-> Neorganska hemija -> Korenev Yu.M. -> "Opća i neorganska hemija 1. deo"

Opća i neorganska hemija 1. dio - Korenev Yu.M.

Opća i neorganska hemija 1. dio

Autor: Korenev Yu.M.
Drugi autori: Ovcharenko V.P.
Izdavač: Moskovski državni univerzitet
Godina izdavanja: 2000
Stranice: 64
ISBN 5-211-04200-H
Pročitajte:
Skinuti:.djvu

Yu.M Korenev, V.P
Opća i neorganska hemija
dio I
Osnovni koncepti, atomska struktura,
HEMIJSKA VEZA
Škola nazvana po Izdavačkoj kući Moskovskog univerziteta A.N. Kolmogorova 2000
UDK 546 BBK 24.1 K 66
Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.
K 66 Opća i neorganska hemija. Kurs predavanja. dio I
Osnovni pojmovi, struktura atoma, hemijska veza. - M.: Škola imena A. N. Kolmogorova, Izdavačka kuća Moskovskog univerziteta, 2000. - 60 str.
ISBN 5-211-04200-H
Ovo nastavno sredstvo je sastavljeno u skladu sa programom kursa neorganske hemije, a predaje se studentima hemijsko-biološkog odseka Škole imena A. N. Kolmogorova Specijalizovanog obrazovno-naučnog centra Moskovskog državnog univerziteta.
Knjiga predstavlja glavne klase neorganska jedinjenja, njihova svojstva i metode proizvodnje.
ISBN 5-211-04200-H
© Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko, 1998. © I.N
Poglavlje I
Osnovni pojmovi i definicije
1.1. Struktura materije
Jedan od osnovnih pojmova hemije i drugih prirodnih nauka je atom. Ovaj izraz ima dugo porijeklo; datira oko 2500 godina unazad. Koncept atoma se prvi put pojavio u staroj Grčkoj, oko 5. veka. BC e. Osnivači atomističke doktrine bili su starogrčkih filozofa Leukip i njegov učenik Demokrit. Oni su iznijeli ideju o diskretnoj strukturi materije i uveli pojam "ATOM". Demokrit je definisao atom kao najmanju, dalje nedjeljivu, česticu materije.
Demokritovo učenje nije postalo široko rasprostranjeno i tokom dugog istorijskog perioda u hemiji (i tokom srednjeg veka -
alhemija) dominirala je teorija Aristotela (384 - 322 pne). Prema učenju Aristotela, glavni principi prirode su apstraktni „principi“: hladnoća, toplota, suvoća i vlaga, čija kombinacija čini četiri glavna „elementa“: zemlju, vazduh, vatru.
i vodu.
I samo unutra početkom XIX veka, engleski naučnik Džon Dalton vraća se atomima kao najmanjim česticama materije i uvodi ovaj termin u nauku. Ovome su prethodili radovi tako izuzetnih naučnika kao što su R. Boyle (u knjizi "Skeptični hemičar" zadao je slomljiv udarac idejama alhemičara), J. Priestley i C.W. Scheele (otkriće kiseonika), G. Cavendish (otkriće vodonika), A. L. Lavoisier (pokušaj sastavljanja prve tabele jednostavnih supstanci), M. V. Lomonosov (osnovni principi atomsko-molekularne nauke, zakon održanja mase), J. L. Prust (zakon konstantnosti sastava ) i mnogi drugi.
Otkrića u oblasti fizike nastala krajem 19. - prve trećine 20. veka naterala su naučnike da na atomsko-molekularnu nauku gledaju potpuno drugačije. Pokazalo se da atom ima složenu strukturu i da nije najmanja čestica materije.
Ovdje nećemo dati zastarjelu definiciju ovog koncepta, već ćemo odmah dati formulaciju zasnovanu na modernim konceptima.
" Leukip (LebkshtoO - starogrčki filozof. O životu Leukipa se gotovo ništa ne zna.
Atom (grč. atotso^ - nedjeljiv) je najmanja čestica hemijskog elementa, sposobna za samostalno postojanje i nosilac njegovih svojstava. Atom je električno neutralan mikrosistem koji se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i odgovarajućeg broja elektrona.
| Hemijski element je vrsta atoma s istim nuklearnim nabojem.
Hemijski element je koncept, a ne materijalna čestica. Ovo nije atom, već skup atoma koje karakterizira određena karakteristika - isti nuklearni naboj.
elektron [starogrčki] pHvkhru- ćilibar (dobro je naelektrisan trenjem)] - stabilna elementarna čestica sa masom mirovanja jednakom 9,109-10 31 kg = 5,486-10^au. m.2, i nosi elementarni negativni naboj jednak 1,6 10 14 Yut.
U hemiji i fizici, pri rješavanju mnogih zadataka, naboj elektrona se uzima kao -1, a naboji svih ostalih čestica izražavaju se u ovim jedinicama. Elektroni su dio svih atoma.
Proton (grčki lrutos - prvi) je elementarna čestica, koja je sastavni dio jezgara atoma svih hemijskih elemenata, ima
-27
masa mirovanja tr=1,672 10 ~ kg=1,007 a.m.u. i elementarni pozitivni električni naboj koji je po veličini jednak naboju elektrona, tj. 1,6 10 h C.
Broj protona u jezgru određuje atomski broj hemijskog elementa.
Neutron (lat. neutrum - ni jedno ni drugo) je električki neutralna elementarna čestica čija je masa mirovanja nešto veća od mase mirovanja protona w = 1,675 10 27 kg = 1,009a. jesti.
Uz proton, neutron je dio svih atomskih jezgara (s izuzetkom jezgra izotopa vodika "H", koji je jedan proton).
Tabela 1
Neke karakteristike elementarnih čestica koje čine atom

“Opšta i neorganska hemija I deo OSNOVNI POJMOVI, ATOMSKA STRUKTURA, HEMIJSKO VEZIVANJE Škola po imenu A.N. Kolmogorov Moskovski univerzitet Izdavačka kuća 2000 UDK 546 BBK 24.1 K 66 Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P. K 66..."

-- [ Strana 1 ] --

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko

neorganska hemija

OSNOVNI KONCEPTI, ATOMSKA STRUKTURA,

HEMIJSKA VEZA

Škola nazvana po A.N. Kolmogorovu

Izdavačka kuća Moskovskog univerziteta

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

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

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

Škola nazvana po A. N. Kolmogorovu, Izdavačka kuća Moskovskog univerziteta, 2000. – 60 str.

ISBN 5-211-04200-X Ovaj nastavni priručnik je sastavljen u skladu sa programom predmeta neorganska hemija, a predavan je studentima hemijsko-biološkog odseka Škole imena A. N. Kolmogorova Specijalizovanog obrazovno-naučnog centra Moskovskog državnog univerziteta.

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

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

© I.N. Korovin – dizajn, 2000

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

Demokritovo učenje se nije raširilo, a dugo istorijskog perioda u hemiji (i tokom srednjeg veka - alhemiji) dominira Aristotelova teorija (384. - 322. pne.).

Prema učenju Aristotela, glavni principi prirode su apstraktni „principi“: hladnoća, toplota, suvoća i vlažnost, čija kombinacija čini četiri glavna „elementa“:

zemlja, vazduh, vatra i voda.

I tek početkom 19. stoljeća engleski naučnik John Dalton vratio se atomima kao najmanjim česticama materije i uveo ovaj termin u nauku. Ovome su prethodili radovi tako izuzetnih naučnika kao što su R. Boyle (u knjizi "Skeptični hemičar" zadao je slomljiv udarac idejama alhemičara), J. Priestley i C.W. Scheele (otkriće kiseonika), G. Cavendish (otkriće vodonika), A. L. Lavoisier (pokušaj sastavljanja prve tabele jednostavnih supstanci), M. V. Lomonosov (osnovni principi atomsko-molekularne nauke, zakon održanja mase), J. L. Prust (zakon konstantnosti sastava ) i mnogi drugi.

Otkrića u oblasti fizike nastala krajem 19. i prve trećine 20. veka naterala su naučnike da na atomsku molekularnu nauku sagledaju na potpuno drugačiji način. Pokazalo se da atom ima složenu strukturu i da nije najmanja čestica materije.

Ovdje nećemo dati zastarjelu definiciju ovog koncepta, već ćemo odmah dati formulaciju zasnovanu na modernim konceptima.

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

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

Hemijski element je vrsta atoma sa istim nuklearnim nabojem.

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

elektron [starogrčki] – ćilibar (dobro naelektrisan trenjem)] – stabilna elementarna čestica sa masom mirovanja jednakom 9,109 10–31 kg = 5,486 10–4 a. e m.2, i noseći elementarni negativni naboj jednak 1,6 10–19 C.

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

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

Broj protona u jezgru određuje atomski broj hemijskog elementa.

Neutron (latinski neutrum - ni jedno ni drugo) je električki neutralna elementarna čestica čija je masa mirovanja nešto veća od mase mirovanja protona mn = 1,675 10–27 kg = 1,009 a. jesti.

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

Osnovna Naznačena 2 a. e.m. – atomska jedinica mase, vidi ispod.

Opšte (grupno) ime za protone i neutrone je nukleoni.

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

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

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

Da bi se označio hemijski element, dovoljno je navesti samo jednu veličinu - naelektrisanje jezgra, odnosno redni broj elementa u Periodnom sistemu. Za određivanje nuklida to nije dovoljno - mora se navesti i njegov maseni broj.

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

Izotopi (grčki – isto + – mjesto) su nuklidi koji imaju isti broj protona, ali se razlikuju po masenom broju.

Izotopi su nuklidi koji zauzimaju isto mjesto u periodnom sistemu, odnosno atomi istog hemijskog elementa.

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

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

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

Dosta dugo vremena kemičari nisu pravili jasnu razliku između atoma i molekula jednostavnih supstanci. Godine 1811. A. Avogadro je predložio hipotezu koja je omogućila nedvosmisleno definiranje ovih pojmova, ali je savremenici nisu cijenili, a priznanje je dobila tek 1860. godine, nakon prvog međunarodnog kongresa hemičara održanog u Karlsruheu (Njemačka), kada je molekul je počeo da se shvata kao najmanja čestica supstance koja učestvuje u njenim hemijskim transformacijama. S razvojem prirodnih nauka, definicija molekula je doživjela neke promjene.

Molekul (umanjeno od latinskog mol - masa) je najmanja čestica supstance koja određuje njena svojstva. Sastoji se od atoma jednog ili različitih hemijskih elemenata i postoji kao jedan sistem atomska jezgra i elektroni. U slučaju jednoatomskih molekula (na primjer, plemenitih plinova), koncepti atoma i molekula su isti.

Atomi se drže u molekulu hemijskim vezama.

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

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

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

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

Radikali (lat. radicalis - radikal) su čestice (atomi ili grupe atoma) sa nesparenim elektronima.

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

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

Jednostavna supstanca je oblik postojanja nekog hemijskog elementa.

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

Poznato je oko 400 jednostavnih supstanci.

Alotropija (grčki – drugo + – rotacija) je sposobnost hemijskog elementa da postoji u obliku dvije ili više jednostavnih supstanci koje se razlikuju po broju atoma u molekuli (na primjer, O2 i O3) ili u različitim kristalnim strukturama (grafit i dijamant).

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

Takvi oblici se nazivaju polimorfne modifikacije.

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

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

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

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

(ozein) – mirisati).

U tekućem i čvrstom stanju kiseonik je obojen blijedoplavom bojom. Ozon u tekućem stanju je intenzivno ljubičaste boje;

Kiseonik je paramagnetičan, ozon je dijamagnetičan.

Kiseonik i ozon se oštro razlikuju po hemijskoj aktivnosti. Ozon je reaktivniji od kiseonika i pokazuje jača oksidaciona svojstva.

Unatoč činjenici da kisik reagira sa gotovo svim elementima u slobodnom obliku, u mnogim slučajevima ove reakcije se javljaju samo kada povišena temperatura. Ozon reaguje sa mnogim supstancama u uslovima u kojima kiseonik ostaje inertan, na primer, ozon oksidira živu i srebro u okside.

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

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

Svi alotropni oblici fosfora takođe pokazuju značajne razlike u hemijskim svojstvima, koje se, pre svega, sastoje u njihovoj različitoj reaktivnosti. Bijeli fosfor je aktivniji oblik, a crveni fosfor je manje aktivni oblik.

Bijeli fosfor polako oksidira u zraku čak i na uobičajenim temperaturama (što uzrokuje sjaj bijeli fosfor), dok je crvena stabilna na zraku i svijetli samo kada se zagrije.

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

Karbon. Poznato je nekoliko alotropskih modifikacija za ugljik:

grafit, dijamant, karabin, fulereni.

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

Tin. Poznata su dva alotropska oblika kalaja: siva i bijela.

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

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

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

Na primjer, bijeli lim može biti superohlađen i postojati dugo na temperaturama ispod 13,2°C, ali je njegovo stanje u tim uslovima nestabilno, pa mehanička oštećenja, naglo potresanje i sl. mogu uzrokovati oštar prijelaz u formu. Ovaj dobro poznati fenomen nazvan je „kalajna kuga“.

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

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

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

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

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

1.2. Kvantitativni odnosi u hemiji Mase atoma i molekula su vrlo male, te je nezgodno koristiti općeprihvaćenu mjernu jedinicu - kilogram - da bi se njihove vrijednosti izrazile numerički. Stoga se za izražavanje masa atoma i molekula koristi druga jedinica mjere - jedinica atomske mase (a.m.u.).

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

Jedinica atomske mase je 1/12 mase nuklida ugljenika 12C.

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

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

Označeno sa Ar.

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

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

Prosječna atomska masa, uzimajući u obzir doprinos svakog izotopa, izračunava se pomoću sljedeće formule:

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

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

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

Relativne atomske mase imaju frakcijske vrijednosti iz sljedećih razloga:

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

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

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

Molekularna masa je masa molekula, izražena u a. e.m. Masa molekula je praktički jednaka zbroju relativnih atomskih masa atoma uključenih u nju.

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

Mol je mjerna jedinica za količinu tvari. Indicirano.

1 mol je količina tvari koja sadrži isti broj strukturnih jedinica (atoma, molekula, jona, radikala) koliko ima atoma sadržanih u 0,012 kg ugljikovog izotopa 12C, odnosno - molarna masa tvari (M) jednak je omjeru mase ove tvari (m) i njene količine ():

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

Obratite pažnju na razliku u pojmovima: "molarna masa" i "molekularna masa", koji su slični po zvuku, ali se odnose na različit broj objekata: prvi je masa jednog mola supstance (tj. masa 6,022 1023 molekula), a druga je masa jednog molekula, a izražavaju se u različitim jedinicama - g/mol i a. e.m.

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

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

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

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

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

Zakon održanja energije - energija ne nastaje ni iz čega i ne nestaje bez traga, već se njeni pojedinačni tipovi mogu pretvarati jedni u druge prema strogo određenim ekvivalentnim omjerima.

Dakle, ako je energija kemijskih veza u produktima reakcije veća nego u reagensima, tada se oslobođena energija oslobađa u obliku topline, svjetlosti ili će zbog toga nastupiti rad (na primjer, eksplozija ili kretanje klip).

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

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

Na osnovu ovog zakona provode se svi proračuni zasnovani na jednačinama hemijskih reakcija.

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

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

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

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

Avogadrov zakon (1811) – u jednake zapremine Različiti idealni gasovi pod istim uslovima (temperatura i pritisak) sadrže isti broj molekula.

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

At normalnim uslovima(Pa.):

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

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

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

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

Za gasove se uvodi koncept relativne gustine jednog gasa prema drugom. DA(X) – relativna gustina gasa X u odnosu na gas A:

Hemija, kao i svaka nauka, ima svoj sistem simbola čije je poznavanje neophodno za razumijevanje ovog predmeta.

Hemijska simbolika je vrsta abecede uz pomoć koje se pišu "riječi" - formule spojeva i "fraze" - jednadžbe kemijskih reakcija, koje u jednoj ili drugoj mjeri odražavaju procese koji se stvarno odvijaju.

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

Neke ideje alhemičara odražavaju se u poetskom obliku:

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

Element Simbol nebeskog tijela Naravno, takvi simboli za označavanje hemijskih elemenata nisu bili baš zgodni. Štaviše, do 1800. godine, neki hemijski elementi su bili poznati (iako neki još nisu bili izolovani kao jednostavne supstance, već su bili poznati uglavnom u obliku oksida), a upotreba takve simbolike postala je nemoguća.

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

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

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

Imena elemenata otkrivenih u proteklih 300 godina zasnivala su se na različitim principima: po mineralu iz kojeg je ovaj element prvi put izolovan, na primjer, beriliju (prema nazivu minerala - beril), po nazivu zemlje - domovina otkrića, na primjer, germanij (njemački kemičar K. Winkler) u čast Njemačke, za neka svojstva, na primjer, hlor (od grčkog - zeleno), fosfor (od grčkog.

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

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

Hemijske formule supstanci pišu se pomoću hemijskih simbola elemenata. Na primjer, formula za sumpornu kiselinu H2SO4 pokazuje da se molekula ovog spoja sastoji od dva atoma vodika, jednog atoma sumpora i četiri atoma kisika. Koristeći hemijske formule, napišite jednadžbe hemijskih reakcija, na primjer:

IN lijeva strana jednačine pišu supstance koje ulaze u hemijska reakcija(početne tvari), a desno - tvari nastale kao rezultat reakcije (produkti reakcije), a broj atoma svakog elementa na lijevoj strani jednačine mora biti jednak broju atoma ovog elementa na desna strana (zakon održanja mase supstanci).

Svaka hemijska formula je konvencionalni zapis koji nosi određene informacije o datoj supstanci, a u zavisnosti od toga koje informacije žele da prenesu, koriste se različite formule.

1°. Molekularna formula (ili bruto formula) odražava samo kvalitativni i kvantitativni sastav jedinjenja, tj. pokazuje koji su atomi elemenata iu kojoj količini uključeni u sastav date supstance, a ne govori ništa o njenoj strukturi, na primer:

2°. Grafička formula (često se pogrešno naziva strukturnom formulom) pruža dodatne informacije: pored kvalitativnog i kvantitativnog sastava, pokazuje redoslijed u kojem su atomi međusobno povezani, a također ukazuje na višestrukost veza (jednostruke, duplo, trostruko):

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

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

4°. Strukturna formula je prikazana u mjerilu, u odgovarajućoj projekciji, dajući trodimenzionalni prikaz molekula i pokazujući relativni raspored atoma u prostoru. Ako je potrebno, strukturnim formulama se prilažu tablice koje označavaju dužine veza (udaljenosti između centara vezanih atoma) i uglove veze (uglove između veza).

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

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

2. Kolika je masa 1 molekula NaOH?

Rješenje. Prvo izračunajmo molekulsku težinu NaOH u jedinicama a. e.m., na osnovu atomskih masa natrijuma, kiseonika i vodonika.

Sada pretvorimo u SI jedinice:

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

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

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

Maseni defekt je ili 4. A g CaO je otopljen u višku vode mase B g Izrazite maseni udio tvari u nastaloj otopini.

Rješenje. Da bismo riješili ovaj problem, potrebno je zapamtiti da kada se kalcijev oksid otopi u vodi, dolazi do reakcije CaO + H2O = Ca(OH)2, pa će otopljena tvar biti kalcijev hidroksid.

Pronalazimo masu tvari pomoću jednadžbe reakcije:

Masa rastvora je zbir mase supstanci koje su formirale ovaj rastvor (pošto reakcija ne taloži niti oslobađa gas, ništa ne treba oduzimati) A + B. Dakle, = (100%).

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

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

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

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

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

7. Jedinjenje ugljenika sa vodonikom sadrži 75% ugljika po masi.

Rješenje. Napišimo formulu u opštem obliku: CxHy. Masa ugljika u molekulu ove supstance je proporcionalna 12x, vodonika - y. Pošto je maseni udio ugljika 75%, dobijamo: 12x: y = 75: 25, dakle x: y = 6,25: 25 = 1: 4.

Željena formula je CH4.

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

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

1. Ukupan naboj od koliko elektrona je 1 C?

Kolika je masa 1 mola elektrona?

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

b) na 150°C i 1 atm?

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

4. x g kalijuma rastvoreno je u 1 litru viška vode. Koliki je maseni udio tvari u nastaloj otopini?

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

6. Na 2000°C stepen termičke disocijacije (tj. molski udio molekula raspadnutih pod uticajem toplote) vode je oko 2%.

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

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

8. Ocijeđena su dva rastvora: 10 g 20% ​​barijum hlorida i 20 g 10% kalijum sulfata. Pronađite masene udjele svih otopljenih supstanci.

9. Kombinacija azota i vodonika sadrži 87,5% azota po težini.

Pronađite formulu ovog spoja.

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

11. Nacrtajte grafičke formule za dušik, željezo (III) oksid i fosfornu kiselinu.

Proučavanje prolaska električne struje kroz različitim okruženjima(gasovi, rastvori, taline), sprovedeni u prošlom veku, pružili su prve eksperimentalne činjenice koje su dovele do ideje o složenoj strukturi atoma.

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

Eksperimenti sa cijevima za pražnjenje u plinu izvedeni u drugoj polovini prošlog stoljeća jasno su pokazali da atomi moraju sadržavati negativno nabijene čestice, koje su kasnije nazvane elektronima3. Ovi eksperimenti s rijetkim plinovima imali su prilično jednostavan dizajn. Dvije elektrode su zalemljene u staklenu cijev, a zatim je cijev evakuisana do pritiska od približno 10 mmHg. Art.

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

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

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

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

uranijum, ali i druge supstance. Kao rezultat mukotrpan rad Otkrili su dva nova hemijska elementa, nazvana "radijum" i "polonijum".

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

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

Oko 1900. J. J. Thomson je predložio prvi model atoma, prema kojem pozitivno naelektrisanje jednoliko ispunjava čitav volumen atoma, a negativno naelektrisanje, predstavljeno elektronima, umeće se u ovu pozitivno nabijenu sferu. Ovaj model se zvao "Thomsonov puding". Model nije mogao objasniti sve eksperimentalne podatke dobijene u to vrijeme. To je donekle objasnilo Faradejeve eksperimente i eksperimente sa cijevima s plinskim pražnjenjem, ali nije moglo odgovoriti na najvažnije pitanje: „kako takav sistem električnih naboja uopće može postojati?“5 Uprkos tome, naučnici su neko vrijeme koristili ovaj model.

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

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

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

Rice. 1. Eksperimentirajte s prolaskom čestica kroz materiju.

1910. studenti Rutherforda Hans Geiger i Ernest Marsden izveli su eksperimente bombardiranja tankih metalnih ploča česticama. Otkrili su da je većina čestica prošla kroz foliju bez promjene putanje. I to nije bilo iznenađujuće ako prihvatimo ispravnost Thomsonovog modela atoma.

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

Iz rezultata ovog eksperimenta mogli bi se izvući sljedeći zaključci:

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

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

3) jezgro ima vrlo male dimenzije u odnosu na dimenzije samog atoma (samo mali dio čestica je promijenio smjer kretanja);

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

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

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

Kako bi objasnio dobivene rezultate, Rutherford je iznio ideju planetarne strukture atoma. On je atom posmatrao kao privid Sunčevog sistema: u centru se nalazi jezgro koje sadrži najveći deo i sav pozitivni naboj atoma, a elektroni kruže oko njega u različitim orbitama. Ovaj model je prilično dobro objasnio eksperimentalni materijal koji se do tada nakupio, ali je patio od dva nedostatka:

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

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

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

ima diskretnu prirodu.

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

Borov prvi postulat. Elektroni mogu rotirati oko jezgra po strogo određenim stacionarnim orbitama, a ne emituju niti apsorbuju energiju.

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

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

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

Energija elektrona u odgovarajućoj orbiti određena je izrazom:

U ovoj jednačini, sve veličine osim n su konstante.

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

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

U atomu vodika, elektron ima minimalnu energiju u prvoj orbiti. Ovo stanje elektrona naziva se uzemljeno ili nepobuđeno. Ako se ovom elektronu da dovoljna energija, on se može pomaknuti na drugu orbitu većeg radijusa, na primjer, u orbitu br. 2, 3, itd., ovisno o dostavljenoj energiji. Ovo stanje se zove uzbuđeno, nestabilno je.

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

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

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

Rice. 2. Elektronski prijelazi u atomu vodika pokazali su se da se odlično slažu s eksperimentalnim rezultatima (vidi tabelu 6).

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

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

Ove poteškoće se mogu prevazići ako se opisu strukture atoma pristupi iz perspektive šire teorije – kvantne mehanike, koja razmatra ponašanje čestica u mikrokosmosu. Zakoni koji opisuju fenomene koji se dešavaju u mikrosvijetu značajno se razlikuju od zakona koji opisuju ponašanje makrotijela. Kvantni broj n, koji je umjetno uveden u Borove teorije, ispostavlja se sa stanovišta kvantne teorije kao neizbježna posljedica općenitijih zakona.

Dvostruka priroda mikrokosmosa je prvo ustanovljena za svjetlost. S jedne strane, svjetlost karakteriziraju fenomeni kao što su interferencija i difrakcija, koji se mogu objasniti samo u smislu njene valne prirode. S druge strane, fenomen fotoelektričnog efekta ne može se opisati sa stanovišta ove teorije. To se može postići pretpostavkom korpuskularne (od latinskog corpusculum - čestica) prirode svjetlosti. Godine 1905. Ajnštajn je predložio da se svetlost emituje u obliku čestica zvanih fotoni ili kvanti. Svaki foton ima energiju određenu jednadžbom (11).

Iz korpuskularne prirode svjetlosti slijedilo je da fotoni moraju imati određenu masu. Masa mirovanja fotona je nula, a kada se kreće, foton dobija dinamičku masu. Da bi izračunao ovu masu, Ajnštajn je predložio jednačinu za ekvivalenciju mase i energije:

Kombinujući jednačine (11) i (12) dobijamo:

ili gdje je p impuls fotona.

Godine 1924. francuski fizičar de Broglie, na osnovu ideje o dvojnoj prirodi mikrokosmosa, sugerirao je da elektron ima određenu valnu dužinu, koja se cijeli broj puta uklapa u orbitu. To znači da je 2r = n.

De Broglieova pretpostavka je eksperimentalno potvrđena 1927. Američki fizičari Davison i Germer promatrali su difrakciju elektrona na kristalima natrijum hlorida.

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

E. Schrödinger i W. Heisenberg su odigrali veliku ulogu u njegovom stvaranju.

Kvantno mehanički model atoma nije toliko vizualan kao model koji je predložio Bohr, a matematički aparat kvantne mehanike kvantnomehaničkog modela strukture atoma će se razmatrati čisto kvalitativno, bez upotrebe matematičkog aparata. Čitalac će morati da uzme mnogo od onoga što će biti rečeno u sledećem odeljku „o veri“, bez dokaza. Kvantni brojevi će jednostavno biti uvedeni da opišu ponašanje elektrona u atomu, dok su oni posljedica rješenja Schrödingerove jednadžbe.

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

1) Sam objekat daje neke signale. Na primjer, buka od motora koji radi, toplotno zračenje itd.

2) Posmatrani objekat je podložan nekom uticaju, na primer, zračenju svetlošću, radio talasima itd., a reflektovani signal se snima (kao što se široko koristi u radaru i eholokaciji). Štaviše, nego jači uticaj na posmatranom objektu, jači (sa drugim jednaki uslovi) reflektirani signal i pouzdanija registracija objekta.

Ako promatramo makro-objekte koji su nam poznati, onda djelovanje elektromagnetnog zračenja (svjetlo, radio valovi, itd.) na njih ne mijenja ni njihov položaj ni njihovu brzinu. Situacija je potpuno drugačija kada se promatraju objekti mikrosvijeta, na primjer, elektroni. Kada kvant svjetlosti djeluje na elektron, njegova brzina ne ostaje nepromijenjena. Stoga, nakon što smo odredili položaj elektrona u nekom trenutku tokom djelovanja fotona, nismo u mogućnosti odrediti njegovu brzinu u istom trenutku – već se promijenila.

Heisenberg je predložio vezu nazvanu "relacija nesigurnosti":

gdje je p nesigurnost u momentu čestice, a x je nesigurnost u njenim koordinatama. Iz ovog odnosa proizlazi da što su koordinate elektrona preciznije određene, to će se manje precizno odrediti njegov impuls i obrnuto. Drugim riječima, nema smisla govoriti o putanji elektrona, jer je za opisivanje potonje potrebno tačno znati koordinate elektrona i njegov impuls u svakom trenutku vremena (što je uključeno u Borov model atom). Odnos nesigurnosti pokazuje da je tako tačan opis kretanja tako male čestice kao što je elektron nemoguć, odnosno sam koncept orbite (putoje) elektrona pokazuje se neodrživim. Za opisivanje ponašanja elektrona u atomu potrebna je potpuno drugačija metoda, koju osigurava kvantna mehanika. U kvantnoj mehanici postoje dvije početne tačke za opisivanje ponašanja elektrona:

1) kretanje elektrona je talasne prirode;

2) naše znanje o ponašanju elektrona je vjerovatno (ili statističke) po prirodi.

Neka pojašnjenja o prvoj odredbi su već data (na strani 25). Hajde da prokomentarišemo drugu poziciju. Prema Heisenbergovom principu nesigurnosti, tačna lokacija čestice nikada se ne može odrediti. Najbolje što se može učiniti u ovom slučaju je da se naznači vjerovatnoća s kojom će se čestica naći u području prostora V = x y z.

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

gdje je E ukupna energija čestice, valna funkcija, a Hamiltonova H. Hamiltonijan pokazuje koji matematičke operacije mora se uraditi sa valnim funkcijama da bi se riješila jednadžba za energiju. Fizičko značenje valne funkcije je teško odrediti, ali kvadrat njenog modula | |2 određuje vjerovatnoću pronalaženja elektrona u datom području prostora.

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

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

a) broj energetskog nivoa (u Borovoj teoriji – orbitalni broj);

b) energetski opseg elektrona koji se nalaze na ovom nivou;

c) dimenzije orbitala (u Borovoj teoriji - polumjeri orbita);

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

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

Ponekad koriste slovne oznake za glavni kvantni broj, tj. svaka numerička vrijednost n odgovara određenoj slovnoj oznaci:

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

Novi koncept "orbitala" zvuči slično riječi "orbita", ali ima potpuno drugačije značenje. Orbitala je područje prostora u kojem vjerovatnoća pronalaska elektrona ima određenu vrijednost (90 - 95%). Ponekad se orbitala naziva granična površina ovog područja, a na crtežima se u pravilu poprečni presjek ovog područja prikazuje ravninom koja prolazi kroz ishodište koordinata i leži u ravnini crteža. Središte atomskog jezgra nalazi se na početku. Koncept orbite, za razliku od orbite, ne podrazumijeva poznavanje tačnih koordinata elektrona. Orbitalni kvantni broj ovisi o glavnom kvantnom broju i uzima sljedeće vrijednosti:

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

Značenje l Slovna oznaka. l Broj podnivoa Svaki podnivo je određen sa dva kvantna broja – glavnim (pri pisanju se obično označava numerička vrijednost) i orbitalnim (pri pisanju se obično koristi slovna oznaka). Na primjer, energetski podnivo za koji n = 2 i l = 1 treba napisati na sljedeći način:

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

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

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

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

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

ukupan broj orbitala u podnivou.

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

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

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

Uhlenbeck i Goldsmith su pokazali da osim orbitalnog kretanja, elektron mora sudjelovati u rotaciji oko vlastite ose koja prolazi kroz centar. Dakle, elektron mora imati svoj ugaoni moment, a pošto je naelektrisana čestica, mora imati i magnetni moment. Ovaj prikaz je prilično primitivan, ali se koristi radi jasnoće, pa ćemo ga koristiti.

Moguća su samo dva smjera rotacije elektrona oko svoje ose:

u smjeru kazaljke na satu i suprotno od kazaljke na satu. Prema tome, spin kvantni broj uzima samo dvije vrijednosti: + 1 i 1.

Rice. 5. Pojava spina elektrona (prema Uhlenbecku i Goldsmithu) Dakle, stanje elektrona u atomu određeno je skupom vrijednosti od četiri kvantna broja. Koncept “orbitale” je dat gore (vidi stranu 29). Definirajmo jasnije neke termine koji su korišteni za objašnjenje fizičkog značenja kvantnih brojeva i koji će se koristiti u budućnosti.

Grupa orbitala koje imaju isti orbitalni kvantni broj formiraju energetski podnivo.

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

Ako nema posebnih problema pri opisivanju strukture atoma vodika - samo jedan elektron, koji bi u osnovnom stanju trebao zauzeti orbitalu s minimalnom energijom, onda je pri opisivanju strukture atoma s više elektrona potrebno uzeti u obzir interakcija elektrona ne samo sa jezgrom, već i sa drugim elektronima. Ovo postavlja problem redosleda popunjavanja različitih podnivoa u atomu elektronima. Ovaj redosled je određen sa tri "pravila".

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

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

Za određivanje “kapaciteta” energetskog nivoa, tj.

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

Maksimalni elektronski kapacitet prva tri energetska nivoa Tabela pokazuje da broj orbitala na datom energetskom nivou, u zavisnosti od vrednosti n, formira aritmetičku progresiju, gde je prvi član a1 = 1, a poslednji – an = 2l + 1. Razlika progresije je 2, a broja članova – n. Zbir Sn progresije u ovom slučaju će biti jednak:

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

Postoji određeni oblik snimanja stanja elektrona u atomu.

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

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

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

Elektronska struktura atoma sa većim brojem elektrona, na primjer atoma bora, može se zapisati na sljedeće načine:

2. Hundovo pravilo. Ovo pravilo određuje redoslijed punjenja orbitala elektronima unutar jednog podnivoa.

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

Opcija 1: totalni spin Opcija 2: totalni spin Prema Hundovom pravilu, punjenje orbitala se odvija prema prvoj opciji, odnosno prvo elektroni zauzmu sve slobodne orbitale pa se tek onda uparuju.

3. Princip najmanje energije (pravilo Klečkovskog).

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

U stvarnosti, drugačija slika se uočava u periodnom sistemu:

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

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

Gore je naznačeno da je energija elektrona određena ne samo vrijednošću glavnog kvantnog broja, već i vrijednošću orbitalnog, stoga, da bi se odredilo koji će podnivo prvi biti ispunjen elektronima, potrebno je uzeti u obzir vrijednosti oba kvantna broja.

Za praktična primjena Pravilo Klečkovskog može se formulisati na sledeći način:

nizovi povećanja zbira odgovarajućih vrijednosti glavnog i orbitalnog kvantnog broja.”

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

Pogledajmo konkretnu primjenu ovog pravila:

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

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

redoslijed punjenja energetskih podnivoa:

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

Rice. 6. Šema promjena energije podnivoa s povećanjem nuklearnog naboja.

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

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

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

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

Punjenje energetskih podnivoa atoma elektronima u neuzbuđenom stanju poštuje se tri pravila:

Paulijev princip, Hundovo pravilo i pravilo Kleczkovskog.

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

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

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

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

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

2. Navedite primjere tri čestice (atomi, joni) sa elektronska konfiguracija 1s22s2p63s2p6.

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

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

Rješenje. U stvarnosti, spin kvantni broj, kao što je poznato, ima dvije različite vrijednosti: + 1 i – 1. Ako bi imao jednu vrijednost, tada bi elektronska ljuska mogla primiti polovinu broja elektrona, budući da bi svi trebali biti različiti od svakog drugi skup kvantnih brojeva (Paulijev princip), i, shodno tome, bilo bi 2 puta manje elemenata u periodu.

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

2) petodimenzionalni?

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

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

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

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

Ako uzmemo u obzir prostor veće dimenzije od naše, onda pojam "oblika" ovdje postaje mnogo širi, i ne može se isključiti da za opisivanje cjelokupne raznolikosti oblika elektronskih oblaka za dato n, više različitih vrijednosti ​od l će biti potrebno.

Magnetski kvantni broj ml karakterizira prostornu orijentaciju elektronskog oblaka, te stoga direktno ovisi o dimenziji. Pri l = 0, ml može poprimiti jednu vrijednost od 0, što odražava jedinu mogućnost orijentacije u prostoru sferno simetričnog s-oblaka. Kada je l = 1 ml potrebno je 3 različita značenja: – 1, 0, 1 – p-oblaci u obliku bučice mogu se rastegnuti duž različitih koordinatnih osa: px, py, pz. Ako je dimenzija prostora, tj.

mijenja se broj koordinatnih osa, mijenja se i broj mogućnosti rasporeda elektronskih oblaka, što znači da će skup ml biti drugačiji.

Budući da broj različitih vrijednosti ml za dati l određuje broj orbitala na datom podnivou, to dovodi do značajnih promjena u hemiji.

ms – spin kvantni broj – uzima dvije vrijednosti: + i -. Ovo odražava činjenicu da orbitala može sadržavati dva "suprotno uvrnuta" elektrona. Tipično, spin je povezan s vlastitim ugaonim momentom elektrona i, kao takav, može se promijeniti kada se kreće u drugu dimenziju prostora.

1. Pronađite u periodnom sistemu što je moguće više slučajeva kršenja periodičnog zakona kako ga je formulisao D. I. Mendeljejev:

“hemijska i fizička svojstva elemenata periodično zavise od njihove atomske težine.” Kako se ova kršenja mogu objasniti?

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

3. Napišite elektronsku strukturu atoma elemenata 1. i 2. perioda periodnog sistema.

4. Navedite dva primjera složene supstance, koji sadrže samo čestice sa elektronska struktura 1s22s2p6.

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

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

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

Šta mislite koliko bi dimenzija moglo biti u svemiru Y?

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

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

b) 119Sn; c) 235U?

Hemijski molekuli su složeni sistem atomskih jezgara i elektrona. Atome u molekulu drže zajedno prvenstveno elektrostatičke sile. U ovom slučaju se kaže da su povezani hemijskom vezom. Hemijska veza se ostvaruje pomoću s- i p-elektrona vanjskog i d-elektrona predspoljnog sloja. Ovaj odnos karakterišu sledeći parametri:

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

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

3. Energija veze - količina energije koja se troši na njeno razbijanje u gasovitom stanju.

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

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

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

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

U ovom slučaju nastaje energetski stabilan sistem. U drugom slučaju, komponente privlačnih sila su usmjerene prema različite strane(vidi sliku 9b) i teško je govoriti o balansiranju odbojnih sila između protona. Slijedi da bi se kemijska veza pojavila sa formiranjem molekula ili jona, elektroni moraju biti smješteni pretežno u međunuklearnom prostoru. Ovo područje se naziva veznim područjem, jer kada su elektroni tamo, formira se hemijska veza. Područje koje se nalazi iza jezgara naziva se antivezujuće, jer kada elektroni uđu u njega, kemijska veza se ne formira. Ovdje smo razmatrali najjednostavniji slučaj formiranja kemijske veze u H+ jonu. Primjenjujući slično razmišljanje na molekul vodonika, možemo doći do zaključka da pojava drugog elektrona u području veze dodatno stabilizira sistem. Stoga je za formiranje stabilne hemijske veze potreban najmanje jedan elektronski par.

Spinovi elektrona u ovom slučaju trebaju biti antiparalelni, tj.

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

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

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

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

Udaljenost koja odgovara položaju minimuma na krivulji je ravnotežna međunuklearna udaljenost i određuje dužinu kemijske veze. Budući da atomi u molekulu sudjeluju u vibracionom kretanju u odnosu na ravnotežni položaj, razmak između njih se stalno mijenja, odnosno atomi nisu čvrsto povezani jedni s drugima.

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

Rice. 11. Rezultati sabiranja dvije sinusoide.

Kao što je gore navedeno, s-, p- i d-elektroni, koji imaju različite geometrijske konfiguracije elektronskih oblaka i razni znakovi talasne funkcije u prostoru. Da bi nastala hemijska veza, potrebno je preklapati delove elektronske ljuske sa istim znakom valna funkcija. U suprotnom se neće formirati hemijska veza.

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

U slučaju superpozicije dvije sinusoide različitih predznaka u istom području (slika 11a), njihova ukupna komponenta će biti jednaka nuli - nema veze. U suprotnom slučaju, sabiraju se amplitude oscilacija i formira se nova sinusoida – formirana je hemijska veza (slika 11b).

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

I - veze.

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

Veze nastaju kada se oblaci elektrona preklapaju iznad i ispod linije koja povezuje centre atoma. Ukupni elektronski oblaci su takođe simetrično locirani u odnosu na ovu osu, ali nemaju cilindričnu simetriju, kao u slučaju -veze. Zbog njihovog prostornog rasporeda, -vezu formiraju elektroni u parovima orbitala kao što su pY – pY, pZ – pZ, pY – dXY.

Vezu formiraju samo d-elektroni zbog preklapanja sva četiri njihova režnja elektronskih oblaka koji se nalaze u paralelnim ravnima. To je moguće kada dXY – dXY, dXZ – dXZ, dYZ – dYZ elektroni učestvuju u formiranju veze.

Klasifikacija hemijskih veza zasnovana na simetriji elektronskih oblaka je diskutovana gore. Postoji još jedan pristup klasifikaciji hemijskih veza, zasnovan na prirodi distribucije elektronske gustine između atoma u molekulu, tj.

hemijska veza se razmatra sa stanovišta pripadnosti elektronskog para jednom ili drugom atomu. Postoje tri moguća slučaja. prvo:

Elektronski par veže dva identična atoma u molekulu. U ovom slučaju, podjednako pripada obojici. Ne postoji razdvajanje centara gravitacije pozitivnih i negativnih naboja u molekulu.

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

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

Priroda veze u velikoj mjeri određuje fizička i kemijska svojstva tvari.

Supstance čije molekule karakteriše kovalentna nepolarna veza mogu formirati molekularne i atomske kristalne rešetke u čvrstom stanju. U molekularnim rešetkama uočene su vrlo slabe međumolekularne interakcije. Molekule se drže na čvorovima kristalne rešetke zbog formiranja trenutnih i induciranih dipola u njima. Razdvajanje centara gravitacije negativnih i pozitivnih naboja u molekulu nastaje zbog rotacije para elektrona i njegove lokacije u nekom trenutku iza jedne od jezgara. Ovo stanje se u molekulu posmatra veoma kratko. Stoga se takav dipol naziva trenutnim. Međutim, ovo vrijeme je dovoljno da se indukuje dipol na drugom molekulu. Sile koje vezuju molekule zajedno zbog formiranja trenutnih i induciranih dipola često se nazivaju van der Waalsovim silama. Općenito, van der Waalsove sile uključuju sve sile međumolekularne interakcije: dipol-dipol, orijentaciju, disperziju, itd. Van der Waalsove sile su vrlo slabe, zbog čega se kristalna rešetka može lako uništiti blagim zagrijavanjem. Sve supstance koje imaju molekularne kristalne rešetke imaju niske tačke topljenja i ključanja. Van der Waalsova sila raste sa brojem elektrona u molekulu, jer se povećava vjerovatnoća formiranja trenutnih dipola. Molekul vodonika sadrži jedan par elektrona, zbog čega ima najnižu tačku ključanja. Molekuli kisika i dušika razlikuju se po sadržaju elektrona po paru. Njihove tačke ključanja se razlikuju za 13 C.

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

Tačke topljenja i ključanja supstanci, čiji su atomi u molekulu povezani kovalentnom polarnom vezom i imaju molekularnu rešetku, također su niske, ali više od onih u tvarima s nepolarnim molekulima. Većina su gasovi na sobnoj temperaturi.

Primjer je hlorovodonik, vodonik sulfid, itd. Ne postoji direktna veza između veličine dipolnog momenta i tačke ključanja. Najvjerovatnije je određen molekularnom težinom spoja, isključujući amonijak, vodu i fluorovodonik.

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

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

Supstance koje imaju jone na svojim mestima kristalne rešetke imaju najviše tačke topljenja i ključanja.

To je zbog jake elektrostatičke interakcije između pozitivnih i negativnih jona. Odbojne sile sličnih jona su mnogo manje, jer se nalaze na velikim udaljenostima jedna od druge. Kao rezultat toga, sve tvari koje imaju ionske kristalne rešetke imaju visoke vrijednosti njegove energije formiranja. Jonska veza se javlja u halidima, oksidima i solima kao što su nitrati, sulfati, itd. Uništavanje ionskih kristala zahtijeva značajne toplotnu energiju, što određuje visoke temperature topljenje i ključanje, što će zauzvrat zavisiti od naboja jona, njihovih poluprečnika i podrške elektronima. Što je veći naboj i manji radijus jona, to je viša tačka topljenja. Još jedno svojstvo jonskih supstanci je sposobnost stvaranja talina koje dobro provode električnu struju.

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

Elektronski par koji formira hemijsku vezu, kao što je već pomenuto, dele dva jezgra. U ovom slučaju, kretanje svakog elektrona će biti opisano novom talasnom funkcijom, koja je rješenje Schrödingerove jednadžbe za ovaj sistem. Ova valna funkcija se razlikuje od atomskih funkcija i naziva se molekularna funkcija, koja odgovara specifičnoj molekularnoj orbitali. Molekularne orbitale karakteriziraju određene vrijednosti ukupne energije sistema. U molekulu, kao iu atomu, postoji niz energetskih nivoa. Međutim, za njih nije moguće dobiti rigorozno rješenje Schrödingerove jednadžbe, te stoga pribjegavaju aproksimativnim metodama proračuna koje se međusobno razlikuju po načinu na koji specificiraju molekularnu valnu funkciju. Dvije najčešće korištene metode su metoda valentne veze i metoda molekularne orbite.

U metodi valentne veze, kemijska veza se smatra dvoelektronskom i dvocentričnom, tj. par elektrona koji formira vezu je lokaliziran u prostoru između dva atoma i dijele ga. Postoje dva moguća mehanizma za formiranje zajedničkog elektronskog para. Prvi se naziva razmjena i uključuje uparivanje dva elektrona koji pripadaju različitim atomima i imaju suprotne spinove. Može se izraziti sljedećim dijagramom:

Drugi mehanizam, nazvan donor-akceptor, dovodi do stvaranja hemijske veze zbog doniranja jednog atoma u zajednička upotreba parovi elektrona, a drugi - slobodna orbitala.

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

Razmotrimo mogućnosti predviđanja sastava hemijskih jedinjenja između vodonika i elemenata drugog perioda periodnog sistema: Li, Be, B, C, N, O, F, budući da atom vodonika ima samo jedan elektron, a formiranje veze će se desiti mehanizmom razmene.

Atom litija na podnivou 2s ima jedan nespareni elektron i stoga spoj mora imati sastav LiH. U atomu berilijuma ovaj podnivo je ispunjen i nema ni jednog nesparenog elektrona, stoga berilij ne bi trebao formirati jednu hemijsku vezu. U boru i elementima koji slijede (C, N, O, F), 2p podnivo se uzastopno popunjava, a atomi ovih elemenata će imati određeni broj nesparenih elektrona. Ako se pri formiranju veza uzme u obzir samo prisustvo nesparenih elektrona, onda bi za ove elemente trebalo formirati sljedeća jedinjenja vodonika: BH, CH2, NH3, H2O, HF. Iz ovoga je jasno da se, koristeći samo mehanizam razmene za formiranje hemijske veze, može doći u sukob sa eksperimentalnim podacima: berilij formira jedinjenje sa vodonikom sastava BeH2, vodonikova jedinjenja bora takođe imaju drugačiji sastav, a najjednostavnije jedinjenje ugljika sa vodonikom ima sastav CH4. Otklanjanje ove kontradikcije moguće je pretpostaviti da atomi elemenata drugog perioda učestvuju u formiranju molekula u pobuđenom stanju, tj. da se s-elektroni uparuju i prenose na. p-podnivo. Ali ovdje se javlja još jedno neslaganje s eksperimentalnim podacima. Pošto su energije s- i p-elektrona različite, energije hemijskih veza koje formiraju takođe moraju biti različite, pa stoga takve E–H veze moraju imati različite dužine (u zavisnosti od toga koja vrsta orbitala učestvuje u njihovom formiranje). Moguće je uskladiti teoriju i eksperiment uvođenjem pretpostavke o usrednjavanju energija s- i p-podnivoa i formiranju novih nivoa na kojima su energije elektrona koji su već u orbitalama drugog tipa iste. A ako je to tako, onda se prema Hundovom pravilu u atomu pojavljuje maksimalni broj nesparenih elektrona. Ova hipoteza se naziva fenomenom hibridizacije, a orbitale nastale kao rezultat usrednjavanja energija podnivoa nazivaju se hibridima. Naravno, u ovom slučaju se mijenjaju i oblik elektronskih oblaka i njihova lokacija u prostoru. U zavisnosti od toga koje orbitale su uključene u formiranje hibridnih orbitala, razmatraju se različite vrste hibridizacije i prostorne konfiguracije rezultujućih hibridnih orbitala (vidi sliku 14). Broj rezultujućih hibridnih orbitala mora biti jednak ukupnom broju orbitala koje su ušle u hibridizaciju. Ovisno o tome koje orbitale međusobno djeluju, razmatra se nekoliko tipova hibridizacije:

sp hibridizacija. Ovaj fenomen uključuje učešće s- i jedne p-orbitale, te se kao rezultat formiraju dvije nove vrste orbitala koje se nazivaju sp-hibrid. Ove orbitale imaju oblik prikazan na slici, njihove ose leže na istoj pravoj liniji, formirajući ugao od 180°. Sp-hibridne orbitale atoma berilijuma učestvuju u formiranju veza u molekuli BeH2 i molekul ima linearnu strukturu;

Rice. 14. Prostorni raspored elektronskih oblaka za različite sp2 hibridizacije. S- i dvije p-orbitale međusobno djeluju, što rezultira formiranjem tri nove vrste orbitala, koje se nazivaju sp2-hibridne (vidi sliku 14.). Osi ovih orbitala leže u istoj ravni, a uglovi između njih jednaki su 120°. Na primjer, atom bora u molekuli BF3 je u sp2 hibridnom stanju, a ovaj molekul ima oblik pravilnog trokuta sa atomom bora u centru;

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

Usamljeni elektronski par tvori difuzniji "elektronski oblak" od veznog (zajednički, zajednički), pa zauzima veći volumen, što dovodi do smanjenja veznih uglova u odnosu na tetraedarske.

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

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

Gillespie je predložio opštiju teoriju prostorne strukture molekula, zasnovanu na čisto elektrostatičkim konceptima. Zasnovan je na velikoj količini eksperimentalnog materijala koji su saželi Sidwick i Powell. Glavne odredbe teorije su sljedeće:

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

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

3. Područje prostora koje zauzima nevezani usamljeni par elektrona ima velike veličine, nego područje koje zauzima vezni elektronski par.

4. Veličina oblasti prostora koju zauzima vezni par elektrona opada sa povećanjem elektronegativnosti liganda i sa smanjenjem elektronegativnosti centralnog atoma.

5. Dva elektronska para dvostruke veze zauzimaju veću površinu prostora nego jedan elektronski par jednostruke veze.

„FEDERALNA DRŽAVNA BUDŽETSKA OBRAZOVNA USTANOVA VISOKOG STRUČNOG OBRAZOVANJA MURMANSKI DRŽAVNI TEHNIČKI UNIVERZITET Odsjek za filozofiju FILOZOFIJA METODOLOŠKA UPUTSTVA i teme testnih zadataka za studente (prvostupnike) dopisnih predmeta obuke 1212012 87 i 73 F56 Autori – Olga Dmitrievna Machkarina, Dr. Filozof nauka, prof. dr Natalya Nikolaevna Nikulina, dr. Filozof nauka, vanredni profesor Natalija Vladimirovna...”

« Seleznjev A.D. Pronyakin Izvršni postupci Obrazovno-metodološki kompleks Moskva 2009 1 UDK 347.9 BBK 67.410 C 29 Seleznev V.A., Pronyakin A.D. IZVRŠNA PRODUKCIJA: Edukativni 29 metodički kompleks. – M.: Izdavačka kuća. EAOI centar, 2009. – 216 str. ISBN 978-5-374-00010-8 Edukativno-praktični priručnik pripremljen u skladu sa...”

„Državna budžetska kulturna ustanova Irkutska regionalna državna univerzalna naučna biblioteka nazvana po. I.I. Molchanov-Sibirsky SERIES BIBLIOTEKA I VREMENA XXI vek. Broj 144 UDK 025.5+025.6 B B K 78.349.2+78.379 B83 Izvršni urednik serije O.R. BORODIN Borodina, V.A. Informativne usluge: opis, tabele, dijagrami: specijalni kurs B83 za metodičara. - M.: Liberea-Bibinform, 2013. - 80 str. ISBN 978-5-8167-0054-2 Priručnik pokriva sve aspekte...”

“LITERATURA LITERATURA OBRAZOVNIH METODIČKIH SKUPOVA UREDIO V. F. ČERTOV Programi 5–11 Udžbenici Metodička pomagala ČASOVI Chertov V. F., Trubina L. A., Ippolitova N. A. et al pristup nastavi i zadatak naknadnih i komunikativnih kompetencija. razredi 5-11 (osnovna i specijalizovana obrazovna formacija za učenike Fondacije obrazovno-metodičkih nivoa) / Ed. V.F...."

„A. A. Ivin LOGIC Preporučeno od strane Naučno-metodološkog vijeća za filozofiju Ministarstva obrazovanja i nauke Ruske Federacije kao udžbenik iz discipline Logika za studente humanitarnih i društveno-ekonomskih specijalnosti i oblasti visokog obrazovanja obrazovne institucije Moskva ONICS Svet i obrazovanje 2008 UDK 16 (075.8) BBK 87.4ya73 I17 RECENZENTI: Nikiforov A. L. - doktor filozofije. nauka, prof., vodeći naučnik. zaposlenik Instituta za filozofiju Ruske akademije nauka; Pereverzev V.N. - d r...”

“Ministarstvo obrazovanja Republike Bjelorusije POLOCK DRŽAVNI UNIVERZITET Katedra za krivično pravo i forenziku METODOLOŠKA UPUTSTVA za nastavu iz discipline Krivično pravo. Opšti deo za specijalnost 24-01-02 Pravosuđe Novopolotsk, 2012 UDK Razmatrano i preporučeno na usvajanje na sastanku Odeljenja za krivično pravo i kriminologiju Zapisnik br. od _2012 Rukovodilac. odjel I.V. Vegera Odobrena i preporučena za objavljivanje od strane metodološke komisije...”

„MENADŽMENT U GRADSKOJ EKONOMIJI Urednik k.ekonomskih nauka, vanredni profesor R.Ž. Sirazhdinova Odobreno od strane Saveta obrazovno-metodičkog društva za obrazovanje u menadžmentu kao nastavno sredstvo u disciplini specijalizacije specijalnosti Državno i opštinsko upravljanje UDK 365 (075.8) BBK 65.44â73 O-64 Recenzenti: A.N. Kirillova, Moskovski gradski univerzitet za menadžment, Vlada Moskve, doktor ekonomskih nauka. nauka, prof., T.G. Morozova, Sveruska prepiska..."

“Odobravam Stručno vijeće V.D. Shadrikov 28. februar 2014. IZVJEŠTAJ O REZULTATIMA NEZAVISNE EVALUACIJE PROGRAMA OSNOVNOG OBRAZOVANJA VISOKOG OBRAZOVANJA 060201 Stomatologija GBOU HPE Tjumenska državna medicinska akademija Izradio: Rukovodilac projekta: A.L. Stručnjaci Drondin / AKKORK: I.A. Solop/ N.V. Ushakova / Moskva – Sadržaj I. OPŠTI PODACI O UNIVERZITETU II. IZVJEŠTAJ O REZULTATIMA SAMOSTALNE EVALUACIJE PROGRAMA OSNOVNOG OBRAZOVANJA 1 POSTOJEĆE STANJE I TRENDOVI U RAZVOJU REGIONALNOG...” obrazovanja GORNO-ALTAJSKI DRŽAVNI UNIVERZITET Pravni fakultet Katedra za krivično, građansko pravo i procesni postupak od strane Prof. za SD V.G. Krašenina _ O.A. Gončarova __ 2008 _ 2008 OBRAZOVNO-METODIČKI KOMPLEKS ZA DISCIPLINU Radno pravo, specijalnost 030501 Pravosuđe Sastavio...”

“NJEMAČKI JEZIK (4. godina studija) NEMAČKI JEZIK LINIJA OBRAZOVNIH METODOLOŠKIH PRIBOROVA NEMAČKI JEZIK I.L. BIM ET AL. Serija Akademski školski udžbenik Programi 2–11 Udžbenici Radne sveske 2. razred Testni zadaci Zbirka vježbi Knjige za lektiru ČASOVI Knjige za nastavnike Audio aplikacije Bim I.L., Ryzhova L.I. (kasete, CD MP3) Njemački jezik: 2. razred: Udžbenik za opšteobrazovne ustanove: U 2 sata: 1. dio. Linija kreirana od strane autora Visoke škole za obrazovanje za period do -...”

“Podaci o nastavno-metodičkoj, metodičkoj i drugoj dokumentaciji koju je izradila obrazovna organizacija radi obezbjeđivanja obrazovnog procesa u oblasti obuke 110800.62 Agroinženjering br. Naziv discipline za Naziv nastavnog, metodičkog, metodičkog i drugog materijala (autor, mjesto izdavanja) , godina izdanja nastavni plan i program, tiraž) 1) Nastavno-metodički kompleks za disciplinu Istorija, 2013. 2) Simboli Rusije: istorija i savremenost. Khoruzhaya S.V., Salchinkina...”

SADRŽAJ 1. Definicija strana 5 2. Preambula 5 3. Opšte odredbe 6 4. Svrhe kolektivnog ugovora 6 5. Radni odnosi 7 5.1. Zapošljavanje 7 5.1.1. Opšte odredbe 7 5.1.2. Postupak prijema lica iz reda nastavnog osoblja 8 5.1.3. Procedura zapošljavanja naučnih radnika 8 5.1.4. Procedura za zapošljavanje menadžera strukturne podjele Univerzitet 5.1.5. Opisi poslova 5.2. Naknada 5.2.1. Opšti zahtjevi 5.2.2. Organizacija izdavanja Novac 5.2.3. Rokovi..."

„Nastavno-metodička podrška Naziv programa koji se realizuje Predmet Razred Udžbenici i nastavna sredstva Količina Razvoj pevačkog glasa kod dece u početnoj fazi obrazovanja. Pop-jazz umjetnost Pop pjevanje 1-3 2 Metodološki razvoj. 1990 (vokalna izvedba) O. Stepanov. Bijeli oblaci. 2 Primjer nastavnog plana i programa V. Tsvetkov. Kupili su mi papagaja. Pop pjevanje za dječje muzičke škole i Yu. Jesenske melodije. muzički odjeli škola Yu. Rowan hrpa..."

„SA. Byishev ynday Atbe universitetíni kitapkhanasy Apparatty bilten br. 6 Zhaa kitaptar tizimí Atbe 2012 rmetti oyrmandar! Sizderdi kitapkhanaa zheltosan ayynda kelip tsken zhaa debiettermen tanystyramyz. Bibliografije sipattama br. Blim Autori. Atauy. Zhyly. Oy Pretplatnici Ekonomija 1 346 1 Nurpeisova A.K., Zhandykeeva G.E., Tleubekova A.D. H86 Ksiporyn ekonomija i ekonomija. – Almati: LEM, 2012.-336 b. "

„ZLATNA PSIHA Konkurs Nominacija Projekat godine u psihološkoj praksi Praćenje obrazovnih rezultata učenika: dijagnostički komplet Školski početak, Učenje kako učiti i djelovati Autori: M.R. Bitjanova, T.V. Beglova, T.V. Merkulova, A.G. Teplitskaya (Moskva) Izrada dijagnostičkog kompleta za 1. razred (radne sveske Početak škole, Učiti da učim i Djeluj i nastavna sredstva za njih) prva je faza dugoročnog projekta osmišljenog za tri godine od 2011. do 2014. godine... »

« preporuke Ispitivanje vrijednosti i odabir dokumenata o Arhivskom fondu Ruske Federacije osoblje Moskva 2014. 2 Metodološke preporuke Ispitivanje vrednosti i izbor dokumenata o osoblju za Arhivski fond Ruske Federacije / Rosarhiv, VNIIDAD. – M. – 2014. – str. Metodološke preporuke odražavaju:...”

“SADRŽAJNI NASTAVNI PROGRAM 1 2-8 PLAN VANNASTAVNIH AKTIVNOSTI MBU ŠKOLA BR. 32 2 9-18 (1-3 RAZREDI) ZA ŠKOLSKU 2013-2014 GODINU SISTEMA USLOVA ZA REALIZACIJU BCC-59 ZAHTJEVI OF STANDARD 3.1. Opis kadrovskih uslova za realizaciju osnovnog obrazovnog programa 22-33 osnovnog opšteg obrazovanja 3.2. Psihološko-pedagoški uslovi za realizaciju glavnog 33-34 obrazovnog programa osnovnog opšteg obrazovanja 3.3. Finansijska podrška implementaciji...”

„Obrazovno-metodološko udruženje visokoškolskih ustanova Republike Bjelorusije za hemijsko i tehnološko obrazovanje Obrazovna ustanova Bjeloruski državni tehnološki univerzitet Odobren od strane rektora BSTU Profesor _I.M. Zharsky __2010/r OPERACIJA, POPRAVKA I UGRADNJA MAŠINA I EQULUM. za specijalnost 1 - 36 07 01 00 Mašine i aparati za hemijsku proizvodnju i preduzeća građevinskog materijala Hemijsko-tehnološki fakultet i Katedra za mašine i...”

Deryagin B.V., Fedoseev D.V. Rast dijamanta i grafita iz gasne faze. Deryagin B.V., Fedoseev D.V. - M.: Nauka, 1977. - 116 str., ilustr.

Monografija je posvećena proučavanju uticaja površinskih sila na formiranje i rast nove faze - dijamanta i grafita - iz metana pod sniženim pritiskom. Predloženo nova teorija rast dijamanta i grafita, proučavana je kinetika rasta, opisani su filamentni i izometrijski kristali dijamanta i grafita. Predložena je originalna metoda za određivanje specifične površine prahova.
Knjiga je namenjena stručnjacima iz oblasti fizičke hemije, fizike čvrstog stanja i hemijske kinetike.

Dyatlova N.M., Temkina V.Ya., Popov K.I. Kompleksoni i kompleksonati metala., 1988

Kompleksoni i kompleksonati metala / N.M. Dyatlova, V.Ya. Temkina, K.I. Popov. - M.: Hemija, 1988. - 544 str., ilustr.

Opisani su sinteza, svojstva i struktura kompleksona i metalnih kompleksonata, karakteristike interakcije metalnih jona sa kompleksonima. Teorijske osnove za upotrebu metalnih kompleksona i kompleksonata i specifični rezultati njihove upotrebe u hemijskoj i naftnoj industriji, metalurgiji, termoenergetici, poljoprivreda, medicine i drugih grana nauke i tehnologije.
Za radnike istraživačkih laboratorija koji koriste sposobnosti kompleksne hemije za rešavanje različitih problema u industriji i nauci, kao i za nastavnike, diplomirane studente i studente hemijskih univerziteta.

Izvozčikov V.A., Timofeev O.A. Fotoprovodljivi olovni oksidi u elektronici., 1979

Izvozčikov V.A., Timofeev O.A. Fotoprovodljivi olovni oksidi u elektronici. - L.: Energija, 1979. - 144 str., ilustr.

Knjiga po prvi put sažima informacije o kristalno-hemijskim, optičkim i fotoelektričnim svojstvima oksida olova. Opisane su metode izrade fotootpornika od olovnog oksida, fotodiodnih i elektrofotografskih slojeva, monokristala, vidikon meta i njihove karakteristike.
Knjiga je namenjena naučnicima i inženjerima specijalizovanim za oblast fizike i hemije poluprovodnika, energije poluprovodnika i elektronike, a može biti korisna i studentima viših i diplomskih studija relevantnih specijalnosti.

Karyakin Yu.V., Angelov I.I. Čiste hemikalije, 1974

Karyakin Yu.V., Angelov I.I. Čiste hemikalije. Ed. 4., dodaj. and lane - M.: Hemija, 1974. - 408 str., ilustr.

Knjiga je 4. revidirano i prošireno izdanje praktični vodič za pripremu čistih hemikalija, uglavnom neorganskih. Pored metoda sinteze i prečišćavanja, date su najvažnije fizičko-hemijske karakteristike supstanci.
U novom izdanju, za razliku od prethodnog, raspon reagensa je donekle proširen, metode sinteze su ažurirane, a osim toga, glavni savremenim metodama dobijanje čistih supstanci.
Knjiga je namenjena širokom krugu čitalaca koji se bave eksperimentalnim radom u različitim oblastima hemije. Može poslužiti i kao nastavno pomagalo studentima univerziteta i tehničkih škola kada rade u laboratorijama za neorgansku i neorgansku sintezu.

Kienle H., Bader E. Aktivni uglji i njihova industrijska primjena., 1984

Kienle H., Bader E. Aktivni uglji i njihova industrijska primjena / Transl. s njim. - L.: Hemija, 1984. - 216 str., ilustr.

Detaljno je opisana struktura i svojstva ugljičnih adsorbenata i prikazane metode za proučavanje njihovih karakteristika u zavisnosti od uslova upotrebe. Date su informacije o teoriji procesa adsorpcije i tehnologiji proizvodnje aktivnog uglja.
Namijenjeno inženjerskim, tehničkim i naučnim radnicima u hemijskoj i srodnim industrijama uključenim u oblast sorpcione tehnologije, korisno studentima i univerzitetskim nastavnicima.

Ključnikov N.G. Radionica o neorganskoj sintezi., 1979

Ključnikov N.G. Radionica o neorganskoj sintezi. - M.: Prosveta, 1979. - 272 str., ilustr.

Priručnik o sintezi neorganskih supstanci namenjen je hemijskim i biološko-hemijskim fakultetima pedagoških instituta.
Knjiga daje informacije o laboratorijskim metodama za dobijanje neorganskih supstanci: metala i nemetala, oksida i njihovih hidroksida, peroksida, kiseonikovih kiselina i njihovih soli, halogenida, sulfida, karbida i nitrida.
U prvom dijelu knjige govori se o laboratorijskim tehnikama koje se koriste u pripremi supstanci, u drugom - tipičnim uobičajenim metodama za sintezu pojedinih klasa supstanci, a u trećem - privatnim metodama (receptima) za dobijanje specifičnih supstanci.

Ključnikov N.G. Vodič za neorgansku sintezu, 1965

Ključnikov N.G. Vodič za neorgansku sintezu - M.: Hemija, 1965. - 392 str., ilustr.

Knjiga sadrži opširno praktičan materijal o laboratorijskoj pripremi neorganskih supstanci različitih klasa (metali, nemetali, oksidi, hidridi, halogenidi, kiseonikove kiseline i njihove soli, karbidi, nitridi, sulfidi, kompleksna jedinjenja). Pored preparativnih recepata, svako poglavlje postavlja opšte principe na kojima se zasnivaju metode za dobijanje jedinjenja ove klase.
Knjiga je namijenjena kao nastavno sredstvo studentima viših razreda visokoškolskih ustanova hemijskih specijalnosti, a može se koristiti iu istraživačkim i industrijskim laboratorijama.

Kononov A.V. i dr. Osnove tehnologije kompleksnog đubriva., 1988

Kononov A.V. i drugi Osnovi tehnologije kompleksnog đubriva / A.V. Kononov, V.N. Sterlin, L.I. Evdokimov. - M.: Hemija, 1988. - 320 str., ilustr.

Opisuje se trenutno stanje teorije i prakse proizvodnje tradicionalnih i novih vrsta složenih i složeno-mešovitih đubriva, suhih mešavina đubriva. Osnovni principi za izbor hardvera i tehnoloških shema za njihovu proizvodnju razne vrste sirovine.
Za inženjersko-tehničke radnike, glavni hemijska industrija. Korisno za studente specijaliziranih u oblasti tehnologije mineralnih đubriva.

Korenblit A.I. Hemijski reagensi, 1902

Korenblit A.I. Hemijski reagensi, njihova priprema, svojstva, ispitivanje i upotreba - M.: Tipografija M.M. Borisenko, 1902. - 372 str., ilustr.

Kornejev Yu.M., Ovcharenko V.P. Opća i neorganska hemija. Dio 1., 2000

Kornejev Yu.M., Ovcharenko V.P. Opća i neorganska hemija. Kurs predavanja. Dio 1. Osnovni pojmovi, struktura atoma, hemijska veza. - M.: Škola nazvana po. A.N. Kolmogorov, Izdavačka kuća Moskovskog državnog univerziteta, 2000. - 60 str., ilustr.

Kornejev Yu.M., Ovcharenko V.P., Egorov E.N. Opća i neorganska hemija. Dio 2., 2000

Kornejev Yu.M., Ovcharenko V.P., Egorov E.N. Opća i neorganska hemija. Kurs predavanja. Dio 2. Glavne klase neorganskih jedinjenja. - M.: Škola nazvana po. A.N. Kolmogorov, Izdavačka kuća Moskovskog državnog univerziteta, 2000. - 36 str., ilustr.

Ovo nastavno sredstvo je sastavljeno u skladu sa programom predmeta neorganska hemija, a predaje se studentima hemijsko-biološkog odseka Škole imena A.N. Kolmogorov specijalizovani obrazovni i naučni centar Moskovskog državnog univerziteta.
Knjiga predstavlja glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i metode pripreme.

Kornejev Yu.M., Ovcharenko V.P. Opća i neorganska hemija. 3. dio, 2002

Kornejev Yu.M., Ovcharenko V.P. Opća i neorganska hemija. Kurs predavanja. Dio 3. Osnovna kemijska termodinamika i kinetika. - M.: Izdavačka kuća Moskovskog državnog univerziteta, 2002. - 48 str., ilustr.

Ovo nastavno sredstvo je sastavljeno u skladu sa programom predmeta neorganska hemija, a predaje se studentima hemijsko-biološkog odseka Škole imena A.N. Kolmogorov specijalizovani obrazovni i naučni centar Moskovskog državnog univerziteta.
Knjiga predstavlja glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i metode pripreme.

Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija. Dio 1., 1969

Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija. dio. 1. Per. sa engleskog - M.: Mir, 1969. - 224 str., ilustr.

Knjiga F. Cottona i J. Wilkinsona je udžbenik o neorganskoj hemiji potpuno novog tipa, posvećen uspjesima neorganske hemije u teorijskom pogledu.
Knjiga se sastoji od tri dijela. U prvom se izlažu teorijske ideje o strukturi atoma i molekula, pri čemu je glavna pažnja posvećena doktrini o prirodi hemijskih veza i posebno metodi molekularnih orbitala u obliku LCAO. Drugi dio je posvećen hemiji neprelaznih elemenata. Treći dio opisuje svojstva prvog, drugog i trećeg reda prijelaznih elemenata.
Autori daju mnoge primjere spojeva koji su prvi put sintetizirani u protekloj deceniji.
Knjiga je namenjena širokom spektru neorganskih i fizičkih hemičara – istraživačima, nastavnicima, diplomiranim studentima i studentima hemijskih univerziteta.

Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija. Dio 2., 1969

Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija. Dio 2. Transl. sa engleskog - M.: Mir, 1969. - 496 str., ilustr.

Hemija prelaznih elemenata.

Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija. 3. dio, 1969

Cotton F., Wilkinson J. Moderna neorganska hemija. Dio 3. Trans. sa engleskog - M.: Mir, 1969. - 596 str., ilustr.

Hemija prelaznih elemenata.

Levinski M.I., Mazanko A.F., Novikov I.N. Hlorovodonik i hlorovodonična kiselina., 1985

Levinski M.I., Mazanko A.F., Novikov I.N. Hlorovodonik i hlorovodonična kiselina. - M.: Hemija, 1985. - 160 str., ilustr.

Tehnologija i instrumentacija procesa za proizvodnju hlorovodonika i hlorovodonične kiseline. Glavna pažnja posvećena je metodama prerade izduvnih gasova hlorovodonika i hlorovodonične kiseline – industrijskog otpada organoklorni proizvodi. Sumirani su podaci o zaštiti opreme i cjevovoda od korozije.
Namenjen inženjerskim, tehničkim i naučnim radnicima u hemijskoj industriji, koristan za nastavnike i studente univerziteta i tehničkih škola.

Logvinenko V.A., Paulik F., Paulik I. Kvaziravnotežna termogravimetrija u modernoj neorganskoj hemiji., 1989.

Kvaziravnotežna termogravimetrija u modernoj neorganskoj hemiji / V.A. Logvinenko, F. Paulik, I. Paulik. - Novosibirsk: Nauka, 1989. - 111 str., ilustr.

Monografija je posvećena primjeni nekonvencionalne metode termičke analize - kvazi-izotermne kvazi-izobarične termogravimetrije - za proučavanje reakcija termičke razgradnje. Predložen je matematički model za uspostavljanje konstantne brzine dekompozicije; Razmatraju se karakteristike implementacije kvazi-ravnotežnih uslova i fizičko-hemijski informacioni sadržaj metode. Opsežan eksperimentalni materijal pokazuje veliki potencijal metode u proučavanju procesa sublimacije i termičke disocijacije jednostavnih neorganskih i koordinacionih spojeva, inkluzijskih spojeva i minerala. Metoda koja se razmatra je implementirana u Q-derivatografu (modifikacije Q-1000, Q-150Q-D i C), koji se široko koristio u SSSR-u.
Knjiga je namenjena specijalistima iz oblasti neorganske hemije, hemije koordinacionih jedinjenja, geologije i termičke analize.

Neimark I. E., Sheinfain R. Yu. Silika gel, njegova priprema, svojstva i primjena., 1973

Neimark I. E., Sheinfain R. Yu. Silika gel, njegova priprema, svojstva i primjena. - Kijev: Naukova dumka, 1973. - 202 str., ilustr.

U knjizi su sumirani literaturni podaci i rezultati istraživanja autora o teorijskim osnovama formiranja porozne strukture silika gela. Opisani su načini regulacije porozne strukture silika gela i prikazana je uloga poroznosti u različitim procesima adsorpcije.
Knjiga je namenjena naučnim, inženjerskim i tehničkim radnicima u hemijskoj, petrohemijskoj i naftnoj industriji koji se bave proizvodnjom i upotrebom silika gela.

Nekrasov B.V. Osnove opšte hemije, tom 1., 1973

Nekrasov B.V. Osnove opšta hemija vol.1, ed. 3., rev. i dodatne - M.: Hemija, 1973. - 656 str., ilustr.

Knjiga je prvi tom dvotomne monografije koja sažima glavne karakteristike hemije svih hemijskih elemenata. Pokriva uvodne odeljke i informacije o grupama VII, VI, V i IV periodnog sistema, kao i plemenitim gasovima, uključujući njihova glavna jedinjenja. Među općim pitanjima kemije koja nisu uključena u vodene dijelove, razmatraju se redoks reakcije, adsorpcija, kataliza, kompleksiranje i koloidi. U većoj ili manjoj mjeri dotiču se i mnoga pitanja vezana za druge nauke (mlazno gorivo, poluprovodnici, itd.). Posebna pažnja fokusiran na energetski nivo atoma i prostornu strukturu molekula.
Monografija je namenjena širokom spektru naučnika, inženjera, nastavnika specijalnih obrazovnih ustanova, profesora srednjih škola, studenata hemijskih specijalnosti i hemijskih laboratorijskih saradnika. Knjiga sadrži obiman činjenični materijal (kao i brojne linkove na specijalizovane monografije i pregledne članke), pa može poslužiti i kao referentni alat.

Nekrasov B.V. Osnove opšte hemije, tom 2., 1973

Nekrasov B.V. Osnove opšte hemije, tom 2. - M.: Hemija, 1973. - 688 str., ilustr.

Knjiga je drugi tom dvotomne monografije koja sažima glavne karakteristike hemije svih hemijskih elemenata. Drugi tom istražuje hemiju elemenata grupa III, II, I periodnog sistema (uključujući lantanide i aktinide) i trijade elemenata u sredini glavnih pernoda (porodica gvožđa i metali platine). Iz opštih pitanja hemije Ova knjiga opisuje principe fizičke i hemijske analize, kristale, polarizaciju non-a, kompleksna jedinjenja, periodični zakon kao osnovu hemijske sistematike. U većoj ili manjoj mjeri dotiču se i mnoga pitanja vezana za druge nauke (laseri, supravodljivost, itd.). Posljednji dio je posvećen nuklearnoj hemiji.
Monografija je namenjena širokom spektru naučnika, inženjera, nastavnika specijalnih obrazovnih ustanova, nastavnika srednjih škola, studenata hemijskih specijalnosti univerziteta, laboratorija, hemičara. Knjiga sadrži obiman činjenični materijal, kao i brojne linkove na specijalizovane monografije i pregledne članke, pa može poslužiti i kao referentni alat.

Mnogi ljudi vjeruju da je Moskovski državni univerzitet nedostupan „običnim“ kandidatima - potrebno je, kažu, pripremiti se sa posebnim tutorima ili barem studirati u specijalnoj školi na Moskovskom državnom univerzitetu, na primjer, u Specijaliziranom obrazovnom i naučnom centru (STSC) Moskovskog državnog univerziteta - internat nazvan po A. N. Kolmogorovu.

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

Ova nastavna sredstva mogu se nazvati jedinstvenim. Strogi sistem definicija kombinovan je sa naučnom strogošću prezentacije. Priručnici su veoma dobri za učenike 11. razreda koji ispituju hemiju uoči završnih i prijemnih ispita (ovo se ne odnosi na Jedinstveni državni ispit, udžbenici su previše „pametni“ za to). Knjige mogu biti korisne i za mlađe studente koji studiraju nehemijske smjerove.

Priručnici posvećuju veliku pažnju fakultativnim temama u školskom kursu hemije (na primjer, „ravnoteže u rastvorima“, „složena jedinjenja“), koje obično nema u tradicionalnim školskim udžbenicima. Međutim, problemi na ove teme se redovno koriste na prijemnim ispitima iz hemije na Moskovskom državnom univerzitetu (fakulteti: hemijski, biološki, bioinženjering i bioinformatika, fundamentalna medicina, nauka o zemljištu, fakultet nauke o materijalima).

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

Među karakteristikama udžbenika S. T. Žukova treba istaknuti strogu razliku između stvarnog i formalnog naboja jona pri pisanju formula, što je, možda, čak i pretjerano za podnosioce zahtjeva. Međutim, kada elektronska publikacija ova razlika ostaje. Obično školarci (i mnogi studenti) ne sumnjaju da, na primjer, u kristalu natrijum hlorida, stvarni naboj iona natrijuma i hlora nije 1e, već samo 0,78e. Stoga autor priručnika predlaže označavanje efektivnih naboja jona znacima u krugovima: Na, Al3.

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

V.V.Zagorsky,
viših nauka saradnici Katedra za opštu hemiju, Hemijski fakultet Moskovskog državnog univerziteta,
Vanredni profesor, SUSC MSU, Soros nastavnik

“OPĆA i NEORGANSKA HEMIJA II dio OSNOVNI ČASOVI NEORGANSKIH JEDINJENJA Škola po imenu A.N. Kolmogorova Izdavaštvo M o s k u n i v e r s i t e t a UDK...”

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

NEORGANSKI

GLAVNE KLASE

NEORGANSKA JEDINJENJA

Škola nazvana po A.N. Kolmogorovu

IZDAVAČKA KUĆA MOSKOVSKOG UNIVERZITETA

Recenzent

vanredni profesor L.A. Kulikov

(Hemijski fakultet Moskovskog državnog univerziteta)

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

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

ISBN 5-211-03933-5 Ovaj udžbenik je sastavljen u skladu sa programom kursa neorganske hemije, a predaje se studentima hemijsko-biološkog odseka Škole po imenu A. N. Kolmogorova Specijalizovanog obrazovno-naučnog centra Moskve Državni univerzitet.

Priručnik upoznaje glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i metode pripreme.

UDK 546 BBK 24.1 © Yu.M.Ovcharenko, E.N

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

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

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

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

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

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

Oksidi koji tvore soli su oksidi koji tvore soli.

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

–  –  –

Kiseli oksidi su oksidi čiji element, kada formira so ili kiselinu, ulazi u anion.

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

–  –  –

Kiseline i baze § 1. Teorije kiselina i baza Pojmovi „kiselina“ i „baza“ formirani su u 17. veku. Međutim, sadržaj ovih termina je nekoliko puta revidiran. Postoji nekoliko teorija kiselina i baza. Ovdje ćemo razmotriti samo tri teorije koje se najčešće koriste za objašnjenje kemijskih procesa.

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

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

Na primjer, HNO3 H+ + NO 3.

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

Na primjer, KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2O = K a.

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

Kvalitativno, jačina kiselina se može procijeniti korištenjem Paulingovog pravila: ako zamislimo formulu oksokiseline u općem obliku - HnEOm, onda pomoću razlike (m – n) možemo procijeniti jačinu kiseline: koja kiselina ima veću kiselina i jači je:

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

Za polibazne kiseline, svaka faza disocijacije može imati svoju konstantu ionizacije, a u pravilu je svaka sljedeća konstanta nekoliko redova veličine manja od prethodne:

–13 K3 = 5, 10).

Zamjena jednog atoma kisika u oksokiselini atomom fluora dovodi do naglog povećanja jačine kiseline. Primjer je fluorsulfonska kiselina HSO3F. Takve kiseline se nazivaju superkiseline. Ova klasa kiselina uključuje i kiseline sa kompleksnim anjonom, na primjer HSbF6.

5. U smislu stabilnosti. Neke oksokiseline postoje samo u razrijeđenim vodenim otopinama i termički su nestabilne.

Nemoguće ih je dobiti u pojedinačnom obliku, na primjer, H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. Istovremeno, postoje kiseline koje su otporne na toplinu, na primjer, sumporni H2SO4 (tbp = 296,5C).

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

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

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

–  –  –

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

Koncentrirana sumporna kiselina je prilično jak oksidacijski agens, tako da se ne može koristiti za proizvodnju kiselina kao što su HBr, HI, H2S, čije elemente koji stvaraju kiselinu može prevesti u druga oksidaciona stanja, na primjer:

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

–  –  –

1. Razmotrimo karakteristična svojstva kiselina koje nisu oksidanti.

1.1. Reakcije razmjene

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

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

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

2. Osobine oksidirajućih kiselina.

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

2.2. Reakcije sa hidroksidima, oksidima i solima.

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

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

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

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

c) Kada oksidirajuće kiseline reaguju sa solima koje sadrže anion koji pokazuje redukciona svojstva, dolazi do njegove oksidacije:

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

2.3. Interakcija sa metalima.

Dušična i koncentrirana sumporna kiselina su jaki oksidanti i mogu stupiti u interakciju s metalima koji su u naponskom nizu i prije i poslije vodika, ali se u ovom slučaju ne oslobađa vodonik, već nastaju produkti redukcije dušika i sumpora, a sastav proizvoda zavisi od aktivnosti metala, koncentracije kiseline i temperature:

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

–  –  –

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

1. Kiselost baze je broj OH- grupa koje se mogu zamijeniti za kiseli ostatak. Na primjer, NaOH je jednokiselinska baza, Ca(OH)2 je dvokiselinska baza. Po ovom kriterijumu baze su jedno-, dvo-, itd. kisele. Polikiselinske baze se postepeno disociraju i mogu formirati nekoliko serija soli, na primjer, (MgOH)2CO3 - magnezijum hidroksikarbonat (bazni karbonat);

MgCO3 - karbonat (srednji karbonat) magnezijuma.

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

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

Jake, u vodi rastvorljive baze nazivaju se alkalije.

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

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

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

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

–  –  –

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

7. Najvažniji način za dobijanje slabih, u vodi netopivih baza je taloženje iz rastvora soli sa alkalijama ili rastvorom amonijaka MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.

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

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

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Ista metoda je primjenjiva za dobivanje baza topljivih u vodi:

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

Pomeranje ravnoteže u pravcu stvaranja NaOH postiže se stvaranjem CaCO3, koji ima manju rastvorljivost od Ca(OH)2.

Za dalje pomicanje ravnoteže prema stvaranju hidroksida alkalnog metala, koriste se barij hidroksid i sulfat odgovarajućeg alkalnog metala:

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

8. Oksidacija kationa u najnižem oksidacionom stanju do najvišeg:

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

–  –  –

Soli Sa stanovišta elektrolitičke teorije, ovoj klasi jedinjenja možemo dati sljedeću definiciju SOL - elektroliti koji se u vodenim otopinama disociraju na metalne katjone ili druge, složenije katjone, na primjer, NH, UO 2, 2+ i anjoni kiselinskog ostatka.

–  –  –

1. Srednje soli - soli koje nastaju kao rezultat potpune neutralizacije kiseline bazom (zamjenom svih vodikovih katjona metalnim kationima):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

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

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

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

H3PO4 je trobazna kiselina u kojoj je moguće uzastopno zamijeniti jedan, dva ili sva tri atoma vodika atomima metala.

A pri neutralizaciji ove kiseline moguće je stvaranje tri serije soli:

NaH2PO4, Na2HPO4 i Na3PO4.

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

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

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

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

4. Dvostruke soli – soli koje sadrže anjone samo jedne vrste i različite katjone, na primjer, KAl(SO4)2 12 H2O.

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

6. Kompleksne soli - soli koje imaju kompleksne katjone ili anjone u kojima se veza formira prema mehanizmu donor-akceptor. Prilikom pisanja molekularne formule od takvih soli, kompleksni kation ili anion je stavljen u uglaste zagrade, na primjer:

K3, K, NaOH, (OH)2.

–  –  –

POGLAVLJE 1. OKSIDI

§ 1. Fizička svojstva oksida

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

2.1. Klasifikacija oksida prema hemijskim svojstvima

2.2. Obrasci promjena svojstava oksida

§ 3. Metode za dobijanje oksida

§ 4. Hemijska svojstva oksidi

4.1. Osnovni oksidi

4.2. Kiseli oksidi

4.3. Amfoterni oksidi

4.4. Opća hemijska svojstva oksida

POGLAVLJE 2. KISELINE I BAZE

§ 1. Teorije kiselina i baza

1.1. Elektrolitička teorija

1.2. Protolitička teorija

1.3. Elektronska teorija

§ 2. Kiseline

2.1. Klasifikacija kiselina.

2.2. Metode za proizvodnju kiselina

2.3. Opće metode za dobivanje bilo koje kiseline

2.4. Hemijska svojstva kiselina

§ 3. Razlozi

3.1. Klasifikacija baza

3.2. Metode dobijanja baza

3.3. Hemijska svojstva baza

POGLAVLJE 3. SO

§ 1. Klasifikacija soli

§ 2. Metode za dobijanje soli

§ 3. Hemijska svojstva soli

KORENEV Jurij Mihajlovič, prof. FNM MSU OVCHARENKO Valerij Pavlovič, v Predavač, Hemijski fakultet Moskovskog državnog univerziteta Evgenij Nikolajevič EGOROV, v. n. With. Hemijski fakultet Moskovskog državnog univerziteta

–  –  –

Potpisano za objavljivanje 4. decembra 2000. godine. Format 60 84 1/16. Kancelarijski papir br. 1.

Ofset štampa. Tip slova Times. Uslovno pećnica l. 2.25. Academic ed. l. 2.25. Tiraž 150 primjeraka.