Elektronski oblak vodikovega atoma. Orbitalno kvantno število. Oblike elektronskih oblakov. Soli in kovalentne spojine

Osnovni pojmi kemije

Molekula - najmanjši delec snovi, ki ima svoje kemijske in fizikalne lastnosti. Atom - najmanjši delec kemijskega elementa, ki ohrani vse svoje kemijske lastnosti in je del preprostih in kompleksnih snovi.

Kemični element - niz atomov z enakim jedrskim nabojem, ki je enak atomskemu številu elementa PS. Preproste snovi- molekule so sestavljene iz atomov istega elementa. Kompleksne snovi - molekule so sestavljene iz atomov različnih kemičnih elementov. Relativna atomska masa (Ar) - brezdimenzijska količina, ki je enaka razmerju med povprečno maso atoma elementa in 1/12 mase atoma 12C. Relativna molekulska masa (Mr) - brezdimenzijska količina, ki kaže, kolikokrat je masa molekule določene snovi večja od 1/12 mase ogljikovega atoma 12C. Količina snovi - določeno število strukturnih enot v sistemu (molekule, atomi, ioni). Označeno z n in merjeno v molih. Krtek- količina snovi, ki vsebuje toliko delcev, kolikor je atomov v 12 g ogljika. Avogadrovo število. Število delcev v 1 molu katere koli snovi je enako in je enako 6,02 1023 mol-1). Enakovredno – pravi ali izmišljeni delec, ki lahko doda, sprosti ali je drugače enakovredni enemu vodikovemu ionu v kislinsko-bazičnih reakcijah ali enemu elektronu v redoks reakcijah. Faktor enakovrednosti f=1/z , kjer je z valenca v enostavnih spojinah in oksidacijsko stanje v kompleksnih. Ekvivalent molske mase – masa enega molskega ekvivalenta snovi., kjer je molska masa ekvivalenta,

Osnovni zakoni kemije.

Zakon o ohranitvi mase snovi. Masa snovi, ki so vstopile v reakcijo, je enaka nastali masi snovi v reakciji

Zakon o ohranitvi mase in energije. Skupne mase in energije snovi, vključenih v reakcijo, so vedno enake skupnim masam in energijam reakcijskih produktov NaOH (40 g) + HCl (36,5 g) = NaCl (58,5 g) + H 2 O (18 g). ) 3 zakon o konstantnosti sestave. Vsaka čista snov, ne glede na načine njene priprave, ima vedno stalno kvalitativno in kvantitativno sestavo. Zakon o konstantnosti sestave ne velja za tekoče in trdne raztopine (H 2 O in NaCl - raztopina). Snovi s konstantno sestavo imenujemo barvno slep, in spremenljiva sestava – bertolidiZakon večkratnikov Dalton. Če dva elementa med seboj tvorita več spojin, potem sta masi atoma enega elementa na isto maso atoma drugega elementa povezani med seboj kot majhna cela števila. zakon ekvivalentov: mase medsebojno reagirajočih snovi (m 1,m 2) so sorazmerne molske mase njihovi ekvivalenti (M E1, M E2) zakon volumetričnih odnosov Pri konstantnem tlaku in temperaturi so prostornine plinov, ki reagirajo med seboj, kot tudi prostornine plinastih reakcijskih produktov povezani kot majhna cela števila. Avogadrov zakon. IN enake prostornine različnih plinov pri enakih pogojih (temperatura in tlak) vsebujejo enako število molekul. PV=n* m / M *RT Posledica: 1.NA, 2.Vm, 3.m1/m2=M1/M2

Glavni razredi anorganskih snovi

Oksidi - kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik: 1) ki tvorijo sol(pri interakciji s kislinami in bazami tvorijo soli): A) bazične (pri interakciji s kislinami ali kislinskimi oksidi tvorijo soli) B) kisle (pri interakciji z bazami ali bazičnimi oksidi tvorijo soli) C) amfoterne (pri interakciji s kislinami tvorijo soli in baze) 2) ne tvorijo soli(ne tvori soli pri interakciji s kislinami in bazami)

Razlogi- kompleksne snovi, sestavljene iz atoma Me in ene ali več hidroksilnih skupin: 1) monokislina(vsebujejo 1 OH skupino): NaOH, KOH; 2) diacid(vsebujejo 2 OH skupini): Ca(OH)2, Ba(OH)2 3) trikislina(vsebujejo 3 OH skupine): Fe(OH)3,Cr(OH)3 Baze: 1) topne v vodi (alkalije): LiOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)22) netopne v vodi: Cu (OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 3) amfoterne (trdne snovi, netopne v vodi, reagirajo s kislinami kot bazami in z alkalijami kot kislinami) kisline- kompleksnejše spojine, ki vsebujejo kislinski ostanek in enega ali več atomov vodika, ki jih je mogoče nadomestiti z atomi Me:

1) enobazični HCl, HJ 2) dvobazični H2SO4, H2CO3

3) tri ali več bazične: H3PO4, H4P2O7 Kisline: 1) brezkisikova HCl, H2C, HCN 2) kisik vsebujoča HNO3,

Elektrokemična napetost serije Me:

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

soli - kompleksne snovi, sestavljene iz atomov Me in kislinskega ostanka:

1)povprečno (normalno) NaCl, CaSO4, Al2(SO4)3

2)kislo KHSO4, Ca(H2PO4)2

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

4)dvojno KAl(SO4)2, NaKCO3

5) kompleks Na2, K4, Cl

Periodični zakon in Mendelejev PS, njegova struktura PZ-Lastnosti preprostih teles, kot tudi oblike in lastnosti spojin elementov so periodično odvisne od atomske teže elementov PS ChemE - klasifikacija kemijskih elementov, ki jo je ustvaril Mendelejev na podlagi periodičnega zakona, ki ga je odkril v. 1869. V skladu s sodobnimi oblikami tega zakona se v neprekinjenem nizu elementov, razporejenih po naraščajoči velikosti pozitivnega naboja jeder njihovih atomov, elementi s podobnimi lastnostmi periodično ponavljajo. Navpični stolpci so skupine elementov s podobnimi lastnostmi. Znotraj skupin se lastnosti elementov tudi naravno spreminjajo (npr. pri alkalijskih kovinah se pri prehodu iz Li v Fr poveča kemična aktivnost). PS je sestavljen iz 7 obdobij in 8 skupin elementov, od katerih je vsaka konvencionalno razdeljena na skupino A (glavna) in skupina B (sekundarna). Elementi iste skupine imajo enako strukturo zunanjih elektronskih lupin svojih atomov in kažejo določeno kemijsko podobnost v PS, ki določa število valenčnih elektronov v atomih elementov. Število obdobja v PS ustreza številu energijskih nivojev atoma danega elementa, napolnjenega z elektroni. Številka obdobja = Število energijskih nivojev, napolnjenih z elektroni = Oznaka zadnjega raven energije. Vsaka skupina je razdeljena na podskupine. Glavna podskupina– A- sestavljajo elementi v atomih s kat. valenco, ki so samo elektroni zunanjega EU (s, p-elementi) Stranska podskupina – B- zunanji in predzunanji EU (d, f-elementi) Elementi z Z = 58. -71 in tudi z Z = 90-103, še posebej podobnimi po lastnostih, tvorijo 2 družini - lantanide oziroma aktinoide.

Glavne faze v razvoju idej o zgradbi atoma in jedra. Kvantno mehanski model

Rutherford stavek 1 model atom je sestavljen iz jedra, ki ima. + naboj in vrtenje okoli njega ê. Jedro ima neskončno majhne dimenzije, vendar je v njem koncentracija. skoraj vse m atom. r orbite ê in njega V spreminjati po želji in nenehno. Kasneje je bilo dokazano, da so jedra sestavljena iz nukleoni protoni in nevtroni. Atomska sestava 1) Elektronski naboj ê = - 1,6 10 -19 Kul. (-1)m ê = 9,1  10 -31 kg 2) Protonski naboj p = + 1,6 10 -19 Kul. (+1)m R  1836 m ê  3) Nevtronski naboj n = 0 m n  1840 m ê . Količina r v jedru in tudi ê nevtron atoma je mogoče definirati. po zaporedni številki e-pošte z. Količina n def. Glede na razliko v atomski m in red. številke (A r - z). Število elektronov v atomih enega elementa se lahko spreminja. to izotopi.Slabosti Rutherfordove teorije (protislovja). 1) Vsako gibanje telesa po krožnici poteka s pospeškom  elektroni se gibljejo po krožnici. Orbite morajo zagotovo oddajati energijo in morajo kmalu pasti na jedro, to pomeni, da morajo biti atomi nestabilni. sistemi. 2) Pri neprekinjenem oddajanju energije mora biti spekter neprekinjen. Dobljeni so bili linijski spektri  Rutherfordova teorija Nisem znal razložiti svojih ust. stanja atoma in prehod. črte v spektru atoma. Bohrova teorija

A) Bor ustvaril prvo količino. Teorija za atom  . Bohrova teorija ki temelji na klasičnih zakonih mehaniko in zakone kvantne teorije sevanja Max Planck. B)E =h ,  - frekvenca sevanja, h– Planckova konstanta = 6,62  10 -34 J sek. . Bor uvedel koncept stacionarnih orbit (raven energije), trenutek števila gibov, na katerem = h (2   n), h– Planckova konstanta, n – glavno kvantno število. Prednosti Bohrove teorije Bor pojasnil, zakaj so atomi ustni sistem ( 1 postulat). Bor pojasnil odlomek. Črte v spektru atoma ( 2 postulat).

Koncept elektronskega oblaka. Valovna funkcija.

e-pošta oblak je habitat elektronov okoli jedra atoma, 1s in 2s pa se razlikujeta po tem, da je 1s prvi nivo. lahko ima 1 ali dva elektrona, 2s pa je drugi nivo; ne more imeti manj kot dva in ne več kot 2 elektrona! Elektronski oblaki - orbitale s -orbitalno En sam elektron vodikovega atoma tvori sferično orbitalo okoli jedra – sferični elektronski oblak. (najbolj stabilen in se nahaja precej blizu jedra). Večja kot je energija elektrona v atomu, hitreje se vrti, bolj se njegovo območje bivanja razteza in končno spremeni v p-orbitalo v obliki ročice: p-orbitala Elektronski oblak te oblike lahko zasede tri položaje v atomu vzdolž prostorskih koordinatnih osi x, y in z. d-orbitale Poleg s- in p-orbital obstaja še več elektronskih orbital kompleksna oblika; označeni so s črkama d in f. Elektroni, ki vstopijo sem, pridobijo še večjo zalogo energije in se premikajo po zapletenih poteh. Vse d-orbitale (in morda jih je že pet) so energijsko enake, v prostoru pa se nahajajo drugače. In po obliki, ki spominja na blazino, vezano s trakovi, so le štirje enaki. Gibanje elektronov v atomu opisuje valovna funkcija. Ta funkcija ima različne pomene v različne točke atomski prostor. Če jedro najpreprostejšega vodikovega atoma postavimo v središče kartezičnega koordinatnega sistema, potem lahko elektron opišemo s funkcijo y (x, y, z). Ker je gibanje elektrona valovni proces, se določitev valovne funkcije zmanjša na iskanje amplitude valovanja. Kvantitativno ga najdemo iz Schrödingerjeve diferencialne enačbe (1926).

Kvantna števila Glavno kvantno število – n – določa energijsko raven elektrona, oddaljenost energijske ravni od jedra in velikost elektronskega oblaka. Glavno kvantno število ima vrednosti od 1 do neskončnosti in ustreza številu obdobja. Orbitalno kvantno število - l - določa obliko atomske orbitale. Orbitalno kvantno število ima vrednosti od l=0 do (n-1). Vsaka vrednost orbitalnega kvantnega števila ustreza orbitali posebne oblike.

n l število podgradov oznaka podzemelj 3 012 3 s-,p-,d- 4 0123 4 s-,p-,d-,f- Magnetno kvantno število - ml - določa orientacijo orbite glede na zunanje magnetno ali električno polje. Magnetno kvantno število ima poljubno vrednost od -l do +l, Shematski diagram kvantnih celic Podur l ml max D 2 -2,-1,0,1,2 10 F 3 -3,-2,-1,0,1,2,3 14 Spinsko kvantno število - ms - določa magnetni moment, ki se pojavi, ko se elektron vrti okoli svoje osi. Spinsko kvantno število ima lahko le dve možni vrednosti: +1/2 in -1/2. Ustrezata dvema lastnima možnima in nasprotnima smerema magnetni moment

elektron - vrti.

s-orbitala Vrstni red, v katerem so orbitale zapolnjene z elektroni. Načelo minimalne energije. Paulijevo načelo. Hundovo pravilo. Pravilo Klečkovskega. Porazdelitev elektronov v atomu poteka glede na Paulijevo načelo

, ki jo lahko formuliramo za atom v najpreprostejši obliki: v istem atomu ne more biti več kot en elektron z enakim nizom štirih kvantnih števil: n, l,Z (n, l,) = 0 ali 1, kjer je Z (n, l,) je število elektronov v kvantnem stanju, ki ga opisuje niz štirih kvantnih števil: n, l, . Tako Paulijevo načelo pravi, da se dva elektrona, vezana v istem atomu, razlikujeta v vrednostih vsaj enega kvantnega števila. Hundovo pravilo - znotraj podravni so elektroni porazdeljeni med orbitale tako, da je modul vsote njihovih spinskih kvantnih števil največji.: Polnjenje orbital poteka po naraščajoči vsoti kvantnih števil n+l; s konstantno vsoto n+l se polnjenje pojavi v naraščajočem vrstnem redu n. Uporaba pravila Klečkovskega daje zaporedje naraščajočih orbitalnih energij. Načelo najmanjšegaenergija: elektroni najprej zapolnijo prazne orbitale z najnižjo energijo. Atomske orbitale so razvrščene po naraščajoči energiji takole: 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

Zmogljivost energijskih nivojev in podravni. Struktura

elektronske lupine atomov in povezanost periodnega sistema z zgradbo atomov.

Izotopi- atomi istega elementa, ki imajo enak jedrski naboj, vendar različne mase. Izobare– atomi različnih elementov z različnimi jedrskimi naboji, vendar enako atomsko maso. Sodobni model temelji na dveh temeljnih principih kvantne fizike. 1. Elektron ima hkrati lastnosti delca in vala. 2. delci nimajo strogo določenih koordinat in hitrosti. Raven energije(kvantno število n) – oddaljenost od jedra. Ko se n poveča, se energija elektronov poveča. Število energijskih nivojev = število obdobja, v katerem se element nahaja. Največje število elektronov je določeno z N=2n 2. Energijski podnivo označeno s črkami s (sferično), p (v obliki ročice), d (rozeta s 4 cvetnimi listi), f (bolj zapleteno). Interakcija magnetnega kvantnega števila elektronskega oblaka z zunanjimi magnetnimi polji. Spinsko kvantno število je intrinzična rotacija elektrona okoli svoje osi. Periodični zakon. Lastnosti elementov, pa tudi struktura in lastnosti njihovih spojin so občasno odvisne od naboja jeder njihovih atomov. Atomsko število elementa = naboj njegovega jedra in število elektronov. Število nevtronov = atomska masa – atomsko število. Vsaka perioda se začne s s - elementi (s 1 alkalijska kovina) in konča s p - elementom

Energija ionizacije, energija afinitete za elektrone,

elektronegativnost. Ionizacijski potencial

1).Energija, ki jo je treba porabiti, da odtrgamo elektron od atoma in ga premaknemo na raven, ki je neskončno oddaljena od njega. Poleg tega postane atom popolnoma nabit.

Ta energija se imenuje ionizacijska energija. Li: 5,39 El. volt

Energija odvzema enega elektrona od atoma Li je 75,6 EV, za drugi atom Li – 122,4 EV...Ionizacijski potencial se skokovito spremeni 1.Elektronske lupine imajo stopničasto (slojno) zgradbo.2). Energijska afiniteta za elektron - sprememba energije atoma, ko se veže na nevtralni atom s tvorbo negativnega iona pri 0 1 K.

Elektron zaseda spodnjo orbitalo po Hundovem pravilu.

Največjo afinitetno energijo imajo halogeni. Vsota vseh ionizacijskih energij = E skupno.

3). Univerzalna značilnost, ki združuje 1,2 elektronegativnost. vsoto ionizacijske energije in energije afinitete. Večja kot je elektronegativnost, lažje se atom pretvori v nabit ion.

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

Narava kemijske vezi. Valenčna teorija. Koncept

stopnja oksidacije.

Kemična vez– interakcija dveh atomov, ki se izvaja z izmenjavo elektronov. Poznamo več vrst kemijskih vezi: ionske, kovalentne, kovina, vodik, medmolekularni in multicentrično. Valenca– število kemijskih vezi, s katerimi je določen atom povezan z drugimi atomi v molekuli. V tem primeru se elektroni, ki sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi, imenujejo valenca. Sposobnost atoma, da pritrdi ali nadomesti določeno število drugih atomov, se imenuje valenca. Merilo valentnosti je število atomov vodika ali kisika, vezanih na element (EH n, EO m), pod pogojem, da je vodik enovalenten in kisik dvovalenten. Po teoriji spina je valenca atoma določena s številom njegovih nesparjenih elektronov, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi z drugimi atomi, zato je jasno, da je valenca vedno izražena z majhnimi celimi števili. oksidacijsko stanje je pogojni naboj atoma v molekuli, izračunan ob predpostavki, da je molekula sestavljena samo iz ionov. naboj ionov, ki tvorijo ionsko spojino). Zato v polarnih spojinah oksidacijsko stanje pomeni število elektronov, ki so le premaknjeni iz danega atoma v atom, ki je z njim povezan.

Kovalentna vez.

Kovalentna vez nastane zaradi skupnih elektronskih parov, ki nastanejo v lupinah povezanih atomov. Lahko ga tvorijo atomi istega elementa in takrat je nepolaren; na primer, takšna kovalentna vez obstaja v molekulah enoelementnih plinov H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd. Kovalentno vez lahko tvorijo atomi različnih elementov, ki so podobni po kemijskem značaju, in nato je polaren; na primer, takšna kovalentna vez obstaja v molekulah H 2 O, NF 3, CO 2. Mehanizem izmenjave je sestavljen iz dejstva, da vsaka interakcija atomov zagotavlja en neparen elektron na delež skupnega elektronskega para. Donorsko-akceptorski sklep je, da en donorski atom zagotavlja prosti elektronski par, drugi akceptor pa prosti AO za enake x/s. Nepolarna vez CCS, v kateri je celoten elektronski oblak simetrično porazdeljen med jedri interakcije atomov, je značilna za atome z enakim poznavanjem elektronov, za preproste stvari. Polarna CHS-razporeditev atomov z različnimi elektroneg. Nasičenost označuje gostoto atoma slik, število x/s je omejeno in določa tudi stehiometrično sestavo molekule. Poudarek je na tem, da je največje prekrivanje AO interakcij med atomi možno, ko so definirani z njihovo medsebojno usmerjenostjo. Sigma - prekrivanje vzdolž črte, ki povezuje jedra, pi - prekrivanje AO na obeh straneh črte, b - prekrivanje AO z vsemi 4 cvetnimi listi.

π in σ vezi. Dolžina vezi, energija vezi.

Dolga povezava d je razdalja med središči atomov, ki tvorijo določeno vez. Eksperimentalne metode so omogočile ugotovitev natančne dolžine vezi. Njihova dolžina je reda 100 pm, določena z rentgensko difrakcijo in spektroskopijo. Dolžina vezi narašča z naraščanjem atomskega števila. Pri prehodu iz plinov v kristale opazimo povečanje dolžine vezi, ki jo spremlja njena krepitev. Dolžina vezi nam omogoča tudi oceno togost povezave , tj. njegova odpornost na zunanje vplive, ki povzročajo njegovo dolžino.

Komunikacijska energija Izmeri moč vez je energija vezi. Njena vrednost je določena z delom, potrebnim za prekinitev vezi, ali pridobitvijo energije, ko snov nastane iz posameznih atomov. na primer energija H-H vezi v molekuli H 2 = 435 kJ / mol (104 kcal / mol), to pomeni, da ko nastane 1 mol H 2, se sprosti 435 kJ (104 kcal) Sigma Bond - a kovalentna vez, ki nastane s prekrivanjem s -, p- in hibridnih AO vzdolž osi, ki povezuje jedra vezanih atomov (tj. z aksialnim prekrivanjem .σ-vezi je močnejša od π-vezi). prekrivanje AO med tvorbo σ-MO in prisotnost σ-elektronov med jedri, ki se imenujejo multiplikacija vezi v vzporednih ravninah. Ta vrsta vezi se nahaja v kompleksnih spojinah d-kovin.

Donorsko-akceptorski mehanizem tvorbe kovalentne vezi. Donorsko-akceptorski sklep je, da en donorski atom zagotavlja prosti elektronski par, drugi akceptor pa prosti AO za enake x/s. Donorsko-akceptorski mehanizem (koordinacijska vez) je kemijska vez med dvema atomoma ali skupino atomov, ki jo izvajata osamljeni par elektronov enega atoma (donor) in prosta orbitala drugega atoma (akceptor). Donorsko-akceptorski mehanizem pogosto nastane med tvorbo kompleksa zaradi prostega para elektronov, ki je pripadal (pred tvorbo vezi) le enemu atomu (donorju) in si med tvorbo vezi deli. Donorsko-akceptorska vez se od običajne kovalentne vezi razlikuje le po izvoru veznih elektronov. Na primer, reakcija amoniaka s kislino je sestavljena iz dodajanja protona, ki ga je kislina donirala, na prosti elektronski par donorja (dušik): V ionu NH4+ so vse štiri vezi dušik-vodik enakovredne, čeprav se razlikujejo v izvoru. Donatorji so lahko atomi dušika, kisika, fosforja, žvepla itd. Vlogo akceptorjev lahko igrajo proton, pa tudi atomi z nezapolnjenim oktetom (na primer atomi elementov skupine III tabele D.I. Mendelejeva, kot tudi atomi, ki tvorijo komplekse, z nezapolnjenimi energijskimi celicami v plasti valenčnih elektronov).

Ionska vez.

Ionska vez je močna kemična vez, ki nastane med atomi z veliko razliko (>1,7 na Paulingovi lestvici) elektronegativnosti, pri kateri se skupni elektronski par popolnoma prenese na atom z višjo elektronegativnostjo. Primer je spojina CsF, pri kateri je "stopnja ionnosti" 97 %. Oglejmo si metodo tvorbe z uporabo natrijevega klorida NaCl kot primer. Če nastane kemična vez med atomi, ki imajo zelo veliko razliko v elektronegativnosti (EO > 1,7 po Paulingu), potem se skupni elektronski par v celoti prenese na atom z višjim EO. Posledica tega je nastanek spojine nasprotno nabitih ionov: med nastalimi ioni nastane elektrostatična privlačnost, ki jo imenujemo ionska vez. Oziroma ta videz je priročen. Pravzaprav se ionska vez med atomi v svoji čisti obliki ne realizira nikjer ali skoraj nikjer; običajno je vez v resnici deloma ionska in deloma kovalentna. Hkrati se lahko vez kompleksnih molekularnih ionov pogosto šteje za čisto ionsko. Najpomembnejši razliki med ionskimi vezmi in drugimi vrstami kemičnih vezi sta neusmerjenost in nenasičenost. Zato kristali, ki nastanejo zaradi ionskih vezi, gravitirajo k različnim gostim pakiranjem ustreznih ionov.

Kovinska povezava.

Kovinska povezava– se izvaja zaradi socializiranih prostih elektronov, ki medsebojno delujejo z nizom pozitivnih ionov. Oblikovan v kovinah. Vse kovine imajo kristalno mrežo. Ko nastane vez, se združijo elektroni vseh atomov kristala. Nanaša se na visokoenergetske povezave, nima nasičenosti in usmerjenosti v prostoru . Večina kovin ima precejšnje število prostih orbital in majhno število elektronov v svoji zunanji elektronski lupini. Zato je energijsko ugodneje, da elektroni niso lokalizirani, ampak pripadajo celotni kovini. Valenčni elektroni v kovinah niso lokalizirani. Med "+" nabitimi kovinskimi ioni in nelokaliziranimi elektroni obstaja elektrostatična interakcija, ki zagotavlja stabilnost snovi.

Vodikova vez. Mehanizem nastajanja vodikove vezi

VODIKOVA VEZ , vrsta kemične vezi tipa A - H ... A"; nastane kot posledica interakcije vodikovega atoma, povezanega s kovalentno vezjo, z elektronegativnim atomom A (N, O, S itd.), in osamljeni par elektronov drugega atoma A" (običajno O, N). Atoma A in A" lahko pripadata bodisi istim ali različnim molekulam. Vodikova vez vodi do povezovanja enakih ali različnih molekul v komplekse; v veliki meri določa lastnosti vode in ledu, molekularne kristale, strukturo in lastnosti mnogih sintetičnih poliamidov, beljakovine, nukleinske kisline itd.

Za nastanek vodikovih vezi je pomembno, da imajo molekule snovi atome vodika vezane na majhne, ​​a elektronegativne atome, na primer: O, N, F. To ustvari opazen delni pozitivni naboj na atomih vodika. Po drugi strani pa je pomembno, da imajo elektronegativni atomi osamljene pare elektronov. Ko z elektroni osiromašeni atom vodika ene molekule (akceptor) interagira z osamljenim parom elektronov na atomu N, O ali F druge molekule (donor), nastane vez, podobna polarni kovalentni vezi.

Prvi zakon termodinamike. Pojem entalpije

enačbe Hessov zakon. Standardno stanje in standardna entalpija tvorbe snovi. Izračuni toplotnih učinkov kemijskih reakcij.

Prvi zakon (prvi zakon) termodinamike je pravzaprav zakon o ohranitvi energije. Trdi, da je energija izoliranega sistema konstantna. V neizoliranem sistemu se lahko energija spremeni zaradi: a) delovanja na okolje; b) izmenjava toplote z okoljem.

Za opis teh sprememb je uvedena funkcija stanja - notranja energija U in dve prenosni funkciji – toplota Q in delo A. Matematična formulacija prvega zakona.

Zgradba elektronskih lupin

Po kvantnomehanskih konceptih ima elektron, tako kot vsak drug mikrodelec, istočasno korpuskularne in valovne lastnosti (dualizem delca in valovanja), t.j. lastnosti delcev in valov. Za opis stanja (gibanja) elektrona v atomu se uporablja verjetnostni pristop, ki temelji na konceptih elektronskega oblaka, atomske orbite in elektronske gostote.

Elektronski oblak – model gibanja elektrona v atomu, ki predpostavlja, da je negativni naboj elektrona neenakomerno porazdeljen po celotnem volumnu prostora okoli jedra (elektron je v tem volumnu tako rekoč »razmazan«) . Pri grafičnem prikazu elektronskega oblaka se to pokaže z neenakomerno gostoto pik: kjer so pike gostejše, tam se elektron pogosteje nahaja.

Gostota elektronskega oblaka (elektronska gostota) se zmanjšuje z oddaljenostjo od jedra.

V večelektronskem atomu se elektroni nahajajo v atomskih orbitalah (AO). Atomska orbitala – to je stanje elektrona z določeno energijsko vrednostjo, obliko in prostorsko usmerjenostjo elektronskega oblaka.

Sferične orbitale so označene s črko s, elektroni, ki zasedajo te orbitale, pa se imenujejo s elektroni.

Orbitale v obliki tridimenzionalne osmice (dumbbells) so označene s črko p, elektroni, ki se nahajajo na njih, pa se imenujejo p-elektroni.

Z oddaljevanjem od jedra se energija elektrona povečuje (zmanjša se moč njegove vezi z jedrom), povečuje pa se tudi velikost orbitale, v kateri se nahaja elektron. V skladu s tem se gostota elektronov zmanjša, medtem ko se ohranja oblika orbitale in število elektronov v njej. Pri konstruiranju elektronskih grafičnih vezij je AO upodobljen kot celica (kvantna celica), elektron pa kot puščica.

Elektron je karakteriziran vrtenje, ki ga lahko poenostavimo tako, da predstavlja vrtenje elektrona okoli lastne osi v smeri urinega kazalca ali nasprotni smeri urinega kazalca. Odvisno od tega je elektron označen s puščicami: ali ↓.

Če je na AO en elektron, se imenuje nesparjen. Dva elektrona, ki se nahajata na delniški družbi, imenujemo parni ali elektronski (osamljeni) pari.

Na enem AO nista več kot dva elektrona, njuna vrtenja pa morata biti v nasprotnih smereh.

	|	naslednje predavanje ==>

§5. Elektronski oblaki – orbitale

En sam elektron vodikovega atoma se oblikuje okoli jedra sferična orbitala- sferičen elektronski oblak, kot je ohlapno zvita kepa puhaste volne ali vata.

Znanstveniki so se strinjali, da se imenuje sferična atomska orbitala s-orbitalno. Je najbolj stabilen in se nahaja precej blizu jedra.

Večja kot je energija elektrona v atomu, hitreje se vrti, bolj se njegovo bivalno območje razteza in se na koncu spremeni v obliko ročice. str-orbitalno:

Elektronski oblak te oblike lahko zasede atom tri položaje vzdolž prostorskih koordinatnih osi x, l in z. To je enostavno razložiti: navsezadnje so vsi elektroni negativno nabiti, torej elektronski oblaki odbijajo drug drugega in si prizadevata biti čim dlje drug od drugega.

Skupaj trije elektronski oblaki, ki se imenujejo p x-, p y- ali p z-orbitale tvorijo simetričen geometrijski lik, v središču katerega je atomsko jedro. Videti je kot šesterokraki čop ali trojna pentlja – kakor želite.

Torej, str Lahko so tri orbitale. Njihova energija je seveda enaka, njihova lokacija v prostoru pa je drugačna.

Razen s- In str-orbitale, obstajajo elektronske orbitale še bolj zapletenih oblik; označeni so s črkami d in f. Elektroni, ki pridejo sem, pridobijo še večjo zalogo energije, se premikajo po zapletenih poteh in posledično dobimo zapletene in lepe tridimenzionalne geometrijske oblike.

Vse d-orbitale(in morda jih je že pet) so energijsko enaki, vendar različno umeščeni v prostor. In po obliki, ki spominja na blazino, vezano s trakovi, so le štirje enaki.
In peti je kot bučica, prevlečena skozi krof.

Elektronski oblaki z enako energijo, ki jim damo ime f-orbitale, morda že sedem. Različni so tudi po obliki in različno orientirani v prostoru.

Elektronski oblak- vizualni model, ki odraža porazdelitev funkcije gostote verjetnosti zaznavanja elektrona v atomu ali molekuli glede na energijo elektrona.

Slika prikazuje radialno porazdelitev verjetnosti, da najdemo elektron v atomu vodika v osnovnem stanju.

Radialna porazdelitvena krivulja verjetnosti, da najdemo elektron v vodikovem atomu, kaže, da je verjetnost, da najdemo elektron, največja v tanki sferični plasti s središčem na mestu protona in polmerom, ki je enak Bohrovemu polmeru a 0 .

Čim močnejša je povezava med elektronom in jedrom, tem manjši je elektronski oblak in gostejša je porazdelitev naboja.

Elektronski oblak je najpogosteje prikazan kot mejna površina (pokriva približno 90 % gostote). V tem primeru je oznaka gostote s pikami izpuščena.

Elektronski oblak in kemična vez

Če predpostavimo, da je gibanje elektronov neodvisno od veliko počasnejših jedrskih gibanj (adiabatni približek), lahko precej strogo opišemo nastanek kemijske vezi kot posledice Coulombovih sil privlačnosti pozitivno nabitih atomskih jeder k elektronskemu oblaku, koncentriranemu v medjedrni prostor (glej sliko 2).

Naboj tega oblaka teži k temu, da jedra približa drug drugemu (vezno območje), medtem ko elektronski naboj zunaj medjedrnega prostora (nevezno območje) teži k potiskanju jeder narazen. V isto smer delujejo jedrske odbojne sile. Ko se atoma približata drug drugemu na ravnotežno razdaljo, del elektronske gostote iz neveznega območja preide v vezno območje. Elektronski naboj je porazdeljen v obeh območjih, tako da so sile, ki težijo k združevanju in odbijanju jeder, enake. To se doseže na določeni ravnotežni razdalji, ki ustreza

Elektronski oblak

Elektronski oblak je vizualni model, ki odraža porazdelitev elektronske gostote v atomu ali molekuli.

Prvič po pojavu znane valovne enačbe E. Schrödingerja je bilo veliko poskusov ugotoviti možni fizični pomen valovne funkcije in razviti model obnašanja elektrona v atomu. E. Schrödinger je že na samem začetku govoril o »razmazanem elektronu«, katerega naboj je prav tako razmazan po prostoru in razporejen po antinodah nihanj, in predlagal koncept »valovnega paketa«.

Vendar so bili fiziki kritični do tega modela. Max Born je pokazal, da je treba te valove statistično razlagati z vidika teorije verjetnosti. Valovi sami po sebi niso materialni, so le matematični izrazi, ki opisujejo verjetnost zaznave elektrona na določeni točki v prostoru.

Kot vizualni model stanja elektrona v atomu v kemiji je sprejeta podoba oblaka, katerega gostota ustreznih odsekov je sorazmerna z verjetnostjo zaznavanja elektrona tam. Elektronski oblak je narisan kot najgostejši (kjer je največje število točk) na področjih, kjer je najverjetneje zaznati elektron.

Obstajajo tudi drugi načini za prikaz radialne porazdelitve verjetnosti, da najdemo gostoto elektronov glede na atomsko jedro.

Radialna porazdelitvena krivulja verjetnosti, da najdemo elektron v vodikovem atomu, kaže, da je verjetnost, da najdemo elektron, največja v tanki sferični plasti s središčem na mestu protona in polmerom, ki je enak Bohrovemu polmeru a 0 .

Elektronski oblak je najpogosteje prikazan kot mejna površina (pokriva približno 90 % gostote). V tem primeru se oznaka gostote s pikami izpusti.

Opombe

Glej tudi

Fundacija Wikimedia.

2010.

Oglejte si, kaj je "elektronski oblak" v drugih slovarjih:

Oglejte si, kaj je "elektronski oblak" v drugih slovarjih:- elektronų debesis statusas T sritis chemija apibrėžtis Elektronų buvimo aplink atomo branduolį erdvė. atitikmenys: angl. elektronska atmosfera; elektronski oblak; elektronska atmosfera; elektronski oblak rus. elektronski oblak... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

elektronski oblak- elektronų debesis statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. elektronski oblak; elektronska atmosfera; elektronski oblak vok. Elektronenatmosphäre, f; Elektronenwolke, f rus. elektronski oblak, n; elektronski oblak, n pranc. atmosphère électronique … Fizikos terminų žodynas

Helijev atom Atom (starogrško: ἄτομος nedeljiv) je najmanjši del kemičnega elementa, ki je nosilec njegovih lastnosti. Atom je sestavljen iz atomskega jedra in elektronskega oblaka, ki ga obdaja. Jedro atoma je sestavljeno iz pozitivno nabitih protonov in... ... Wikipedia

Helijev atom Atom (starogrško: ἄτομος nedeljiv) je najmanjši del kemičnega elementa, ki je nosilec njegovih lastnosti. Atom je sestavljen iz atomskega jedra in elektronskega oblaka, ki ga obdaja. Jedro atoma je sestavljeno iz pozitivno nabitih protonov in... ... Wikipedia

LAMBDA PODVOJITEV (CEPITEV) ENERGIJSKIH NIVOJEV MOLEKUL šibko cepljenje na dva nivoja vsake elektronske vibracijske rotacijske energije. nivo molekule z neničelnimi kvantnimi števili in J (glej Molekula). Število L opisuje projekcijo ... ... Fizična enciklopedija

- (iz grškega atomos nedeljiv) delec snovi mikroskopske velikosti in zelo majhne mase (mikrodelec), najmanjši del kemičnega elementa, ki je nosilec njegovih lastnosti. Vsak element ustreza določenemu rodu A.,... ...

- (σ in π vezi) kovalentne kemijske vezi, za katere je značilna bolj specifična, vendar drugačna prostorska simetrija porazdelitve elektronske gostote. Kot je znano, kovalentna vez nastane kot posledica delitve elektronov... ... Velika sovjetska enciklopedija

- (iz grškega atomos nedeljiv), del v va mikroskopski. velikost in masa (mikrodelec), najmanjši del kem. element, ki je nosilec svojega sv. Vsaka kem. element ustreza definiciji. rod A., označen s kem. simbol. A. obstajajo v … … Fizična enciklopedija