedkvantetallet n. Jo større verdien av n er, desto større er størrelsen på orbitalene, for eksempel har 1s orbitalen de minste dimensjonene, radiusen til 2s orbitalen er større, og 3s er enda større.

3°. Magnetisk kvantetall ml. Rotasjonen av et elektron rundt kjernen kan sammenlignes med strømmens bevegelse i en lukket krets. I dette tilfellet oppstår et magnetfelt, hvis styrke er rettet vinkelrett på rotasjonsplanet til elektronet. Hvis et atom er i et eksternt magnetfelt, må elektronene i henhold til kvantemekaniske konsepter ordnes slik at projeksjonene av deres magnetiske momenter på retningen til dette feltet er heltall (se fig. 3). Samtidig kan de ta både negative og positive verdier, inkludert null.

Den numeriske verdien av projeksjonen av det magnetiske momentet er det magnetiske kvantetallet. Hvis verdien av det orbitale kvantetallet er l, vil det magnetiske kvantetallet ta verdier fra - l til + l, inkludert null. Det totale antallet verdier vil være 2l + 1.

Ris. 3. Fysisk betydning av det magnetiske kvantetallet Det magnetiske kvantetallet bestemmer altså plasseringen av orbitaler i rommet i forhold til det valgte koordinatsystemet.

Det totale antallet mulige verdier av ml viser hvor mange måter orbitalene til et gitt undernivå kan ordnes i rommet, dvs.

det totale antallet orbitaler i undernivået.

orbitaler på undernivå Orbitalkvantetallet l = 0 tilsvarer den unike verdien til det magnetiske kvantetallet ml = 0. Disse verdiene karakteriserer alle s-orbitaler som har form som en kule. Siden det magnetiske kvantetallet i dette tilfellet bare tar én verdi, består hvert s-undernivå av bare en orbital. La oss vurdere ethvert p-undernivå: ved l = 1 er orbitalene hantelformede (volumetriske "åtter"), det magnetiske kvantetallet tar følgende verdier ml = – 1, 0, + 1 (tre verdier), derfor består p-undernivået av tre orbitaler , og disse orbitalene er plassert langs tre koordinatakser og er henholdsvis betegnet med px, py, pz. For d-undernivået l = 2, ml = – 2, – 1, 0, + 1, + 2 (verdier), og ethvert d-undernivå består av fem orbitaler, som er ordnet på en bestemt måte i rommet (se fig. 6) og er henholdsvis betegnet dxy, dxz, dzy, d z 2 og d x 2 y 2. Fire av de fem dorbitalene er i form av rosetter med fire kronblad, som hver er dannet av to manualer, den femte orbitalen er en hantel med en torus i ekvatorialplanet (d z 2 -orbital) og plassert langs z-aksen. "Kronbladene" til d x 2 y 2-orbitalen er plassert langs x- og y-aksene. Orbitalene dxy, dxz og dyz er plassert mellom de respektive aksene.

Ris. 4. Romlige konfigurasjoner av s-, p- og d-orbitaler Det fjerde energinivået består av fire undernivåer – s, p, d og f. De tre første av dem ligner de som er diskutert ovenfor, og det fjerde, f-undernivået, består allerede av syv orbitaler, hvis romlige konfigurasjoner er ganske komplekse, og vi vil ikke vurdere dem.

4°. Spinnkvantenummer (elektronspin), ms. I 1926

Uhlenbeck og Goldsmith viste det i tillegg til orbital bevegelse elektronet må delta i rotasjon rundt sin egen akse som går gjennom sentrum. Derfor må elektronet ha sitt eget vinkelmoment, og siden det er en ladet partikkel, så det magnetiske momentet. Denne representasjonen er ganske primitiv, men brukes for klarhet, så vi vil bruke den.

Bare to rotasjonsretninger for et elektron rundt aksen er mulig:

med klokken og mot klokken. Derfor tar spinnkvantetallet bare to verdier: + 1 og 1.

Ris. 5. Fremkomst av elektronspinn (ifølge Uhlenbeck og Goldsmith) Dermed bestemmes tilstanden til et elektron i et atom av et sett med verdier på fire kvantetall. Begrepet "orbital" ble gitt ovenfor (se s. 29). La oss tydeligere definere noen av begrepene som ble brukt i avklaringen fysisk sans kvantetall og vil bli brukt i det følgende.

En gruppe orbitaler med samme verdi av orbitalkvantetallet danner et energiundernivå.

Settet med alle orbitaler med samme verdi av hovedkvantetallet, dvs. orbitaler med nære energiverdier, danner et energinivå.

Hvis det ikke er noen spesielle problemer når man beskriver strukturen til et hydrogenatom - bare ett elektron, som i grunntilstanden skal okkupere en orbital med en minimumsenergi, så når man beskriver strukturen til multielektronatomer, er det nødvendig å ta hensyn til interaksjon av et elektron ikke bare med kjernen, men også med andre elektroner. Dette gir opphav til problemet med rekkefølgen der elektroner fyller de ulike undernivåene i atomet. Denne sekvensen bestemmes av tre "regler".

1. Pauli-prinsippet. Ett atom kan ikke ha to elektroner med samme sett med verdier for alle fire kvantetallene.

Dette betyr at elektronene må avvike i verdien av minst ett kvantetall. De tre første kvantetallene karakteriserer orbitalen der elektronet befinner seg. Og hvis to elektroner har samme sett av dem, betyr dette at de er i samme orbital. I samsvar med Pauli-prinsippet må de avvike i verdien av spinn. Det følger av dette at bare to elektroner med motsatte spinnverdier kan være i en orbital.

For å bestemme "kapasiteten" til energinivået, dvs.

det maksimale antallet elektroner som kan være på nivå med hovedkvantetallet n, vil vi kompilere følgende tabell:

Den maksimale elektroniske kapasiteten til de tre første energinivåene Tabellen viser at antall orbitaler ved et gitt energinivå, avhengig av verdien av n, dannes aritmetisk progresjon, der første ledd er a1 = 1 og siste ledd er an = 2l + 1. Forskjellen på progresjonen er 2, og antall ledd er n. Summen Sn av progresjonen i dette tilfellet vil være lik:

og tar hensyn til l = n - Dermed er det totale antallet orbitaler på energinivået med verdien av hovedkvantetallet n lik n2. Og siden bare to elektroner kan være i en orbital, får vi at den maksimale elektroniske kapasiteten til energinivået er 2n2.

Det er en viss form for å registrere tilstanden til et elektron i et atom.

For eksempel, for grunntilstanden til et hydrogenatom, ser det slik ut:

Dette betyr at i det første energinivået er det ett elektron i s-undernivået. Det er en annen form for registrering av distribusjonen av elektroner over undernivåer - ved å bruke kvanteceller.

I dette tilfellet er orbitalen konvensjonelt betegnet med kvadrater, og elektroner med piler eller, avhengig av tegnet på spinnet. Deretter kan den elektroniske strukturen til hydrogenatomet avbildes som følger:

Den elektroniske strukturen til et atom med et stort antall elektroner, for eksempel et boratom, kan skrives på følgende måter:

2. Hunds regel. Denne regelen bestemmer sekvensen der orbitaler er fylt med elektroner innenfor ett undernivå.

Hunds regel er formulert som følger: "Innenfor ett undernivå er elektroner ordnet i orbitaler på en slik måte at deres totale spinn er maksimalt, det vil si at det skal være et maksimalt antall uparrede elektroner på undernivået." Vurder implementeringen av denne regelen på eksemplet med å fylle p-undernivået.

Alternativ 1 totalt spinn Alternativ 2 totalt spinn I samsvar med Hunds regel fylles orbitaler i henhold til det første alternativet, dvs. først okkuperer elektroner alle frie orbitaler og først deretter pares de.

3. Prinsippet om minste energi (Klechkovskys regel).

Fyllingen av energinivåer i hydrogenlignende atomer (et mikrosystem bestående av en kjerne og ett elektron) skjer i samsvar med den monotone veksten av hovedkvantetallet n (n = 1, 2, 3, ... etc.). For hver verdi av n må undernivåene fylles i rekkefølgen med økende orbitalt kvantenummer l, som tar verdier fra 0 til (n – 1). Og fyllingen av det neste energinivået begynner først når det forrige nivået er helt fylt. Det maksimale antallet elektroner i energinivået bestemmes av formelen 2n2, og derfor bør det maksimale antallet elektroner i perioder være som følger:

I virkeligheten er imidlertid et annet bilde observert i det periodiske systemet:

Som det fremgår av denne tabellen, er periodene ordnet i par, det eneste unntaket er den første perioden, som bare inneholder to elementer, der det første energinivået, bestående av ett undernivå, er fylt, og det er ingen indre elektroner. som kan påvirke strukturen til det ytre nivået. I andre tilfeller observeres følgende bilde: strukturen til den tredje perioden er lik strukturen til den andre (og begge inneholder 8 elementer hver), strukturen til den femte perioden ligner strukturen til den fjerde (og begge deler) inneholder 18 elementer), ligner den syvende strukturen til den sjette (32 elementer hver).

En mye bedre overensstemmelse med virkeligheten er gitt av fordelingen av elektroner i grupper foreslått av V. M. Klechkovsky: "I et atom okkuperer hvert elektron subnivået der energien vil være minimal."

Det ble nevnt ovenfor at energien til et elektron bestemmes ikke bare av verdien av hovedkvantetallet, men også av verdien av orbitalet, derfor for å bestemme hvilket undernivå som vil bli fylt med elektroner i utgangspunktet , er det nødvendig å ta hensyn til verdiene til begge kvantetallene.

For praktisk anvendelse kan Klechkovsky-regelen formuleres som følger:

sekvenser for å øke summen av verdiene til hoved- og orbitalkvantetallene som tilsvarer dem.

b) "I tilfelle av de samme verdiene av denne summen for flere undernivåer, fylles undernivået som hovedkvantetallet har den minste verdien for først."

Vurder en spesifikk anvendelse av denne regelen:

For de to første verdiene av summene (n + l), lik henholdsvis 1 og 2, er det ingen alternativer, og undernivåene fylles ut i følgende sekvens: 1s og deretter 2s. Starter med en sumverdi på 3, oppstår to alternativer: å fylle 2p-undernivået eller 3s-undernivået. I samsvar med Klechkovsky-regelen velger vi undernivået som n har en mindre verdi for, dvs. 2p-undernivået.

Deretter er 3s undernivå fylt. Videre er verdien n + l = 4. Det er igjen to slike verdier: for 3p-undernivået og for 4s-undernivået (et tilfelle som ligner på det forrige). 3p- og deretter 4s-undernivået fylles først. 3d-undernivået forblir fritt, siden summen n + l for det er større enn for 4s.

sekvensen for å fylle energi undernivåer:

Men slik fylling skjer opp til et visst punkt. Hvis vi vurderer endringen i energien til undernivåer med en økning i ladningen til atomkjernen (se fig. 8), så kan vi se at energien til alle undernivåer avtar. Men hastigheten på energireduksjonen i forskjellige undernivåer er ikke den samme. Derfor, hvis 3d-undernivået før kalsium var høyere i energi enn 4s, og starter fra skandium og påfølgende elementer, reduseres energien kraftig, som for eksempel bevist av den elektroniske strukturen til Fe2+-ionet (1s22s22p63s23p63d6). Det kan sees fra den gitte elektroniske strukturen til ionet at to valenselektroner av jern har forlatt det mindre energetisk gunstige 4s-undernivået. En lignende energiinversjon er observert for 5s og 4f undernivåene, så vel som for 6s og 5f undernivåene.

Ris. 6. Skjema for endringen i energien til undernivåer med en økning i ladningen til kjernen.

Deretter ble det funnet at helt og halvfylte undernivåer har økt stabilitet. Så, for d-undernivået, er stabile elektroniske konfigurasjoner d 10 og d 5, og for f-undernivået, henholdsvis f 14 og f 7. Dette forklarer anomaliene i strukturen til de eksterne energinivåene til noen elementer, f.eks. i krom burde valenselektronene vært lokalisert 3d 44s2, men i virkeligheten - 3d 54s1, skal kobber ha 3d 94s2, men faktisk 3d 104s1. Lignende overganger av elektroner fra s-undernivået til d-undernivået er observert i molybden, sølv, gull og også i f-elementer.

Det er også noen andre anomalier i strukturen til eksterne energinivåer, hovedsakelig i aktinider, som ikke vil bli vurdert her.

Tilstanden til et elektron i et atom bestemmes av et sett med verdier på fire kvantetall, som hver gjenspeiler en viss fysisk mengde. For de tre første kvantetallene kan man også introdusere en geometrisk tolkning:

hovedkvantetallet n bestemmer størrelsen på orbitalene, orbitalkvantetallet l bestemmer den geometriske formen til orbitalene, det magnetiske kvantetallet ml bestemmer plasseringen av orbitalene i rommet i forhold til det valgte koordinatsystemet.

Fyllingen av energiundernivåene til atomer med elektroner i den ueksiterte tilstanden følger tre regler:

Paulis prinsipp, Hunds styre og Klechkovskys styre.

1. Kan elektronene til Rb+-ionet være i følgende orbitaler:

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

Løsning. Elementet Rb er i hovedundergruppen I i gruppe V i perioden til det periodiske systemet, noe som betyr at dets elektroniske nivå begynner å fylles med hovedkvantetallet n = 5: 5s1. Rb+-ionet har mistet et ytre elektron. Dette betyr at det ikke er noen elektroner på verken 5p- eller 5s-orbitalene til det ueksiterte Rb+-ionet. Imidlertid kan elektroner flytte til disse orbitalene når atomet er opphisset.

La oss skildre det nest siste nivået (n = 4): 4s2p6d 0f 0. Det har 8 elektroner, som ethvert s-element (dvs. elementet hovedundergruppe I- eller II-gruppen i det periodiske system, der s-undernivået er fylt). Hvorfor er undernivåene 4d og 4f tomme? Faktum er at energien til 4d-undernivået er høyere enn 5s, og 4f er enda høyere enn 6s, og undernivåer med lavere energi fylles først (Klechkovskys regel). Så Rb+ elektroner kan være i 4p orbitaler.

Det gjenstår å se om de kan være i 3f-orbitaler. For n = det orbitale kvantetallet l antar verdiene 0,1,2, som tilsvarer undernivåene s, p og d. Og 3f-undernivået eksisterer rett og slett ikke.

2. Gi eksempler på tre partikler (atomer, ioner) med den elektroniske konfigurasjonen 1s22s2p63s2p6.

Løsning. Et passende element i det periodiske systemet er Ar (elektroner i det tredje - eksterne - elektroniske nivået). Det er klart at det ikke finnes andre atomer med en slik elektronisk konfigurasjon. Men vi vet at elementer som som regel mangler 1-3 elektroner til et stabilt 8-elektronskall, har en tendens til å tilegne seg dem og bli negative ioner, og har 1-3 elektroner på neste nivå, gir dem bort og blir positive ioner.. Så det kan være Cl–, S2–, P3–, K+, Ca2+, Sc3+... Velg hvilke som helst tre partikler du liker.

3. Hvor mange elementer ville det vært i V-perioden hvis spinnkvantetallet hadde en enkelt verdi - 1?

Løsning. I virkeligheten tar spinnkvantetallet, som du vet, to forskjellige verdier: + 1 og - 1. Hvis det hadde en enkelt verdi, så kunne elektronskallet romme halvparten av antallet elektroner, siden de alle må være forskjellige fra hverandre et sett med kvantetall (Pauli-prinsippet), og følgelig vil elementene i perioden være 2 ganger mindre.

4. Hvilke kvantetall og hvordan bør etter din mening endres under overgangen fra vår verden til 1) endimensjonale;

2) femdimensjonal?

Løsning. For å svare på dette spørsmålet er det nødvendig å forstå hvilke av de 4 kvantetallene som er relatert til rommets dimensjon.

Hovedkvantetallet n bestemmer antall elektroniske nivåer (skjell, lag) og karakteriserer hovedsakelig størrelsen på elektronskyen:

Det er tydelig at rommets dimensjon (ikke-null) ikke påvirker denne egenskapen.

Orbital-kvantetallet l karakteriserer formen til elektronskyen. I tillegg til tredimensjonale, kan vi visuelt forestille oss bare to- og endimensjonale verdener. I en todimensjonal verden vil elektronskyer, som alt annet, bli flate, men begrepet form vil forbli. I hovedsak er bildet av volumetriske elektronskyer på papir, deres projeksjon inn i arkets plan, til en viss grad en overgang til en todimensjonal verden. Når det gjelder det endimensjonale, her viskes formbegrepet ut, kun størrelse (lengde) gjenstår. Sannsynligvis vil det orbitale kvantetallet miste sin betydning i dette tilfellet.

Hvis vi tar for oss et rom med en høyere dimensjon enn vårt, blir begrepet "form" her mye bredere, og det kan ikke utelukkes at flere forskjellige verdier av l vil kreves for å beskrive hele variasjonen av former for elektroner skyer for en gitt n.

Det magnetiske kvantetallet ml karakteriserer elektronskyens romlige orientering, noe som betyr at den direkte avhenger av dimensjonen. For l = 0 kan ml ta den eneste verdien 0, som gjenspeiler den eneste muligheten for orientering i rommet til en sfærisk symmetrisk s-sky. Når l = 1 ml tar 3 forskjellige verdier: – 1, 0, 1 – hantelformede p-skyer kan strekkes langs forskjellige koordinatakser: px, py, pz. Dersom dimensjonen av plass, dvs.

antall koordinatakser endres, da vil også antall muligheter for arrangement av elektronskyer endre seg, noe som betyr at ml-settet blir annerledes.

Fordi mengden ulike verdier ml for en gitt l bestemmer antall orbitaler i et gitt undernivå, dette fører til betydelige endringer i kjemien.

ms - spinn kvantenummer - tar to verdier: + og -. Dette gjenspeiler det faktum at det kan være to "motsatt vridde" elektroner i en orbital. Vanligvis er spinnet assosiert med det iboende vinkelmomentet til elektronet og kan som sådan endres ved overgang til en annen dimensjon av rommet.

1. Finn i det periodiske systemet så mange tilfeller av brudd på den periodiske lov som formulert av D. I. Mendeleev:

"de kjemiske og fysiske egenskapene til grunnstoffene er i et periodisk forhold til deres atomvekter." Hvordan kan disse bruddene forklares?

2. Kan elektroner til a) ueksitert, b) eksitert Na+-ion være i 2s, 2d, 3f, 4s, 5d orbitaler? Rettferdiggjøre.

3. Skriv den elektroniske strukturen til atomene til elementene i I og II perioder i det periodiske systemet.

4. Gi to eksempler på komplekse stoffer som kun inneholder partikler med den elektroniske strukturen 1s22s2p6.

5. Hva er kvantetallene for det ytterste elektronet til et ueksitert litiumatom?

6. Anta at et eller annet univers Y har et sett med kvantetall:

Hvor mange grunnstoffer ville være i III-perioden av det periodiske systemet i universet Y?

Hvor mange dimensjoner tror du det kan være i Y-universet?

7. Hvordan ville antall elementer endret seg i den andre perioden av vårt periodiske system hvis spinnet med andre konstante kvantetall ville ha verdiene ms = ± 1?

8. Hvor mange protoner og nøytroner finnes i atomkjernene a) 7Li;

b) 119Sn; c) 235U?

Kjemiske molekyler er komplekst system atomkjerner og elektroner. Atomer i et molekyl holdes hovedsakelig av elektrostatiske krefter. I dette tilfellet sies de å være forbundet med en kjemisk binding. Den kjemiske bindingen utføres av s- og p-elektroner til det ytre og d-elektronene til det pre-ytre laget. Denne forbindelsen er preget av følgende parametere:

1. Bindingslengde - den indre nukleære avstanden mellom to kjemisk bundne atomer.

2. Valensvinkel - vinkelen mellom imaginære linjer som går gjennom sentrene til kjemisk bundne atomer.

3. Bond energi - mengden energi som brukes for å bryte den i gassform.

4. Multiplisitet av bindinger - antall elektronpar som en kjemisk binding mellom atomer utføres gjennom.

Et atom i et molekyl er et betinget konsept, siden dets energi og elektroniske tilstand er fundamentalt forskjellig fra et isolert atom, hvis struktur ble diskutert i forrige kapittel. La oss vurdere hvilke krefter som oppstår mellom partikler i det enkleste systemet som består av to protoner og ett elektron (se fig. 9). Hvis vi bringer to protoner sammen, vil det oppstå frastøtende krefter mellom dem, og det er ikke nødvendig å snakke om å få et stabilt system. La oss plassere ett elektron i feltet deres. Her kan det oppstå to tilfeller.

Ris. 9. Fordeling av interaksjonskrefter mellom kjerner og et elektron i H +.

Den første, når elektronet er mellom protonene (a), og den andre, når det er plassert bak en av dem (b). I begge tilfeller oppstår det attraktive krefter. I det første tilfellet er komponentene til disse kreftene (fremspringene) på aksen som går gjennom protonsentrene rettet i motsatte retninger med frastøtende krefter (se fig. 9a) og kan kompensere dem.

Dette skaper et energimessig stabilt system. I det andre tilfellet er komponentene til tiltrekningskreftene rettet i forskjellige retninger (se fig. 9b) og det er vanskelig å snakke om å balansere frastøtende krefter mellom protoner. Det følger at for forekomsten av en kjemisk binding med dannelsen av et molekyl eller et ion, må elektronene overveiende være i det indre nukleære rommet. Denne regionen kalles en bindingsregion, fordi når elektroner er tilstede der, dannes en kjemisk binding. Området bak kjernene kalles å løsne, for når elektroner kommer inn i det, dannes det ikke en kjemisk binding. Her ble det enkleste tilfellet av dannelsen av en kjemisk binding i H+-ionet vurdert. Ved å bruke lignende resonnement på hydrogenmolekylet kan vi konkludere med at utseendet til et andre elektron i bindingsområdet stabiliserer systemet enda mer. Derfor kreves det minst ett elektronpar for å danne en stabil kjemisk binding.

Elektronspinnene må i dette tilfellet være antiparallelle, dvs.

rettet i forskjellige retninger. Dannelsen av en kjemisk binding må være ledsaget av en reduksjon i den totale energien til systemet.

Ris. 10. Endring i den potensielle energien til et system med to hydrogenatomer som Tenk på endringen i den potensielle energien til systemet ved å bruke eksemplet med tilnærmingen til to hydrogenatomer. Når atomene er i veldig stor avstand fra hverandre, samhandler de ikke og energien til et slikt system er nær null. Når de nærmer seg, oppstår det attraktive krefter mellom elektronet til ett atom og kjernen til et annet, og omvendt.

Disse kreftene øker omvendt med kvadratet på avstanden mellom atomene. Systemets energi reduseres. Når atomene nærmer seg hverandre, begynner den frastøtende kraften mellom deres kjerner og elektroner å spille rollen.

Økningen i frastøtende krefter er omvendt proporsjonal med avstandens sjette potens. Den potensielle energikurven går gjennom et minimum, og går deretter kraftig opp (fig. 10).

Avstanden som tilsvarer posisjonen til minimum på kurven er likevektsinternukleære avstand og bestemmer lengden på den kjemiske bindingen. Siden atomene i et molekyl deltar i oscillerende bevegelse om likevektsposisjonen, endres avstanden mellom dem hele tiden, det vil si at atomene ikke er stivt forbundet med hverandre.

Likevektsavstanden tilsvarer ved en gitt temperatur en gjennomsnittsverdi. Når temperaturen stiger, øker oscillasjonsamplituden. Ved en tilstrekkelig høy temperatur kan atomer fly fra hverandre til en uendelig stor avstand fra hverandre, noe som vil tilsvare brudd på en kjemisk binding. Dybden av minimum langs energiaksen bestemmer den kjemiske bindingsenergien, og verdien av denne energien, tatt med motsatt fortegn, vil være lik dissosiasjonsenergien til en gitt diatomisk partikkel. Hvis hydrogenatomer nærmer seg hverandre, hvor elektronene har parallelle spinn, oppstår det kun frastøtende krefter mellom atomene, og den potensielle energien til et slikt system vil øke (fig. 10).

Ris. 11. Resultatene av å legge til to sinusoider.

Som nevnt ovenfor deltar s-, p- og d-elektroner i dannelsen av en kjemisk binding, med forskjellige geometriske konfigurasjoner av elektronskyer og ulike tegn bølgefunksjoner i rommet. For forekomsten av en kjemisk binding er det nødvendig å overlappe delene av elektronskallene med samme tegn på bølgefunksjonen. Ellers dannes det ingen kjemisk binding.

Denne uttalelsen kan lett forklares med eksemplet med superposisjonen av to sinusoider, som i den første tilnærmingen kan identifiseres med bølgefunksjoner (se fig. 11):

Ved superposisjon av to sinusoider med forskjellige tegn i samme region (fig. 11a), vil deres totale komponent være lik null - det er ingen forbindelse. I motsatt tilfelle legges oscillasjonsamplitudene til og det dannes en ny sinusformet - en kjemisk binding er dannet (fig. 11b).

Avhengig av symmetrien til elektronskyene, som et resultat av overlappingen som en kjemisk binding dannes av, vil den totale elektronskyen ha en annen symmetri, ifølge hvilken de faller inn i tre typer:

Og - forbindelser.

Kommunikasjon utføres når skyer overlapper langs linjen som forbinder sentrene til atomer, mens den maksimale elektrontettheten oppnås i det indre nukleære rommet og har sylindrisk symmetri i forhold til linjen som forbinder sentrene til atomene. Som det fremgår av fig. 12, på grunn av deres sfæriske symmetri, tar s-elektroner alltid del i dannelsen av en binding. De danner en binding som et resultat av overlapping med følgende elektroner fra et annet atom: s–, pX–, d X 2 Y 2 elektroner. Med elektroner i andre orbitaler, for eksempel pY eller pZ, er dannelsen av en kjemisk binding umulig, siden det er en overlapping i områder hvor elektrontettheten har motsatte fortegn. Muligheten for bindingsdannelse av s-elektroner er ikke uttømt; den kan dannes i tilfelle overlapping av andre elektronskyer, for eksempel to pX eller pX og fig. 12. Noen eksempler på dannelsen av -forbindelser.

Bindinger oppstår når elektronskyer overlapper over og under linjen som forbinder sentrene til atomene. De totale elektronskyene er også symmetriske om denne aksen, men de har ikke sylindrisk symmetri, som i tilfellet med -bindinger. På grunn av deres romlige arrangement dannes bindingen av elektroner på slike par av orbitaler som pY - pY, pZ - pZ, pY - dXY.

Forbindelsen dannes bare av d-elektroner på grunn av overlappingen av alle fire kronbladene deres av elektronskyer plassert i parallelle plan. Dette er mulig når elektroner dXY - dXY, dXZ - dXZ, dYZ - dYZ er involvert i bindingsdannelsen.

Klassifiseringen av kjemiske bindinger basert på symmetrien til elektronskyer ble vurdert ovenfor. Det er en annen tilnærming til klassifiseringen av en kjemisk binding, basert på arten av fordelingen av elektrontetthet mellom atomer i et molekyl, dvs.

en kjemisk binding betraktes ut fra et elektronpars tilhørighet til et eller annet atom. Tre tilfeller er mulige. Først:

Et elektronpar forbinder to identiske atomer i et molekyl. I dette tilfellet, hun likt tilhører dem begge. I et molekyl er det ingen separasjon av tyngdepunktene til positive og negative ladninger.

De faller sammen, og en slik binding kalles kovalent ikke-polar. Hvis et elektronpar binder to forskjellige atomer, skifter det mot et mer elektronegativt atom. Tyngdepunktene til de positive og negative ladningene skilles, bindingen blir polar og kalles en kovalent polarbinding.

Det tredje tilfellet er forbundet med fullstendig overføring av elektronparet til besittelse av et av atomene. Dette skjer under samspillet mellom to atomer som avviker kraftig i elektronegativitet, dvs. evnen til å holde et elektronpar i deres elektriske felt. I dette tilfellet blir atomet som donerte elektroner et positivt ladet ion, og atomet som tok imot dem blir negativt. I dette tilfellet kalles bindingen ionisk.

Bindingens natur bestemmer i stor grad de fysisk-kjemiske egenskapene til stoffer.

Stoffer hvis molekyler er preget av en kovalent ikke-polar binding kan danne molekylære og atomære krystallgitter i fast tilstand. I molekylære gitter observeres svært svak intermolekylær interaksjon. Molekyler holdes ved nodene til krystallgitteret på grunn av dannelsen av øyeblikkelige og induserte dipoler i dem. Separasjonen av tyngdepunktene til negative og positive ladninger i et molekyl skjer på grunn av rotasjonen av et elektronpar og dets plassering på et tidspunkt bak en av kjernene. En slik tilstand i molekylet observeres i svært kort tid. Derfor kalles en slik dipol øyeblikkelig. Imidlertid er denne tiden tilstrekkelig til å indusere en dipol på et annet molekyl. Kreftene som binder molekyler gjennom dannelsen av øyeblikkelige og induserte dipoler kalles ofte van der Waals-krefter. Generelt er van der Waals-styrker alle styrker intermolekylær interaksjon: dipol-dipol, orientering, dispersjon, etc. Van der Waals krefter er svært svake, som et resultat av at krystallgitteret lett blir ødelagt ved lett oppvarming. Alle stoffer som har molekylære krystallgitter har lave smelte- og kokepunkter. Van der Waals-kraften øker med antallet elektroner i molekylet, ettersom sannsynligheten for dannelsen av øyeblikkelige dipoler øker. Hydrogen har ett elektronpar, som er grunnen til at det har det laveste kokepunktet. Molekyler av oksygen og nitrogen er forskjellige i innholdet av elektroner per par. Deres kokepunkt avviker med 13 C.

Enkle stoffer med et atomisk krystallgitter, tvert imot, er preget av svært høye smelte- og kokepunkter. I dette tilfellet er et uendelig antall atomer forbundet med ikke-polare kovalente bindinger til et gigantisk molekyl. Energien for å bryte en kovalent ikke-polar binding er høy. Derfor, for å ødelegge et slikt krystallgitter, kreves det store energikostnader. Samtidig, hvis et stoff er karakterisert ved én interatomisk avstand i krystallgitteret, vil det også ha en svært høy hardhet. Et eksempel er en diamant.

Smelte- og kokepunktene til stoffer, hvis atomer i molekylet er forbundet med en kovalent polar binding, og har molekylært gitter, er også lave, men høyere enn for stoffer med ikke-polare molekyler. De fleste av dem er gasser ved romtemperatur.

Et eksempel er hydrogenklorid, hydrogensulfid osv. Det er ingen direkte sammenheng mellom størrelsen på dipolmomentet og kokepunktet. Det er mest sannsynlig bestemt molekylær vekt andre forbindelser enn ammoniakk, vann og hydrogenfluorid.

Disse forbindelsene, i en serie med lignende, har de høyeste smelte- og kokepunktene, deres kraftige økning forklares av dannelsen av hydrogenbindinger mellom molekylene.

elektronegative atomer. De forskyver elektrontettheten i molekylet sterkt mot seg selv. Som et resultat danner hydrogen en praktisk talt fri orbital, og for eksempel har et fluoratom et fritt elektronpar. Det blir mulig å danne ytterligere bindinger mellom molekyler ved donor-akseptormekanismen, noe som fører til eksistensen av molekyler med sammensetningen (HF)n og (H2O)n ikke bare i væsken, men også i gassfasen. Tilstedeværelsen av slike molekyler fører til en økning i koke- og smeltepunktene sammenlignet med de samme verdiene for analoger.

De høyeste smelte- og kokepunktene besittes av stoffer i nodene til krystallgitteret som ioner er lokalisert til.

Dette skyldes den sterke elektrostatiske interaksjonen mellom positive og negative ioner. De frastøtende kreftene til like ioner er mye mindre, siden de er plassert i store avstander fra hverandre. Som et resultat har alle stoffer som har ioniske krystallgitter høye verdier dens energier til utdanning. Ionebinding utføres i halogenider, oksider og i salter som nitrater, sulfater osv. Ødeleggelsen av ioniske krystaller krever betydelig termisk energi, som bestemmer de høye smelte- og kokepunktene, som igjen vil avhenge av ladningen til ionene. , deres radier og elektronisk fôr. Jo høyere ladning og jo mindre radius til ionet, jo høyere smeltepunkt. En annen egenskap ved ioniske stoffer er evnen til å danne smelter som leder elektrisitet godt.

Dermed kan vi konkludere med at de fysisk-kjemiske egenskapene til forbindelser er sterkt avhengig av naturen til den kjemiske bindingen i dem.

Et elektronpar som danner en kjemisk binding, som allerede nevnt, er i vanlig bruk av to kjerner. I dette tilfellet vil bevegelsen til hvert elektron bli beskrevet av en ny bølgefunksjon, som er løsningen av Schrödinger-ligningen for dette systemet. Denne bølgefunksjonen er forskjellig fra atomfunksjoner og kalles den molekylære funksjonen som tilsvarer en bestemt molekylær orbital. Molekylære orbitaler er preget av visse verdier av den totale energien til systemet. I et molekyl, som i et atom, er det en sekvens av energinivåer. Det er imidlertid ikke mulig å få en streng løsning av Schrödinger-ligningen for dem, og derfor tyr de til omtrentlige beregningsmetoder som skiller seg fra hverandre i måten den molekylære bølgefunksjonen er spesifisert. Mest bred bruk mottatt to metoder: metoden for valensbindinger og metoden for molekylære orbitaler.

I metoden for valensbindinger betraktes en kjemisk binding som to-elektron og to-senter, det vil si at et elektronpar som danner en binding er lokalisert i rommet mellom to atomer og er i vanlig bruk. Det er to mulige mekanismer for dannelsen av et felles elektronpar. Den første kalles utveksling og består i sammenkobling av to elektroner som tilhører forskjellige atomer og har motsatte spinn. Det kan uttrykkes på følgende måte:

Den andre mekanismen, kalt donor-akseptor-mekanismen, fører til dannelsen av en kjemisk binding ved å gi et par elektroner for vanlig bruk av ett atom, og en fri orbital av et annet.

Et atom som gir et elektronpar kalles en donor, og et atom som har en fri orbital kalles en akseptor. Tilkoblingsformasjonsskjemaet i dette tilfellet ser slik ut:

La oss vurdere mulighetene for å forutsi sammensetningen av kjemiske forbindelser mellom hydrogen og elementer i den andre perioden av det periodiske systemet: Li, Be, B, C, N, O, F, siden det bare er ett elektron i hydrogenatomet, og dannelsen av en binding vil skje i henhold til utvekslingsmekanismen.

Litiumatomet på 2s undernivå har ett uparet elektron, og derfor må forbindelsen ha sammensetningen LiH. Berylliumatomet har dette undernivået fylt og det er ikke et eneste uparet elektron, derfor bør beryllium ikke danne en enkelt kjemisk binding. For bor og de følgende grunnstoffene (C, N, O, F) fylles 2p-subnivået suksessivt, og atomene til disse elementene vil ha et visst antall uparede elektroner. Hvis bare tilstedeværelsen av uparrede elektroner tas i betraktning når bindinger dannes, bør følgende hydrogenforbindelser dannes for disse elementene: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Dette viser at ved kun å bruke utvekslingsmekanismen for dannelse av en kjemisk binding, kan man komme i konflikt med de eksperimentelle dataene: beryllium danner en forbindelse med hydrogen av sammensetningen BeH2, hydrogenforbindelser av bor har også en annen sammensetning, og enkleste forbindelsen av karbon med hydrogen har sammensetningen CH4. Eliminer denne motsetningen er det mulig, forutsatt at atomene til elementene i den andre perioden deltar i dannelsen av molekyler i en eksitert tilstand, det vil si at s-elektronene er svekket og de gå over til p-undernivået. Men her oppstår et annet avvik med de eksperimentelle dataene. Siden energiene til s- og p-elektroner er forskjellige, må energiene til de kjemiske bindingene de danner også variere, og derfor må slike E–H-bindinger ha forskjellig lengde (avhengig av typen orbitaler som er involvert i dannelsen deres) . Det er mulig å harmonisere teori og eksperimenter ved å introdusere antagelsen om å midlere energiene til s- og p-subnivåene og dannelsen av nye nivåer der energiene til elektroner som allerede er i baner av en annen type er de samme. Og hvis dette er tilfellet, så vises det maksimale antallet uparrede elektroner i atomet ifølge Hunds regel. Denne hypotesen ble kalt hybridiseringsfenomenet, og orbitalene som dannes som et resultat av gjennomsnitt av energiene til undernivåer kalles hybrid. Naturligvis, i dette tilfellet, endres både formen på elektronskyene og deres plassering i rommet. Avhengig av hvilke orbitaler som er involvert i dannelsen av hybridorbitaler, vurderes ulike typer hybridisering og romlige konfigurasjoner av de resulterende hybridorbitalene (se fig. 14.). Antall resulterende hybridorbitaler skal være lik det totale antallet orbitaler som inngikk hybridisering. Avhengig av hvilke orbitaler som samhandler med hverandre, vurderes flere typer hybridisering:

sp hybridisering. Dette fenomenet involverer s- og en p-orbitaler, og som et resultat dannes to orbitaler av ny type, som kalles sp-hybrid. Disse orbitalene har formen vist på figuren, deres akser ligger på samme rette linje og danner en vinkel på 180°. Berylliumatomets sp-hybride orbitaler deltar i dannelsen av bindinger i BeH2-molekylet, og molekylet har en lineær struktur;

Ris. 14. Romlig arrangement av elektronskyer for ulike sp2-hybridiseringer. s- og to p-orbitalene inngår i samspill, som et resultat av at det dannes tre orbitaler av en ny type, som kalles sp2-hybrid (se fig. 14.). Aksene til disse orbitalene ligger i samme plan, og vinklene mellom dem er 120°. For eksempel er boratomet i BF3-molekylet i sp2-hybridtilstanden, og dette molekylet har formen høyre trekant med et boratom i midten;

sp3 hybridisering. I dette tilfellet er de første s- og tre p-orbitaler. Som et resultat av hybridisering dannes det fire nye orbitaler - sp3-hybrid (se fig. 14.). Aksene til disse orbitalene er rettet fra sentrum til toppunktene til tetraederet, vinklene mellom aksene er 109°28. CH4 er et metanmolekyl der denne typen hybridisering forekommer og har et tetraedrisk arrangement av hydrogenatomer. I ammoniakkmolekylet (NH3) er nitrogenatomet også i sp3-hybrid tilstand, tre elektronpar er felles med hydrogenatomer og deltar i dannelsen av bindinger, og ett elektronpar (ensomt elektronpar) tilhører kun nitrogenatom. For å forutsi geometrien til ammoniakkmolekylet, bør nitrogenatomet plasseres i sentrum av tetraederet, hydrogenatomene ved tre hjørner og det ensomme elektronparet i det fjerde toppunktet. Naturligvis posisjonen til dette elektronparet eksperimentelle metoder det er umulig å fikse, bare posisjonene til hydrogen- og nitrogenatomer finnes. Alt dette fører til det faktum at ammoniakkmolekylet har en pyramideformet form. På samme måte kan vi vurdere strukturen til vannmolekylet. I den okkuperer to ensomme elektronpar med oksygen to hjørner av tetraederet, og de to andre er okkupert av hydrogenatomer, noe som fører til vinkelformen til vannmolekylet. Det gir ingen mening å beskrive geometrien til HF-molekylet fra disse posisjonene, siden det er klart at det vil være lineært, siden en rett linje kan trekkes gjennom to punkter.

Et ikke-delt elektronpar danner en mer diffus "elektronsky" enn en binding (sosialisert, felles), så det opptar et større volum, noe som fører til en reduksjon i bindingsvinkler sammenlignet med tetraedriske.

Valenselektroner befinner seg ikke bare på s- og p-orbitaler, men også på d. Sistnevnte deltar også i dannelsen av hybridorbitaler. Det er to tilfeller av hybridisering som involverer d-orbitaler: sp3d2 og sp3d. I det første tilfellet implementerer molekylet en oktaedrisk struktur, og i det andre dannes en trigonal bipyramid.

Antakelsen om dannelsen av hybridorbitaler var en stor prestasjon i teorien om valensbindinger, men beskrev ikke alle mulige romlige konfigurasjoner av molekyler som finnes i naturen.

Mer generell teori romlig struktur molekyler foreslått av Gillespie, basert på rent elektrostatiske konsepter. Den var basert på en stor mengde eksperimentelt materiale oppsummert av Sidwick og Powell. Hovedbestemmelsene i teorien er som følger:

1. Geometrien til et molekyl eller ion bestemmes utelukkende av antall elektronpar i valensskallet til sentralatomet.

2. Elektronpar tar et slikt arrangement på valensskallet til atomet, der de er maksimalt fjernet fra hverandre, det vil si at elektronpar oppfører seg som om de frastøter hverandre. De geometriske polyedrene som er realisert i dette tilfellet adlyder Descartes-Euler-formelen: "antall toppunkter + antall flater - antall kanter er to."

3. Arealet av plass okkupert av et ikke-bindende ensomt elektronpar er større enn arealet som okkuperes av et bindende elektronpar.

4. Størrelsen på området av plass okkupert av et bindende elektronpar avtar med en økning i elektronegativiteten til liganden og med en reduksjon i elektronegativiteten til sentralatomet.

5. To elektronpar av en dobbeltbinding opptar et større område i rommet enn ett elektronpar i en enkeltbinding.

"FEDERAL STATE BUDGETARY EDUCATIONAL INSTITUTION OF HIGHER PROFESSIONAL EDUCATION MURMANSK STATE TECHNICAL UNIVERSITY Institutt for filosofi FILOSOFISKE METODOLOGISKE INSTRUKSJONER og temaer for kontrolloppgaver for studenter (bachelor) av korrespondanse treningsform MSTU av alle områder av Drvmitrie -11 Murmitrie -11 Murmitrie D20M,Murmitrie. filosofi Sciences, professor Natalia Nikolaevna Nikulina, Ph.D. filosofi Vitenskaper, førsteamanuensis Natalia Vladimirovna...»

«Seleznev A.D. Pronyakin Henrettelsessak Opplærings- og metodikkkompleks Moskva 2009 1 UDC 347.9 LBC 67.410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. UTFØRENDE PRODUKSJON: UchebnoS 29 metodisk kompleks. – M.: Red. Senter EAOI, 2009. - 216 s. ISBN 978-5-374-00010-8 Pedagogisk og praktisk veiledning utarbeidet i samsvar med ..."

"Statens budsjettinstitusjon for kultur Irkutsk regionale statlige universelle vitenskapelige bibliotek oppkalt etter I.I. I.I. Molchanov-Sibirskogo S E R I I BIBLIOTEK OG T R E M I. XXI århundre. Utgave nr. 144 UDC 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Administrerende redaktør for serien BORODIN Borodina, V.A. Informasjonstjeneste: beskrivelse, tabeller, diagrammer: spesialkurs B83 for metodolog. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 s. ISBN 978-5-8167-0054-2 Håndboken dekker alle aspekter...»

“LITTERATUR LITTERATUR EN LINJE MED UDDANNINGSMETODOLOGISKE SETT UNDER UTGAVE AV V. F. CHERTOV Programmer 5–11 Lærebøker Metodiske hjelpemidler KLASSER Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. og andre. Programmer for allmennutdanning-Kultur-institusjonen implementerer generell utdanningsinstitusjon. : Litteratur: 4 tilnærming til undervisning og oppgave etter og kommunikative kompetanser. Karakterene 5-11 (grunnleggende og profilerte mva-dannelse blant studenter på grunnlag av pedagogisk metodiske com-nivåer) / Red. V. F...."

"EN. A. Ivin LOGIKK utdanningsinstitusjoner Moscow ONYX World and Education 2008 UDC 16 (075.8) BBC 87.4ya73 I17 Anmeldere: Nikiforov A. L. - Dr. Philosopher. Sciences, Prof., Leading Scient. medlem av Institutt for filosofi ved det russiske vitenskapsakademiet; Pereverzev V. N. - Dr. ... "

"Undervisningsdepartementet i Republikken Hviterussland POLOTSKY STATE UNIVERSITY Institutt for strafferett og kriminalistikk METODOLOGISKE INSTRUKSJONER for kurs i disiplinen strafferett. Generell del for spesialiteten 24-01-02 Jurisprudence Novopolotsk, 2012 UDC Vurdert og anbefalt for godkjenning på møte i Institutt for strafferett og kriminalitet Protokoll nr. datert, _2012 Leder. avdeling I.V. Veger Godkjent og anbefalt for publisering av metodeutvalget...»

“LEDELSE I BYØKONOMI Redigert av kandidat for økonomiske vitenskaper, førsteamanuensis R.Zh. Sirazhdinova Godkjent av rådet for Utdannings- og metodologisk forening for utdanning på ledelsesområdet som lærebok i spesialiseringsdisiplinen av spesialiteten Statlig og kommunal ledelse UDC 365 (075.8) LBC 65.44ya73 O-64 Anmeldere: A.N. Kirillova, Moscow City University of Management av regjeringen i Moskva, doktor i økonomi. Sciences, prof., T.G. Morozov, all-russisk korrespondanse ... "

«Jeg godkjenner ekspertrådet V.D. Shadrikov 28. februar 2014 RAPPORT OM RESULTATER AV EN UAVHENGIG EVALUERING AV GRUNNLEGGENDE UTDANNINGSPROGRAMMET FOR HØYERE UTDANNING 060201 Stomatologi GBOU VPO Tyumen State medisinsk akademi Utviklet av: Prosjektleder: A.L. Drondin / AKKORK-eksperter: I.A. Solop / N.V. Ushakova / Moskva - Innhold I. GENERELL INFORMASJON OM UNIVERSITET II. RAPPORTERING OM RESULTATER AV EN UAVHENGIG EVALUERING AV GRUNNLEGGENDE UTDANNINGSPROGRAM 1 AKTUELL STATUS OG UTVIKLINGSTRENDER I REGIONAL...» Krashenina _ O.A. Goncharova __ 2008 _ 2008 UTDANNINGS- OG METODOLOGISK KOMPLEKS I DISKIPLINEN Arbeidsrett, spesialitet 030501 Jurisprudence Samlet ... "

“TYSK SPRÅK (4. studieår) TYSK SPRÅK UTDANNINGSMETODOLOGISKE SETT TYSK SPRÅK I.L. BIM OG DR. Serie Akademisk skolelærebok Programmer 2–11 Lærebøker Arbeidsbøker 2. klasse Kontrolloppgaver Samling av øvelser Bøker for lesing KLASSER Bøker for lærere Lydapplikasjoner Bim I.L., Ryzhova L.I. (kassetter, CD MP3) Tysk: Klasse 2: Lærebok for generelle utdanningsinstitusjoner: Klokken 2: Del 1. En linje laget av forfatteren av Kolsiya utdanning for perioden frem til -... "

«Informasjon om pedagogisk, metodisk, metodisk og annen dokumentasjon utviklet av en utdanningsorganisasjon for å sikre utdanningsprosessen i retning av opplæring 110800.62 Agroingeniør nr. Navn på disiplin i henhold til Navn på pedagogisk, metodisk, metodisk og annet materiale (forfatter, sted for utgivelse, år læreplan publikasjoner, opplag) 1) Utdannings- og metodologisk kompleks i faget Historie, 2013. 2) Symboler for Russland: historie og modernitet. Khoruzhaya S.V., Salchinkina ... "

«INNHOLD 1. Definisjon av partene 5 2. Forord 5 3. Generelle bestemmelser 6 4. Tariffavtalens mål 6 5. Arbeidsforhold 7 5.1. Sysselsetting 7 5.1.1. Generelle bestemmelser 7 5.1.2. Prosedyre for ansettelse av personer blant lærerstaben 8 5.1.3. Prosedyre for ansettelse av forskere 8 5.1.4. Prosedyre for ansettelse av ledere for strukturelle avdelinger ved universitetet 5.1.5. Stillingsbeskrivelser 5.2. Avlønning av arbeidskraft 5.2.1. Generelle krav 5.2.2. Organisering av utbetaling av midler 5.2.3. Vilkår...»

«Pedagogisk og metodisk støtte Navn på programmet som implementeres Fag Klasse Lærebøker og læremidler Antall Utviklingen av sangstemmen hos barn i den første fasen av utdanningen. Pop-jazz kunst popsang 1-3 2 Metodisk utvikling. 1990 (vokalopptreden) O. Stepanov. Hvite skyer. 2 Eksemplarisk læreplan V. Tsvetkov. De kjøpte en papegøye til meg. Popsang for musikkskolen og Y. Verizhnikov. Høstmelodier. musikalske avdelinger av skoler Yu. Verizhnikov. Rognegjeng ...."

"MED. Byishev atynday Atbe universitet kitaphanasy Aparatty Bulletin №6 Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliografier sipattama № Blim Authors. Atauy. Zhyly. Оу Abonnenter ment Økonomi 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomikasy zhne ksipkerlik yyty neg_zg_ aspects_ler_. –Almaty: LEM, 2012.-336 s. Ksiporyn ekonomikias zhne ksipkerlik yyty neg_zgі aspectsіlerі ou raly...»

«GOLDEN PSYCHE Konkurranse Nominasjonsprosjekt i psykologisk praksis Overvåking av pedagogiske resultater av studenter: diagnosesett Skolestart, Lære å lære og handle Forfattere: M.R. Bityanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaya (Moskva) Opprettelse av et diagnosesett for klasse 1 (arbeidsbøker Skolestart, Lære å lære og handle og læremidler til dem) er den første fasen av et langsiktig prosjekt, designet for tre år fra 2011 til 2014...."

« anbefalinger Undersøkelse av verdi og utvalg til Arkivfondet Den russiske føderasjonen dokumenter om personell Moskva 2014 2 Retningslinjer Undersøkelse av verdien og utvelgelse av dokumenter om personell for den russiske føderasjonens arkivfond / Rosarkhiv, VNIIDAD. - M. - 2014 - s. Metodiske anbefalinger gjenspeiler: ... "

“INNHOLD LÆREPLAN 1 2-8 PLAN OVER EKSTRA AKTIVITETER MBU SKOLE Nr. 32 2 9-18 (KLASSE 1-3) FOR 2013-2014 STUDIEÅR Z SYSTEM AV BETINGELSER FOR GJENNOMFØRING AV GRUNNLEGGENDE PROG 5G. MED KRAV 3 STANDARDER.1 Beskrivelse av personalforhold for gjennomføring av grunnopplæringen 22-33 i grunnskoleopplæringen 3.2. Psykologiske og pedagogiske forhold for gjennomføring av hoved 33-34 utdanningsprogram grunnskole allmennutdanning 3.3. Økonomisk støtte til implementeringen ... "

"Utdannings- og metodologisk forening for høyere utdanningsinstitusjoner i republikken Hviterussland for kjemisk og teknologisk utdanning utdanningsinstitusjon Hviterussisk stat Teknisk Universitet Godkjent av rektor ved BSTU professor _I.M. Zharsky __2010/r Treningsprogram for spesialitet 1 - 36 07 01 00 Maskiner og apparater for kjemisk produksjon og byggematerialebedrifter Fakultet for kjemisk teknologi og teknologi Institutt for maskiner og ... "

"GENERELL OG UORGANISK KJEMI Del II HOVEDKLASSER AV UORGANISKE FORBINDELSER Skole oppkalt etter A.N. Kolmogorov t og UDC ..."

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

IKKE-ORGANISK

HOVEDKLASSER

UORGANISKE FORBINDELSER

Skole oppkalt etter A.N. Kolmogorov

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

Anmelder

Førsteamanuensis L.A. Kulikov

(Kjemiavdelingen, Moskva statsuniversitet)

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

K 66 Generell og uorganisk kjemi. Forelesningskurs. Del II. Hovedklasser av uorganiske forbindelser. - M.: Skole oppkalt etter A.N. Kolmogorov, Moscow University Publishing House, 2000. - 36 s.

ISBN 5-211-03933-5 Denne læreboken ble satt sammen i samsvar med programmet for kurset i uorganisk kjemi, og lest av studentene ved den kjemiske og biologiske avdelingen ved A. N. Kolmogorov-skolen ved det spesialiserte utdannings- og vitenskapssenteret i Moskva-staten Universitet.

Håndboken introduserer hovedklassene av uorganiske forbindelser, deres egenskaper og metoder for å oppnå.

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

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

Kapittel 1 Oksider OKSIDER er forbindelser dannet av atomer av to grunnstoffer, hvorav det ene er oksygen i oksidasjonstilstand (-2).

Oksyder inkluderer alle forbindelser av grunnstoffer med oksygen, for eksempel Fe2O3, P4O10, bortsett fra de som inneholder oksygenatomer som er kjemisk bundet til hverandre (peroksider, superoksider, ozonider), for eksempel Na2O2 - natriumperoksid: Na O O Na O] - KO2 - kaliumsuperoksid : K+ – KO3 - kaliumozonid: K+ som ikke finnes i naturen:

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

(Fe) Fe3O 4 Fra bly (IV) oksidhydrat, som en syre, og Pb (OH) 2, som base, kan to doble oksider oppnås - Pb2O3 og Pb3O4 (rødt bly), som kan betraktes som salter. Det første er blysaltet av metallisk syre (H2PbO3) og det andre er ortoleadsyre (H4PbO4).

§ 2. Klassifisering av oksider og mønstre for endringer i kjemiske egenskaper Blant oksider, spesielt blant oksider av d-elementer, er det mange forbindelser med variabel sammensetning (bertolider), hvor oksygeninnholdet ikke samsvarer med den støkiometriske sammensetningen, men varierer. over et ganske bredt område, for eksempel varierer sammensetningen av titanoksid (II) TiO innen TiO0,65 - TiO1,25.

Saltdannende oksider er oksider som danner salter.

Oksider av denne typen er delt inn i tre klasser: basiske, amfotere og sure.

–  –  –

Syreoksider kalles oksider, hvis element, under dannelsen av et salt eller syre, er en del av anionet.

Amfotere oksider kalles oksider, som avhengig av reaksjonsforholdene kan oppvise både egenskapene til sure og egenskapene til basiske oksider.

–  –  –

Syrer og baser § 1. Teorier om syrer og baser Begrepene "syre" og "base" ble dannet på 1600-tallet. Innholdet i disse vilkårene har imidlertid blitt revidert gjentatte ganger. Det er flere teorier for syrer og baser. Bare tre teorier som oftest brukes for å forklare kjemiske prosesser vil bli vurdert her.

1.1. Elektrolytisk teori Basert på teorien om elektrolytisk dissosiasjon (1887), foreslått av den svenske fysikalske kjemikeren Svante Arrhenius (1859 - 1927), kan følgende definisjoner av syrer og baser gis:

Syrer er elektrolytter, som, når de dissosieres i vandige løsninger, bare gir hydrogenkationer (hydroksonium - H3O +) og anioner av syreresten som kationer.

For eksempel HNO3 H+ + NO 3.

Baser er elektrolytter, som, når de dissosieres i vandige løsninger, bare gir hydroksylanioner (OH–) og kationer som anioner.

For eksempel KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2 O = Ka.

Verdien av Ka kalles ioniseringskonstanten til syren (indeksen "a" - fra engelsk acid - acid), telleren angir vanligvis ikke konsentrasjonen av hydroniumkationer, men konsentrasjonen av hydrogenioner.

Kvalitativt kan styrken til syrer estimeres i henhold til Paulings regel: hvis vi presenterer formelen for oksosyre i en generell form - HnEOm, kan vi ved forskjellen (m - n) estimere styrken til syren: hvilken syre har mer syre og er sterkere:

m - n = 0 - veldig svak syre, HClO m - n = 1 - svak syre, HClO2 m - n = 2 - sterk syre, HClO3 m - n = 3 - veldig sterk syre, HClO4.

For polybasiske syrer, for hvert dissosiasjonstrinn, kan man skrive ned sin egen ioniseringskonstant, og som regel er hver påfølgende konstant flere størrelsesordener mindre enn den forrige:

–13 K3 = 5, 10).

Å erstatte ett oksygenatom i oksosyre med et fluoratom fører til en kraftig økning i syrens styrke. Et eksempel er fluorsulfonsyre HSO3F. Slike syrer kalles supersyrer. Syrer med et komplekst anion, slik som HSbF6, tilhører også samme klasse syrer.

5. Ved stabilitet. Noen oksosyrer eksisterer bare i fortynnede vandige løsninger og er termisk ustabile.

Det er umulig å få dem individuelt, for eksempel H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. Samtidig er det syrer som er motstandsdyktige mot oppvarming, for eksempel svovelholdig H2SO4 (oppkok = 296,5C).

6. Etter løselighet. Etter løselighet er syrer delt inn i løselig, slik som HNO3, H3PO4, og uløselig i vann - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. I henhold til forholdet mellom vann og syreoksid. På dette grunnlaget deles syrer inn i orto-, pyro-, metasyrer og syrer med variabel sammensetning.

Ortosyrer inkluderer syrer der forholdet mellom vann og syreoksid overstiger 1. Slike syrer inkluderer ortofosforsyre H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3: 1].

–  –  –

Men når du bruker svovelsyre til disse formålene, er det nødvendig å ta hensyn til andre egenskaper ved denne syren, som begrenser bruken.

Konsentrert svovelsyre er et ganske sterkt oksidasjonsmiddel, så det kan ikke brukes til å oppnå syrer som HBr, HI, H2S, de syredannende elementene som det kan overføre til andre oksidasjonstilstander, for eksempel:

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

–  –  –

1. Vurder de karakteristiske egenskapene til syrer som ikke er oksidasjonsmidler.

1.1. Utveksle reaksjoner

a) Interaksjon med baser (både løselige og uløselige) - nøytraliseringsreaksjon:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

Etter dette prinsippet kan syrer deles inn i reduserende syrer og oksiderende syrer.

2. Egenskaper til oksiderende syrer.

2.1. Utveksle reaksjoner. Oksiderende syrer reagerer med oksider, hydroksider og salter, som inkluderer metallkationer som ikke viser variable oksidasjonstilstander samt syrer som ikke er oksidasjonsmidler (se 1.1 og 1.2 i avsnitt 2.4).

2.2. Reaksjoner med hydroksyder, oksider og salter.

a) Hvis metallet som danner basen kan være i flere oksidasjonstilstander, og syren viser oksiderende egenskaper, kan disse reaksjonene fortsette med en endring i oksidasjonstilstandene til elementene, for eksempel:

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

b) Metalloksider som viser variable oksidasjonstilstander oppfører seg på samme måte i reaksjoner med oksiderende syrer:

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

c) I reaksjonene av oksiderende syrer med salter som inneholder et anion som viser restaurerende egenskaper, er det oksidert

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

2.3. interaksjon med metaller.

Salpetersyre og konsentrerte svovelsyrer er sterke oksidasjonsmidler og kan samhandle med metaller som er i en rekke spenninger både før og etter hydrogen, men hydrogen frigjøres ikke i dette tilfellet, men det dannes nitrogen- og svovelreduksjonsprodukter, dessuten er sammensetningen av produktene avhenger av aktiviteten til metallet, syrekonsentrasjon og temperatur:

Cu + 4 HNO3 (kons.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (fortynnet) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (int. fortynnet) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (veldig fortynnet) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

–  –  –

3.1. Baseklassifisering Baser kan klassifiseres i henhold til følgende egenskaper.

1. Surheten til basen er antallet OH-grupper som kan byttes ut med en syrerest. For eksempel er NaOH en en-syre base, Ca(OH)2 er en to-syre base. På dette grunnlaget er basene en-, to-, etc. sure. Polysyrebaser dissosieres trinnvis og kan danne flere rader med salter, for eksempel målbaser, (MgOH) 2CO3 - hydroksokarbonat (basisk karbonat) av magnesium;

MgCO3 - magnesiumkarbonat (middels karbonat).

2. Løselighet. Hydroksider av alkalimetaller, metaller fra hovedundergruppen av den andre gruppen, starter med kalsium, tallium (I) hydroksyd og ammoniumhydroksyd er løselige i vann. Hydroksider av andre metaller er praktisk talt uløselige i vann.

3. Styrken til baser, så vel som andre elektrolytter, bestemmes av graden av dissosiasjon (eller dissosiasjonskonstanten). Sterke baser er hydroksyder av alkali- og jordalkalimetaller.

Sterke, vannløselige baser kalles alkalier.

4. Termisk stabilitet av basene. Ved oppvarming brytes de fleste baser ned til metalloksid og vann. Alkalimetallhydroksider er stabile, starter med natrium, de smelter uten nedbrytning. Litium-, strontium-, barium- og radiumhydroksider spaltes ved en temperatur litt over smeltepunktet, hydroksider av andre metaller spaltes før smelting.

5. I forhold til syrer og alkalier kan metallhydroksider deles inn i basiske og amfotere. Basiske hydroksider inkluderer hydroksider som bare løses opp i syrer og ikke reagerer med alkalier, amfotere hydroksyder inkluderer hydroksider som oppløses både i syrer og alkalier.

Hovedhydroksidene er alkali- og jordalkalimetaller, samt magnesiumhydroksid og overgangsmetallhydroksider i lavere oksidasjonstilstander, for eksempel Cr (OH) 2, Mn (OH) 2, etc.

Amfotere hydroksyder er Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Sn (OH) 2, hydroksider av overgangsmetaller i mellomliggende oksidasjonstilstander, for eksempel Cr (OH) 3, Fe (OH) 3 .

–  –  –

For å oppnå hydroksyder ved denne metoden, er det nødvendig å skille katode- og anoderommet, ellers vil klor samhandle med alkali for å danne andre produkter.

7. Den viktigste måten å oppnå svake, vannuløselige baser på er å utfelle dem fra saltløsninger med alkalier eller ammoniakkløsning MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.

Ved utfelling av amfotere hydroksyder med alkalier kan fullstendig utfelling bare oppnås ved å blande strengt ekvimolare mengder salt og alkali. Derfor brukes en løsning av ammoniakk i vann for å utfelle amfotere hydroksyder. Ammoniakk kan ikke utfelle hydroksydene til de metallene som danner komplekse kationer med den.

§ 3. Baser Ammoniumhydroksid kan ikke oppnås på denne måten, fordi en økning i konsentrasjonen av OH-anioner - fører til en reduksjon i løseligheten av ammoniakk i vann og frigjøring fra løsning i form av en gass:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Den samme metoden kan brukes for å oppnå vannløselige baser:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (sodakaustisering).

Likevektsskiftet mot dannelse av NaOH oppnås på grunn av dannelsen av CaCO3, som har lavere løselighet enn Ca(OH)2.

For et større skifte i likevekt mot dannelse av alkalimetallhydroksid, brukes bariumhydroksid og sulfat av det tilsvarende alkalimetallet:

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

8. Oksidasjon av kationen, som er i den laveste oksidasjonstilstanden, til den høyeste:

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

–  –  –

Salt C-perspektiv elektrolytisk teori vi kan gi følgende definisjon til denne klassen av forbindelser SALT - elektrolytter, som i vandige løsninger dissosieres til metallkationer eller andre, mer komplekse, kationer, for eksempel NH, UO 2, 2+ og anioner av syreresten.

–  –  –

1. Mediumsalter - salter som dannes som et resultat av fullstendig nøytralisering av en syre med en base (når alle hydrogenkationer erstattes av metallkationer):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Syresalter - salter som dannes under ufullstendig nøytralisering av en syre med en base (ikke alle hydrogenkationer erstattes av metallkationer). Salter av denne typen kan bare dannes med polybasiske syrer.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 er en dibasisk syre, ved fullstendig nøytralisering dannes et gjennomsnittssalt av Na2SO4, og når ett hydrogenatom erstattes med et metall, dannes et surt salt av NaHSO4.

H3PO4 er en tribasisk syre hvor suksessiv erstatning av ett, to eller alle tre hydrogenatomer med metallatomer er mulig.

Og når denne syren er nøytralisert, er dannelsen av tre rader med salter mulig:

NaH2PO4, Na2HPO4 og Na3PO4.

Salter I det generelle tilfellet, til sure salter inkluderer salter hvor det molare innholdet av syreoksidet er større enn det molare innholdet av det basiske oksidet, for eksempel Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. Når de reagerer med basiske oksider og hydroksider, blir disse saltene til middels salter:

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

3. Basiske salter - salter som er produktet av ufullstendig nøytralisering av en polysyrebase med en syre:

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

4. Doble salter - salter, som inkluderer anioner av bare én type og forskjellige kationer, for eksempel KAl (SO4) 2 12 H2O.

5. Blandede salter - salter, som inkluderer kationer av samme type og anioner av forskjellige syrer, for eksempel blekemiddel CaCl (OCl).

6. Komplekse salter - salter med komplekse kationer eller anioner der bindingen dannes av donor-akseptormekanismen. Når du skriver molekylformlene til slike salter, er det komplekse kation eller anion innesluttet firkantede parenteser, For eksempel:

K3, K, NaOH, (OH)2.

–  –  –

KAPITTEL 1. OKSIDER

§ 1. Fysiske egenskaper ved oksider

§ 2. Klassifisering av oksider og endringsmønstre i kjemiske egenskaper .. 4

2.1. Klassifisering av oksider etter kjemiske egenskaper

2.2. Regelmessigheter av endringer i egenskapene til oksider

§ 3. Metoder for å oppnå oksider

§ 4. Kjemiske egenskaper ved oksider

4.1. Grunnleggende oksider

4.2. Syreoksider

4.3. Amfotere oksider

4.4. Generelle kjemiske egenskaper til oksider

KAPITTEL 2. SYRER OG BASER

§ 1. Teorier om syrer og baser

1.1. Elektrolytisk teori

1.2. Protolitisk teori

1.3. Elektronisk teori

§ 2. Syrer

2.1. Klassifisering av syrer.

2.2. Metoder for å oppnå syrer

2.3. Generelle metoder for å oppnå eventuelle syrer

2.4. Kjemiske egenskaper til syrer

§ 3. Begrunnelse

3.1. Grunnklassifisering

3.2. Metoder for å skaffe baser

3.3. Kjemiske egenskaper til baser

KAPITTEL 3. SALT

§ 1. Klassifisering av salter

§ 2. Metoder for å oppnå salter

§ 3. Salters kjemiske egenskaper

Korenev Yuri Mikhailovich, prof. FNM MGU OVCHARENKO Valery Pavlovich, Art. lærer Kjemisk fakultet Moscow State University Egorov Evgeny Nikolaevich, Art. n. Med. Fakultet for kjemi, Moskva statsuniversitet

–  –  –

Signert for publisering 04.12.2000. Format 60 84 1/16. kontorpapir. nr. 1.

Offsettrykk. Hodesetttider. Konv. stekeovn l. 2,25. Uch.-ed. l. 2,25. Opplag 150 eksemplarer.

Kjemikurset i skolen starter i 8. klasse med studiet felles plattform vitenskap: mulige typer bindinger mellom atomer, typer krystallgitter og de vanligste reaksjonsmekanismene er beskrevet. Dette blir grunnlaget for studiet av en viktig, men mer spesifikk seksjon - uorganiske stoffer.

Hva det er

Dette er en vitenskap som vurderer prinsippene for struktur, grunnleggende egenskaper og reaktivitet til alle elementene i det periodiske systemet. Viktig rolle spiller i det uorganiske Periodisk lov, som arrangerer systematisk klassifisering stoffer ved å endre deres masse, antall og type.

Kurset dekker også forbindelser dannet under samspillet mellom elementene i tabellen (det eneste unntaket er området med hydrokarboner, som vurderes i kapitlene om organiske stoffer). Oppgaver i uorganisk kjemi lar deg regne ut det mottatte teoretisk kunnskap på praksis.

Vitenskap i det historiske aspektet

Navnet "uorganisk" dukket opp i samsvar med ideen om at det dekker en del kjemisk kunnskap, som ikke er assosiert med aktiviteten til biologiske organismer.

Over tid er det bevist at de fleste organisk verden kan også produsere "ikke-levende" forbindelser, og hydrokarboner av enhver type syntetiseres i laboratoriet. Så fra ammoniumcyanat, som er et salt i grunnstoffenes kjemi, var den tyske forskeren Wehler i stand til å syntetisere urea.

For å unngå forvirring med nomenklaturen og klassifiseringen av typer forskning i begge vitenskaper, innebærer programmet for skole- og universitetskurs, etter generell kjemi, studiet av uorganiske stoffer som en grunnleggende disiplin. I den vitenskapelige verden opprettholdes en lignende sekvens.

Klasser av uorganiske stoffer

Kjemi sørger for en slik presentasjon av materiale der de innledende kapitlene til uorganiske stoffer tar for seg den periodiske loven om elementene. av en spesiell type, som er basert på antakelsen om at kjernenes atomladninger påvirker egenskapene til stoffer, og disse parameterne endres syklisk. Opprinnelig ble bordet bygget som en refleksjon av økningen i atommassene til elementene, men snart ble denne sekvensen avvist på grunn av dens inkonsekvens i aspektet der uorganiske stoffer krever vurdering av dette problemet.

Kjemi, i tillegg til det periodiske systemet, antyder tilstedeværelsen av rundt hundre figurer, klynger og diagrammer som gjenspeiler periodisiteten til egenskaper.

For tiden er en konsolidert versjon av vurderingen av et slikt konsept som klasser av uorganisk kjemi populær. Kolonnene i tabellen indikerer elementene avhengig av de fysisk-kjemiske egenskapene, i radene - perioder som ligner hverandre.

Enkle stoffer i det uorganiske

Et tegn i det periodiske system og et enkelt stoff i fri tilstand er oftest forskjellige ting. I det første tilfellet gjenspeiles bare en spesifikk type atomer, i det andre - typen tilkobling av partikler og deres gjensidige påvirkning i stabile former.

Kjemisk binding i enkle stoffer forårsaker deres inndeling i familier. Dermed kan to brede typer grupper av atomer skilles - metaller og ikke-metaller. Den første familien inkluderer 96 elementer av 118 studerte.

Metaller

Den metalliske typen antar tilstedeværelsen av en binding med samme navn mellom partiklene. Samspillet er basert på sosialiseringen av elektronene i gitteret, som er preget av ikke-retningsmessighet og umettethet. Det er derfor metaller leder varme og lader godt, har en metallisk glans, formbarhet og plastisitet.

Konvensjonelt er metaller til venstre i det periodiske systemet når en rett linje trekkes fra bor til astatin. Elementer i nærheten av denne linjen er oftest av grensekarakter og viser en dualitet av egenskaper (for eksempel germanium).

De fleste metaller danner basiske forbindelser. Oksydasjonstilstandene til slike stoffer overstiger vanligvis ikke to. I en gruppe øker metallisiteten, mens den i en periode avtar. For eksempel viser radioaktivt francium mer grunnleggende egenskaper enn natrium, og i halogenfamilien har jod til og med en metallisk glans.

Ellers er situasjonen i perioden - de fullfører undernivåene foran som det er stoffer med motsatte egenskaper. I det horisontale rommet i det periodiske systemet endres den manifesterte reaktiviteten til elementene fra basisk gjennom amfoter til sur. Metaller er gode reduksjonsmidler (aksepterer elektroner når bindinger dannes).

ikke-metaller

Denne typen atomer er inkludert i hovedklassene av uorganisk kjemi. Ikke-metaller okkuperer høyre side periodisk system, som viser typiske sure egenskaper. Oftest forekommer disse elementene i form av forbindelser med hverandre (for eksempel borater, sulfater, vann). I fri molekylær tilstand er eksistensen av svovel, oksygen og nitrogen kjent. Det finnes også flere diatomiske ikke-metalliske gasser - i tillegg til de to over inkluderer disse hydrogen, fluor, brom, klor og jod.

De er de vanligste stoffene på jorden - spesielt silisium, hydrogen, oksygen og karbon er vanlig. Jod, selen og arsen er svært sjeldne (dette inkluderer også radioaktive og ustabile konfigurasjoner, som er plassert i de siste periodene av tabellen).

I forbindelser oppfører ikke-metaller seg hovedsakelig som syrer. De er kraftige oksidasjonsmidler på grunn av muligheten for å legge til et ekstra antall elektroner for å fullføre nivået.

i uorganisk

I tillegg til stoffer som er representert av én gruppe atomer, er det forbindelser som inkluderer flere forskjellige konfigurasjoner. Slike stoffer kan være binære (bestående av to forskjellige partikler), tre-, fire-element, og så videre.

To element stoffer

Kjemi legger særlig vekt på binariteten til bindinger i molekyler. Klasser av uorganiske forbindelser vurderes også fra synspunktet om bindingen som dannes mellom atomene. Det kan være ionisk, metallisk, kovalent (polar eller ikke-polar), eller blandet. Vanligvis viser slike stoffer tydelig basiske (i nærvær av metall), amforteriske (dobbelt - spesielt karakteristisk for aluminium) eller sure (hvis det er et element med en oksidasjonstilstand på +4 og høyere) kvaliteter.

Tre element tilknyttede

Temaer for uorganisk kjemi inkluderer vurdering av denne typen assosiasjon av atomer. Forbindelser som består av mer enn to grupper atomer (oftest omhandler uorganiske stoffer med tre-elementarter) dannes vanligvis med deltakelse av komponenter som skiller seg betydelig fra hverandre i fysisk-kjemiske parametere.

Mulige bindingstyper er kovalente, ioniske og blandede. Vanligvis ligner treelementstoffer i oppførsel som binære på grunn av det faktum at en av kreftene til interatomisk interaksjon er mye sterkere enn den andre: den svake dannes for det andre og har evnen til å dissosiere raskere i løsningen .

Klasser av uorganisk kjemi

Det overveldende flertallet av stoffene studert i det uorganiske kurset kan vurderes i henhold til en enkel klassifisering avhengig av deres sammensetning og egenskaper. Så oksider og salter skilles. Betraktning av forholdet deres er bedre å starte med å bli kjent med konseptet med oksiderte former, der nesten alle uorganiske stoffer kan vises. Kjemien til slike assosiasjoner er diskutert i kapitlene om oksider.

oksider

Et oksid er en forbindelse av et hvilket som helst kjemisk element med oksygen i en oksidasjonstilstand på -2 (i peroksider -1, henholdsvis). Dannelsen av en binding skjer på grunn av retur og festing av elektroner med reduksjon av O 2 (når oksygen er det mest elektronegative elementet).

De kan vise både sure og amfotere og grunnleggende egenskaper, avhengig av den andre gruppen av atomer. Hvis det i oksidet ikke overstiger oksidasjonstilstanden +2, hvis ikke-metallet - fra +4 og over. I prøver med dobbel karakter av parameterne oppnås en verdi på +3.

Syrer i det uorganiske

Sure forbindelser har en middels reaksjon på mindre enn 7 på grunn av innholdet av hydrogenkationer, som kan gå i løsning og deretter erstattes av et metallion. Ved klassifisering er de komplekse stoffer. De fleste syrer kan oppnås ved å fortynne de tilsvarende oksidene med vann, for eksempel ved dannelse av svovelsyre etter hydratisering av SO 3 .

Grunnleggende uorganisk kjemi

Egenskapene til denne typen forbindelser skyldes tilstedeværelsen av OH-hydroksylradikalet, som gir reaksjonen til mediet over 7. Løselige baser kalles alkalier, de er de sterkeste i denne klassen av stoffer på grunn av fullstendig dissosiasjon (nedbrytning til ioner i en væske). OH-gruppen i dannelsen av salter kan erstattes av sure rester.

Uorganisk kjemi er en dobbel vitenskap som kan beskrive stoffer fra ulike synsvinkler. I den protolytiske teorien betraktes baser som hydrogenkationakseptorer. Denne tilnærmingen utvider konseptet til denne klassen av stoffer, og kaller alkali ethvert stoff som kan akseptere et proton.

salt

Denne typen forbindelser er mellom baser og syrer, da det er produktet av deres interaksjon. Således fungerer et metallion (noen ganger ammonium, fosfonium eller hydroksonium) vanligvis som et kation, og en syrerest fungerer som en anionisk substans. Når et salt dannes, erstattes hydrogen med et annet stoff.

Avhengig av forholdet mellom antall reagenser og deres styrke i forhold til hverandre, er det rasjonelt å vurdere flere typer interaksjonsprodukter:

• basiske salter oppnås hvis hydroksylgruppene ikke er fullstendig substituert (slike stoffer har et alkalisk miljø);
• sure salter dannes i motsatt tilfelle - med mangel på en reagerende base forblir hydrogen delvis i forbindelsen;
• de mest kjente og enkleste å forstå er de gjennomsnittlige (eller normale) prøvene - de er produktet av fullstendig nøytralisering av reagensene med dannelse av vann og et stoff med bare et metallkation eller dets analog og en syrerest.

Uorganisk kjemi er en vitenskap som involverer delingen av hver av klassene i fragmenter som vurderes til forskjellige tider: noen tidligere, andre senere. Med en mer dyptgående studie skilles det ut 4 flere typer salter:

• Binære filer inneholder et enkelt anion i nærvær av to kationer. Vanligvis oppnås slike stoffer ved å slå sammen to salter med samme syrerest, men forskjellige metaller.
• Den blandede typen er det motsatte av den forrige: dens basis er en kation med to forskjellige anioner.
• Krystallinske hydrater - salter, i formelen som det er vann i krystallisert tilstand.
• Komplekser er stoffer der et kation, anion eller begge er presentert i form av klynger med et dannende element. Slike salter kan hovedsakelig oppnås fra elementer fra undergruppe B.

Andre stoffer som inngår i utøvelse av uorganisk kjemi, som kan klassifiseres som salter eller som separate kunnskapskapitler, er hydrider, nitrider, karbider og intermetallider (forbindelser av flere metaller som ikke er en legering).

Resultater

Uorganisk kjemi er en vitenskap som er av interesse for enhver spesialist på dette feltet, uavhengig av hans interesser. Den inkluderer de første kapitlene som ble studert på skolen i dette faget. Forløpet av uorganisk kjemi sørger for systematisering av store mengder informasjon i samsvar med en forståelig og enkel klassifisering.