Устөрөгчийн атомын электрон үүл. Орбитын квант тоо. Электрон үүлний хэлбэрүүд. Давс ба ковалент нэгдлүүд

Химийн үндсэн ойлголтууд

Молекул - химийн болон физик шинж чанартай бодисын хамгийн жижиг хэсэг. Атом - химийн элементийн хамгийн жижиг тоосонцор нь бүх химийн шинж чанараа хадгалж, энгийн бөгөөд нарийн төвөгтэй бодисын нэг хэсэг юм.

Химийн элемент - PS элементийн атомын дугаартай тэнцүү цөмийн цэнэгтэй атомуудын багц. Энгийн бодисууд- молекулууд нь ижил элементийн атомуудаас тогтдог. Нарийн төвөгтэй бодисууд - молекулууд нь янз бүрийн химийн элементүүдийн атомуудаас бүрддэг. Харьцангуй атомын масс (Ar) - элементийн атомын дундаж массыг 12С атомын массын 1/12-д харьцуулсан харьцаатай тэнцүү хэмжээсгүй хэмжигдэхүүн. Харьцангуй молекул жин (Ноён) - Тухайн бодисын молекулын масс нь 12С нүүрстөрөгчийн атомын массын 1/12-ээс хэд дахин их болохыг харуулсан хэмжээсгүй хэмжигдэхүүн. Бодисын хэмжээ -систем дэх тодорхой тооны бүтцийн нэгж (молекул, атом, ион). n-ээр тэмдэглэж, мольоор хэмжинэ. Мэнгэ- 12 г нүүрстөрөгчийн атомтай тэнцэх хэмжээний тоосонцор агуулсан бодисын хэмжээ. Авогадрогийн дугаар. Аливаа бодисын 1 моль дахь бөөмсийн тоо ижил бөгөөд 6.02 1023 моль-1). Үүнтэй адил – хүчил-суурь урвалд нэг устөрөгчийн ион эсвэл исэлдэлтийн урвалд нэг электронтой тэнцэх, суллах, эсхүл түүнтэй тэнцэх бодит буюу зохиомол бөөмс. Эквивалент хүчин зүйл f=1/z , Энд z нь энгийн нэгдлүүдийн валент, нийлмэл нэгдлүүдийн исэлдэлтийн төлөв юм. Моляр массын эквивалент – бодисын нэг моль эквивалентийн масс., эквивалентийн молийн масс энд байна,

Химийн үндсэн хуулиуд.

Бодисын массыг хадгалах хууль.Урвалд орсон бодисын масс нь урвалд орсон бодисын масстай тэнцүү байна

Масс ба энерги хадгалагдах хууль.Урвалд оролцож буй бодисын нийт масс ба энерги нь үргэлж NaOH (40 г) + HCl (36.5 г) = NaCl (58.5 г) + H 2 O (18 г) -ийн нийт масс ба энергитэй тэнцүү байна. ) 3 найрлагын тогтмол байдлын хууль. Аливаа цэвэр бодис нь түүнийг бэлтгэх аргаас үл хамааран үргэлж чанарын болон тоон найрлагатай байдаг. Найрлагын тогтвортой байдлын хууль нь шингэн ба хатуу уусмалд хамаарахгүй (H 2 O ба NaCl - уусмал). Тогтмол найрлагатай бодисыг нэрлэдэг өнгөний сохор,болон хувьсах бүрэлдэхүүн - бертоллидуудҮржүүлгийн хуульДалтон. Хэрэв хоёр элемент өөр хоорондоо хэд хэдэн нэгдэл үүсгэдэг бол нөгөө элементийн атомын ижил масс дахь нэг элементийн атомын массууд хоорондоо жижиг бүхэл тоогоор хамааралтай болно. эквивалентуудын хууль: бие биетэйгээ урвалд орж буй бодисын масс (m 1,m 2) пропорциональ байна молийн масстэдгээрийн эквивалент (M E1, M E2) эзлэхүүний харилцааны хуульТогтмол даралт ба температурт бие биетэйгээ харилцан үйлчилж буй хийн эзэлхүүн, түүнчлэн хийн урвалын бүтээгдэхүүний эзлэхүүн нь жижиг бүхэл тоогоор хамааралтай байдаг. Авогадрогийн хууль. INижил нөхцөлд (температур ба даралт) ижил хэмжээтэй өөр өөр хий нь тэнцүү тооны молекулыг агуулна. PV=n* m / M *RT Үр дүн: 1.NA, 2.Vm, 3.m1/m2=M1/M2

Органик бус бодисын үндсэн ангиуд

Оксид -Хоёр элементээс бүрдэх нийлмэл бодис, тэдгээрийн нэг нь хүчилтөрөгч: 1) давс үүсгэх(хүчил ба суурьтай харилцан үйлчлэхэд давс үүсгэдэг): A) үндсэн (хүчил эсвэл хүчиллэг исэлд ороход давс үүсгэдэг) B) хүчиллэг (суурь эсвэл үндсэн ислүүдтэй харилцан үйлчлэхэд давс үүсгэдэг) C) амфотер (хүчилтэй харилцан үйлчлэхэд давс үүсгэдэг) ба суурь) 2) давс үүсгэдэггүй(хүчил ба суурьтай харилцан үйлчлэхэд давс үүсгэдэггүй)

Үндэслэл- Ме атом ба нэг буюу хэд хэдэн гидроксил бүлгээс бүрдэх нийлмэл бодисууд: 1) моно хүчил(1 OH бүлэг агуулсан): NaOH, KOH; 2) диацид(2 OH бүлэг агуулсан): Ca(OH)2, Ba(OH)2 3) гурвалсан хүчил(3 OH бүлэг агуулсан): Fe(OH)3,Cr(OH)3 Суурь: 1) усанд уусдаг (шүлт): LiOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)22) усанд уусдаггүй: Cu (OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 3) амфотер (усанд уусдаггүй хатуу бодисууд нь хүчилтэй суурь, шүлтүүдтэй хүчил зэрэг урвалд ордог) Хүчил- агуулсан илүү төвөгтэй нэгдлүүд хүчиллэг үлдэгдэлба нэг буюу хэд хэдэн устөрөгчийн атомыг Ме атомаар сольж болно:

1) нэг үндсэн HCl, HJ 2) хоёр үндсэн H2SO4, H2CO3

3) гурав ба түүнээс дээш үндсэн: H3PO4, H4P2O7 хүчил: 1) хүчилтөрөгчгүй HCl, H2C, HCN 2) хүчилтөрөгч агуулсан HNO3,

Цахилгаан химийн хүчдэлийн цуврал Me:

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

Давс -Ме атом ба хүчиллэг үлдэгдэлээс бүрдэх нийлмэл бодисууд:

1)дундаж (хэвийн) NaCl, CaSO4, Al2(SO4)3

2)исгэлэн KHSO4, Ca(H2PO4)2

3)үндсэн Fe(OH)2SO4, CuOHCl, Bi(OH)2NO3

4)давхар KAl(SO4)2, NaKCO3

5) цогцолбор Na2, K4, Cl

Үелэх хууль ба Менделевийн PS, түүний бүтэц PZ-Энгийн биетүүдийн шинж чанар, түүнчлэн элементүүдийн нэгдлүүдийн хэлбэр, шинж чанарууд нь элементүүдийн атомын жингээс үе үе хамааралтай байдаг. 1869. Энэхүү хуулийн орчин үеийн хэлбэрүүдийн дагуу тэдгээрийн атомын цөмийн эерэг цэнэгийн хэмжээг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрлуулсан элементүүдийн тасралтгүй цувралд ижил төстэй шинж чанартай элементүүд үе үе давтагддаг. Босоо багана нь ижил төстэй шинж чанартай элементүүдийн бүлгүүд юм. Бүлэг дотор элементүүдийн шинж чанар нь байгалийн жамаар өөрчлөгддөг (жишээлбэл, шүлтлэг металлын хувьд Li-аас Fr руу шилжих үед химийн идэвхжил нэмэгддэг). PS нь 7 үе, 8 бүлэг элементээс бүрдэх ба тэдгээр нь тус бүрийг А бүлэг (үндсэн) ба Б (хоёрдогч) бүлэгт хуваадаг. Нэг бүлгийн элементүүд нь атомын гаднах электрон бүрхүүлийн бүтэцтэй бөгөөд тодорхой химийн ижил төстэй байдлыг харуулдаг PS дахь бүлгийн дугаар нь элементийн атом дахь валентийн электронуудын тоог тодорхойлдог. PS дахь хугацааны тоо нь электроноор дүүрсэн өгөгдсөн элементийн атомын энергийн түвшний тоотой тохирч байна. Үеийн дугаар = Электроноор дүүрсэн энергийн түвшний тоо = Сүүлчийн тэмдэглэгээ эрчим хүчний түвшин. Бүлэг бүр дэд бүлгүүдэд хуваагдана. Үндсэн дэд бүлэг– A- нь зөвхөн гадаад ЕХ-ны электронууд (s, p-элементүүд) болох cat-valent-тэй атомуудын элементүүдээс бүрдэнэ. -71, мөн Z = 90-103, ялангуяа шинж чанараараа ижил төстэй, лантанид ба актинид гэсэн 2 гэр бүлийг бүрдүүлдэг.

Атом ба цөмийн бүтцийн талаархи санаа бодлыг хөгжүүлэх үндсэн үе шатууд. Квантын механик загвар

Рутерфордөгүүлбэр 1 загвар атом нь цөмтэй байдаг. + цэнэглэх ба эргэлт түүний эргэн тойронд ê. Цөм нь хязгааргүй жижиг хэмжээстэй боловч түүний дотор төвлөрөл байдаг. бараг бүгдээрээ матом. rтойрог замууд ê мөн тэр Вхүссэнээр, тасралтгүй өөрчлөх. Дараа нь цөм нь үүнээс бүрддэг болохыг харуулсан нуклонууд протон ба нейтрон.Атомын найрлага 1) Электрон цэнэг ê = - 1.6 10 -19 Сайхан байна. (-1)м ê = 9,1  10 -31 кг 2) Протоны цэнэг p = + 1.6 10 -19 Сайхан байна. (+1)м Р  1836 м ê  3) Нейтроны цэнэг n = 0 м n  1840 м ê . Тоо ширхэг rцөмд мөн түүнчлэн ê атомын нейтроныг тодорхойлж болно. имэйлийн серийн дугаараар z. Тоо ширхэг n Def. Атомын ялгааны дагуу мболон захиалга. тоо (А r - z). Нэг элементийн атом дахь электронуудын тоо янз бүр байж болно. Энэ изотопууд.Рутерфордын онолын сул тал (зөрчилдөөн). 1)Тойрог тойрог замд биеийн аливаа хөдөлгөөн хурдатгалтай явагддаг  электронууд тойрог дотор хөдөлдөг. Орбитууд нь мэдээжийн хэрэг энерги ялгаруулж, удалгүй цөм дээр унах ёстой, өөрөөр хэлбэл атомууд тогтворгүй байх ёстой. системүүд. 2) Тасралтгүй энерги ялгаруулж байгаа спектр нь тасралтгүй байх ёстой.  шугамын спектрийг авсан Рутерфордын онолБи амаа ч тайлбарлаж чадсангүй. атомын төлөв байдал ба гарц. атомын спектрийн шугамууд. Борын онол

A) Боранхны тоо хэмжээг бий болгосон. Атомын онол  . Борын онолсонгодог хуулиуд дээр үндэслэсэн механик ба цацрагийн квант онолын хуулиудын тухай Макс Планк. B) E =h ,  - цацрагийн давтамж, h– Планкийн тогтмол = 6,62  10 -34 Ж сек. . БорХөдөлгөөнгүй тойрог зам (энергийн түвшин), хөдөлгөөний тооны момент гэсэн ойлголтыг нэвтрүүлсэн = h (2   n), h- Планкийн тогтмол, n -үндсэн квант тоо. Борын онолын давуу тал Боратом яагаад байдгийг тайлбарлав аман систем ( 1 постулат). Борхэсгийг тайлбарлав. Атомын спектрийн шугамууд ( 2 постулат).

Цахим үүлний тухай ойлголт. Долгион функц.

имэйл үүл нь атомын цөмийн эргэн тойрон дахь электронуудын амьдрах орчин бөгөөд 1s ба 2s нь 1s нь эхний түвшин гэдгээрээ ялгаатай. энэ нь 1 эсвэл хоёр электронтой байж болно, 2s нь хоёроос багагүй, 2-оос илүү электронтой байж болохгүй; Электрон үүл - орбиталууд s - тойрог замУстөрөгчийн атомын нэг электрон нь цөмийн эргэн тойронд бөмбөрцөг тойрог зам үүсгэдэг - бөмбөрцөг электрон үүл. (хамгийн тогтвортой, цөмд нэлээд ойрхон байрладаг). Атом дахь электроны энерги их байх тусам хурдан эргэлдэж, түүний оршин суух хэсэг улам сунаж, эцэст нь дамббелл хэлбэртэй p-орбитал болж хувирдаг. p-орбиталИйм хэлбэрийн электрон үүл нь x, y, z орон зайн координатын тэнхлэгийн дагуу атомын гурван байрлалыг эзэлж болно. d-орбиталууд s- ба p-орбиталуудаас гадна электрон орбиталууд бүр ч их байдаг нарийн төвөгтэй хэлбэр; тэдгээрийг d ба f үсгээр тэмдэглэв. Энд нэвтэрч буй электронууд илүү их эрчим хүчний хангамжийг олж авч, нарийн төвөгтэй замаар хөдөлдөг. Бүх d-орбиталууд (мөн тэдгээрийн тав нь байж магадгүй) энергийн хувьд ижил боловч сансар огторгуйд өөр өөр байрладаг. Мөн туузаар уясан дэрийг санагдуулам хэлбэрийн хувьд ердөө дөрөв нь адилхан. Электрон хөдөлгөөнатом дахь долгионы функцээр тодорхойлогддог. Энэ функц нь өөр өөр утгатай болно өөр өөр цэгүүдатомын орон зай. Хэрэв хамгийн энгийн устөрөгчийн атомын цөмийг декартын координатын системийн төвд байрлуулсан бол электроныг y (x, y, z) функцээр тодорхойлж болно. Электроны хөдөлгөөн нь долгионы процесс тул долгионы функцийг тодорхойлох нь долгионы далайцыг олоход хүргэдэг. Энэ нь Шредингерийн дифференциал тэгшитгэлээс (1926) тоон утгаараа олддог.

Квантын тооҮндсэн квант тоо - n - электроны энергийн түвшин, цөмөөс энергийн түвшний зай, электрон үүлний хэмжээг тодорхойлдог. Үндсэн квант тоо нь 1-ээс хязгааргүй хүртэлх утгыг авч, хугацааны тоотой тохирч байна. Орбитын квант тоо - l - атомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог. Орбитын квант тоо нь l=0-ээс (n-1) хүртэлх утгыг авна. Орбитын квант тооны утга бүр нь тусгай хэлбэрийн тойрог замд тохирно.

n l захын захын нэрийн тоо 3 012 3 s-,p-,d- 4 0123 4 s-,p-,d-,f- Соронзон квант тоо - мл - гадаад соронзон эсвэл цахилгаан оронтой харьцуулахад тойрог замын чиглэлийг тодорхойлдог. Соронзон квант тоо нь -l-ээс +l хүртэл ямар ч утгыг авдаг. Квантын эсийн бүдүүвч диаграм Подур л мл хамгийн их D 2 -2,-1,0,1,2 10 F 3 -3,-2,-1,0,1,2,3 14 Спин квант тоо - ms - электрон тэнхлэгээ тойрон эргэх үед үүсэх соронзон моментийг тодорхойлно. Спин квант тоо нь зөвхөн хоёр боломжит утгыг авах боломжтой: +1/2 ба -1/2. Тэд өөрсдийн гэсэн хоёр боломжтой ба эсрэг чиглэлд нийцдэгсоронзон момент

электрон - эргэлт.

s-орбитал Орбиталууд электроноор дүүрсэн дараалал. Хамгийн бага энергийн зарчим. Паулигийн зарчим. Хундын дүрэм. Клечковскийн дүрэм. Атом дахь электронуудын хуваарилалт нь дагуу явагддагПаули зарчим

, үүнийг хамгийн энгийн хэлбэрээр атомын хувьд томъёолж болно: нэг атомд ижил дөрвөн квант тоо бүхий нэгээс олон электрон байж болохгүй: n, l, Z (n, l,) = 0 эсвэл 1, энд Z (n , l,) нь квант төлөв дэх электронуудын тоо бөгөөд n, l, гэсэн дөрвөн квант тооны багцаар тодорхойлогддог. Тиймээс Паули зарчим нь нэг атомд холбогдсон хоёр электрон нь дор хаяж нэг квант тооны утгуудын утгаараа ялгаатай байдаг.Хундын дүрэм - дэд түвшний дотор электронууд тойрог замд тэдгээрийн спин квант тоонуудын нийлбэрийн модуль нь хамгийн их байхаар тархсан байдаг.: Орбиталууд n+l квант тоонуудын нийлбэр нэмэгдэх дарааллаар дүүрсэн; n+l тогтмол нийлбэртэй дүүргэлт n-ийн өсөлтийн дарааллаар явагдана. Клечковскийн дүрмийг хэрэглэх нь тойрог замын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллыг өгдөг. Хамгийн бага зарчимэрчим хүч:электронууд эхлээд хамгийн бага энергитэй хоосон орбиталуудыг дүүргэдэг. Атомын орбиталуудыг энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрлуулна: 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

Эрчим хүчний түвшин ба дэд түвшний хүчин чадал. Бүтэц

атомын электрон бүрхүүл, атомын бүтэцтэй үелэх системийн холболт.

Изотопууд- ижил цөмийн цэнэгтэй боловч өөр өөр масстай ижил элементийн атомууд. Изобарууд- өөр өөр цөмийн цэнэгтэй, гэхдээ ижил атомын масстай өөр өөр элементийн атомууд. Орчин үеийн загвар нь квант физикийн 2 үндсэн зарчим дээр суурилдаг. 1. Электрон нь бөөмс болон долгионы шинж чанарыг нэгэн зэрэг эзэмшдэг. 2. бөөмс нь нарийн тодорхойлогдсон координат ба хурдтай байдаггүй. Эрчим хүчний түвшин(квант тоо n) – цөмөөс зай. n ихсэх тусам электрон энерги нэмэгддэг. Эрчим хүчний түвшний тоо = тухайн элемент байрлах хугацааны тоо. Электроны хамгийн их тоог N=2n 2-оор тодорхойлно. Эрчим хүчний дэд түвшин s (бөмбөрцөг), p (дамббелл хэлбэртэй), d (4 дэлбээтэй сарнай), f (илүү төвөгтэй) үсгээр тэмдэглэсэн. Гадаад соронзон оронтой электрон үүлний соронзон квант тооны харилцан үйлчлэл. Спин квант тоо нь электроны тэнхлэгийг тойрон эргэх эргэлт юм. Тогтмол хууль.Элементүүдийн шинж чанар, тэдгээрийн нэгдлүүдийн бүтэц, шинж чанар нь атомын цөмийн цэнэгээс үе үе хамаардаг. Элементийн атомын дугаар = цөмийн цэнэг ба электронуудын тоо. Нейтроны тоо = атомын масс - атомын дугаар. Үе бүр s - элементүүдээр (s 1 шүлтлэг металл) эхэлж, p - элементээр төгсдөг

Иончлолын энерги, электрон ойрын энерги,

цахилгаан сөрөг чанар. Ионжуулалтын боломж

1).Атомоос электроныг салгаж, түүнээс хязгааргүй алслагдсан түвшинд шилжүүлэхэд зарцуулах ёстой энерги. Түүнээс гадна атом бүрэн цэнэглэгддэг.

Үүнийг энерги гэж нэрлэдэг иончлолын энерги. Ли: 5.39 Эл. Вольт.

Li атомаас нэг электроныг зайлуулах энерги нь 75.6 EV, хоёр дахь Li атомын хувьд 122.4 EV...Иончлолын потенциал огцом өөрчлөгддөг 1.Электрон бүрхүүлүүд шаталсан (давхаргатай) бүтэцтэй.2). Эрчим хүчний хамааралэлектрон - 0 1 К-т сөрөг ион үүсэх замаар төвийг сахисан атомтай холбогдох үед атомын энергийн өөрчлөлт.

Электрон нь Хундын дүрмийн дагуу доод тойрог замыг эзэлдэг.

Хамгийн их хамааралтай энерги нь галогенд байдаг. Бүх иончлолын энергийн нийлбэр = E нийт.

3). 1,2-ыг нэгтгэсэн бүх нийтийн шинж чанар цахилгаан сөрөг чанар.иончлолын энерги ба ойрын энергийн нийлбэр. Цахилгаан сөрөг чанар их байх тусам атомыг цэнэглэгдсэн ион болгон хувиргахад хялбар байдаг.

Цахилгаан сөрөг чанар: Li =1, Na =0.9, K = 0.8, Cs = 0.7, Be = 1.5, Mg = 1.2, B = 2, F = 4, p = 2.5.

Химийн бондын мөн чанар. Валентын онол. тухай ойлголт

исэлдэлтийн зэрэг.

Химийн холбоо– электрон солилцох замаар явагддаг хоёр атомын харилцан үйлчлэл. Хэд хэдэн төрлийн химийн холбоо байдаг: ион, ковалент, металл, устөрөгч, молекул хоорондынТэгээд олон төвтэй. Валент– тухайн атомыг молекул дахь бусад атомуудтай холбосон химийн бондын тоо. Энэ тохиолдолд химийн холбоо үүсэхэд оролцдог электронуудыг валент гэж нэрлэдэг. Атомын тодорхой тооны бусад атомыг хавсаргах, солих чадварыг валент гэж нэрлэдэг. Валентын хэмжигдэхүүн нь устөрөгч нь нэг валент, хүчилтөрөгч нь хоёр валент байх тохиолдолд элементэд холбогдсон устөрөгч эсвэл хүчилтөрөгчийн атомын тоо юм (EH n, EO m). Спин онолын дагуу атомын валент нь бусад атомуудтай химийн холбоо үүсгэхэд оролцож чадах хосгүй электронуудын тоогоор тодорхойлогддог тул валент нь үргэлж жижиг бүхэл тоогоор илэрхийлэгддэг нь ойлгомжтой. Исэлдэлтийн төлөв нь молекул нь зөвхөн ионуудаас бүрддэг гэсэн таамаглалаар тооцоолсон атомын нөхцөлт цэнэг юм. Исэлдэлтийн төлөвийн тухай ойлголтыг нэг буюу өөр атом руу электрон хосыг бүрэн шилжүүлсэн гэсэн таамаглалаар нэвтрүүлсэн. ионы нэгдэл үүсгэх ионуудын цэнэг) . Иймээс туйлын нэгдлүүдийн хувьд исэлдэлтийн төлөв гэдэг нь зөвхөн тухайн атомаас түүнтэй холбоотой атом руу шилжсэн электронуудын тоог хэлнэ.

Ковалент холбоо.

Ковалент холбоо нь холбогдсон атомуудын бүрхүүлд гарч ирдэг электрон хосуудын улмаас үүсдэг. Энэ нь ижил элементийн атомуудаар үүсгэгдэж болох ба дараа нь туйлшралгүй; жишээлбэл, ийм ковалент холбоо нь нэг элементийн хийн H 2, O 2, N 2, Cl 2 гэх мэт молекулуудад байдаг. Ковалент холбоо нь химийн шинж чанараараа ижил төстэй өөр өөр элементийн атомуудаар үүсч болно. энэ нь туйлт; жишээ нь H 2 O, NF 3, CO 2 молекулуудад ийм ковалент холбоо байдаг. Солилцооны механизм нь атомуудын харилцан үйлчлэл бүр нь нийтлэг электрон хосын хувь тутамд нэг хосгүй электроныг өгдөгт оршино. Донор-хүлээн авагчийн дүгнэлт нь нэг донор атом нь чөлөөт электрон хосыг, нөгөө хүлээн авагч нь ижил x/s-д үнэгүй AO өгдөг. Нийт электрон үүл нь атомуудын харилцан үйлчлэлийн цөмүүдийн дунд тэгш хэмтэй тархсан туйлт бус CCS холбоо нь электронуудын ижил мэдлэгтэй атомуудад, энгийн зүйлсийн хувьд ердийн зүйл юм. Туйлын CHS-өөр өөр электронег бүхий атомуудын зохион байгуулалт. Ханалт нь зургийн атомын нягтрал, х/с-ийн тоо хязгаарлагдмал, мөн молекулын стехиометрийн найрлагыг тодорхойлдог. Атомуудын хоорондын AO харилцан үйлчлэлийн хамгийн их давхцал нь тэдгээрийн харилцан чиг баримжаагаар тодорхойлогдох үед боломжтой байдагт анхаарлаа хандуулдаг. Сигма - бөөмийг холбосон шугамын дагуу давхцах, pi - шугамын хоёр талд AO-ийн давхцал, b - бүх 4 дэлбээтэй AO-ийн давхцал.

π ба σ бонд. Бондын урт, бондын энерги.

Урт холболт d нь өгөгдсөн холбоо үүсгэгч атомуудын төвүүдийн хоорондох зай. Туршилтын аргууд нь бондын яг уртыг олох боломжийг олгосон. Тэдгээр нь 100 цагийн дарааллын утгатай бөгөөд уртыг рентген туяаны дифракц ба спектроскопоор тодорхойлно. Бондын урт нь атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Хийнээс талст руу шилжих үед бондын урт нэмэгдэж байгаа нь түүний бэхжилт дагалддаг. Бондын урт нь мөн тооцоолох боломжийг бидэнд олгодог холболтын хатуу байдал , өөрөөр хэлбэл түүний уртыг үүсгэдэг гадны нөлөөнд тэсвэртэй байдал.

Харилцааны энергиХэмжих хүч чадал бонд бол бондын энерги юм. Үүний үнэ цэнэ нь холбоог таслахад шаардагдах ажил эсвэл бие даасан атомуудаас бодис үүсэх үед эрчим хүчний өсөлтөөр тодорхойлогддог. жишээлбэл, H 2 молекул дахь H-H бондын энерги = 435 кЖ / моль (104 ккал / моль) бөгөөд энэ нь 1 моль H 2 үүсэхэд 435 кЖ (104 ккал) Сигма бонд ялгардаг гэсэн үг юм. холбосон атомуудын цөмүүдийг холбосон тэнхлэгийн дагуу s -, p- болон эрлийз АО-уудын давхцалаас үүссэн ковалент холбоо (өөрөөр хэлбэл, AO-ийн тэнхлэгийн давхцалтай). σ-MOs үүсэх үед AO-ийн илүү үр дүнтэй тэнхлэгийн давхцал ба үүнийг параллель хавтгайд байрлах бондын үржвэр гэж нэрлэдэг σ-электронууд.

Ковалентын холбоо үүсэх донор-хүлээн авагч механизм.Донор-хүлээн авагчийн дүгнэлт нь нэг донор атом нь чөлөөт электрон хосыг, нөгөө хүлээн авагч нь ижил x/s-д үнэ төлбөргүй AO өгдөг. Донор-хүлээн авагч механизм (зохицуулах холбоо) нь нэг атомын (донор) дан электрон хос болон нөгөө атомын (хүлээн авагч) чөлөөт тойрог замаар явагддаг хоёр атом эсвэл бүлэг атомын хоорондох химийн холбоо юм. Донор-хүлээн авагч механизм нь ихэвчлэн нэг атом (донор)-д хамаарах чөлөөт хос электронуудын улмаас нарийн төвөгтэй үүсэх үед үүсдэг ба холбоо үүсэх явцад хуваалцдаг. Донор-хүлээн авагчийн холбоо нь ердийн ковалент холбооноос зөвхөн холболтын электронуудын гарал үүслээр ялгаатай байдаг. Жишээлбэл, аммиакийн хүчилтэй урвалд орох нь донорын (азот) дан электрон хосод хүчлээс өгсөн протон нэмэгдэхээс бүрдэнэ: NH4+ ионы хувьд бүх дөрвөн азот-устөрөгчийн холбоо нь хоорондоо ялгаатай боловч тэнцүү байна. гарал үүсэлтэй. Донорууд нь азот, хүчилтөрөгч, фосфор, хүхэр гэх мэт атомууд байж болно. Акцепторын үүргийг протон, мөн дүүргэгдээгүй октет бүхий атомууд гүйцэтгэж болно (жишээлбэл, Д.И. Менделеевийн хүснэгтийн III бүлгийн элементийн атомууд). түүнчлэн валентийн электрон давхаргад дүүргэгдээгүй энергийн эсүүдтэй цогцолбор үүсгэгч атомууд).

Ионы холбоо.

Ионы холбоо гэдэг нь электрон сөрөг чанарын их зөрүүтэй (Паулингийн хэмжүүрээр >1.7) атомуудын хооронд үүссэн химийн хүчтэй холбоо бөгөөд дундын электрон хос нь электрон сөрөг чанар өндөртэй атом руу бүрэн шилждэг. Жишээ нь "ионы зэрэг" нь 97% байдаг CsF нэгдэл юм. Хэрэв электрон сөрөг чанарын маш их зөрүүтэй атомуудын хооронд химийн холбоо үүссэн бол (Полингын дагуу EO > 1.7) нийтлэг электрон хос нь илүү өндөр ЭО-той атом руу бүрэн шилждэг. Үүний үр дүнд эсрэг цэнэгтэй ионуудын нэгдэл үүсдэг: Үүссэн ионуудын хооронд электростатик таталцал үүсдэг бөгөөд үүнийг ионы холбоо гэж нэрлэдэг. Өөрөөр хэлбэл, энэ дүр төрх тохиромжтой. Үнэн хэрэгтээ, атомуудын хоорондох ионы холбоо нь хаана ч, эсвэл бараг хаана ч явагддаггүй, үнэндээ бонд нь хэсэгчлэн ион, хэсэгчлэн ковалент шинж чанартай байдаг. Үүний зэрэгцээ нарийн төвөгтэй молекулын ионуудын холбоог ихэвчлэн цэвэр ион гэж үзэж болно. Ионы холбоо болон бусад төрлийн химийн бондын хоорондох хамгийн чухал ялгаа нь чиглэлгүй байдал, ханалтгүй байдал юм. Ийм учраас ионы бондын улмаас үүссэн талстууд нь харгалзах ионуудын янз бүрийн нягт савлагаа руу таталцдаг.

Металл холболт.

Металл холболт– Энэ нь нийгэмшсэн чөлөөт электронууд эерэг ионуудын багцтай харилцан үйлчлэлцсэний улмаас хийгддэг. Металлуудад үүсдэг. Бүх металлууд болор тортой байдаг. Бонд үүсэх үед болорын бүх атомын электронууд нийлдэг. Энэ нь өндөр энергийн холболтыг хэлдэг, орон зайд ханасан байдал, чиглэлгүй байдаг . Ихэнх металлууд гаднах электрон бүрхүүлд нэлээд тооны сул орбитал, цөөн тооны электронтой байдаг. Тиймээс электронууд нь нутагшуулахгүй, харин бүхэл бүтэн металлд хамаарах нь энергийн хувьд илүү таатай байдаг. Металлын валентийн электронууд орон нутгийн шинж чанартай байдаггүй. "+" цэнэглэгдсэн металлын ионууд ба орон нутгийн бус электронуудын хооронд электростатик харилцан үйлчлэл байдаг бөгөөд энэ нь бодисын тогтвортой байдлыг хангадаг.

Устөрөгчийн холбоо. Устөрөгчийн холбоо үүсэх механизм

УС төрөгчийн холбоо , А төрлийн химийн бондын нэг төрөл - H...A"; цахилгаан сөрөг атом А (N, O, S гэх мэт) -тэй ковалент холбоогоор холбогдсон устөрөгчийн атомын харилцан үйлчлэлийн үр дүнд үүсдэг. мөн өөр атомын ганц хос электрон A" (ихэвчлэн O, N). А ба А атомууд нь ижил эсвэл өөр молекулуудад хамаарах боломжтой. Устөрөгчийн холбоо нь ижил буюу өөр молекулуудыг нэгдэл болгон нэгтгэхэд хүргэдэг; ус ба мөсний шинж чанар, молекул талстууд, олон синтетик полиамидын бүтэц, шинж чанарыг голчлон тодорхойлдог. уураг, нуклейн хүчил гэх мэт.

Устөрөгчийн холбоо үүсэхийн тулд бодисын молекулууд нь жижиг боловч электрон сөрөг атомуудтай холбогдсон устөрөгчийн атомуудтай байх нь чухал, жишээлбэл: O, N, F. Энэ нь устөрөгчийн атомууд дээр мэдэгдэхүйц хэсэгчилсэн эерэг цэнэгийг үүсгэдэг. Нөгөөтэйгүүр, электрон сөрөг атомууд нь дан хос электронтой байх нь чухал юм. Нэг молекулын (хүлээн авагч) электроны хомсдолтой устөрөгчийн атом нь өөр молекулын (донор) N, O, F атомын дан хос электронтой харилцан үйлчлэхэд туйлын ковалент холбоотой төстэй холбоо үүснэ.

Термодинамикийн анхны хууль. Термохимийн тухай ойлголт

тэгшитгэл Хессийн хууль. Бодис үүсэх стандарт төлөв ба стандарт энтальпи. Химийн урвалын дулааны нөлөөллийн тооцоо.

Термодинамикийн анхны хууль (эхний хууль) нь үнэндээ энерги хадгалагдах хууль юм. Тусгаарлагдсан системийн энерги тогтмол байдаг гэж тэр хэлэв. Тусгаарлагдаагүй системд энерги нь дараахь шалтгааны улмаас өөрчлөгдөж болно: a) хүрээлэн буй орчинд ажил хийх; б) хүрээлэн буй орчинтой дулаан солилцоо.

Эдгээр өөрчлөлтийг тайлбарлахын тулд төлөв байдлын функцийг нэвтрүүлсэн - дотоод энерги Уба хоёр дамжуулах функц - дулаан Qмөн ажил А. Эхний хуулийн математик томъёолол.

Электрон бүрхүүлийн бүтэц

Квант механикийн үзэл баримтлалын дагуу электрон нь бусад бичил хэсгүүдийн нэгэн адил нэгэн зэрэг байдаг корпускуляр ба долгионы шинж чанар (бөөм-долгионы дуализм), i.e. бөөмс ба долгионы шинж чанарууд.Атом дахь электроны төлөвийг (хөдөлгөөнийг) тодорхойлохын тулд электрон үүл, атомын тойрог зам, электрон нягтын тухай ойлголт дээр үндэслэн магадлалын аргыг ашигладаг.

Цахим үүл - атом дахь электроны хөдөлгөөний загвар нь электроны сөрөг цэнэгийг цөмийн эргэн тойрон дахь бүх орон зайд жигд бус тархсан гэж үздэг (электрон нь энэ эзэлхүүнд "түрхсэн" юм шиг) . Электрон үүлийг графикаар дүрслэхдээ энэ нь цэгүүдийн тэгш бус нягтралаар харагдана: цэгүүд илүү нягтралтай бол электрон тэнд илүү их байрладаг.

Цөмөөс холдох тусам электрон үүлний нягт (электрон нягтрал) буурдаг.

Олон электрон атомд электронууд атомын тойрог замд (AO) байрладаг. Атомын тойрог зам – энэ нь тодорхой энергийн үнэ цэнэ, хэлбэр, электрон үүлний орон зайн чиг баримжаа бүхий электрон төлөв юм.

Бөмбөрцөг орбиталуудыг s үсгээр тэмдэглэсэн бөгөөд эдгээр орбиталуудыг эзэлж буй электронуудыг s электрон гэж нэрлэдэг.

Гурван хэмжээст найм хэлбэртэй тойрог замуудыг (дамббелл) p үсгээр тэмдэглэсэн бөгөөд тэдгээрт байрлах электронуудыг p-электрон гэж нэрлэдэг.

Цөмөөс холдох тусам электроны энерги ихсэх (цөмтэй холбох хүч нь багасч), электрон байрлах тойрог замын хэмжээ мөн нэмэгддэг. Үүний дагуу тойрог замын хэлбэр, доторх электронуудын тоог хадгалахын зэрэгцээ электрон нягтрал буурдаг. Электрон график хэлхээг бүтээхдээ AO-г эс (квант эс), электроныг сум хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг.

Электрон нь тодорхойлогддог эргүүлэх, энэ нь электроныг цагийн зүүний дагуу эсвэл эсрэгээр өөрийн тэнхлэгийг тойрон эргэхийг илэрхийлэхийн тулд хялбарчилж болно. Үүнээс хамааран электроныг сумаар тэмдэглэнэ: эсвэл ↓.

Хэрэв AO дээр нэг электрон байгаа бол түүнийг хосгүй гэж нэрлэдэг. Хувьцаат компани дээр байрлах хоёр электроныг хосолсон буюу электрон (дан) хос гэж нэрлэдэг.

Нэг AO дээр хоёроос илүү электрон байхгүй бөгөөд тэдгээрийн эргэлт нь эсрэг чиглэлд байх ёстой.

	|	дараагийн лекц ==>

§5. Электрон үүл - тойрог замууд

Устөрөгчийн атомын нэг электрон цөмийн эргэн тойронд үүсдэг бөмбөрцөг тойрог зам- бөмбөрцөг хэлбэртэй электрон үүл, сэвсгэр ноос, хөвөн бөмбөрцөг шиг сул шархадсан бөмбөг.

Эрдэмтэд бөмбөрцөг атомын тойрог зам гэж нэрлэхээр тохиролцжээ с- тойрог зам. Энэ нь хамгийн тогтвортой бөгөөд цөмд нэлээд ойрхон байрладаг.

Атом дахь электроны энерги их байх тусам хурдан эргэлдэж, оршин суух талбай нь улам сунаж, эцэст нь дамббелл хэлбэртэй болдог. х- тойрог зам:

Ийм хэлбэрийн электрон үүл нь атомыг эзэлж болно гурван байрлалсансрын координатын тэнхлэгүүдийн дагуу x, yТэгээд z. Үүнийг хялбархан тайлбарлаж болно: эцэст нь бүх электронууд сөрөг цэнэгтэй тул электрон үүл үүсдэг бие биенээ няцаахмөн бие биенээсээ аль болох хол байрлахыг эрмэлздэг.

Хамтдаа гурван электрон үүл гэж нэрлэгддэг p x-, p y- эсвэл p z-орбиталууд нь тэгш хэмтэй геометрийн дүрсийг үүсгэдэг бөгөөд түүний төвд атомын цөм байдаг. Энэ нь зургаан үзүүртэй помпон эсвэл гурвалсан нум шиг харагдаж байна - таны хүссэнээр.

Тэгэхээр, хГурван тойрог зам байж болно. Мэдээжийн хэрэг, тэдний энерги ижил боловч сансар огторгуй дахь байрлал нь өөр юм.

Үүнээс бусад нь с- Тэгээд х-орбиталууд, бүр илүү төвөгтэй хэлбэрийн электрон тойрог замууд байдаг; тэдгээр нь үсгээр тэмдэглэгдсэн байдаг гТэгээд е. Энд ирсэн электронууд илүү их эрчим хүчний хангамжийг олж авч, нарийн төвөгтэй замаар хөдөлж, үр дүнд нь нарийн төвөгтэй, үзэсгэлэнтэй гурван хэмжээст геометрийн хэлбэрийг олж авдаг.

Бүгд г- тойрог замууд(мөн аль хэдийн тав нь байж магадгүй) энерги нь ижил боловч сансар огторгуйд өөр өөр байрладаг. Мөн туузаар уясан дэрийг санагдуулам хэлбэрийн хувьд ердөө дөрөв нь адилхан.
Тав дахь нь гурилан бүтээгдэхүүнээр урссан дамббелл шиг юм.

Нэр өгсөн ижил энергитэй электрон үүлс е- тойрог замууд, магадгүй аль хэдийн долоо. Тэд мөн хэлбэр дүрсээрээ ялгаатай, орон зайд өөр өөр чиг баримжаатай байдаг.

Цахим үүл- электрон энергиэс хамааран атом эсвэл молекул дахь электроныг илрүүлэх магадлалын нягтын функцийн тархалтыг тусгасан харааны загвар.

Зурагт үндсэн төлөвт байгаа устөрөгчийн атом дахь электроныг олох магадлалын радиаль тархалтыг харуулав.

Устөрөгчийн атом дахь электроныг олох магадлалын радиаль тархалтын муруй нь протоны байршилд төвтэй, Бор радиус a 0-тэй тэнцүү радиустай нимгэн бөмбөрцөг давхаргад электрон олох магадлал хамгийн их байгааг харуулж байна.

Электрон ба цөмийн хоорондын холбоо хүчтэй байх тусам электрон үүл багасч, цэнэгийн хуваарилалт илүү нягт болно.

Электрон үүл нь ихэвчлэн хилийн гадаргуу (нягт байдлын 90 орчим хувийг эзэлдэг) хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг. Энэ тохиолдолд цэгүүдийг ашиглан нягтын тэмдэглэгээг орхигдуулсан болно.

Электрон үүл ба химийн холбоо

Электронуудын хөдөлгөөн нь илүү удаан цөмийн хөдөлгөөнөөс (адиабатын ойролцоо) хамааралгүй гэж үзвэл эерэг цэнэгтэй атомын цөмийг электрон үүлэнд төвлөрсөн электрон үүлэнд татах Кулоны хүчний үр дүнд химийн холбоо үүссэнийг бид маш хатуу тодорхойлж чадна. цөмийн хоорондын зай (2-р зургийг үз).

Энэ үүлний цэнэг нь цөмүүдийг хооронд нь ойртуулах хандлагатай байдаг (холбох бүс), харин цөмийн хоорондын зайнаас гадуурх электрон цэнэг (холбогддоггүй бүс) нь цөмүүдийг хооронд нь түлхэх хандлагатай байдаг. Цөмийн түлхэлтийн хүч нь ижил чиглэлд үйлчилдэг. Атомууд тэнцвэрийн зайд бие биендээ ойртох үед холбоогүй бүсээс электрон нягтын нэг хэсэг нь холболтын бүсэд шилждэг. Цөмийг нэгтгэж, түлхэх хүч нь ижил байхаар электроны цэнэгийг хоёр бүсэд хуваарилдаг. Энэ нь тохирох тэнцвэрийн тодорхой зайд хүрдэг

Цахим үүл

Цахим үүлнь атом эсвэл молекул дахь электрон нягтын тархалтыг тусгасан харааны загвар юм.

Э.Шредингерийн алдарт долгионы тэгшитгэл гарч ирснээс хойш анх удаа долгионы функцийн боломжит физик утгыг олж мэдэх, атом дахь электроны үйл ажиллагааны загварыг боловсруулах олон оролдлого хийсэн. Э.Шрөдингер анхнаасаа л “түрхсэн электрон” тухай ярьж, цэнэг нь орон зайд түрхэгдэж, хэлбэлзлийн эсрэг зангилааны дагуу тархаж, “долгионы багц” гэсэн ойлголтыг дэвшүүлсэн.

Гэсэн хэдий ч физикчид энэ загварт шүүмжлэлтэй хандаж байсан. Макс Борн эдгээр долгионыг магадлалын онолын үүднээс статистикийн үүднээс тайлбарлах ёстойг харуулсан. Долгион нь өөрөө материаллаг биш, зөвхөн сансар огторгуйн тодорхой цэгт электрон илрүүлэх магадлалыг тодорхойлдог математик илэрхийлэл юм.

Химийн шинжлэх ухаанд атом дахь электроны төлөв байдлын харааны загвар болгон үүлний дүрсийг авсан бөгөөд тэдгээрийн харгалзах хэсгүүдийн нягтрал нь тэнд байгаа электроныг илрүүлэх магадлалтай пропорциональ байна. Электрон үүл нь электрон илрэх магадлал өндөртэй хэсгүүдэд хамгийн нягт (хамгийн олон цэг байдаг) байдлаар татагддаг.

Атомын цөмтэй харьцуулахад электроны электрон нягтыг олох магадлалын радиаль тархалтыг дүрслэх өөр аргууд байдаг.

Устөрөгчийн атом дахь электроныг олох магадлалын радиаль тархалтын муруй нь протоны байршилд төвтэй, Бор радиус a 0-тэй тэнцүү радиустай нимгэн бөмбөрцөг давхаргад электрон олох магадлал хамгийн их байгааг харуулж байна.

Электрон үүл нь ихэвчлэн хилийн гадаргуу (нягт байдлын 90 орчим хувийг эзэлдэг) хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг. Энэ тохиолдолд цэгүүдийг ашиглан нягтын тэмдэглэгээг орхигдуулсан болно.

Тэмдэглэл

Мөн үзнэ үү

Викимедиа сан.

2010 он.

Бусад толь бичгүүдээс "Цахим үүл" гэж юу болохыг харна уу.

Бусад толь бичгүүдээс "Цахим үүл" гэж юу болохыг харна уу.- elektronų debesis statusas T sritis chemija apibrėžtis Elektronų buvimo aplink atomo branduolį erdvė. attikmenys: англи хэл. электрон уур амьсгал; электрон үүл; электрон уур амьсгал; цахим үүл орос. электрон үүл... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

электрон үүл- электронų debesis statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. электрон үүл; электрон уур амьсгал; электрон үүл vok. Elektronenatmosphäre, f; Электроненволке, Орос. электрон үүл, n; электрон үүл, n pranc. atmosphère électronique … Физикийн нэр томъёо

Гелийн атом Атом (эртний Грек: ἄτομος хуваагдашгүй) нь химийн элементийн хамгийн жижиг хэсэг бөгөөд түүний шинж чанарыг тээгч юм. Атом нь атомын цөм ба хүрээлэн буй электрон үүлнээс бүрдэнэ. Атомын цөм нь эерэг цэнэгтэй протонуудаас бүрддэг ба... ... Википедиа

Гелийн атом Атом (эртний Грек: ἄτομος хуваагдашгүй) нь химийн элементийн хамгийн жижиг хэсэг бөгөөд түүний шинж чанарыг тээгч юм. Атом нь атомын цөм ба хүрээлэн буй электрон үүлнээс бүрдэнэ. Атомын цөм нь эерэг цэнэгтэй протонуудаас бүрддэг ба... ... Википедиа

ЛАМБДА МОЛЕКУЛЫН ЭРЧИМ ХҮЧНИЙ ТҮВШИНИЙГ ДАВХАР НЬ (ХАААХ) электрон чичиргээний эргэлтийн энерги бүрийн хоёр түвшинд сул хуваагдана. тэгээс өөр квант тоотой молекулын түвшин ба J (Молекулыг үзнэ үү). L тоо нь проекцийг дүрсэлдэг ... ... Физик нэвтэрхий толь бичиг

- (Грек хэлнээс atomos хуваагдашгүй) бичил харуурын хэмжээтэй, маш бага масстай (бичил бөөмс) бодисын бөөмс, түүний шинж чанарыг тээгч химийн элементийн хамгийн жижиг хэсэг. Элемент бүр нь тодорхой төрлийн A.,...... ...

- (σ ба π бонд) электрон нягтын тархалтын илүү өвөрмөц, гэхдээ өөр орон зайн тэгш хэмээр тодорхойлогддог ковалент химийн холбоо. Мэдэгдэж байгаагаар электронуудыг хуваалцсаны үр дүнд ковалент холбоо үүсдэг ... ... Зөвлөлтийн агуу нэвтэрхий толь бичиг

- (Грекийн atomos хуваагдашгүй) хэсэг нь ва микроскоп. хэмжээ ба масс (бичил бөөмс), химийн бодисын хамгийн жижиг хэсэг. элемент, түүний тээгч нь St. Хими бүр. элемент нь тодорхойлолттой тохирч байна. химийн бодисоор тодорхойлсон төрөл А. бэлэг тэмдэг. A. ……-д байдаг. Физик нэвтэрхий толь бичиг