. Alueita, joissa elektroneja todennäköisimmin löytyy, kutsutaan orbitaaleiksi. Jokaiselle kiertoradalle on ominaista tietty energia ja se voi sisältää enintään kaksi elektronia. Tyypillisesti ydintä lähinnä olevat alhaisimman energian kiertoradat täytetään ensin, sitten korkeamman energian kiertoradat ja niin edelleen.... Joukko elektroniradat, joilla on samanlainen energia, muodostaa kerroksen (eli kuoren tai energiatason). Energiatasot on numeroitu atomin ytimestä alkaen: 1, 2, 3,. Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä n . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä 2 -taso. Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä 2 kiertoradalla, ja niihin mahtuu jopa 2 elektroneja. U tunnettuja elementtejä
elektroneja löytyy vain ensimmäisiltä seitsemältä tasolta, ja vain neljä ensimmäistä niistä on täytetty.Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty , s , s d Ja fOrbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty . Jokaisella tasolla (tasolla) on yksis-kiertoradalla, joka sisältää ytimeen tiukimmin sitoutuneet elektronit. Seurasi kolme s -orbitaalit, viisiJa-orbitaalit ja lopuksi seitsemän
|
- kiertoradat. . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä |
Kuori . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä 2 |
Orbitaalien lukumäärä |
Orbitaalinen tyyppi 2. Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä 2 |
|
Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty, s |
|||
|
Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty, s, s |
|||
|
Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty, s, s, Ja |
Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty - Elektronien lukumääräs Orbitaalit ovat muodoltaan pallomaisias käsipainon tai kahden koskettavan pallon muoto, Ja -orbitaaleissa on 4 "terälehteä" ja
-orbitaalit 8. Nämä orbitaalit näyttävät poikkileikkaukseltaan suunnilleen kuvan mukaisilta. Kolme rs -orbitaalit on suunnattu avaruudessa suorakulmaisen koordinaattijärjestelmän akseleita pitkin ja ne on merkitty sen mukaisesti, x d p y; s p z Ja - JaOrbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty -kiertoradalla ei ole avaruudellista suuntausta.
Jokaisen seuraavan elementin jaksossa on atominumero yhtä suurempi kuin edellisen elementin ja se sisältää yhden elektronin enemmän. Tämä ylimääräinen elektroni miehittää seuraavan kiertoradan nousevassa järjestyksessä. On muistettava, että elektronikerrokset ovat diffuuseja ja joidenkin ulkokerrosten kiertoradan energia on pienempi kuin sisäkerrosten. Siksi se esimerkiksi täytetään ensinOrbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty -neljännen tason orbitaali (4Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty -orbital), ja vasta sen jälkeen 3:n täyttö on valmiss - kiertoradat. Orbitaalien täyttöjärjestys on yleensä seuraava: 1Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty , 2 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty , 2 s , 3 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty , 3 s , 4 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty , 3 s , 4 s , 5 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty , 4 s , 5 s , 6 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty , 4 Ja , 5 s , 6 s , 7 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty . Elementin elektronista konfiguraatiota kuvaavassa merkinnässä orbitaalia edustavan kirjaimen yläindeksi osoittaa elektronien lukumäärän kyseisellä kiertoradalla. Esimerkiksi äänittää 1 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2 2 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2 2 s 5 tarkoittaa, että 1Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty -atomin orbitaali sisältää kaksi elektronia, 2Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty -orbitaalit kaksi, 2Kolme viisi elektronia. Neutraalit atomit, joiden ulkoisessa elektronikuoressa on 8 elektronia (tsOrbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty- Ja Kolme -orbitaalit) ovat niin vakaita, että ne eivät käytännössä mene mihinkään kemiallisia reaktioita. Nämä ovat inerttien kaasujen atomeja. Heliumin elektroninen konfigurointi 1 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2, neon 2 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2 2 s 6, argon 3 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2 3 s 6, krypton 4 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2 3 s 10 4 s 6, xenon 5 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2 4 s 10 5 s 6 ja lopuksi radon 6 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty 2 4 Ja 14 5 s 10 6 s 6 .
Elektronilla on kaksoisluonne: se voi eri kokeissa osoittaa hiukkasen ja aallon ominaisuuksia. Elektronin ominaisuudet hiukkasena: massa, varaus; aallon ominaisuudet- liikkeen, interferenssin ja diffraktion piirteissä.
Elektronin liike noudattaa lakeja kvanttimekaniikka .
Tärkeimmät ominaisuudet, jotka määräävät elektronin liikkeen ytimen ympärillä: vastaavan kiertoradan energia- ja tilaominaisuudet.
Vuorovaikutuksessa (päällekkäin) atomikiertoradat(JSC ) muodostuu kahdelle tai useammalle atomille kuuluvaa molekyyliradat(MO).
Molekyyliorbitaalit ovat täynnä jaettuja elektroneja ja kulkevat kovalenttinen sidos.
Ennen molekyyliorbitaalien muodostumista voi olla yhden atomin atomiorbitaalien hybridisaatio.
Hybridisaatio - joidenkin orbitaalien muodon muutos muodostumisen yhteydessä kovalenttinen sidos peittääksesi ne tehokkaammin. Muodostetaan identtisiä hybridejä JSC jotka osallistuvat koulutukseen MO, jotka ovat päällekkäin muiden atomien atomiradan kanssa. Hybridisaatio on mahdollista vain atomeille, jotka muodostavat kemiallisia sidoksia, mutta ei vapaille atomeille.
Hiilivedyt
Keskeiset kysymykset:
- Hiilivedyt. Luokitus. Nimikkeistö.
- Rakenne. Ominaisuudet.
- Hiilivetyjen käyttö.
Hiilivedyt- Luokka orgaaniset yhdisteet, joka koostuu kahdesta alkuaineesta: hiilestä ja vedystä.
Valitse isomeerit ja homologit:
Nimeä alkaanit:
____________________________________________
__________________________________________
Ä nitrausreaktio (Konovalovin reaktio, 1889) on vetysubstituutioreaktio nitroryhmän kanssa.
Ehdot: 13 % HNO 3, t = 130 - 140 0 C, P = 15 - 10 5 Pa. Teollisessa mittakaavassa alkaanien nitraus suoritetaan kaasufaasissa 150 - 170 0 C:ssa typen oksidilla (IV) tai höyryllä typpihappo.
CH 4 + HO – NO 2 → CH 3 – NO 2 + H 2 O
nitrometaani
@ Ratkaise tehtäviä:
1. Alkaanien koostumus kuvataan yleisellä kaavalla:
a) CnH2n+2; b) CnH2n-2; c) CnH2n; d) CnH2n-6.
2. Minkä reagenssien kanssa alkaanit voivat reagoida:
A) Br2 (liuos); b) Br 2, t 0; V) H2S04; G) HN03 (laimennettu), to; d) KMn04; e) CON?
Vastaukset: 1) reagenssit a, b, d, d; 2) reagenssit b, c, f;
3) reagenssit b, d; 4) reagenssit b, d, d, f.
- Määritä vastaavuus reaktion tyypin ja reaktiokaavion (yhtälö) välillä:
- Ilmoitetaan aine, joka muodostuu metaanin täydellisen kloorauksen aikana:
a) trikloorimetaani; b) hiilitetrakloridi; c) dikloorimetaani; d) tetrakloorietaani.
- Määritä todennäköisin 2,2,3-trimetyylibutaanin monobromaustuote:
a) 2-bromi-2,3,3-trimetyylibutaani; b) 1-bromi-2,2,3-trimetyylibutaani;
c) 1-bromi-2,3,3-trimetyylibutaani; d) 2-bromi-2,2,3-trimetyylibutaani.
Kirjoita reaktiolle yhtälö.
Wurtzin reaktio – metallisen natriumin vaikutus hiilivetyjen halogeenijohdannaisiin. Kun kaksi erilaista halogeenijohdannaista reagoivat, muodostuu hiilivetyjen seos, joka voidaan erottaa tislaamalla.
| CH3I + 2Na + CH3I → C2H6 + 2 NaI |
@ Ratkaise tehtäviä:
1. Ilmoita sen hiilivedyn nimi, joka muodostuu, kun bromietaania kuumennetaan natriummetallin kanssa:
a) propaani; b) butaani; c) pentaani; d) heksaani; e) heptaani.
Kirjoita reaktiolle yhtälö.
- Mitä hiilivetyjä muodostuu, kun metallinatrium vaikuttaa seokseen:
a) jodimetaani ja 1-bromi-2-metyylipropaani; b) 2-bromipropaani ja 2-bromibutaani?
Sykloalkaanit
1. Pienille kierroksille (C 3 – C 4) ovat ominaisia additioreaktiot vety, halogeenit ja vetyhalogenidit. Reaktioihin liittyy syklin avautuminen.
2. Muille sykleille (Alkaen 5 ja enemmän) tyypillinen korvausreaktiot.
Tyydyttymättömät hiilivedyt(tyydyttymätön):
| Alkeenit (olefiinit, tyydyttymättömät hiilivedyt, joissa on kaksoissidos, eteenihiilivedyt): Rakenne: sp 2 -hybridisaatio, orbitaalien tasojärjestely (tasainen neliö). Reaktiot: lisäys (hydraus, halogenointi, hydrohalogenointi, polymerointi), substituutio (ei tyypillinen), hapetus (poltto, KMnO 4), hajoaminen (ilman hapen pääsyä). |  |
 |
|
 |  |
@ Ratkaise tehtäviä:
- Mikä on hiiliatomien hybridisaatio alkeenimolekyylissä:
a) 1 ja 4 – sp 2, 2 ja 3 – sp 3; b) 1 ja 4 – sp 3, 2 ja 3 – sp 2;
c) 1 ja 4 – sp 3, 2 ja 3 – sp; d) 1 ja 4 – ei hybridisoitu, 2 ja 3 – sp 2 .
2. Nimeä alkeeni:
- Piirrä reaktioyhtälöt käyttämällä esimerkkinä 1-buteenia ja nimeä tuloksena saadut tuotteet.
4. Alla olevassa muunnoskaaviossa eteeniä muodostuu reaktiossa:
a) 1 ja 2; b) 1 ja 3; c) 2 ja 3;
d) eteeniä ei muodostu missään reaktiossa.
- Mikä reaktio on vastoin Markovnikovin sääntöä:
a) CH3 - CH = CH2 + HBr →; b) CH3-CH = CH2 + H20 →;;
c) CH3 - CH = CH - CH2 + HCI →; d) CCI 3 - CH = CH2 + HCl →?
þ Dieenit, joissa on konjugoituja sidoksia:hydrolyysi 1,3-butadieeni – muodostuu 2-buteenia (1,4-lisäys):
þ hydraus 1,3-butadieeni katalyytin Ni-butaani läsnä ollessa:
þ halogenointi 1,3-butadieeni – 1,4-additio (1,4 – dibromi-2-buteeni):
þ dieenien polymerointi:
Polyeenit(tyydyttymättömät hiilivedyt, joissa on monia kaksoissidoksia) ovat hiilivetyjä, joiden molekyylit sisältävät vähintään kolme kaksoissidosta.
Dieenien valmistus:
Ø alkalin alkoholiliuoksen vaikutus:
Ø Lebedevin menetelmä (divinyylisynteesi):
Ø glykolien kuivuminen (alkaanidiolit):
| Alkyynit (asetyleeniset hiilivedyt, hiilivedyt, joissa on yksi kolmoissidos): Rakenne: sp-hybridisaatio, orbitaalien lineaarinen järjestely. Reaktiot: lisäys (hydraus, halogenointi, hydrohalogenointi, polymerointi), substituutio (suolojen muodostus), hapetus (poltto, KMnO 4), hajoaminen (ilman hapen pääsyä). | 5-metyyliheksiini-2 1-pentiini 3-metyylibutiini-1 | |||
 | 1. Mitkä hiilivedyt vastaavat yleiskaavaa C n H 2n-2: a) asetyleeni, dieeni; | |||
| b) eteeni, dieeni; | ||||
| c) sykloalkaanit, alkeenit; d) asetyleeni, aromaattinen? 2. Kolmoissidos on yhdistelmä seuraavista: a) kolmeσ sidosta; | ||||
| c) sykloalkaanit, alkeenit; b) yksi σ-sidos ja kaksi π-sidosta; c) kaksi σ-sidosta ja yksi π-sidos; d) kolmeπ-sidosta.). | ||||
| c) sykloalkaanit, alkeenit; 3. Luo kaava 3-metyylipentiinille -3. | ||||
| minä Lisäysreaktiot v | ||||
| c) sykloalkaanit, alkeenit; Hydraus tapahtuu alkeenien muodostumisvaiheen kautta: | ||||
| Halogeenien lisäys | ||||
| esiintyy huonommin kuin alkeeneissa: Alkyynit värjäävät bromivettä ( | ||||
| ð laadullinen reaktio Halogenidien lisääminen: | ||||
| ð Lisäystuotteet epäsymmetrisiin alkyyneihin määritetään Markovnikovin sääntö: Veden lisääminen (hydraatio): | ||||
| Laadullinen reaktio lopulliseen kolmoissidokseen - hopea-asetylidin tai punaruskean kupari(I)asetylidin harmaanvalkoisen sakan muodostuminen: | HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCI Reaktiota ei tapahdu | |||
| IV. Hapetusreaktiot | ||||
| Lievä hapettuminen– kaliumpermanganaatin vesiliuoksen värjäytyminen ( laadullinen vastaus useisiin kytkentöihin): | Kun asetyleeni reagoi laimean KMnO 4 -liuoksen kanssa (huoneenlämpötila) - oksaalihappo. | |||
Kemiallinen alkuaine- tietyntyyppinen atomi, joka on merkitty nimellä ja symbolilla ja jolle on tunnusomaista atomiluku ja suhteellinen atomimassa.
Taulukossa 1 luetellaan yleiset kemialliset alkuaineet, annetaan symbolit, joilla ne on merkitty (ääntäminen suluissa), sarjanumerot, suhteet atomimassat, ominaiset hapetustilat.
Nolla Alkuaineen hapetusastetta sen yksinkertaisissa aineissa ei ole ilmoitettu taulukossa.
Kaikilla saman alkuaineen atomeilla on sama määrä protoneja ytimessä ja sama määrä elektroneja kuoressa. Eli alkuaineen atomissa vety N on 1 p + ytimessä ja reunassa 1 e- ; alkuaineatomissa happea O on 8 p + ytimessä ja 8 e- kuoressa; alkuaineen atomi alumiini Al sisältää 13 Kolme+ ytimessä ja 13 e-kuoressa.
Saman alkuaineen atomit voivat erota ytimessä olevien neutronien lukumäärästä. Tällaisia atomeja kutsutaan isotoopeiksi. Eli elementti vety H kolme isotooppia: vety-1 (erityinen nimi ja symboli protium 1 H) 1:n kanssa p + ytimessä ja 1 e- kuoressa; vety-2 (deuterium 2 N tai D) 1:llä p + ja 1 n 0 ytimessä ja 1 e- kuoressa; vety-3 (tritium 3 N tai T) 1:llä p + ja 2 n 0 ytimessä ja 1 e-kuoressa. Symboleissa 1H, 2H ja 3H yläindeksi osoittaa massanumero– ytimessä olevien protonien ja neutronien lukumäärän summa. Muita esimerkkejä:
Elektroninen kaava minkä tahansa kemiallisen alkuaineen atomi sen sijainnin mukaan Jaksotaulukko D.I. Mendelejevin elementit voidaan määrittää taulukosta. 2.
Minkä tahansa atomin elektronikuori on jaettu energiatasot(1., 2., 3. jne.), tasot on jaettu alatasot(merkitty kirjaimilla s, p, d, f). Alatasot koostuvat atomikiertoradat– avaruuden alueet, joissa elektronit todennäköisesti asuvat. Orbitaalit on merkitty 1s:ksi (1. tason s-alatason orbitaali), 2 Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty, 2Kolme, 3Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty, 3p, 3d, 4Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty... Orbitaalien lukumäärä alatasoilla:
Atomiratojen täyttyminen elektroneilla tapahtuu kolmen ehdon mukaisesti:
1) vähimmäisenergian periaate
Elektronit täyttävät kiertoradat, alkaen alitasosta, jolla on pienempi energia.
Alatasojen kasvavan energian järjestys:
1Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty < 2c < 2s < 3Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty < 3s < 4Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty ? 3s < 4s < 5Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty ? 4s < 5s < 6Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty…
2)poissulkemissääntö (Pauli-periaate)
Jokainen orbitaali voi vastaanottaa enintään kaksi elektronia.
Yhtä elektronia kiertoradalla kutsutaan parittomaksi, kahta elektroniksi kutsutaan elektroninen pari:
3) suurimman monikertaisuuden periaate (Hundin sääntö)
Alatason sisällä elektronit täyttävät ensin kaikki kiertoradat puoliväliin ja sitten kokonaan.
Jokaisella elektronilla on oma ominaisuutensa - spin (tavallisesti esitetty nuolella ylös tai alas). Elektronien spinit lasketaan yhteen vektoreina, spinien summana annettu numero alitasolla olevien elektronien pitäisi olla maksimi(monikertaisuus):
H:sta peräisin olevien alkuaineiden atomien tasojen, alatasojen ja orbitaalien täyttäminen elektroneilla (Z = 1) Kr (Z = 36) näkyy kohdassa energiakaavio(numerot vastaavat täyttöjärjestystä ja ovat samat kuin elementtien järjestysnumerot):
Valmiista energiakaavioista elektroniset kaavat alkuaineiden atomit. Tietyn alitason kiertoradalla olevien elektronien lukumäärä ilmoitetaan yläindeksissä kirjaimen oikealla puolella (esim. 3 s 5 on 5 elektronia per Z s-alitaso); ensin tulevat 1. tason elektronit, sitten 2., 3. jne. Kaavat voivat olla täydellisiä ja lyhyitä, jälkimmäiset sisältävät suluissa vastaavan jalokaasun symbolin, joka välittää sen kaavan, ja lisäksi alkaen Zn:stä , täytetty sisäinen d-alataso. Esimerkkejä:
3 Li = 1 s 2 2 s 1 = [ 2 He] 2 s 1
8 O = 1s 2 2s 2 2p 4= [2 Hän] 2s 2 2p 4
13 Al = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3p 1= [10 Ei] 3s 2 3p 1
17 Cl = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5= [10 Ei] 3s 2 3p 5
2O Ca = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4s 2= [18Ar] 4s 2
21 Sc = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 1 4s 2= [18Ar] 3d 1 4s 2
25 Mn = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 5 4s 2= [18Ar] 3d 5 4s 2
26 Fe = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 6 4s 2= [18Ar] 3d 6 4s 2
3O Zn = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4s 2= [18 Ar, 3p 10] 4s 2
33 As = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3p 10 4s 2 4p 3= [18 Ar, 3p 10] 4s 2 4p 3
36 Kr = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 p 10 4s 2 4p 6= [18 Ar, 3p 10] 4s 2 4p 6
Hakasulkeiden ulkopuolelle sijoitettuja elektroneja kutsutaan valenssi. He ovat niitä, jotka osallistuvat kemiallisten sidosten muodostukseen.
Poikkeuksia ovat:
24 Cr = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 5 4s 1= [18 Ar] Зd 5 4s 1(ei 3d 4 4s 2!),
29 Cu = 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3d 10 4s 1= [18Ar] 3d 10 4s 1(ei 3d 9 4s 2!).
Esimerkkejä A-osan tehtävistä1. Otsikko, ei ole relevanttia vety-isotoopeille, on
1) deuterium
2) oksonium
2. Metalliatomin valenssialatasojen kaava on
3. Rautaatomin perustilassa olevien parittomien elektronien lukumäärä on
4. Alumiiniatomin viritetyssä tilassa parittomien elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin
5. Elektroninen kaava 3d 9 4s 0 vastaa kationia
6. Anionin E 2- 3s 2 3p 6 elektroninen kaava vastaa alkuainetta
7. Mg 2+ -kationissa ja F-anionissa olevien elektronien kokonaismäärä on yhtä suuri kuin
Heisenbergin epävarmuusperiaatteen mukaan elektronin paikkaa ja liikemäärää ei voida määrittää samanaikaisesti absoluuttisella tarkkuudella. Huolimatta siitä, että elektronin sijaintia ei voida määrittää tarkasti, on kuitenkin mahdollista osoittaa todennäköisyys, että elektroni on tietyssä paikassa milloin tahansa. Avaruuden aluetta, jossa on suuri todennäköisyys löytää elektroni, kutsutaan orbitaaliksi. Käsitettä "kiertorata" ei pidä samaistaa kiertoradan käsitteeseen, jota käytetään Bohrin teoriassa. Bohrin teoriassa kiertoradalla tarkoitetaan elektronin liikerataa (polkua) ytimen ympärillä.
Elektronit voivat miehittää neljä orbitaalia eri tyyppejä, joita kutsutaan s-, p-, d- ja f-orbitaaleiksi. Nämä kiertoradat voidaan esittää niitä rajoittavilla kolmiulotteisilla pinnoilla. Näiden pintojen rajoittamat avaruuden alueet valitaan yleensä siten, että todennäköisyys löytää yksi elektroni niistä on 95 %. Kuvassa Kuva 1.18 esittää kaaviomaisesti s- ja -orbitaalien muodon. S-orbitaali on pallomainen ja -orbitaali on käsipainon muotoinen.
Koska elektronilla on negatiivinen varaus, sen kiertorataa voidaan pitää jonkinlaisena varausjakaumana. Tätä jakaumaa kutsutaan yleensä elektronipilveksi (kuva 1.19).
Riisi. 1.18. S- ja p-orbitaalien muoto.
Riisi. 1.19. Elektronipilvi poikkileikkauksessa. Ympyrä edustaa ytimen ympärillä olevaa aluetta, jonka sisällä elektronin löytämisen todennäköisyys on 95%.
Lippu№1
Kemia- yksi tärkeimmistä ja laajimmista luonnontieteen aloista, aineista, niiden ominaisuuksista, rakenteesta ja kemiallisten reaktioiden seurauksena tapahtuvista muutoksista sekä peruslaeista, joita nämä muutokset koskevat. Koska kaikki aineet koostuvat atomeista, jotka kemiallisten sidosten ansiosta pystyvät muodostamaan molekyylejä, kemia keskittyy pääasiassa atomien ja tällaisten vuorovaikutusten tuloksena saatujen molekyylien välisten vuorovaikutusten tutkimiseen. Kemian aiheena ovat kemialliset alkuaineet ja niiden yhdisteet sekä erilaisia kemiallisia reaktioita säätelevät lait. Kemialla on paljon yhteistä fysiikan ja biologian kanssa, itse asiassa raja niiden välillä on mielivaltainen. Moderni kemia on yksi laajimmista tieteenaloista kaikkien luonnontieteiden joukossa. Kemia itsenäiseksi tieteenalaksi määriteltiin 1500-1600-luvuilla useiden vuosien jälkeen. tieteellisiä löytöjä, joka perusti mekanistisen maailmankuvan, teollisuuden kehityksen, tehtaiden perustamisen ja porvarillisen yhteiskunnan syntymisen. Koska kemiaa, toisin kuin fysiikkaa, ei kuitenkaan voitu ilmaista kvantitatiivisesti, käytiin keskustelua siitä, onko kemia kvantitatiivinen, toistettava tiede vai jokin muu tieto. Vuonna 1661 Robert Boyle loi teoksen "Skeptinen kemisti", jossa hän selitti eri aineiden ominaisuuksien eroa sillä, että ne on rakennettu erilaisista hiukkasista (korpuskkeleista), jotka ovat vastuussa aineen ominaisuuksista. Van Helmont esitteli konseptin palamista tutkiessaan kaasua sen kanssa muodostuneelle aineelle hän löysi hiilidioksidin. Vuonna 1672 Boyle havaitsi, että kun metalleja poltetaan, niiden massa kasvaa, ja selitti tämän "liekin painavien hiukkasten" vangitsemisella. Kemian aine. Yksi kemian pääkohteista on aineet, jotka muodostavat kaikki ympärillämme olevat kehot. Keho on kaikkea, jolla on massaa ja tilavuutta. Sadepisarat, huurre oksilla, sumu - kappaleet, jotka koostuvat yhdestä aineesta - vedestä. Ilmiöitä, joissa tietyistä aineista muodostuu uusia aineita, kutsutaan kemiallisiksi. Kemia tutkii tällaisia ilmiöitä. Kemia on tiedettä aineiden muunnoksista. Tästä määritelmästä on tullut klassikko. Kemia tutkii aineiden koostumusta ja rakennetta, olosuhteita ja tapoja muuttaa aineita toisiksi, aineiden ominaisuuksien riippuvuutta niiden koostumuksesta ja rakenteesta.
Kemian päätehtävä- aineiden sellaisten ominaisuuksien tunnistaminen ja kuvaus, joiden ansiosta jotkin aineet on mahdollista muuttaa toisiksi kemiallisia ilmiöitä tai kemiallisia reaktioita. Teoreettiset perusteet epäorgaaninen kemia- jaksollinen laki ja Mendelejevin jaksollinen elementtijärjestelmä. Nykyaikainen epäorgaaninen kemia tutkii rakennetta ja ominaisuuksia epäorgaaniset aineet käyttämällä paitsi kemiallisia, myös fysikaalisia menetelmiä (esimerkiksi spektroskopiaa).
Lippu nro 2
Heisenbergin epävarmuusperiaatteen mukaan elektronin paikkaa ja liikemäärää ei voida määrittää samanaikaisesti absoluuttisella tarkkuudella. Huolimatta siitä, että elektronin sijaintia ei voida määrittää tarkasti, on kuitenkin mahdollista osoittaa todennäköisyys, että elektroni on tietyssä paikassa milloin tahansa. Avaruuden aluetta, jossa on suuri todennäköisyys löytää elektroni, kutsutaan orbitaaliksi. Käsitettä "kiertorata" ei pitäisi samaistaa kiertoradan käsitteeseen, jota käytetään Bohrin teoriassa. Bohrin teoriassa kiertoradalla tarkoitetaan elektronin liikerataa (polkua) ytimen ympärillä. Elektronit voivat miehittää neljää eri tyyppistä kiertorataa, joita kutsutaan S-, p-, d- ja f-orbitaaleiksi. Nämä kiertoradat voidaan esittää niitä rajoittavilla kolmiulotteisilla pinnoilla. Näiden pintojen rajoittamat avaruuden alueet valitaan yleensä siten, että todennäköisyys löytää yksi elektroni niistä on 95 %. Kuvassa Kuva 1.18 esittää kaaviomaisesti s- ja p-orbitaalien muodon. S-orbitaali on pallomainen ja p-orbitaali on käsipainon muotoinen. Koska elektronilla on negatiivinen varaus, sen kiertorataa voidaan pitää jonkinlaisena varausjakaumana. Tätä jakaumaa kutsutaan yleensä elektronipilveksi.
Schrödingerin yhtälö- yhtälö, joka kuvaa aaltofunktion määrittelemän puhtaan tilan muutosta tilassa ja ajassa Hamiltonin kvanttijärjestelmissä. Sillä on sama tärkeä rooli kvanttimekaniikassa kuin Newtonin toisen lain yhtälö klassisessa mekaniikassa. Sitä voidaan kutsua kvanttihiukkasen liikeyhtälöksi. Asensi Erwin Schrödinger vuonna 1926. Schrödinger-yhtälö on tarkoitettu pyörittämättömille hiukkasille, jotka liikkuvat paljon valonnopeutta pienemmillä nopeuksilla. Nopeiden ja spinin omaavien hiukkasten tapauksessa käytetään sen yleistyksiä.
Aaltotoiminto, tai psi-toiminto- kompleksiarvoinen funktio, jota käytetään kvanttimekaniikassa kuvaamaan järjestelmän puhdasta tilaa. Onko tilavektorin laajennuskerroin kantan (yleensä koordinaatin) yli:
missä on koordinaattikantavektori ja on aaltofunktio koordinaattiesituksessa. |ψ| 2 – todennäköisyys löytää hiukkanen tietyltä avaruuden alueelta
Olkoon aaltofunktio annettu N-ulotteisessa avaruudessa, sitten jokaisessa pisteessä koordinaatteilla tietyllä ajanhetkellä t se tulee näyttämään. Tässä tapauksessa Schrödingerin yhtälö kirjoitetaan seuraavasti:
missä , on Planckin vakio; - hiukkasen massa, - hiukkasen ulkopuolinen potentiaalienergia pisteessä, - Laplace-operaattori (tai Laplacian), joka vastaa nabla-operaattorin neliötä
Lippu nro 3
Atomirata- yksielektroni aaltofunktio pallomaisessa muodossa symmetrinen sähkökenttä atomiydin, ihmetellen pää . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä,kiertoradalla l Ja magneettinen m kvanttiluvut.
Nimi "orbital" (ei kiertoradalla) kuvastaa geometrista ideaa kiinteät tilat elektroni V atomi; tämä erityinen nimi kuvastaa sitä tosiasiaa, että elektronin tilaa atomissa kuvaavat lait kvanttimekaniikka ja erilainen kuin klassista liike päällä lentoradat. Joukko atomiorbitaaleja, joilla on sama pääkvanttiluvun n arvo, muodostaa yhden elektronikuori.
Kvanttiluvut ja orbitaalien nimikkeistö
Säteittäinen todennäköisyystiheysjakauma atomikiertoradalle eri kohdissa . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä Ja l.
Pääkvanttiluku . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä voi ottaa minkä tahansa positiivisen kokonaisluvun, alkaen yhdestä ( . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä= 1,2,3, … ∞) ja määrittää elektronin kokonaisenergian tietyllä kiertoradalla (energiataso):
Energiaa varten . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä= ∞ vastaa yhden elektronin ionisaatioenergia tietylle energiatasolle.
Orbitaalikvanttiluku (kutsutaan myös atsimuutti- tai komplementaariseksi kvanttiluvuksi) määrittää kulmamomentti elektroni ja voi ottaa kokonaislukuarvot 0:sta . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä - 1 (l = 0,1, …, . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä - 1). Momentum tässä tapauksessa annetaan relaatiolla
Atomiradat nimetään yleensä niiden kiertoradan numeron kirjainmerkinnällä:
Magneettinen kvanttiluku m l määrittää orbitaalin projektion kulmamomentti suuntaan magneettikenttä ja voi ottaa kokonaislukuja, jotka vaihtelevat - l to l, mukaan lukien 0 ( m l = -l … 0 … l):
Lippu nro 4
Jokainen orbitaali voi sisältää enintään kaksi elektronia, jotka eroavat spin-kvanttiluvun arvosta Orbitaaleja on neljää tyyppiä, ne on nimetty(takaisin). Tämä kielto määräytyy Paulin periaatteen mukaan. Järjestys, jossa samalla tasolla olevat kiertoradat täytetään elektroneilla (kiertoradat, joilla on sama pääkvanttiluvun arvo . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä) määräytyy Klechkovsky-säännön mukaan, järjestys, jossa kiertoradat täytetään elektroneilla yhden alitason sisällä (kiertoradat, joissa samat arvot pääkvanttiluku . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä ja kiertoradan kvanttiluku l) määräytyy Hundin säännön mukaan.
Lyhyt tallenne atomin elektronien jakautumisesta atomin eri elektronikuorille, ottaen huomioon niiden pää- ja kiertoradan kvanttiluvut . Mitä kauempana ytimestä, sitä tilavemmat kerrokset ja sitä enemmän kiertoradoja ja elektroneja niihin mahtuu. Kyllä, päällä Ja l kutsutaan atomin elektroniseksi konfiguraatioksi.
Paulin periaate(poissulkemisperiaate) on yksi kvanttimekaniikan perusperiaatteista, jonka mukaan kaksi tai useampi identtinen fermion ei voi olla samanaikaisesti samassa kvanttitilassa.
Paulin periaate voidaan muotoilla seuraavasti: yhden kvanttijärjestelmän sisällä vain yksi hiukkanen voi olla tietyssä kvanttitilassa, toisen tilan tulee erota vähintään yhdellä kvanttiluvulla.
Klechkovskyn säännön muotoilu
kiertoradan energia kasvaa jatkuvasti summan kasvaessa, ja tämän summan samalla arvolla atomiradalla, jonka pääkvanttiluvun arvo on pienempi, on suhteellisesti pienempi energia.
Esimerkiksi kiertoradalla energiat noudattavat sekvenssiä, koska tässä pääkvanttiluku on pienin for-orbitaalille; suurin kiertorata on väliasemassa.
Atomin kiertoradan kuoria täytettäessä ne tilat, joille pääkvanttiluvun ja toissijaisen (kiertoradan) kvanttiluvun summa on pienempi arvo, ovat edullisempia (energeettisesti edullisempia), ja siksi ne ovat täytetty aikaisemmin.SääntöHunda(Gunda)
määrittää tietyn alikerroksen orbitaalien täyttöjärjestyksen ja on muotoiltu seuraavasti: tietyn alikerroksen elektronien spinkvanttimäärän kokonaisarvon tulee olla maksimi.
Tämä tarkoittaa, että jokaisella alikerroksen kiertoradalla täytetään ensin yksi elektroni, ja vasta kun täyttämättömät kiertoradat ovat tyhjentyneet, tähän kiertoradalle lisätään toinen elektroni. Tässä tapauksessa yhdellä kiertoradalla on kaksi elektronia, joilla on puolen kokonaisluvun spinit vastakkaisella merkillä, jotka pariutuvat (muodostavat kahden elektronin pilven) ja tämän seurauksena kiertoradan kokonaisspin on yhtä suuri kuin nolla.
Lippu nro 5 Ionisaatioenergia
- eräänlainen sitomisenergia, tai, kuten sitä joskus kutsutaan, ensimmäinen ionisaatiopotentiaali (I 1), on pienin energia, joka tarvitaan elektronin poistamiseen vapaasta atomista sen pienimmän energian (maa)tilassa äärettömään.
Ionisaatioenergia on yksi atomin pääominaisuuksista, josta atomin muodostamien kemiallisten sidosten luonne ja vahvuus suurelta osin riippuvat. Vastaavan yksinkertaisen aineen pelkistävät ominaisuudet riippuvat myös merkittävästi atomin ionisaatioenergiasta.
Monielektroniselle atomille on olemassa myös toisen, kolmannen jne. ionisaatiopotentiaalin käsitteet, jotka edustavat elektronin poistamisen energiaa vapaista virittymättömistä kationeistaan varauksilla +1, +2 jne. Nämä ionisaatiopotentiaalit ovat yleensä vähemmän tärkeä kemiallisen alkuaineen karakterisoinnissa.
Ionisaatioenergialla on aina endoenergeettinen arvo (tämä on ymmärrettävää, koska elektronin poistamiseksi atomista on käytettävä energiaa; tämä ei voi tapahtua spontaanisti).
tehokas ydinvaraus, joka on funktio atomissa olevien elektronien lukumäärästä, jotka suojaavat ydintä ja sijaitsevat syvemmällä sisäisellä kiertoradalla;
säteittäinen etäisyys ytimestä ulkoelektronin maksimivaraustiheyteen, joka on heikoimmin sitoutunut atomiin ja jättää sen ionisaation aikana;
tämän elektronin läpäisyvoiman mitta;
elektronien välinen hylkiminen ulompien (valenssi)elektronien välillä.
Ionisaatioenergiaan vaikuttavat myös vähemmän merkittävät tekijät, kuten kvanttimekaaninen vaihtovuorovaikutus, spin- ja varauskorrelaatio jne.
Alkuaineiden ionisaatioenergia mitataan elektronvoltteina per atomi tai jouleina per mooli.
Atomin elektroniaffiniteetin energia, tai vain hän elektronien affiniteetti, on energia, joka vapautuu lisättäessä elektroni sen perustilassa olevaan vapaaseen atomiin, muuttaen sen negatiiviseksi ioniksi (atomin affiniteetti elektroniin on numeerisesti yhtä suuri, mutta etumerkillisesti vastakkainen vastaavan ionisaatioenergian kanssa eristetty yksinkertaisesti varautunut anioni).
Elektronien affiniteetit ilmaistaan kilojouleina per mooli (kJ/mol) tai elektronivolteina atomia kohti (eV/atomi).
Toisin kuin atomin ionisaatiopotentiaali, jolla on aina endoenergeettinen arvo, atomin elektroniaffiniteettia kuvaavat sekä eksoenergia- että endoenergiaarvot
Atomisäteet. Tiettyjen oletusten perusteella löydetyt arvot otetaan atomisäteinä. Teoreettisesti lasketaan ns. kiertoradan säteet tai etäisyys ytimen keskustasta kauimpana olevaan elektronitiheysmaksimiin.
Atomisäteiden muutosten jaksollisuus ilmaistaan erityisen selvästi s- ja p-alkuaineissa: jaksoissa vasemmalta oikealle säteet pienenevät ja ryhmissä ylhäältä alas ne kasvavat. D- ja f-elementtien atomisäteiden muutoskuviot ovat monimutkaisempia
Lippu nro 6
Kemiallinen alkuaine- kokoelma atomeja, joilla on sama ydinvaraus ja protonien lukumäärä, jotka ovat yhtäpitäviä jaksollisen järjestelmän sarjanumeron (atomi) kanssa. Jokaisella kemiallisella alkuaineella on oma nimi ja symboli, jotka on annettu Dmitri Ivanovitš Mendelejevin alkuaineiden jaksollisessa taulukossa.
Olemassaolon muoto kemiallisia alkuaineita ovat vapaassa muodossa yksinkertaiset aineet(singleton)
Tällä hetkellä D. I. Mendelejevin jaksollisella lailla on seuraava muotoilu: "kemiallisten alkuaineiden ominaisuudet sekä niiden muodostamien yksinkertaisten aineiden ja yhdisteiden muodot ja ominaisuudet riippuvat ajoittain niiden atomien ytimien varausten suuruudesta".
Yleisimmät ovat 3 jaksollisen järjestelmän muotoa: "lyhyt" (lyhyt jakso), "pitkä" (pitkä jakso) ja "erittäin pitkä". "Superpitässä" versiossa kukin jakso vie täsmälleen yhden rivin. "Pitässä" versiossa lantanidit ja aktinidit poistetaan yleistaulukosta, mikä tekee siitä kompaktimman. "Lyhyessä" tallennusmuodossa tämän lisäksi neljäs ja sitä seuraavat jaksot vievät kukin 2 riviä; Pää- ja toissijaisten alaryhmien elementtien symbolit on kohdistettu solujen eri reunoihin nähden.
IUPAC lopetti virallisesti taulukon lyhyen muodon, joka sisältää kahdeksan elementtiryhmää, vuonna 1989. Huolimatta suosituksesta käyttää pitkää muotoa, lyhyt muoto on edelleen suuri määrä Venäläisiä hakukirjoja ja käsikirjoja myös tämän ajan jälkeen. Nykyaikaisesta ulkomaisesta kirjallisuudesta lyhyt muoto on jätetty kokonaan pois, ja sen sijaan käytetään pitkää muotoa.
Lippu nro 10
Molekyyliratamenetelmä on tärkein menetelmä kvanttikemia. Menetelmä perustuu ajatukseen, että molekyylin jokaista elektronia kuvataan omalla aaltofunktiollaan - molekyyliorbitaalilla (MO). Yleisessä tapauksessa MO-menetelmässä tarkastellaan kemiallisten sidosten muodostumista kaikkien elektronien liikkeen seurauksena kaikkien elektronien ja alkuperäisten atomien kaikkien ytimien luomassa kokonaiskentässä. Kuitenkin, koska pääasiallinen panos sidosten muodostumiseen tulee ulompien (valenssi)kuorten elektroneista, rajoitamme yleensä huomiomme vain nämä elektronit. Kemiassa MO-menetelmä (erityisesti LCAO MO:n muodossa) on tärkeä, koska sen avulla voidaan saada tietoa molekyylien rakenteesta ja ominaisuuksista atomien vastaavien ominaisuuksien perusteella. Siksi lähes kaikki nykyaikaiset käsitteet kemiallisesta sitoutumisesta ja kemiallisesta reaktiivisuudesta perustuvat MO-menetelmän käsitteisiin. Molekyyliratateoria(MO) antaa käsityksen elektronitiheysjakaumasta ja selittää molekyylien ominaisuuksia. Tässä teoriassa atomin kvanttimekaaniset riippuvuudet laajennetaan monimutkaisempaan järjestelmään - molekyyliin. Molekyyliä pidetään kokonaisuutena, ei yksilöllisyytensä säilyttäneiden atomien kokoelmana. Molekyylissä (kuten atomissa) on yksittäisten elektronien (molekyyliorbitaalien) erillisiä energiatiloja, jotka liikkuvat itsestään johdonmukaisesti toistensa ja molekyylin kaikkien ytimien kentässä. Jokaiselle kiertoradalle on ominaista oma kvanttilukusarjansa, joka heijastaa elektronien ominaisuuksia tietyssä energiatilassa. Toisin kuin atomien yhden keskuksen kiertoradat, molekyylien kiertoradat ovat monikeskeisiä, eli molekyyleillä on yhteiset kiertoradat kahden tai useamman atomiytimen kanssa. Jokaisella molekyyliradalla on tietty energia, jolle on ominaista vastaava ionisaatiopotentiaali.
Kahden keskuksen molekyyliradat
Molekyyliorbitaalimenetelmä käyttää molekyyliradan käsitettä (samanlainen kuin atomin atomikiertorata) kuvaamaan elektronitiheysjakaumaa molekyylissä. Molekyyliorbitaalit ovat elektronin aaltofunktioita molekyylissä tai muussa moniatomisessa kemiallisessa hiukkasessa. Jokainen molekyylikiertorata (MO), kuten atomiorbitaali (AO), voi olla yhden tai kahden elektronin miehitetty. Elektronin tilaa sidosalueella kuvaa sitoutuva molekyylirata, ja vasta-sidosalueella - sidosmolekyyliorbitaali. Elektronien jakautuminen molekyyliratojen kesken noudattaa samoja sääntöjä kuin elektronien jakautuminen atomiorbitaalien kesken eristetyssä atomissa. Molekyyliorbitaalit muodostuvat tietyistä atomiorbitaalien yhdistelmistä. Niiden lukumäärä, energia ja muoto voidaan päätellä molekyylin muodostavien atomien orbitaalien lukumäärästä, energiasta ja muodosta.???????????????????????? ???????????????????????????????????????? ???????
Lippu nro 11: Ionisidos. Metalliliitäntä. Vetysidos. Van der Waalsin joukot.
Ionisidos- vahva kemiallinen sidos, joka muodostuu atomien välille, jonka elektronegatiivisuusero on suuri (> 1,7 Paulingin asteikolla), jossa elektronin kokonaisparapolititeetti menee atomiin, jolla on suurempi elektronegatiivisuus Tämä on ionien vetovoima vastakkaisesti varautuneina kappaleina. Esimerkkinä on yhdiste CsF, jossa "ioniisuusaste" on 97 %. Tarkastellaanpa esimerkkinä natriumkloridin NaCl:n muodostusmenetelmää. Natrium- ja klooriatomien elektroninen konfiguraatio voidaan esittää seuraavasti: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5 Kuten nämä ovat atomeja, joilla on epätäydellinen energiataso. Ilmeisesti niiden täydentämiseksi natriumatomin on helpompi luovuttaa yksi elektroni kuin saada seitsemän, ja klooriatomin on helpompi saada yksi elektroni kuin seitsemän. Kemiallisen vuorovaikutuksen aikana natriumatomi luovuttaa kokonaan yhden elektronin ja klooriatomi ottaa sen vastaan. Kaavamaisesti tämä voidaan kirjoittaa seuraavasti: Na. - l e -> Na+ natriumioni, stabiili kahdeksanelektroninen 1s2 2s2 2p6 kuori toisesta energiatasosta johtuen. :Cl + 1е --> .Cl - kloori-ioni, vakaa kahdeksan elektronin kuori. Sähköstaattiset vetovoimat syntyvät Na+- ja Cl--ionien välille, mikä johtaa yhdisteen muodostumiseen. Ionisidos on polaarisen kovalenttisen sidoksen polarisaation ääritapaus. Muodostuu tyypillisen metallin ja ei-metallin väliin. Tässä tapauksessa metallin elektronit siirtyvät kokonaan ei-metalliin. Ioneja muodostuu.
Jos kemiallinen sidos muodostuu atomien välille, joilla on erittäin suuri elektronegatiivisuusero (EO > 1,7 Paulingin mukaan), niin yhteinen elektronipari siirtyy kokonaan korkeamman EO:n omaavaan atomiin. Tämän seurauksena muodostuu vastakkaisesti varautuneiden ionien yhdiste:
Syntyvien ionien välillä tapahtuu sähköstaattista vetovoimaa, jota kutsutaan ionisidokseksi. Tai pikemminkin tämä ulkoasu on kätevä. Itse asiassa ionisidos atomien välillä puhdas muoto ei toteudu missään tai tuskin missään, itse asiassa sidos on osittain ioninen ja osittain kovalenttinen. Samaan aikaan monimutkaisten molekyyli-ionien sidosta voidaan usein pitää puhtaasti ionisena. Tärkeimmät erot ionisidosten ja muun tyyppisten kemiallisten sidosten välillä ovat suuntautumattomuus ja ei-kyllästyminen. Tästä syystä ionisidosten vaikutuksesta muodostuneet kiteet vetoavat kohti vastaavien ionien erilaisia tiheitä pakkauksia.
Ominaisuudet Tällaisilla yhdisteillä on hyvä liukoisuus polaarisiin liuottimiin (vesi, hapot jne.). Tämä johtuu molekyylin varautuneista osista. Tällöin liuottimen dipolit houkuttelevat molekyylin varautuneita päitä ja Brownin liikkeen seurauksena ne "repivät" aineen molekyylin palasiksi ja ympäröivät ne estäen niitä yhdistämästä uudelleen. Tuloksena on ioneja, joita ympäröivät liuotindipolit.
Kun tällaiset yhdisteet liukenevat, vapautuu yleensä energiaa, koska muodostuneiden liuotin-ionisidosten kokonaisenergia on suurempi kuin anioni-kationisidoksen energia. Poikkeuksena ovat monet typpihapon suolat (nitraatit), jotka absorboivat lämpöä liukeneessaan (liuokset jäähtyvät). Jälkimmäinen tosiasia on selitetty fysikaalisessa kemiassa huomioitujen lakien perusteella.
Metallisidos on kemiallinen sidos, joka syntyy suhteellisen vapaiden elektronien läsnäolosta. Ominaista sekä puhtaille metalleille että niiden seoksille ja metallien välisille yhdisteille.
Metallinen linkkimekanismi
Positiiviset metalli-ionit sijaitsevat kaikissa kidehilan solmuissa. Niiden välillä valenssielektronit liikkuvat satunnaisesti, kuten kaasumolekyylit, jotka irtoavat atomeista ionien muodostumisen aikana. Nämä elektronit toimivat sementtina pitäen positiiviset ionit yhdessä; muuten hila hajoaisi ionien välisten hylkivöiden vaikutuksesta. Samaan aikaan ionit pitävät elektroneja kidehilassa, eivätkä ne voi poistua siitä. Kytkentävoimat eivät ole paikallisia tai suunnattuja. Siksi useimmissa tapauksissa esiintyy korkeita koordinaatiolukuja (esimerkiksi 12 tai 8).
[muokkaa] Tunnusomaiset kidehilat
Useimmat metallit muodostavat yhden seuraavista erittäin symmetrisistä hioista tiiviillä atomipakkauksilla: runkokeskeinen kuutio, kasvokeskeinen kuutio ja kuusikulmainen.
Kehokeskeisessä kuutiohilassa atomit sijaitsevat kuution kärjessä ja yksi atomi on kuution tilavuuden keskellä. Metalleilla on kuutiokappalekeskeinen hila: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba jne.
Kasvokeskeisessä kuutiohilassa (fcc) atomit sijaitsevat kuution kärjessä ja kunkin pinnan keskellä. Tämän tyyppisillä metalleilla on hila: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co jne.
Kuusikulmaisessa hilassa atomit sijaitsevat prisman kuusikulmioiden kärjessä ja keskellä, ja kolme atomia sijaitsee prisman keskitasossa. Metalleilla on tämä atomipakkaus: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca jne.
[muokkaa]Muut ominaisuudet
Vapaasti liikkuvat elektronit aiheuttavat korkean sähkön- ja lämmönjohtavuuden. Aineet, joissa on metallisidos, yhdistävät usein lujuuden ja plastisuuden, koska kun atomit siirtyvät toistensa suhteen, sidokset eivät katkea.
Van der Waalsin joukot- molekyylien väliset vuorovaikutusvoimat energialla 0,8 - 8,16 kJ/mol. Tämä termi merkitsi alun perin kaikkia tällaisia voimia moderni tiede sitä sovelletaan yleensä voimiin, jotka syntyvät, kun molekyylit polarisoituvat ja muodostavat dipoleja. Löysi J. D. van der Waals vuonna 1869.
Van der Waalsin voimat sisältävät dipolien väliset vuorovaikutukset (pysyvät ja indusoidut). Nimi tulee siitä, että nämä voimat aiheuttavat sisäisen paineen korjauksen van der Waalsin tilayhtälössä todelliselle kaasulle. Nämä vuorovaikutukset määräävät pääasiassa voimat, jotka ovat vastuussa biologisten makromolekyylien spatiaalisen rakenteen muodostumisesta.
Van der Waalsin voimia esiintyy myös hiukkasen (makroskooppinen hiukkanen tai nanopartikkeli) ja molekyylin sekä kahden hiukkasen välillä.
Van der Waalsin joukkojen luokitus
Van der Waalsin vuorovaikutus koostuu kolmen tyyppisestä heikosta vuorovaikutuksesta:
Orientaatiovoimat, dipoli-dipoli vetovoima. Se suoritetaan molekyylien välillä, jotka ovat pysyviä dipoleja. Esimerkki on HCl nestemäisessä ja kiinteässä tilassa. Tällaisen vuorovaikutuksen energia on kääntäen verrannollinen dipolien välisen etäisyyden kuutioon.
Dispersion vetovoima (Lontoon voimat). Vuorovaikutus hetkellisten ja indusoitujen dipolien välillä.
Tällaisen vuorovaikutuksen energia on kääntäen verrannollinen dipolien välisen etäisyyden kuudenteen potenssiin. Induktiivinen vetovoima.
Pysyvän dipolin ja indusoidun dipolin välinen vuorovaikutus. Tällaisen vuorovaikutuksen energia on kääntäen verrannollinen dipolien välisen etäisyyden kuudenteen potenssiin.
Tähän asti monet kirjoittajat ovat lähteneet olettamuksesta, että van der Waalsin voimat määräävät kerrosten välisen vuorovaikutuksen kerroskiteissä, mikä on ristiriidassa kokeellisten tietojen kanssa: Debyen lämpötila-anisotropia-asteikolla ja vastaavasti hilaheijastuksen anisotropia-asteikolla. Tämän virheellisen oletuksen perusteella on rakennettu monia kaksiulotteisia malleja, jotka "kuvaavat" erityisesti grafiitin ja boorinitridin ominaisuuksia.
Lippu nro 12
Kemiassa koordinaatioluvun käsite syntyi kompleksisten yhdisteiden kemian kehittyessä. Se viittaa ligandien (atomien, molekyylien, ionien) lukumäärään, jotka muodostavat kompleksinmuodostajan ensimmäisen koordinaatiopallon (sisäisen).
Esimerkiksi kaliumheksasyanoferraatti(III)K 3:n kompleksisuolassa Fe 3+ -ionin koordinaatioluku on 6 ja cis-diklooridiamiiniplatina (II) (Peyronen suola) Pt(NH 3) 2 Cl 2:ssa keskiplatina. atomi on sitoutunut neljään ligandiin.
Koordinaatioluvun käsitettä käytetään myös karakterisoimaan molekyylien keskusatomia, lähinnä niissä tapauksissa, joissa kemiallisesti sitoutuneiden lähellä olevien atomien lukumäärä ei ole yhtä suuri kuin valenssin numeerinen arvo. Esimerkiksi typpihappomolekyylissä keskeisen typpiatomin muodollinen valenssi on 4, hapetusaste on +5 ja koordinaatioluku on 3.
Koordinaatioluvun käsitettä käytetään myös kuvaamaan nesteiden ja amorfisten kappaleiden rakennetta. Tässä tapauksessa koordinaatioluku on lyhyen kantaman järjestyksen mitta, atomin lähimpien naapurien keskimääräinen lukumäärä. Se voi olla murto-osa.
Keskusatomi(CA) tai kompleksinmuodostaja on yleensä metalli-ioni tai -atomi, vaikka se voi joissain tapauksissa olla ei-metalli, esimerkiksi pii ja fosfori 2- ja - anioneissa, vastaavasti. CA muodostaa kemiallisia sidoksia ligandien kanssa ja koordinoi niitä ympärillään. Tämän seurauksena muodostuu koordinaatioyhdiste.
Ligandi(alkaen lat. ligare - sitoa) - atomi, ioni tai molekyyli, joka liittyy tiettyyn keskukseen (akseptoriin). Käsitettä käytetään biokemiassa merkitsemään aineita, jotka yhdistyvät biologisten vastaanottajien (reseptorien, immunoglobuliinien) kanssa, sekä kompleksiyhdisteiden kemiassa, mikä tarkoittaa partikkeleita, jotka ovat kiinnittyneet yhteen tai useampaan keskeiseen (kompleksia muodostavaan) metalliatomiin.