A hidrogénatom elektronfelhője. Orbitális kvantumszám. Az elektronikus felhők formái. Sók és kovalens vegyületek

A kémia alapfogalmai

Molekula - az anyag legkisebb részecskéje, amelynek kémiai és fizikai tulajdonságai vannak. Atom - a kémiai elem legkisebb részecskéje, amely megőrzi minden kémiai tulajdonságát, amely egyszerű és összetett anyagok része.

Kémiai elem - a PS elem sorozatszámával azonos magtöltésű atomok halmaza. Egyszerű anyagok A molekulák ugyanazon elem atomjaiból állnak. Összetett anyagok A molekulák különféle kémiai elemek atomjaiból állnak. Relatív atomtömeg (Ar) - dimenzió nélküli érték, amely egyenlő egy elematom átlagos tömegének a 12C atom tömegének 1/12-éhez viszonyított arányával. Relatív molekulatömeg (Mr) - dimenzió nélküli mennyiség, amely megmutatja, hogy egy adott anyag molekulájának tömege hányszor nagyobb, mint egy szénatom tömegének 1/12-e 12C. Az anyag mennyisége - bizonyos számú szerkezeti egység a rendszerben (molekulák, atomok, ionok). Jelölve n, mólokban mérve. anyajegy- egy anyag mennyisége, amely annyi részecskét tartalmaz, ahány atom van 12 g szénben. Avogadro száma. A részecskék száma bármely anyag 1 moljában megegyezik, és egyenlő 6,02 1023 mol-1). Egyenértékű - egy valós vagy feltételes részecske, amely egy hidrogénionnal kapcsolódhat, szabadulhat fel vagy bármilyen más módon egyenértékű lehet sav-bázis reakciókban, vagy egy elektronnal redox reakciókban. Egyenértékűségi tényező f=1/z , ahol z egyszerű vegyületek vegyértéke, összetett vegyületek oxidációs állapota. Moláris tömeg egyenérték egy anyag egy mólekvivalens tömege., ahol az egyenérték moláris tömege,

A kémia alaptörvényei.

Az anyagtömeg megmaradásának törvénye. A reakcióba belépő anyagok tömege megegyezik a reakcióban résztvevő anyagok tömegének generatrixával

A tömeg és az energia megmaradásának törvénye. A reakcióba belépő anyagok össztömege és energiája mindig megegyezik a reakciótermékek össztömegével és energiáival NaOH (40g) + HCl (36,5g) \u003d NaCl (58,5g) + H 2 O (18g) Z az összetétel állandóságának törvénye. Bármilyen tiszta anyag, függetlenül az előállítás módjától, mindig állandó minőségi és mennyiségi összetételű.Az összetétel állandóságának törvénye nem érvényes folyékony és szilárd oldatokra (H 2 O és NaCl - oldat). Az összetétel állandó összetételű anyagai ún daltonidák,és változó összetételű berthollidokTöbb arány törvénye Dalton. Ha két elem egymással több vegyületet alkot, akkor az egyik elem atomjának tömegei egy másik elem azonos tömegére vonatkoztatva kis egész számokként viszonyulnak egymáshoz. ekvivalensek törvénye: az egymással reakcióba lépő anyagok tömege (m 1, m 2) arányos ekvivalenseik moláris tömegével (M E1, M E2) térfogati viszonyok törvényeÁllandó nyomáson és hőmérsékleten az egymással reakcióba lépő gázok térfogata, valamint a gáznemű reakciótermékek térfogata kis egész számokként viszonyul. Avogadro törvénye. NÁL NÉL azonos térfogatú különböző gázok azonos körülmények között (hőmérséklet és nyomás) azonos számú molekulát tartalmaznak. PV=n* m / M *RT Következmény: 1.NA, 2.Vm, 3.m1/m2=M1/M2

A szervetlen anyagok főbb osztályai

oxidok -összetett anyagok, amelyek 2 elemből állnak, amelyek közül az egyik oxigén: 1) sóképző(ha kölcsönhatásba lép savakkal és bázisokkal sókat képez): A) bázikus (sókat képez, ha savakkal vagy savas oxidokkal kölcsönhatásba lép) B) savas (sókat képez, ha bázisokkal vagy bázikus oxidokkal kölcsönhatásba lép) C) amfoter (sókat képez, ha kölcsönhatásba lép savak és bázisok) 2) nem sóképző(savakkal és bázisokkal kölcsönhatásba lépve nem képeznek sókat)

Alapok- in-va komplex, amely Me atomból és egy vagy több hidroxilcsoportból áll: 1) egyetlen sav(1 OH-csoportot tartalmaznak): NaOH, KOH; 2) kétsavas(2 OH csoportot tartalmaz): Ca(OH)2, Ba(OH)2 3) trisav(3 OH csoportot tartalmaz): Fe(OH)3,Cr(OH)3 Bázisok: 1) vízben oldódó (lúg): LiOH, NaOH, Ca(OH)2,Ba(OH)22) vízben oldhatatlan: Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 3) amfoter (vízben szilárd halmazállapotú, vízben oldhatatlan, savakkal mint bázisokkal és lúgokkal mint savakkal reagál) savak- komplex anyagok, amelyek savmaradékot és egy vagy több hidrogénatomot tartalmaznak, amelyek Me atomokkal helyettesíthetők:

1) egybázisú HCl, HJ 2) kétbázisú H2SO4, H2CO3

3) három vagy több bázikus: H3PO4, H4P2O7 Savak: 1) oxigénmentes HCl, H2C, HCN 2) oxigéntartalmú HNO3,

Me elektrokémiai feszültségsorok:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Pl, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au

sók - in-va komplex, amely Me atomokból és egy savmaradékból áll:

1)közepes (normál) NaCl, CaSO4, Al2(SO4)3

2)savanyú KHSO4, Ca(H2PO4)2

3)fő- Fe(OH)2SO4, CuOHCl, Bi(OH)2NO3

4)kettős KAl(SO4)2, NaKCO3

5) komplex Na2, K4, Cl

Periodikus törvény és PS Mendelev, szerkezete Az egyszerű testek PZ-tulajdonságai, valamint az elemek vegyületeinek formái és tulajdonságai periodikus függésben vannak az elemek atomtömegének értékétől A PS ChemE a kémiai elemek osztályozása, amelyet Mengyelejev alkotott meg a az általa 1869-ben felfedezett periodikus törvényt. E törvény modern formái szerint az atommagok pozitív töltése szerint növekvő sorrendbe rendezett elemek folyamatos sorozatában a hasonló tulajdonságú elemek periodikusan ismétlődnek. Függőleges oszlopok - hasonló tulajdonságú elemcsoportok. A csoportokon belül az elemek tulajdonságai is rendszeresen változnak (pl. az alkálifémeknél Li-ről Fr-ra haladva megnő a kémiai aktivitás). A PS 7 periódusból és 8 elemcsoportból áll, amelyek mindegyike hagyományosan A csoportra (fő) és B csoportra (oldalsó) van felosztva. Az egyik csoport elemeinek szerkezete megegyezik az atomok külső elektronhéjával, és bizonyos kémiai hasonlóságot mutatnak.A PS-ben szereplő csoportszám határozza meg az elemek atomjaiban lévő vegyértékelektronok számát. A periódus száma PS-ben megfelel egy adott elem elektronokkal teli atomjának energiaszintjeinek. Periódusszám = Elektronokkal töltött energiaszintek száma = Az utolsó energiaszint megjelölése. Minden csoport alcsoportokra van osztva. A fő alcsoport - A - atomokban lévő elemekből áll. kat.valencia csak a külső EC elektronjai (s, p-elemek) A másodlagos alcsoport - B - külső és pre-külső EC (d, f-elemek) Elemek, amelyek Z \u003d 58-71, valamint Z = 90-103, különösen hasonló tulajdonságokkal, 2 családot alkotnak - lantanidok és aktinidák.

Az atom és az atommag szerkezetére vonatkozó elképzelések kialakulásának főbb állomásai. Kvantummechanikai modell

Rutherford javaslat 1 modell egy atom magból áll. + töltés és forgás Körülötte ê. A mag végtelenül kicsi méretű, de koncentrálódik benne. szinte minden m atom. r pályák ê és az ő V változtass tetszés szerint és folyamatosan. Ezt követően kimutatták, hogy a magok a következőkből állnak nukleonok protonok és neutronok. Az atom összetétele 1) Elektrontöltés ê = - 1,6 10 -19 Menő. (-egy)m ê = 9,1  10 -31 kg 2) proton töltés p=+1,6 10 -19 Menő. (+1)m R  1836 m ê  3) Neutron töltés n = 0 m n  1840 m ê . Menny R a magban, és ê egy atom neutronja definiálható. e-mail sorozatszámmal z. Menny n def. Az atomkülönbség szerint més rendelj. számok (DE r - z). Egy elem atomjaiban az e-hírek száma lebontható. azt izotópok.Rutherford elméletének hátrányai (ellentmondások). egy) A test bármely körpályán történő mozgása gyorsulással  az elektronok körben mozognak. A pályáknak minden bizonnyal energiát kell sugározniuk, és hamarosan az atommagra kell esniük, vagyis az atomoknak nyugtalanoknak kell lenniük. rendszerek. 2) Folyamatosan energiát sugározva a spektrumnak folytonosnak kell lennie. Vonalspektrumokat kaptunk  Rutherford elmélete nem tudta megmagyarázni a száját. az atom és a proszkhod állapota. vonalak egy atom spektrumában. Bohr elmélet

A) Bor létrehozta az első számot Elmélet az atom számára  . Bohr elmélet klasszikus törvények alapján. a mechanikáról és a sugárzás kvantumelméletének törvényeiről Max Planck. B) E =h ,  - sugárzási frekvencia, h a Planck-állandó = 6,62  10 -34 J mp. . Bor bevezette az állópályák (energiaszintek) fogalmát, amelyen a mozgások számának pillanata = h (2   n), h Planck állandója, n- főkvantumszám. Bohr elméletének előnyei Bor megmagyarázta, miért yavl az atomok. szájrendszerek ( 1 posztulátum). Bor magyarázta a szövegrészt. Vonalak egy atom spektrumában ( 2 posztulátum).

Az elektronikus felhő fogalma. hullámfüggvény.

email A felhő az, ahol az elektronok az atommag körül élnek, és az 1-es és a 2-es abban különbözik, hogy az 1-es az első szint. 1-2 elektron lehet rajta, és 2s a második szint rajta, kettőnél kevesebb és 2 elektronnál több nem lehet! Elektronfelhők - s pályák - orbitális A hidrogénatom egyetlen elektronja gömb alakú pályát képez az atommag körül - gömb alakú elektronfelhőt. (a legstabilabb és elég közel található a maghoz). Minél nagyobb egy elektron energiája egy atomban, annál gyorsabban forog, annál jobban megnyúlik a tartózkodási tartománya, és végül súlyzó alakú p-pályává alakul: p-pálya Egy ilyen alakú elektronfelhő három helyet foglalhat el egy atomban a tér x, y és z koordinátatengelye mentén. d-pályák Az s- és p-pályák mellett léteznek még bonyolultabb alakú elektronikus pályák is; d és f betűkkel jelöljük. Az ide érkező elektronok még nagyobb energiaellátásra tesznek szert, összetett utakon mozognak. Minden d-pálya (és lehet, hogy már van öt) azonos energiájú, de a térben eltérően helyezkedik el. Igen, és egy szalaggal átkötött párnára emlékeztető formában csak négy egyforma. Elektron mozgás egy atomban hullámfüggvény írja le. Ez a funkció különböző értékeket szerez az atomi tér különböző pontjain. Ha a legegyszerűbb hidrogénatom atommagját a derékszögű koordinátarendszer középpontjába helyezzük, akkor az elektron az y (x, y, z) függvénnyel írható le. Mivel az elektron mozgása hullámfolyamat, a hullámfüggvény meghatározása a hullám amplitúdójának meghatározására redukálódik. Kvantitatívan a Schrödinger-differenciálegyenletből (1926) található.

kvantumszámok A fő kvantumszám - n - meghatározza az elektron energiaszintjét, az energiaszint távolságát az atommagtól és az elektronfelhő méretét. A fő kvantumszám 1-től a végtelenig veszi az értékeket, és megfelel a periódusszámnak. A pályakvantumszám - l - határozza meg az atompálya alakját. A pályakvantumszám l=0 és (n-1) közötti értékeket vesz fel. Az orbitális kvantumszám minden értéke egy speciális alakú pályának felel meg.

n l 3 012 3 s-,p-,d- 4 0123 4s-,p-,d-,f- A mágneses kvantumszám - ml - határozza meg a pálya tájolását egy külső mágneses vagy elektromos térhez képest. A mágneses kvantumszám bármilyen értéket felvesz -l-től +l-ig, A kvantumsejtek sematikus képe Podur l ml max D2 -2,-1,0,1,2 10 F 3 -3,-2,-1,0,1,2,3 14 A spinkvantumszám - ms - határozza meg azt a mágneses momentumot, amely akkor keletkezik, amikor egy elektron a tengelye körül forog. A spinkvantumszám csak két lehetséges értéket vehet fel: +1/2 és -1/2. Ezek az elektron saját mágneses momentumának két lehetséges és ellentétes irányának felelnek meg - spinek.

s-pálya

A pályák elektronokkal való feltöltésének sorrendje. A minimális energia elve. Pauli elv. Hund szabálya. Klecskovszkij uralma. Az elektronok eloszlása ​​egy atomban a szerint történik Pauli elv, ami egy atomra a legegyszerűbben megfogalmazható: ugyanabban az atomban nem lehet több elektron azonos négy kvantumszámmal: n, l, Z (n, l,) = 0 vagy 1, ahol Z (n , l,) a kvantumállapotban lévő elektronok száma, amelyet négy kvantumszám halmaz ír le: n, l, . Így a Pauli-elv kimondja, hogy két, ugyanabban az atomban kötött elektron legalább egy kvantumszám értékében különbözik.

Hund szabálya- egy alszinten belül az elektronok úgy oszlanak el pályákon, hogy spinkvantumszámaik összegének modulusa maximális legyen. Klecskovszkij uralma: A pályák kitöltése az n+l kvantumszámok növekvő összegének sorrendjében történik; állandó n+l összeg esetén a kitöltés n növekvő sorrendben történik. A Klechkovsky-szabály alkalmazása a pályák növekvő energiájának sorozatát adja meg. legalacsonyabb elveenergia: az elektronok először az üres pályákat töltik meg a legkisebb energiával. Az atompályák energianövekedési sorrendben a következőképpen vannak elrendezve: 1s2<2s2 <2p6<3s2<3p6<4s2<3d104p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10 Li 18 2 2S 1

Al 18 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 0

K 19 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1

Energiaszintek és alszintek kapacitása. Szerkezet

az atomok elektronhéjai és a periódusos rendszer kapcsolata az atomok szerkezetével.

izotópok Ugyanazon elem atomjai, amelyeknek azonos a magtöltése, de eltérő tömegük van. izobárok Különböző elemek atomjai, amelyeknek különböző a magtöltése, de azonos az atomtömege. A jelenlegi modell a kvantumfizika 2 alapelvén alapul. 1. Egy elektron egyszerre rendelkezik a részecskék és a hullámok tulajdonságaival. 2. a részecskéknek nincsenek szigorúan meghatározott koordinátái és sebességei. Energia szint(n kvantumszám) az atommagtól való távolság. Az n növekedésével az elektron energiája nő. Az energiaszintek száma = annak az időszaknak a száma, amelyben az elem található. Az elektronok maximális számát N=2n 2 határozza meg. Energia alszint s (gömb alakú), p (súlyzó alakú), d (4 szirom rozetta), f (összetettebb) betűkkel jelöljük. Elektronfelhő mágneses kvantumszám-kölcsönhatása külső mágneses mezőkkel. A spinkvantumszám az elektron megfelelő forgása a tengelye körül. Periodikus törvény. Az elemek tulajdonságai, valamint vegyületeik szerkezete és tulajdonságai periodikusan függenek atomjaik magjának töltésétől. Egy elem sorszáma = az atommag töltése és az elektronok száma. A neutronok száma = atomtömeg - sorozatszám. Minden periódus s - elemekkel kezdődik (s 1 alkálifém) és p - elemmel végződik

Ionizációs energia, elektronaffinitási energia,

elektronegativitás. Ionizációs potenciál

1) Az az energia, amelyet el kell költeni ahhoz, hogy egy elektront elszakítsunk az atomtól, és egy olyan szintre mozgassuk, amely végtelenül távol van tőle. És az atom teljesen feltöltődik.

Ezt az energiát hívják ionizációs energia. Li: 5,39 Volt.

Egy elektron leválási energiája a Li atomról 75,6 EV, a második Li atomé 122,4 EV... Az ionizációs potenciál hirtelen megváltozik 1. Az elektronhéjak lépcsőzetes (réteges) szerkezetűek 2). Affinitási energia a elektron - az atom energiájának változása, amikor egy semleges atomhoz kapcsolódik, negatív ion képződésével 0 1 K hőmérsékleten.

Az elektron a legalacsonyabb pályát foglalja el Hund szabályának megfelelően.

A halogének a legnagyobb affinitási energiával rendelkeznek. Az összes ionizációs energia összege = E összesen.

3). Univerzális jellemző egyesítő 1.2 elektronegativitás. az ionizációs energia és az affinitási energia összege. Minél nagyobb az elektronegativitás, annál könnyebben válik egy atom töltött ionná.

Elektronegativitás: Li = 1, Na = 0,9, K = 0,8, Cs = 0,7, Be = 1,5, Mg = 1,2, B = 2, F = 4, p = 2,5.

A kémiai kötés természete. Valencia elmélet. A koncepció

oxidációs foka.

kémiai kötés- két atom kölcsönhatása, amely elektroncserével valósul meg. A kémiai kötéseknek többféle típusa létezik: ionos, kovalens, fémes, hidrogén, intermolekulárisés multicentrikus. Vegyérték- azoknak a kémiai kötéseknek a száma, amelyekkel egy adott atom a molekulában lévő többi atomhoz kapcsolódik. Ebben az esetben a kémiai kötések kialakításában részt vevő elektronokat vegyértéknek nevezzük. Valenciának nevezzük az atom azon képességét, hogy bizonyos számú másik atomhoz kapcsolódjon vagy helyettesítsen. A vegyérték mértéke az elemhez kapcsolódó hidrogén- vagy oxigénatomok száma (ЭH n, EO m), feltéve, hogy a hidrogén egy- és az oxigén kétértékű. A spinelmélet szerint egy atom vegyértékét a párosítatlan elektronjainak száma határozza meg, amelyek részt vehetnek más atomokkal kémiai kötések kialakításában, így egyértelmű, hogy a vegyértéket mindig kis egész számokban fejezzük ki. az oxidációs állapot egy molekulában lévő atom feltételes töltése, amelyet abból a feltételezésből számítunk ki, hogy a molekula csak ionokból áll. Az oxidációs állapot fogalmát az elektronpárok egyik vagy másik atomra való teljes eltolódásának feltételezésével vezettük be ( az ionos vegyületet alkotó ionok töltését mutatja) . Ezért a poláris vegyületekben az oxidációs állapot azon elektronok számát jelenti, amelyek csak egy adott atomról a hozzá kapcsolódó atomra mozdulnak el.

kovalens kötés.

A kötött atomok héjában keletkező közös elektronpárok miatt kovalens kötés jön létre. Ugyanazon elem atomjai alkothatják, és akkor nem poláris; ilyen kovalens kötés például létezik az egyelemű gázok H 2, O 2, N 2, Cl 2 stb. molekuláiban. A kovalens kötést különböző elemek atomjai alkothatják, amelyek kémiai természetükben hasonlóak, majd poláris; például ilyen kovalens kötés létezik a H 2 O, NF 3, CO 2 molekulákban. A cseremechanizmus az, hogy az atomok kölcsönhatásai mindegyike egy párosítatlan elektront ad egy közös elektronpár mintájára. A donor-akceptor következtetés az, hogy az egyik donoratom egy szabad elektronpárt, a másik akceptor pedig egy szabad AO-t biztosít x / s-hoz. Egy nem poláris CCS kötés, amelyben a teljes villamosított felhő m / y szimmetrikusan oszlik el az atomok kölcsönhatásának magjai által, jellemző az azonos zn-em elektrootrú atomokra, egyszerű dolgokra. Poláris CCS-arr-Xia m / y atomok bomlással. A képek telítettségi-har-et sp-edik atomját az x / s száma korlátozza, valamint meghatározza a molekula sztöcheométeres összetételét. Az irányultság az, hogy az atomok AO kölcsönhatásainak maximális átfedése akkor lehetséges, ha azokat kölcsönös orientáció határozza meg. Szigma - átfedés a magokat összekötő vonal mentén, pi - AO átfedés a vonal mindkét oldalán, b - AO átfedés mind a 4 szirmával.

π és σ kötések. Kötés hossza, kötési energia.

hosszú kapcsolat d a kötést alkotó atomok középpontjai közötti távolság. A kísérleti módszerek lehetővé tették a kötés pontos hosszának meghatározását. Értékük 100 pm nagyságrendű, hosszát röntgendiffrakció és spektrum határozza meg. A kötés hossza az atomszám növekedésével növekszik. A gázokból kristályokba való átmenet során a kötés hosszának növekedése figyelhető meg, ami megerősödésével jár. A kötés hossza becslést is lehetővé tesz kötés merevsége , azaz külső hatásokkal szembeni ellenálló képessége, hosszát okozva.

Kötési energia intézkedés erő A kötés a kötési energia. Értékét a kötés felszakításához szükséges munka, vagy az egyes atomokból anyagképződés során elért energianyereség határozza meg. például a H-H kötés energiája a H 2 molekulában \u003d 435 kJ / mol (104 kcal / mol), ami azt jelenti, hogy amikor 1 mol H 2 képződik, 435 kJ (104 kcal) szabadul fel Sigma Bond - kovalens kötés, amely az s -, p- és hibrid AO átfedésével jön létre a kötött atomok magjait összekötő tengely mentén (azaz az AO tengelyirányú átfedésével). A Pi-kötés egy kovalens kötés, amely akkor jön létre, ha a nem hibrid oldalirányú átfedése p-AO.Az ilyen átfedés az atommagokat összekötő egyenes vonalon kívül történik A .σ-kötés erősebb, mint a π-kötés.Ez az AO hatékonyabb tengelyirányú átfedésének köszönhető a σ-MO képződése során és a jelenléte σ-elektronok az atommagok között.Az atomok között létrejövő kötések számát kötéstöbbszörösnek nevezzük.δ-A kötések akkor jönnek létre, ha a d-pályák átfedik egymást, párhuzamos síkban helyezkednek el.Ez a fajta kötés a d- összetett vegyületeiben található meg. fémek.

A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusa. A donor-akceptor következtetés az, hogy az egyik donoratom egy szabad elektronpárt, a másik akceptor pedig egy szabad AO-t biztosít x / s-hoz. Donor-akceptor mechanizmus (koordinációs kötés) - kémiai kötés két atom vagy atomcsoport között, amelyet az egyik atom (donor) magányos elektronpárja és egy másik atom (akceptor) szabad pályája miatt hajtanak végre. A donor-akceptor mechanizmus gyakran a komplexképződés során jön létre egy szabad elektronpár miatt, amely (a kötés kialakulása előtt) csak egy atomhoz (donor) tartozott, és a kötés kialakulása során szocializálódik. A donor-akceptor kötés csak a kötőelektronok eredetében tér el a szokásos kovalens kötéstől. Például az ammónia és egy sav reakciója abból áll, hogy a sav által adományozott protont a donor magányos elektronpárjához (nitrogén) adják: Az NH4 + ionban a nitrogén és a hidrogén mind a négy kötése egyenértékű, bár származásukban különböznek egymástól. A donorok lehetnek nitrogén-, oxigén-, foszfor-, kénatomok stb. Az akceptorok szerepét egy proton, valamint a kitöltetlen oktettű atomok is betölthetik (például D. I. Mengyelejev táblázatának III. csoportjába tartozó elemek atomjai , valamint komplexképző atomok, amelyeknek a vegyértékelektron rétegében töltetlen energiasejtek vannak).

Ionos kötés.

Ionos kötés - erős kémiai kötés, amely nagy elektronegativitáskülönbséggel (>1,7 a Pauling-skálán) atomok között jön létre, amelyben a közös elektronpár teljesen átmegy egy nagyobb elektronegativitású atomhoz. Példa erre a CsF vegyület, melynek „ionossági foka” 97. Nézzük például a nátrium-klorid NaCl-t használó előállítási módszert. Ha kémiai kötés jön létre olyan atomok között, amelyek elektronegativitáskülönbsége nagyon nagy (EO > 1,7 Pauling szerint), akkor a megosztott elektronpár teljesen átmegy a nagyobb EO-val rendelkező atomhoz. Ennek eredményeként ellentétes töltésű ionokból álló vegyület képződik: A kialakult ionok között elektrosztatikus vonzás lép fel, amit ionos kötésnek nevezünk. Inkább egy ilyen kilátás kényelmes. Valójában az atomok közötti ionos kötés tiszta formájában sehol vagy szinte sehol nem valósul meg, általában a kötés részben ionos, részben kovalens. Ugyanakkor az összetett molekulaionok kötése gyakran tisztán ionosnak tekinthető. Az ionos kötések és más típusú kémiai kötések közötti legfontosabb különbségek az irányítatlanság és a telítetlenség. Ezért az ionos kötés következtében kialakuló kristályok a megfelelő ionok különféle szoros tömítései felé gravitálnak.

Fém csatlakozás.

fém csatlakozás- a szocializált szabad elektronok pozitív ionkészlettel való kölcsönhatása miatt valósul meg. Fémekben képződik. Minden fémnek van kristályrácsa. Amikor kötés jön létre, a kristály összes atomjának elektronja egyesül. Nagy energiájú kötésekre utal, nincs telítettsége és térbeli orientációja . A legtöbb fémnek jelentős számú üres pályája van, és kis számú elektron van a külső elektronhéjon. Ezért energetikailag kedvezőbb, ha az elektronok nem lokalizáltak, hanem a teljes fémhez tartoznak. A fémekben lévő vegyértékelektronok nincsenek lokalizálva. A "+" töltésű fémionok és a nem lokalizált elektronok között elektrosztatikus kölcsönhatás lép fel, amely biztosítja az anyag stabilitását.

Hidrogén kötés. A hidrogénkötés kialakulásának mechanizmusa

HIDROGÉN KÖTÉS , az A-H ... A típusú kémiai kötés típusa; kovalens kötéssel kötött hidrogénatom és egy elektronegatív A atom (N, O, S stb.) kölcsönhatása eredményeként jön létre, és egy másik A" atom meg nem osztott elektronpárja (általában O , N). Az A és A atomok azonos és különböző molekulákhoz is tartozhatnak. A hidrogénkötés azonos vagy különböző molekulák komplexekké történő társulásához vezet; nagymértékben meghatározza a víz és a jég tulajdonságait, a molekuláris kristályok tulajdonságait, számos szintetikus poliamid szerkezetét és tulajdonságait , fehérjék, nukleinsavak és mások

A hidrogénkötések létrejöttéhez fontos, hogy az anyag molekulái kisméretű, de elektronegatív atomokhoz társuljanak, például: O, N, F. Ez észrevehető részleges pozitív töltést hoz létre a hidrogénatomokon. Másrészt fontos, hogy az elektronegatív atomoknak magányos elektronpárjaik legyenek. Amikor egy molekula (akceptor) elektronszegény hidrogénatomja kölcsönhatásba lép egy másik molekula (donor) N, O vagy F atomján lévő meg nem osztott elektronpárral, a poláris kovalens kötéshez hasonló kötés jön létre.

A termodinamika I. törvénye. Az entalpia fogalma Termokémiai

egyenletek. Hess törvénye. Az anyag képződésének standard állapota és standard entalpiája. Kémiai reakciók termikus hatásainak számítása.

A termodinamika első törvénye (első törvénye) valójában az energiamegmaradás törvénye. Azt állítja, hogy egy elszigetelt rendszer energiája állandó. Egy nem szigetelt rendszerben az energia az alábbiak miatt változhat: a) környezeti munkavégzés; b) hőcsere a környezettel.

E változások leírására bevezetünk egy állapotfüggvényt - a belső energiát Ués két átviteli funkció - hő Kés munka A. Az első törvény matematikai megfogalmazása.

Az elektronhéjak szerkezete

A kvantummechanikai koncepciók szerint az elektronnak, mint bármely más mikrorészecskének, egyidejűleg van korpuszkuláris és hullámtulajdonságok (részecske-hullám dualizmus), i.e. részecske és hullám tulajdonságai. Az atomban lévő elektron állapotának (mozgásának) leírására valószínűségi megközelítést alkalmaznak az elektronfelhő, az atompálya és az elektronsűrűség fogalma alapján.

elektronikus felhő - egy elektron mozgásának modellje egy atomban, feltételezve, hogy az elektron negatív töltése egyenetlenül oszlik el az atommag körüli tér teljes térfogatában (az elektron ebben a kötetben „elkenődött”). Az elektronfelhő grafikus ábrázolásában ezt a pontok egyenlőtlen sűrűsége mutatja: ahol sűrűbbek a pontok, ott gyakrabban van ott az elektron.

Az elektronfelhő sűrűsége (elektronsűrűsége) az atommagtól való távolság növekedésével csökken.

A többelektronos atomban az elektronok atomi pályákon (AO) helyezkednek el. atompálya az elektron állapota az elektronfelhő meghatározott energiaértékével, alakjával és térbeli orientációjával.

A gömb alakú pályákat s betűvel jelöljük, az ezeket elfoglaló elektronokat pedig s-elektronoknak nevezzük.

A nyolcas térfogatú (súlyzó) alakú pályákat p betűvel jelöljük, a rajtuk elhelyezkedő elektronokat p-elektronoknak nevezzük.

Az atommagtól való távolság növekedésével az elektron energiája növekszik (csökken az atommaggal való kötődésének erőssége), és nő annak a pályának a mérete is, amelyen az elektron helyezkedik el. Ennek megfelelően a pálya alakjának és a benne lévő elektronok számának megőrzése mellett az elektronsűrűség csökken. Elektronikus grafikai sémák készítésekor az AO-t sejtként (kvantumcella), az elektront pedig nyílként ábrázolják.

Az elektront jellemzik vissza, amely leegyszerűsíthető egy elektron saját tengelye körüli forgásaként az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányban. Ettől függően az elektront nyilak jelzik: vagy ↓.

Ha egy elektron van az AO-ban, akkor azt párosítatlannak nevezzük. Az AO-n található két elektront páros vagy elektron (magányos) párnak nevezzük.

Egy AO-n legfeljebb két elektron található, és spineiknek ellentétes irányúaknak kell lenniük.

	|	következő előadás ==>

§5. Elektronfelhők – pályák

A hidrogénatom egyetlen elektronja az atommag körül képződik gömb alakú pálya- gömb alakú elektronfelhő, mint egy lazán feltekert bolyhos gyapjúgolyó vagy vattakorong.

A tudósok megegyeztek abban, hogy a gömb alakú atompályát nevezik s- orbitális. Ez a legstabilabb, és meglehetősen közel található a maghoz.

Minél nagyobb egy elektron energiája egy atomban, annál gyorsabban forog, annál jobban megnyúlik tartózkodási tartománya, és végül súlyzó alakúvá válik. p- orbitális:

Egy ilyen alakú elektronfelhő elfoglalhat egy atomot három pozíciót a tér koordinátatengelyei mentén x, yés z. Ez könnyen megmagyarázható: elvégre minden elektron negatív töltésű, tehát az elektronfelhők taszítják egymástés hajlamosak a lehető legtávolabb maradni egymástól.

Mindez együtt három elektronfelhő, amelyeket ún p x-, py- vagy pz-pályák, szimmetrikus geometriai alakzatot alkotnak, melynek középpontjában az atommag található. Úgy néz ki, mint egy hatágú pompon vagy egy hármas masni – ahogy tetszik.

Így, p Három pálya lehet. Energiájuk természetesen ugyanaz, de térbeli elhelyezkedésük más.

Kivéve s- és p-pályák, vannak még bonyolultabb alakú elektronikus pályák; betűkkel vannak jelölve dés f. Az ide eljutó elektronok még nagyobb energiaellátásra tesznek szert, bonyolult utakon mozognak, és ennek eredményeként összetett és gyönyörű háromdimenziós geometriai formákat kapnak.

Összes d-pályák(és lehet már öt is belőlük) azonos energiájúak, de térben eltérően helyezkednek el. Igen, és egy szalaggal átkötött párnára emlékeztető formában csak négy egyforma.
Az ötödik pedig olyan, mint egy bagelbe fűzött súlyzó.

Azonos energiájú elektronfelhők, amelyek nevet kapnak f-pályák talán már hét. Különböző alakúak és térben is eltérőek.

elektronikus felhő- egy vizuális modell, amely az atomban vagy molekulában lévő elektron megtalálásának valószínűségi sűrűségfüggvényének eloszlását tükrözi az elektron energiájától függően.

Az ábrán az alapállapotban lévő hidrogénatom elektron megtalálásának valószínűségének radiális eloszlása ​​látható.

A hidrogénatomban az elektron megtalálásának valószínűségének radiális eloszlásának görbéje azt mutatja, hogy az elektron megtalálásának valószínűsége egy vékony gömbrétegben a legnagyobb, amelynek középpontja a proton helyén van, és amelynek sugara megegyezik a Bohr-sugárral a 0 .

Minél erősebb a kötés az elektron és az atommag között, annál kisebb az elektronfelhő és annál sűrűbb a töltéseloszlás.

Az elektronfelhőt leggyakrabban határfelületként ábrázolják (a sűrűség körülbelül 90%-át átfogja). Ebben az esetben a sűrűség pontokkal történő megjelölése elmarad.

Elektronfelhő és kémiai kötés

Feltéve, hogy az elektronok mozgása független a sokkal lassabb magmozgásoktól (adiabatikus közelítés), meglehetősen szigorúan leírható a kémiai kötés kialakulása a pozitív töltésű atommagok Coulomb-vonzási erőinek eredményeként egy elektronfelhőben koncentrálódó elektronfelhőhöz. nukleáris tér (lásd 2. ábra).

Ennek a felhőnek a töltése hajlamos arra, hogy az atommagokat közelebb hozza egymáshoz (a kötőrégió), míg az internukleáris téren kívüli elektrontöltés (nem kötőrégió) hajlamos széttolni az atommagokat egymástól. A nukleáris taszítás erői is ugyanebben az irányban hatnak. Amikor az atomok megközelítik az egyensúlyi távolságot, az elektronsűrűség egy része a nem kötő régióból átmegy a kötési tartományba. Az elektronikus töltés mindkét tartományban megoszlik, így az atommagot hozó és taszító erők azonosak. Ezt valamilyen egyensúlyi távolság mellett érjük el, amely megfelel a

elektronikus felhő

elektronikus felhő- Ez egy vizuális modell, amely az elektronsűrűség eloszlását tükrözi egy atomban vagy molekulában.

E. Schrödinger híres hullámegyenletének megjelenése után eleinte számos kísérlet történt a hullámfüggvény lehetséges fizikai jelentésének kiderítésére és egy elektron atomban való viselkedésének modelljének kidolgozására. E. Schrödinger kezdettől fogva egy „elkenődött elektronról” beszélt, amelynek töltése a térben is elkenődik, és az oszcillációk antinódusai mentén oszlik el, és javasolta a „hullámcsomag” fogalmát.

A fizikusok azonban bírálták ezt a modellt. Max Born megmutatta, hogy ezeket a hullámokat statisztikailag a valószínűségszámítás szempontjából kell értelmezni. Maguk a hullámok nem anyagiak, csak matematikai kifejezések, amelyek leírják annak valószínűségét, hogy a tér egy bizonyos pontján elektront találunk.

Az atomban lévő elektron állapotának vizuális modelljeként a kémiában egy felhő képét alkalmazzák, amelynek megfelelő szakaszainak sűrűsége arányos az elektron megtalálásának valószínűségével. Az elektronfelhő a legsűrűbben (ahol a legtöbb pont) a legvalószínűbb elektrondetektálási területeken rajzolódik ki.

Vannak más módok is az atommaghoz viszonyított elektronsűrűségű elektron megtalálásának valószínűségének radiális eloszlásának ábrázolására.

A hidrogénatomban az elektron megtalálásának valószínűségének radiális eloszlásának görbéje azt mutatja, hogy az elektron megtalálásának valószínűsége egy vékony gömbrétegben a legnagyobb, amelynek középpontja a proton helyén van, és amelynek sugara megegyezik a Bohr-sugárral a 0 .

Az elektronfelhőt leggyakrabban határfelületként ábrázolják (a sűrűség körülbelül 90%-át átfogja). Ebben az esetben a sűrűség pontokkal történő megjelölése elmarad.

Megjegyzések

Lásd még

Wikimédia Alapítvány. 2010 .

Nézze meg, mi az "elektronikus felhő" más szótárakban:

elektronfelhő

elektronfelhő- elektronų debesis statusas T sritis chemija apibrėžtis Elektronų buvimo aplink atomo branduolį tér. atitikmenys: engl. elektron atmoszféra; elektronfelhő; elektronikus légkör; elektronikus felhő. elektronikus felhő... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas

elektronfelhő- elektronų debesis statusas T terület fizika atitikmenys: engl. elektronfelhő; elektronikus légkör; elektronikus felhő vok. Elektronenatmosphäre, f; Elektronenwolke, f rus. elektronfelhő, n; elektronfelhő, n pranc. légkör elektronikus … Fizikos terminų žodynas

Hélium atom Az atom (másik görögül ἄτομος oszthatatlan) a kémiai elem legkisebb része, amely tulajdonságainak hordozója. Az atom egy atommagból és egy azt körülvevő elektronfelhőből áll. Az atommag pozitív töltésű protonokból és ... ... Wikipédia

Hélium atom Az atom (másik görögül ἄτομος oszthatatlan) a kémiai elem legkisebb része, amely tulajdonságainak hordozója. Az atom egy atommagból és egy azt körülvevő elektronfelhőből áll. Az atommag pozitív töltésű protonokból és ... ... Wikipédia

A MOLEKULÁK ENERGIASZINTJÉNEK LAMBDA-DUPPLÁZÁSA (HASZNÁLÁSA) gyenge hasadás az egyes elektronikus rezgési forgási energiák két szintjére. a nullától eltérő kvantumszámú molekula szintje és J (lásd: Molekula). Az L szám a vetületet írja le ...... Fizikai Enciklopédia

- (a görög atomos oszthatatlan szóból) egy anyag mikroszkopikus méretű és nagyon kis tömegű részecskéje (mikrorészecske), a kémiai elem legkisebb része, amely tulajdonságainak hordozója. Minden elem megfelel egy bizonyos típusú A., ... ...

- (σ és π kötések) kovalens kémiai kötések, melyeket az elektronsűrűség-eloszlás határozottabb, de eltérő térbeli szimmetriája jellemez. Tudniillik kovalens kötés jön létre az elektronok szocializációja következtében ... ... Nagy szovjet enciklopédia

- (a görög atomos oszthatatlan szóból), egy va-beli rész mikroszkopikus. méret és tömeg (mikrorészecske), a vegyszer legkisebb része. elem, amely a hordozója az ő Szent. Minden chem. az elem megfelel a definíciónak. genus A., jelölése chem. szimbólum. A. léteznek ...... Fizikai Enciklopédia