Tiek saukti elektroni, kas aizņem vienu orbitāli. Divcentru molekulāras orbitāles

Atomu orbitāle - viena elektrona viļņa funkcija, kas iegūta, atrisinot Šrēdingera vienādojumu dotajam atomam; tiek dots: principiālais n, orbitālais l un magnētiskais m - kvantu skaitļi. Vienīgais ūdeņraža atoma elektrons ap kodolu veido sfērisku orbītu - sfērisku elektronu mākoni, piemēram, brīvu pūkainas vilnas bumbiņu vai kokvilnas bumbiņu.

Zinātnieki vienojās sfērisko atomu orbitāli saukt s orbitāli. Tas ir visstabilākais un atrodas diezgan tuvu serdei. Jo lielāka ir elektrona enerģija atomā, jo ātrāk tas griežas, jo vairāk tas izstiepj sava uzturēšanās reģionu un visbeidzot pārvēršas par hanteli p-orbitāle:

Orbītas hibridizācija - hipotētisks process, kurā tiek sajaukti dažādi (s, p, d, f) poliatomiskās molekulas centrālā atoma orbitāles ar to pašu orbitāļu izskatu, kas ir līdzvērtīgs to raksturlielumos.

5.Oglekļa atoma tetraedriskais modelis. Butlerova struktūras teorija

Organisko vielu ķīmiskās struktūras teoriju formulēja A. M. Butlerovs 1861. gadā.

Galvenie punkti strukturālā teorija vārīt līdz sekojošam:

1) molekulās atomi ir savienoti viens ar otru noteiktā secībā saskaņā ar to valenci. Atomu saistošo secību sauc par ķīmisko struktūru;

2) vielas īpašības ir atkarīgas ne tikai no tā, kuri atomi un kādā daudzumā ir iekļauti tās molekulas sastāvā, bet arī no secības, kādā tie ir savstarpēji savienoti, t.i., no molekulas ķīmiskās struktūras;

3) atomi vai atomu grupas, kas veidoja molekulu, savstarpēji ietekmē viens otru.

Galvenie skati ķīmiskā struktūra, kuru dibinājis Butlerovs, papildināja Vants Hofs un Le Bele (1874), kuri izstrādāja ideju par atomu telpisko izvietojumu organiskajā molekulā. in-va un izvirzīja jautājumu par molekulu telpisko konfigurāciju un konformāciju. Van Gofa darbs iezīmēja org virziena sākumu. Ķīmija - stereoķīmija - telpiskās struktūras izpētei.Van Hofs ierosināja oglekļa atoma tetraedrisko modeli - četras atoma valences oglekļa metānā ir vērstas uz četriem tetraedra stūriem, kuru centrā ir oglekļa atoms, bet virsotnēs ir ūdeņraža atomi.

Nepiesātinātās karbonskābes

Ķīmiskās īpašības.
Nepiesātināto karbonskābju ķīmiskās īpašības ir saistītas gan ar karboksilgrupas īpašībām, gan ar divkāršās saites īpašībām. Skābēm ar dubulto saiti, kas atrodas tuvu karboksilgrupai - alfa, beta nepiesātinātās skābes, ir specifiskas īpašības. Šīm skābēm ūdeņraža halogenīdu pievienošana un hidratācija ir pretrunā Markovnikova noteikumam:

CH2 \u003d CH-COOH + HBr -\u003e CH2Br-CH2-COOH

Ar rūpīgu oksidēšanu veidojas dioksiskās skābes:

CH2 \u003d CH-COOH + [O] + H 2 0 -\u003e HO-CH2 –CH (OH) –KOOH

Enerģiskas oksidācijas laikā dubultā saite tiek sadalīta un veidojas dažādu produktu sajaukums, pēc kura var noteikt divkāršās saites stāvokli. Oleīnskābe C 17 H 33 COOH ir viena no vissvarīgākajām augstākā līmeņa nepiesātinātajām skābēm. Tas ir bezkrāsains šķidrums, kas sacietē aukstumā. Tās struktūras formula ir šāda: CH3- (CH2) 7 -CH \u003d CH- (CH2) 7 -COOH.

Karbonskābes atvasinājumi

Karbonskābes atvasinājumi ir savienojumi, kuros karbonskābes hidroksilgrupa ir aizvietota ar citu funkcionālo grupu.

Ēteri - organiskās vielaskam formula R-O-R"kur R un R" ir ogļūdeņraža radikāļi. Tomēr jāpatur prātā, ka šāda grupa var ietilpt citās savienojumu funkcionālās grupās, kas nav ēteri

Esteri (vai esteri) ir oksokskābju (gan karbonskābju, gan neorganisko) atvasinājumi ar vispārīgo formulu R k E (\u003d O) l (OH) m, kur l ≠ 0, kas formāli ir produkti, aizstājot hidroksil-OH skābes funkciju ūdeņraža atomus ar ogļūdeņraža atlikumu (alifātisko, alkenilgrupas, aromātiskas vai heteroaromātiskas); tiek uzskatīti arī par spirtu acilu atvasinājumiem. IUPAC nomenklatūrā esteri satur arī spirtu halkogenīdu analogu acio atvasinājumus (tioli, selenoli un telluroli).

Atšķiras no ēteriem (esteriem), kuros divus ogļūdeņraža atomus savieno ar skābekļa atomu (R1-O-R2)

Amīdi - oksokskābju (gan karbonskābju, gan minerālu) atvasinājumi R k E (\u003d O) l (OH) m, (l ≠ 0), kas formāli ir produkti, kas -OH skābes funkcijas hidroksilgrupu aizstāšanu ar aminogrupu (neaizvietotu un neaizvietotu); tiek uzskatīti arī par amīnu acilu atvasinājumiem. Savienojumus ar vienu, diviem vai trim acil aizvietotājiem uz slāpekļa atoma sauc par primārajiem, sekundārajiem un terciārajiem amīdiem, sekundāros amīdus sauc arī par imīdiem.

Karbonskābju amīdi - karboksamīdi RCO-NR1R2 (kur R1 un R2 ir ūdeņraža atoms, acilgrupa vai alkil-, arilgrupa vai cits ogļūdeņraža atoms) parasti tiek saukti par amīdiem, citu skābju gadījumā saskaņā ar IUPAC ieteikumiem kā amīda prefiksu norāda skābes atlikuma nosaukumu, piemēram, sulfīdskābes amīdi RS (\u003d O2 NH2 tiek saukti par sulfamīdiem).

Karbonskābes hlorīds (acilhlorīds) ir karbonskābes atvasinājums, kurā hidroksilgrupa –OH karboksilgrupā –COOH ir aizstāta ar hlora atomu. Vispārējā formula R-COCl. Pirmais pārstāvis ar R \u003d H (formilhlorīds) neeksistē, lai gan CO un HCl maisījums Hattermana-Koha reakcijā uzvedas līdzīgi kā skudrskābes hlorīds.

Iegūšana

R-COOH + SOCl 2 → R-COCl + SO2 + HCl

Nitriles - organiskie savienojumi vispārējā formula R-C≡N formāli C-aizvietoti ciānūdeņražskābes atvasinājumi HC≡N

Neilons (poli-ε-kaproamīds, neilons-6, poliamīds 6) - sintētiska poliamīda šķiedra, kas iegūta no eļļas, kaprolaktāma polikondensācijas produkts

[-HN (CH2) 5 CO-] n

Rūpniecībā to iegūst, polimerizējot atvasinājumu

Neilons (angļu val. neilons) - sintētisko poliamīdu saime, ko galvenokārt izmanto šķiedru ražošanā.

Visizplatītākie ir divu veidu neilons: poliheksametilēna adipinamīds ( aide (PSRS / Krievija), neilons 66 (ASV)), ko bieži dēvē par pašu neilonu un poli-ε-kaproamīdu ( neilons (PSRS / Krievija), neilons 6 (ASV)). Ir zināmas arī citas sugas, piemēram, poli-ω-enantoamīds ( enants (PSRS / Krievija), neilons 7 (ASV)) un poli-ω-undekanamīds ( undekan (PSRS / Krievija), neilons 11 (ASV), rilsan (Francija, Itālija)

Anīda šķiedras formula: [-HN (CH2) 6 NHOC (CH2) 4 CO-] n. Anīds tiek sintezēts adipīnskābes un heksametilēndiamīna polikondensācijā. Lai nodrošinātu stehiometrisko attiecību 1: 1 reaģentiem, kas nepieciešami polimēra ar maksimālo molekulmasu iegūšanai, izmanto adipīnskābes sāli un heksametilēndiamīnu ( Ag sāls):

R \u003d (CH2) 4, R "\u003d (CH2) 6

No neilona (neilona-6) šķiedras formula: [-HN (CH2) 5 CO-] n. Kaprona sintēzi no kaprolaktāma veic ar kaprolaktāma hidrolītisku polimerizāciju saskaņā ar "cikla atvēršanas - pievienošanās" mehānismu:

Plastmasas izstrādājumus var izgatavot no stingra neilona ekolona, \u200b\u200biesmidzinot to šķidrā neilona formā zem augsta spiediena, kas nodrošina lielāku materiāla blīvumu.

Klasifikācija

KETO Skābes - organiskas vielas, kuru molekulās ietilpst karboksilgrupas (COOH-) un karbonilgrupas (-CO-) grupas; kalpo kā daudzu savienojumu prekursori, kas organismā veic svarīgas bioloģiskās funkcijas. Nozīmīgiem metabolisma traucējumiem, kas rodas vairākos patoloģiskos stāvokļos, pievieno noteiktu keto skābju koncentrācijas palielināšanos cilvēka ķermenī.

keto enola tautomerisms

Alfa un Beta keto skābju ražošanas metodes

α-Keto skābes iegūst, oksidējot α-hidroksi skābes.

β-Keto skābes to nestabilitātes dēļ no esteriem iegūst, kondensējot Kleisenu.

IN organiskā ķīmija termins "oksidācijas reakcija" nozīmē, ka tā ir oksidēta organisks savienojums, savukārt oksidētājs vairumā gadījumu ir neorganisks reaģents.

Alkenes

KMnO 4 un H 2 O (neitrāla vide)

3CH2 \u003d CH2 + 2KMnO4 + 4H2O \u003d 3C2H4 (OH) 2 + 2MnO2 + 2KOH - pilnīgs vienādojums

(skāba vide)

dubultās saites pārtraukumi:

R-CH2 \u003d CH2-R + [O] → 2R-COOH - shematisks vienādojums

Alkilarēni

Etilbenzol-alkilarene

Ketoni

Ketoni ir ļoti izturīgi pret oksidētājiem un karsējot tos oksidē tikai ar spēcīgiem oksidētājiem. Oksidācijas process sabojājas c-C obligācijas abās karbonilgrupas pusēs un parasti iegūst četru karbonskābju maisījumu:

Pirms ketona oksidēšanas notiek tā enolizācija, kas var notikt gan sārmainā, gan skābā vidē:

Vīna skābe (dioksinosukcīnskābe, vīnskābe, 2,3-dihidroksibutāndijskābe) HOOC-CH (OH) -CH (OH) -COOH - divbāzu hidroksi skābe. Vīnskābes sāļus un anjonus sauc par tartrātiem.

Ir zināmas trīs vīnskābes stereoizomēru formas: D - (-) - enantiomērs (augšējā kreisajā pusē), L - (+) - enantiomērs (augšējā labajā pusē) un mesoforma (mezoskābe):

Diastereomēri - stereoizomēri, kas nav spoguļattēli viens otram. Diastereomerisms rodas, ja savienojumam ir vairāki stereocentri. Ja diviem stereoizomēriem ir pretēji visu atbilstošo stereocentru konfigurācijas, tad tie ir enantiomēri.

Orbitāles pastāv neatkarīgi no tā, vai uz tām atrodas elektrons (aizņemtas orbitāles) vai to nav (brīvas orbitāles). Katra elementa atomam, sākot ar ūdeņradi un beidzot ar pēdējo šodien iegūto elementu, ir pilns visu orbitālu komplekts visos elektroniskajos līmeņos. To piepildīšana ar elektroniem notiek, palielinoties kārtas numuram, tas ir, kodola lādiņam.

s-Orbitālēm, kā parādīts iepriekš, ir sfēriska forma, un tāpēc tām ir vienāds elektronu blīvums trīsdimensiju koordinātu katras ass virzienā:

Katra atoma pirmajā elektroniskajā līmenī ir tikai viens s-orbitāli. Sākot ar otro elektronisko līmeni s-orbitāles parādās arī trīs rorbitāles. Tie ir astoņu tilpumu veidā. Tieši tāds izskatās visiespējamākās vietas laukums. r-elektrons reģionā atomu kodols. Katrs r-orbitālais atrodas pa vienu no trim savstarpēji perpendikulārām asīm saskaņā ar to nosaukumā r-orbitāles ar attiecīgā indeksa palīdzību norāda asi, pa kuru atrodas tās maksimālais elektronu blīvums:

Mūsdienu ķīmijā orbitāle ir definējošs jēdziens, kas ļauj apsvērt ķīmisko saišu veidošanās procesus un analizēt to īpašības, vienlaikus koncentrējoties uz to elektronu orbitāļiem, kas piedalās ķīmisko saišu veidošanā, tas ir, valences elektronus, parasti tie ir pēdējā līmeņa elektroni.

Oglekļa atoms sākotnējā stāvoklī otrajā (pēdējā) elektroniskajā līmenī satur divus elektronus s-orbitāles (apzīmētas ar zilu krāsu) un viens elektrons uz diviem r-orbitāla (atzīmēta ar sarkanu un dzeltenu krāsu), trešā orbitāle - p z-vakantais:

Hibridizācija.

Gadījumā, ja oglekļa atoms ir iesaistīts piesātinātu savienojumu (nesaturot vairākas saites) veidošanā, viens s-orbitāli un trīs r-orbitāles apvienojas, veidojot jaunas orbitāles, kas ir sākotnējo orbitāļu hibrīdi (procesu sauc par hibridizāciju). Hibrīdu orbitāļu skaits vienmēr ir vienāds ar avotu skaitu, šajā gadījumā četriem. Iegūtie orbitālie hibrīdi ir identiski pēc formas un pēc izskata atgādina asimetriskus tilpuma lielumus:

Visa konstrukcija ir it kā ierakstīta parastais tetraedrs - no regulāriem trīsstūriem samontēta prizma. Šajā gadījumā hibrīdas orbitāles atrodas gar šāda tetraedra asīm, leņķis starp jebkurām divām asīm ir 109 °. Četri oglekļa valences elektroni atrodas šajos hibrīda orbitāļos:

Orbitālu līdzdalība vienkāršu ķīmisko saišu veidošanā.

Elektronu īpašības, kas atrodas četrās identiskās orbitālēs, ir līdzvērtīgas, attiecīgi, ķīmiskās saites, kas izveidotas, piedaloties šiem elektroniem mijiedarbībā ar viena veida atomiem, būs līdzvērtīgas.

Oglekļa atoma mijiedarbību ar četriem ūdeņraža atomiem pavada iegarenu hibrīda oglekļa orbitāļu pārklāšanās ar ūdeņraža sfēriskām orbitāļiem. Katrā orbitālē ir viens elektrons; pārklāšanās rezultātā katrs elektronu pāris sāk kustēties pa kombinēto molekulāro orbitāli.

Hibridizācija tikai maina viena atoma orbitāļu formu, un divu atomu (hibrīda vai parastā) orbitāļu pārklāšanās noved pie ķīmiskā saite starp viņiem. Šajā gadījumā ( cm. Zemāk redzamais attēls) Maksimālais elektronu blīvums atrodas gar līniju, kas savieno divus atomus. Šādu saiti sauc par s-saiti.

Tradicionālajā pareizrakstībā par izveidotās metāna struktūras pareizību, nevis orbitāļu pārklāšanās vietā, tiek izmantots valences līnijas simbols. Trīsdimensiju struktūras attēlam valence, kas no zīmējuma plaknes ir vērsta uz skatītāju, tiek parādīta cietas ķīļveida līnijas formā, un valence, kas sniedzas pāri attēla plaknei, ir parādīta ar pārtrauktu ķīļa formas līniju:

Tādējādi metāna molekulas struktūru nosaka ar hibrīda oglekļa orbitāļu ģeometriju:

Etāna molekulas veidošanās ir līdzīga iepriekš parādītajam procesam, atšķirība ir tā, ka tad, kad divu oglekļa atomu hibrīda orbitāles pārklājas cC veidošanās - komunikācija:

Etāna molekulas ģeometrija atgādina metānu, valences leņķi ir 109 °, ko nosaka ar hibrīda oglekļa orbitāļu telpisko izvietojumu:

Orbitālu dalība vairāku ķīmisko saišu veidošanā.

Etilēna molekula veidojas arī ar hibrīdu orbitāļu piedalīšanos, tomēr hibridizācijā ir iesaistīta tikai viena. sorbitāli un tikai divi r-orbitāles ( p x un rU), trešā orbitāle - p zvirzīts pa asi z, nepiedalās hibrīdu veidošanā. No sākotnējām trim orbitāļiem, kas atrodas vienā plaknē, veidojas trīs hibrīdas orbitāles, kas veido trīs staru zvaigzni, leņķi starp asīm ir 120 °:

Divi oglekļa atomi piestiprina četrus ūdeņraža atomus un ir arī savienoti, veidojot s-saiti C-C:

Divas orbitāles p zkas nepiedalījās hibridizācijas pārklāšanās gadījumā, to ģeometrija ir tāda, ka pārklāšanās nenotiek pa līniju cC sakari, virs un zem tā. Rezultātā veidojas divi reģioni ar paaugstinātu elektronu blīvumu, kur ir novietoti divi elektroni (apzīmēti ar zilu un sarkanu krāsu), piedaloties šīs saites veidošanā. Tādējādi veidojas viena molekulārā orbitāle, kas sastāv no diviem reģioniem, kas atdalīti telpā. Saiti ar maksimālo elektronu blīvumu, kas atrodas ārpus līnijas, kas savieno divus atomus, sauc par p-saiti:

Otrā valences līnija divkāršās saites apzīmējumā, ko plaši izmanto nepiesātinātu savienojumu attēlošanai vairāk nekā gadsimtu, mūsdienu izpratnē nozīmē divu reģionu ar paaugstinātu elektronu blīvumu klātbūtni, kas atrodas CC saites pretējās pusēs.

Etilēna molekulas struktūru nosaka hibrīdo orbitāļu ģeometrija, valence leņķis Н-С-Н - 120 °:

Acetilēna veidošanā tikai viens ir iesaistīts hibridizācijā. sorbitālais un viens p xOrbīta (orbitāles pun p z, nepiedalieties hibrīdu veidošanā). Divas izveidotas hibrīdas orbitāles atrodas vienā līnijā pa asi x:

Hibrīdu orbitāļu savstarpēja pārklāšanās savā starpā un ar ūdeņraža atomu orbitāļiem noved pie s-saišu С-С un С-Н veidošanās, kas attēlota, izmantojot vienkāršu valences līniju:

Divi pāri atlikušo orbitāļu pun p z pārklājas. Zemāk redzamajā attēlā krāsainās bultiņas parāda, ka tīri telpisku iemeslu dēļ, visticamāk, pārklājas orbitāles ar vienādiem indeksiem xx un oo. Rezultātā veidojas divas p-saites, kas ieskauj vienkāršu s-C-C saiti:

Tā rezultātā acetilēna molekulai ir stieņa formas forma:

Benzolā molekulas mugurkauls ir samontēts no oglekļa atomiem, kuru hibrīdas orbitāles sastāv no viena s- un divi r-orbitāles, kas atrodas trīs staru zvaigznes formā (kā etilēnā), rOrbitāli, kas nepiedalās hibridizācijā, tiek parādīti kā caurspīdīgi:

Brīvas, t.i., bez elektroniem orbitāles () var piedalīties arī ķīmisko saišu veidošanā.

Augsta līmeņa orbitāles.

Sākot ar ceturto elektronisko līmeni, atomos parādās pieci d-orbitāles, to piepildīšana ar elektroniem notiek pārejas elementos, sākot ar skandiju. Četri d-orbitālēm ir tilpuma četrlapu lapu forma, ko dažreiz sauc par “āboliņa lapu”, tās atšķiras tikai ar telpisko orientāciju, piektā d-orbitāls ir tilpums astoņi, kas ir vītņoti gredzenā:

d-Orbitāli var veidot hibrīdus ar s-un p-orbitāles. Parametri d-orbitāles parasti izmanto struktūras un spektrālo īpašību analīzē pārejas metālu kompleksos.

Sākot no sestā elektroniskā līmeņa, atomos parādās septiņi f-orbitāles, to piepildīšana ar elektroniem notiek lantanīdu un aktinīdu atomos. f-Orbitālēm ir diezgan sarežģīta konfigurācija, zemāk redzamajā attēlā parādīta trīs no septiņiem šādiem orbitāļiem, kuriem ir tāda pati forma un kas dažādos veidos ir orientēti telpā:

f-Arbitāli ļoti reti izmanto, apspriežot dažādu savienojumu īpašības, jo uz tiem esošie elektroni praktiski nepiedalās ķīmiskās pārvērtībās.

Perspektīvas.

Astotajā elektroniskajā līmenī ir deviņi g-orbitāles. Elementiem, kas satur elektronus šajās orbitālēs, vajadzētu parādīties astotajā periodā, kamēr tie nav pieejami (tuvākajā laikā ir paredzēts saņemt elementu Nr. 118, kas ir Periodiskās sistēmas septītā perioda pēdējais elements, tā sintēze tiek veikta Apvienotajā institūtā kodolpētījumi Dubnā).

Forma gorbitālu skaits, kas aprēķināts pēc kvantu ķīmijas metodēm, ir vēl sarežģītāks nekā f-orbitāles, visticamākā elektrona atrašanās vietas reģions šajā gadījumā izskatās ļoti savāds. Zemāk redzams viens no deviņiem šādiem orbitāļiem:

Mūsdienu ķīmijā atomu un molekulāro orbitāļu jēdzieni tiek plaši izmantoti, aprakstot savienojumu struktūru un reakcijas īpašības, kā arī analizējot dažādu molekulu spektrus, dažos gadījumos paredzot reakciju iespējamību.

Mihails Levitskis

Atomu orbitāli ar sfērisku simetriju (3. att.) Parasti apzīmē kā s -orbitāla (s-AO), un tajā esošie elektroni - kās-elektroni.

Atomu s-orbitāles rādiuss palielinās, palielinoties enerģijas līmeņa skaitam; 1s-AO atrodas 2s-AO iekšpusē, pēdējais atrodas 3s-AO iekšpusē utt. ar centru, kas atbilst atomu kodolam. Kopumā šķiet, ka atoma elektronu apvalka struktūra orbitālajā modelī ir slāņaina. Katru enerģijas līmeni, kas satur elektronus, ģeometriski uzskata par elektroniskais slānis.

Lai saīsināti apzīmētu elektronu, kas aizņem s-orbitāli, pats s-AO apzīmējums tiek izmantots ar augšējo digitālo indeksu, kas norāda elektronu skaitu. Piemēram, 1s ir viena ūdeņraža atoma elektrona apzīmējums.

Enerģijas līmeņa numurs ir atbildīgs galvenais kvantu skaitlis, un orbītas veids ir orbītas kvantu skaitlis.

2s Li \u003d 1s 2s ,Be \u003d 1s 2s

1s H \u003d 1s , Viņš

Elektroniskā formula apvienojumā ar enerģijas diagrammaatoma elektronu apvalks (3. att.) to atspoguļo elektroniskā konfigurācija.

Atomu orbitāli ar rotācijas (aksiālo) simetriju parasti apzīmē kā lppOrbitālais (lpp -AO) (3. att.); tajā esošie elektroni ir lpp-elektroni.

Katrs atomu p-orbitālis var ņemt (maksimālā noslogojumā) divus elektronus, tāpat kā jebkuru citu AO. Šie elektroni kopā aizņem abas puses. lpporbitāles. Katrā atomu enerģijas līmenī (izņemot pirmo) ir trīs atomu orbitāles, kas atbilst sešu elektronu maksimālajai populācijai.

Visi trīs lpp-Ar viena enerģijas līmeņa telpisko izvietojumu viens no otra atšķiras; viņu pašu asis, kas šķērso abas orbītas puses un ir perpendikulāras mezgla plaknei, veido Dekarta koordinātu sistēmu (pareizo asu apzīmējums x, y, z). Tāpēc katrā enerģijas līmenī ir trīs atomu p-orbitāles: p x -, p y - un p z-AO. Burti x, y, z atbilst magnētiskais kvantu skaitlis, kas ļauj spriest par ārēja magnētiskā lauka ietekmi uz atoma elektronu apvalku.

Atomu s-orbitāles ir visos enerģijas līmeņos, atomu lpp-orbitāles - visos līmeņos, izņemot pirmo. Trešajā un turpmākajos enerģijas līmeņos līdz vienam s-AO un trim lpp-AO pievienojas pieciem atomu orbitāļiem, kurus sauc d orbitāles(4. att.), Bet ceturtajā un turpmākajos līmeņos - vēl septiņas atomu orbitāles, kuras sauc par f orbitāles.

2.3. Enerģijas apakšlīmeņi

daudzelektronu atoms. principi

ēkas elektroniskais apvalks

Kvantu-mehāniskie aprēķini parāda, ka daudzu elektronu atomos viena līmeņa elektronu enerģija nav vienāda; elektroni piepilda atomu orbitāles dažādi veidi un tām ir dažādas enerģijas.

Tiek raksturots enerģijas līmenis galvenais kvantu skaitlisn. Visiem zināmajiem elementiem n vērtības svārstās no 1 līdz 7. Elektroni daudzelektronu atomā, kas atrodas lielākoties (neizmantojams) stāvoklī, aizņem enerģijas līmeņus no pirmā līdz septītajam.

Enerģijas apakšlīmeni raksturo orbītas kvantu skaitlisl. Katram līmenim (n \u003d const) kvantu skaitlis l pieņem visu veseli skaitļi no 0 līdz (n-1), piemēram, ar n \u003d 3 vērtībām l būs 0, 1 un 2. Orbitālais kvantu skaitlis nosaka orbitāļu ģeometrisko formu (simetriju) s-, lpp-, d-, f-apakšlīmenis. Acīmredzot visos gadījumos n\u003e l; ar n \u003d 3 maksimālo vērtību l vienāds ar 2.

Esošie apakšlīmeņi pirmajiem četriem enerģijas līmeņiem, atomu orbitāļu un elektronu skaits tajos ir parādīti 1. tabulā.

Atomu elektronu apvalku aizpildīšanas regularitāti nosaka aizlieguma princips, kuru 1925. gadā ieviesa Šveices fiziķis Pauli.

Pauli princips: divi elektroni identiskos stāvokļos nevar atrasties atomā.

Elektronu atšķirība, kas aizņem vienas apakšlīmeņa atšķirīgās atomu orbitāles ( n, l = const), izņemot apakšpakāpju, raksturo magnētiskais kvantu skaitlism. Šo numuru sauc par magnētisko, jo tas raksturo elektronu izturēšanos ārējā magnētiskajā laukā. Ja vērtība l nosaka apakšlīmeņa atomu orbitāļu ģeometrisko formu, pēc tam kvantu skaitļa vērtību m izveido šo orbitālu savstarpēju telpisko izvietojumu.

1. tabula

Enerģijas līmeņi, apakšlīmeņi un orbītas

daudzelektronu atoms

Enerģijas līmenis n	Enerģijas apakšlīmenis		Orbītas apzīmējums	Orbītu skaits n	Elektronu skaits 2n
		orbītas skats

Magnētiskais kvantu skaitlis m l šajā apakšlīmenī ( n, l = const) ņem visas skaitļa vērtības no + l pirms - l, ieskaitot nulli. S-apakšlīmenim ( n = const, l = 0 ) ir iespējama tikai viena vērtība m l = 0, no kā izriet, ka jebkura (no pirmā līdz septītajam) enerģijas līmenim s apakšlīme satur vienu s-AO.

P apakšlīmenim ( n> 1, l = 1) m l var ņemt trīs vērtības +1, 0, -1, tāpēc jebkura (no otrā līdz septītajam) enerģijas līmeņa p apakšlīmenim ir trīs p-AO.

D apakšlīmenim ( n> 2, l = 2) m l ir piecas vērtības +2, +1, 0, -1, -2 un kā rezultātā d- jebkura (no trešā līdz septītajam) enerģijas līmenim apakšlīme obligāti satur piecus d- AO.

Līdzīgi katram f- apakšlīmenis ( n> 3, l = 3) m ir septiņas vērtības +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 un tātad jebkura f- apakšlīme satur septiņus f- AO.

Tādējādi katru atomu orbitāli unikāli nosaka trīs kvantu skaitļi - galvenaisn orbitāli l un magnētiskā m l .

Plkst n = const visas vērtības, kas saistītas ar konkrēto enerģijas līmeni, ir stingri noteiktas l, un tad, kad l = const – visas vērtības, kas saistītas ar šo enerģijas apakšlīmeni m l .

Sakarā ar to, ka katru orbitāli var maksimāli piepildīt ar diviem elektroniem, elektronu skaits, kas var atrasties katrā enerģijas līmenī un apakšlīmenī, ir divreiz lielāks nekā orbitāļu skaits noteiktā līmenī vai apakšlīme. Tā kā elektroniem, kas atrodas vienā un tajā pašā atomu orbitālē, ir vienādi kvantu skaitļi n, l un m l , tad diviem elektroniem uz vienas un tās pašas orbītas tiek izmantots ceturtais, griešanās kvantu skaitliss, ko nosaka ar elektrona griešanos.

Pēc Pauli principa to var apgalvot katrs elektrons atomā ir unikāli ko raksturo četru kvantu skaitļu komplekts - galvenaisn orbitālil magnētisksm un spins.

Enerģijas līmeņu, apakšlīmeņu un atomu orbitālu elektronu populācija ievēro šo noteikumu (minimālās enerģijas princips): neparedzētā stāvoklī visiem elektroniem ir vismazāk enerģijas.

Tas nozīmē, ka katrs no atomiem, kas aizpilda apvalku, aizpilda orbitāli tā, ka kopumā atomam ir minimāla enerģija. Apakšlīmeņu enerģijas secīgs kvantu pieaugums notiek šādā secībā:

1s – 2s – 2lpp – 3s – 3lpp – 4s – 3d – 4lpp – 5s - …..

Atomu orbitālu piepildīšana vienā enerģijas apakšlīmenī notiek saskaņā ar likumu, kuru formulējis vācu fiziķis F. Hunds (1927).

Hund noteikums: atomu orbitāles, kas pieder pie vienas apakšlīpas, vispirms tiek piepildītas ar vienu elektronu, un pēc tam tās tiek piepildītas ar otrajiem elektroniem.

Hund noteikums tiek saukts arī par maksimālās daudzkārtības principu, t.i. vienas enerģijas apakšlīpas elektronu griešanās maksimālais iespējamais paralēlais virziens.

Brīvā atoma augstākajā enerģijas līmenī nevar būt vairāk par astoņiem elektroniem.

Tiek saukti elektroni, kas atrodas atoma augstākajā enerģijas līmenī (ārējā elektronu slānī) ārējs; ārējo elektronu skaits jebkura elementa atomā nekad nav lielāks par astoņiem. Daudziem elementiem to ķīmiskās īpašības lielā mērā nosaka ārējo elektronu skaits (ar aizpildītām iekšējām apakšlīmeņiem). Citiem elektroniem, kuru atomiem ir neaizpildīta iekšējā apakšlīme, piemēram, 3 d- tādu elementu kā Sc, Ti, Cr, Mn utt. atomu apakšlīme, Ķīmiskās īpašības ir atkarīgi gan no iekšējo, gan ārējo elektronu skaita. Visi šie elektroni tiek saukti valence; atomu saīsinātajās elektroniskajās formulās tie ir rakstīti aiz atomu kodola simbola, t.i., pēc izteiksmes kvadrātiekavās.

Atomu fiziskās un ķīmiskās īpašības, tātad arī matēriju kopumā, lielā mērā nosaka elektronu mākoņa īpašības ap atoma kodolu. Pozitīvi lādēts kodols piesaista negatīvi lādētus elektronus. Elektroni griežas ap kodolu tik ātri, ka nav iespējams noteikt precīzu to atrašanās vietu. Elektronus, kas pārvietojas ap kodolu, var salīdzināt ar mākoni vai miglu, dažās vietās vairāk vai mazāk blīvu, citās - pilnīgi reti. Elektronu mākoņa formu, kā arī varbūtību atrast elektronu jebkurā no tā punktiem var noteikt, atrisinot atbilstošos vienādojumus.kvantu mehānika. Elektronu visticamākās atrašanās vietas apgabalus sauc par orbītāliem. Katru orbitāli raksturo noteikta enerģija, un uz tās nevar būt vairāk par diviem elektroniem. Parasti vispirms tiek piepildītas zemākās enerģijas orbitāles, kas atrodas vistuvāk kodolam, tad augstākas enerģijas orbitāles utt.

Elektronu orbitāļu kolekcija ar tuvu enerģiju veido slāni (t.i., apvalku vai enerģijas līmeni). Enerģijas līmeņi tiek numurēti, sākot no atoma kodola: 1, 2, 3,... . Jo tālāk no kodola, jo plašāki ir slāņi un jo vairāk orbitāļu un elektronu tie var izmitināties. Tā tālākn līmenis n 2 orbitāles, un tajās var atrasties ne vairāk kā 2n 2 elektroni. Pazīstamiem elementiem elektroni atrodas tikai pirmajos septiņos līmeņos, un ir aizpildīti tikai pirmie četri no tiem.

Ir četri orbitāļu veidi, tie ir ieceltis , lpp , d un f . Katrā līmenī (slānī) ir vienss -orbitāli, kas satur kodolā visstiprāk saistītos elektronus. Sekoja trīslpp orbitāli, pieci d orbitāli un visbeidzot septiņif -orbitāles.

Apvalks n	Orbitālu skaits n 2	Orbitālu tips	Elektronu skaits 2n 2
		s, lpp
		s, lpp, d
		s, lpp, d, f

s - Orbitāļiem ir lodes forma,lpp – hanteles forma vai divas pieskaras sfēras,d -orbitāles - 4 “ziedlapiņas” un f -orbitāles - 8. Kontekstā šie orbitāles izskatās aptuveni kā parādīts attēlā.

Trīs r-orbitāles ir orientētas telpā pa taisnstūra koordinātu sistēmas asīm un ir attiecīgi apzīmētaslpp x, p un p z; d- un f -orbitāles atrodas arī noteiktos leņķos viens pret otru; sfēriskss - telpiskās orientācijas orbitāli nav.

Katrs nākamais postenis laika posmā tai ir atomu skaitlis, kas ir par vienu lielāks nekā iepriekšējā elementa numurs, un satur vēl vienu elektronu. Šis papildu elektrons aizņem nākamo orbitālu augošā secībā. Jāpatur prātā, ka elektronu slāņi ir izkliedēti un enerģija dažos ārējo slāņu orbitālēs ir zemāka nekā iekšējos. Tāpēc, piemēram, vispirms to piepildas Ceturtā līmeņa orbitāle (4s -orbital), un tikai pēc tam, kad tas ir pabeigts 3. aizpildīšanad orbitāles. Orbitālu aizpildīšanas kārtība, kā likums, ir šāda: 1s , 2 s , 2 lpp , 3 s , 3 lpp , 4 s , 3 d , 4 lpp , 5 s , 4 d , 5 lpp , 6 s , 4 f , 5 d , 6 lpp , 7 s . Ierakstā, kas tiek izmantots elementa elektroniskās konfigurācijas attēlošanai, virsraksts ar burtu, kas apzīmē orbītu, norāda elektronu skaitu šajā orbītā. Piemēram, ieraksts1 s 2 2 s 2 2 lpp 5 nozīmē, ka uz 1s -atoma orbitāles ir divi elektroni, pie 2s -orbitālais - divi, 2r - pieci elektroni. Neitrālie atomi, kuru ārējā elektronu apvalkā ir 8 elektroni (ts - un r orbitāles) ir tik stabilas, ka praktiski neiekļūst nevienā ķīmiskās reakcijas. Tie ir inerto gāzu atomi. Hēlija elektroniskā konfigurācija1 s 2, neons - 2 s 2 2 lpp 6, argons - 3 s 2 3 lpp 6, kriptons - 4 s 2 3 d 10 4 lpp 6, ksenons - 5 s 2 4 d 10 5 lpp 6 un visbeidzot radons -6 s 2 4 f 14 5 d 10 6 lpp 6 .

Biļete№1

Ķīmija - viena no vissvarīgākajām un apjomīgākajām dabaszinātņu jomām, zinātne par vielām, to īpašībām, struktūru un pārvērtībām, kas notiek ķīmisku reakciju rezultātā, kā arī pamatlikumi, kuriem pakļaujas šīs pārvērtības. Tā kā visas vielas sastāv no atomiem, kuri, pateicoties ķīmiskajām saitēm, spēj veidot molekulas, ķīmija galvenokārt ir saistīta ar atomu un molekulu mijiedarbības pētījumiem, kas iegūti šādas mijiedarbības rezultātā. Ķīmijas priekšmets ir ķīmiskie elementi un to savienojumi, kā arī likumi, kas regulē dažādas ķīmiskās reakcijas. Ķīmijai ir daudz kopīga ar fiziku un bioloģiju, faktiski robeža starp tām ir patvaļīga. Mūsdienu ķīmija ir viena no visplašākajām disciplīnām starp visām dabaszinātnēm. Ķīmija kā neatkarīga disciplīna tika definēta XVI-XVII gadsimtos pēc virknes zinātnisku atklājumu, kas pamatoja pasaules mehānistisko ainu, rūpniecības attīstību, rūpnīcu izveidi, buržuāziskas sabiedrības rašanos. Tomēr sakarā ar to, ka ķīmiju, atšķirībā no fizikas, nevarēja izteikt kvantitatīvi, radās strīdi par to, vai ķīmija ir kvantitatīvi reproducējama zinātne vai arī tās ir kāda cita veida zināšanas. 1661. gadā Roberts Boils izveidoja darbu Skeptic Chemist, kurā viņš dažādu vielu īpašību atšķirību skaidroja ar to, ka tās ir veidotas no dažādām daļiņām (asinsķermenīšiem), kas ir atbildīgas par vielas īpašībām. Van Helmonts, pētot degšanu, ieviesa jēdzienu gāze vielai, kas ar to veidojas, tika atklāts oglekļa dioksīds. 1672. gadā Boils atklāja, ka metālu sadedzināšanas laikā to masa palielinās, un to izskaidroja ar "nozīmīgu liesmas daļiņu sagūstīšanu". Ķīmijas priekšmets. Viens no galvenajiem ķīmijas objektiem ir vielas, kas veido visus ķermeņus ap mums. Ķermeni sauc par visu, kam ir masa un tilpums. Lietus pilieni, sals uz zariem, miglas ķermeņi, kas sastāv no vienas vielas - ūdens. Fenomeni, kuros no noteiktām vielām veidojas jaunas vielas, sauc par ķīmiskām. Šādu parādību un ķīmijas izpēte. Ķīmija ir zinātne par vielu pārveidošanu. Šī definīcija ir kļuvusi klasiska. Ķīmija pēta vielu sastāvu un struktūru, vienas vielas pārveidošanas nosacījumus un veidus citā, vielu īpašību atkarību no to sastāva un struktūras.

Ķīmijas galvenais uzdevums - tādu vielu īpašību identificēšana un apraksts, kuru dēļ dažas vielas ķīmisku parādību vai ķīmisku reakciju rezultātā ir iespējams pārveidot par citām. Teorētiskais pamats neorganiskā ķīmija - periodiskais likums un periodisko elementu periodiskā sistēma. Mūsdienu neorganiskā ķīmija pēta neorganisko vielu struktūru un īpašības, izmantojot ne tikai ķīmisko, bet arī fizikālās metodes (piemēram, spektroskopija).

Biļetes numurs 2

Saskaņā ar Heizenberga nenoteiktības principu elektrona pozīciju un momentu nevar noteikt vienlaikus ar absolūto precizitāti. Tomēr, neraugoties uz neiespējamību precīzi noteikt elektrona stāvokli, jebkurā laikā ir iespējams norādīt varbūtību, ka elektrons atrodas noteiktā stāvoklī. Kosmosa laukumu, kurā ir liela elektronu noteikšanas varbūtība, sauc par orbitālu. Jēdzienu “orbitāle” nedrīkst pielīdzināt orbītas jēdzienam, kas tiek izmantots Boha teorijā. Boha teorijas orbītā mēs domājam elektrona trajektoriju (ceļu) ap kodolu. Elektroni var aizņemt četru dažādu veidu orbitāles, kuras sauc par S-, p-, d- un f-orbitālām. Šīs orbitāles var attēlot ar trīsdimensiju ierobežojošām virsmām. Kosmosa reģionus, ko ierobežo šīs virsmas, parasti izvēlas tā, lai viena elektrona noteikšanas varbūtība tajos būtu 95%. Att. 1.18. Shematiski parāda s- un p-orbitāļu formu. S-orbitālei ir sfēriska forma, un p-orbitālei ir hanteles forma. Tā kā elektronam ir negatīva lādiņa, tā orbitāli var uzskatīt par nelielu lādiņa sadalījumu. Šādu izplatīšanu sauc par elektronisko mākoni.

Šrēdingera vienādojums - vienādojums, kas apraksta tīra stāvokļa telpas un laika izmaiņas, ko nosaka viļņa funkcija Hamiltona kvantu sistēmās. Tai ir tāda pati nozīmīga loma kvantu mehānikā kā Ņūtona otrā likuma vienādojumam klasiskajā mehānikā. To var saukt par kvantu daļiņas kustības vienādojumu. Dibināja Ervīns Šrēdingers 1926. gadā. Šridingera vienādojums ir paredzēts nerūsējošām daļiņām, kas pārvietojas ar ātrumu, kas ir daudz mazāks par gaismas ātrumu. Ātrām daļiņām un daļiņām ar griešanos tiek izmantoti tās vispārinājumi.

Viļņu funkcija, vai psi funkcija ir kompleksa novērtēta funkcija, ko izmanto kvantu mehānikā, lai aprakstītu sistēmas tīro stāvokli. Tas ir stāvokļa vektora izplešanās koeficients pa bāzi (parasti koordinātu):

kur ir koordinātu bāzes vektors un ir viļņu funkcija koordinātu attēlojumā. | ψ | 2 - varbūtība atrast daļiņu dotajā telpas reģionā

Ļaujiet viļņu funkcijai norādīt N dimensiju telpā, pēc tam katrā punktā ar koordinātām noteiktā laika posmā t viņa būs izskatīties. Šādā gadījumā Šrēdingera vienādojumu var uzrakstīt šādi:

kur, ir Planka konstante; ir daļiņas masa, ir potenciālā enerģija, kas atrodas ārpus daļiņas tajā vietā, ir Laplasa operators (vai Laplacian), ir ekvivalents laukuma kvadrātam

Biļetes numurs 3

Atomu orbitāle - vienelektrons viļņu funkcija sfēriskā formā simetrisks elektriskais lauks atomu kodolsprātoju galvenais n,orbitāli l un magnētisks m kvantu skaitļi.

Nosaukums "orbitāla" (nav orbītā) atspoguļo stacionārie stāvokļi elektrons iekšā atoms; šāds īpašs nosaukums atspoguļo faktu, ka elektrona stāvokļi atomā ir aprakstīti likumos kvantu mehānika un atšķiras no klasika kustība uz trajektorijas. Atomu orbitāļu kopa ar tādu pašu galvenā kvanta skaitļa n vērtību ir viena elektroniskais apvalks.

Kvantu skaitļi un orbitālu nomenklatūra

Radiālā varbūtības blīvuma sadalījums atomu orbitālēs dažādos n un l.

Galvenais kvantu skaitlis n var iegūt jebkuru veselu skaitļu pozitīvas vērtības, sākot ar vienu ( n \u003d 1,2,3, ... ∞) un nosaka elektronu kopējo enerģiju dotajā orbitālē (enerģijas līmenis):

Enerģija n \u003d ∞ atbilst viena elektronu jonizācijas enerģija par noteikto enerģijas līmeni.

Orbitālais kvantu skaitlis (ko sauc arī par azimutālo vai papildu kvantu numuru) nosaka leņķiskais impulss elektronu un var ņemt skaitļus no 0 līdz n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Momentum šajā gadījumā to piešķir attiecība

Atomu orbitāli parasti izsauc ar to orbītas numura burtu:

Magnētiskais kvantu skaitlis m l definē orbītas projekciju leņķiskais impulss magnētiskā lauka virzienā un var ņemt veselas vērtības diapazonā no - l pirms tam l, ieskaitot 0 ( m l = -l … 0 … l):

Biļetes numurs 4

Katrā orbītā var būt ne vairāk kā divi elektroni, kas atšķiras pēc griešanās kvantu skaita vērtības s (aizmugurē). Šo aizliegumu nosaka Pauli princips. Viena līmeņa orbitāļu piepildīšanas secība (orbitāles ar tādu pašu galvenā kvanta skaitļa vērtību) n) nosaka Klečkovska noteikums, secība, kādā elektroni piepilda orbitāles tajā pašā apakšlīmenī (orbitāles ar vienādām galvenā kvantu skaitļa vērtībām n un orbitālais kvantu skaitlis l) nosaka Hunde noteikums.

Īss ieraksts par elektronu sadalījumu atomā pa dažādiem atoma elektronu apvalkiem, ņemot vērā to galveno un orbitālo kvantu skaitļus n un l ko sauc par atoma elektronisko konfigurāciju.

Pauli princips (aizlieguma princips) ir viens no kvantu mehānikas pamatprincipiem, saskaņā ar kuru divas vai vairākas identiskas fermijas nevar vienlaikus atrasties vienā un tajā pašā kvantu stāvoklī.

Pauli principu var formulēt šādi: kvantu sistēmā noteiktā kvantu stāvoklī var būt tikai viena daļiņa, otras stāvoklim jābūt atšķirīgam vismaz par vienu kvantu numuru.

Klečkovska noteikuma formulējums

orbītas enerģija palielinās secīgi, palielinoties summai, un tai pašai šīs summas vērtībai atomu orbitālei ar zemāku galvenā kvanta skaitļa vērtību ir salīdzinoši mazāk enerģijas. Piemēram, kad orbītas enerģijas pakļaujas secībai, jo šeit orbitālei galvenais kvantu skaitlis ir mazākais, orbitālei; lielākais, orbīta ieņem starpstāvokli.

Aizpildot atoma orbitālo apvalku, tie ir labāki (enerģētiski labvēlīgāki), un tāpēc agrāk tiek aizpildīti tie stāvokļi, kuriem galvenā kvantu skaita un sekundārā (orbitāla) kvantu skaita summa, t.i., ir mazāka.

NoteikumsHonda(Gunda) nosaka noteikta apakšslāņa orbitālu aizpildīšanas secību un ir formulēts šādi: dotā apakšslāņa elektronu centrifūgas skaitļu kopējai vērtībai jābūt maksimālai.

Tas nozīmē, ka katrā apakšslāņa orbitālē sākumā tiek piepildīts viens elektrons, un tikai pēc neizpildītu orbitāļu izsīkuma otrais elektrons tiek pievienots šai orbitālei. Tajā pašā laikā uz vienas un tās pašas orbitāles atrodas divi elektroni ar pretējas zīmes griezumiem ar veseliem skaitļiem, kuru pāri ir veseli, un kuri pāri (veido divu elektronu mākoni) un rezultātā kopējais orbītas griešanās kļūst nulle.

Biļetes numurs 5

Jonizācijas enerģija - sava veida saistošā enerģija vai, kā to dažreiz sauc par pirmo jonizācijas potenciālu (I 1), ir mazākā enerģija, kas nepieciešama, lai noņemtu elektronu no brīvā atoma zemākajā enerģijas (zemes) stāvoklī līdz bezgalībai.

Jonizācijas enerģija ir viena no galvenajām atoma īpašībām, no kuras lielā mērā ir atkarīgs atoma veidoto ķīmisko saišu raksturs un stiprums. Atbilstošās vienkāršās vielas reducēšanas īpašības būtībā ir atkarīgas arī no atoma jonizācijas enerģijas.

Daudzelektronu atomam ir arī jēdzieni par otrā, trešā utt. Jonizācijas potenciāliem, kas ir elektrona noņemšanas enerģija no tā brīvajiem neizmantotajiem katjoniem ar lādiņiem +1, +2 utt. Šie jonizācijas potenciāli, kā likums, ir mazāk svarīgi raksturošanai. ķīmiskais elements.

Jonizācijas enerģijai vienmēr ir endoenerģētiskā vērtība (tas ir saprotams, jo, lai elektronu saplēstu no atoma, ir jāpielieto enerģija, tas nevar notikt spontāni).

Šādiem faktoriem ir visnozīmīgākā ietekme uz atoma jonizācijas enerģiju:

kodola efektīvais lādiņš, kas ir atkarīgs no elektronu skaita atomā, kas aizsargā kodolu un atrodas dziļāk esošos iekšējos orbitāļos;

radiālais attālums no kodola līdz maksimālā lādiņa blīvumam ārējam elektronam, kurš visvājāk saistīts ar atomu un atstāj to jonizācijas laikā;

šī elektrona iespiešanās mērs;

starpelektronu atgrūšanās starp ārējiem (valences) elektroniem.

Jonizācijas enerģiju ietekmē arī mazāk nozīmīgi faktori, piemēram, kvantu-mehāniskās apmaiņas mijiedarbība, griešanās un lādiņa korelācija utt.

Elementu jonizācijas enerģiju mēra elektronvoltos uz atomu vai džoulā uz mola.

Atoma afinitātes enerģija pret elektronuvai tikai viņu elektronu afinitāte , ir enerģija, kas izdalās, pievienojot elektronu brīvam atomam tā pamata stāvoklī ar tā pārvēršanu negatīvā jonā (atoma afinitāte pret elektronu ir skaitliski vienāda, bet pretēja attiecīgā izolētā atsevišķi uzlādētā anjona jonizācijas enerģijas zīmei).

Elektronu afinitāte tiek izteikta kilodžoulos uz mola (kJ / mol) vai elektronu voltos uz atomu (eV / atoms).

Pretstatā atoma jonizācijas potenciālam, kam vienmēr ir endoenerģētiska nozīme, atoma afinitāti pret elektronu raksturo gan eksoenerģētiskās, gan endoenerģētiskās vērtības

Atomu rādiuss. Atomu rādiusam ņem vērtības, kas atrastas, pamatojoties uz noteiktiem pieņēmumiem. Teorētiski tiek aprēķināti tā sauktie orbītas rādiusi jeb attālums no kodola centra līdz maksimālajam elektronu blīvumam no tā.

Atomu rādiusa izmaiņu periodiskums ir īpaši izteikts s- un p-elementiem: periodos no kreisās uz labo pusi rādiuss samazinās, un grupās no augšas uz leju tie palielinās. D- un f-elementu atomu rādiusa izmaiņu modeļi ir sarežģītāki

Biļetes numurs 6

Ķīmiskais elements - atomu kopums ar tādu pašu kodollādiņu un protonu skaitu, kas sakrīt ar kārtas numuru (atomu) periodiskajā tabulā. Katram ķīmiskajam elementam ir savs nosaukums un simbols, kas doti Dmitrija Ivanoviča Mendeļejeva elementu periodiskajā tabulā.

Esības forma ķīmiskie elementi brīvā formā ir vienkāršas vielas (singletons)

Pašlaik D. I. Mendeļejeva periodiskajam likumam ir šāds formulējums: "Ķīmisko elementu īpašības, kā arī no tām veidoto vienkāršo vielu un savienojumu formas un īpašības periodiski ir atkarīgas no to atomu kodolu maksas lieluma.".

Visizplatītākās ir 3 periodiskās tabulas formas: “īss” (īss periods), “garš” (garš periods) un “īpaši garš”. "Ļoti garā" versijā katrs periods aizņem tieši vienu līniju. “Garajā” versijā lantanīdi un aktinīdi tiek izņemti no vispārējā galda, padarot to kompaktu. Ierakstu “īsajā” formā papildus tam ceturtais un nākamie periodi aizņem 2 rindiņas; galveno un sekundāro apakšgrupu elementu simboli ir izlīdzināti ar dažādām šūnu malām.

IUPAC 1989. gadā oficiāli atcēla tabulas īso formu, kurā bija astoņas elementu grupas. Neskatoties uz ieteikumu izmantot garo formu, arī pēc šī laika saīsināto veidlapu turpina izsniegt daudzos krievu katalogos un rokasgrāmatās. Mūsdienu ārzemju literatūrā īsā forma ir pilnībā izslēgta, tā vietā tiek izmantota garā forma.

Biļetes numurs 10

Vissvarīgākā metode ir molekulāro orbitāļu metode kvantu ķīmija. Metodes pamatā ir ideja, ka katru molekulu elektronu raksturo tā viļņu funkcija - molekulārā orbitāle (MO). Parasti MO metode ņem vērā ķīmisko saišu veidošanos visu elektronu kustības rezultātā kopējā laukā, ko rada visi elektroni un visi sākotnējo atomu kodoli. Tomēr, tā kā galveno ieguldījumu saišu veidošanā dod ārējo (valences) apvalku elektroni, parasti tie aprobežojas tikai ar šo elektronu ņemšanu vērā. Ķīmijā MO metode (īpaši MO LCAO formā) ir svarīga, jo tā ļauj iegūt datus par molekulu struktūru un īpašībām, pamatojoties uz atbilstošajām atomu īpašībām. Tāpēc gandrīz visas mūsdienu ķīmiskās saites un ķīmiskās reaģētspējas koncepcijas ir balstītas uz MO metodes attēliem. Molekulāro orbitāļu teorija (MO) sniedz priekšstatu par elektronu blīvuma sadalījumu un izskaidro molekulu īpašības. Šajā teorijā kvantu-mehāniskās atkarības no atoma tiek attiecinātas uz vairāk sarežģīta sistēma - molekula. Molekulu uzskata par veselu, nevis kā atomu kopumu, kas saglabājuši savu individualitāti. Molekulā (tāpat kā atomā) ir atsevišķu elektronu (molekulāro orbitāļu) diskrēti enerģijas stāvokļi ar to pašnodarbinātu kustību viens otra un visu molekulas kodolu laukā. Katru orbitāli raksturo savs kvantu skaitļu komplekts, kas atspoguļo elektronu īpašības noteiktā enerģijas stāvoklī. Atšķirībā no viena centra atomu orbitāļiem, molekulārie orbitāli ir daudzcentru, tas ir, molekulām ir kopīgas orbitāles diviem vai vairākiem atomu kodoliem. Katrai molekulārajai orbitālei ir noteikta enerģija, kuru aptuveni raksturo attiecīgais jonizācijas potenciāls.

Divcentru molekulāras orbitāles

Molekulāro orbitāļu metodē molekulārā blīvuma jēdzienu (tāpat kā atoma atomu orbitāli) izmanto, lai aprakstītu elektronu blīvuma sadalījumu molekulā. Molekulārās orbitāles ir elektrona viļņu funkcijas molekulā vai citā poliatomiskajā ķīmiskajā daļiņā. Katru molekulāro orbitāli (MO), tāpat kā atomu orbitāli (AO), var aizņemt viens vai divi elektroni. Elektrona stāvokli saistīšanas reģionā apraksta saistošā molekulārā orbitāle, atslābinošajā reģionā - atslābinošā molekulārā orbitāle. Elektronu sadalījums molekulārajās orbitālēs notiek pēc tiem pašiem noteikumiem kā elektronu sadalījums atomu orbitālēs izolētā atomā. Molekulārās orbitāles veido noteiktas atomu orbitāļu kombinācijas. To skaitu, enerģiju un formu var iegūt no molekulu veidojošo atomu orbītu skaita, enerģijas un formas. ?????????????????????????? ????????????????????????????????????????? ???

Biļetes numurs 11: Jonu saite. Metāla saite. Ūdeņraža saite. Van der Waals spēki.

Jonu saite ir spēcīga ķīmiska saite, kas veidojas starp atomiem ar lielu elektronegativitāšu atšķirību (\u003e 1,7 pēc Polainga skalas), kurā kopējais elektronu para-pilnīgums pāriet uz atomu ar lielāku elektronegativitāti.Šī ir pretēji lādētu ķermeņu jonu pievilcība. Kā piemēru var minēt savienojumu CsF, kurā "jonitātes pakāpe" ir 97%. Apsveriet veidošanās metodi, piemēram, izmantojot nātrija hlorīdu NaCl. Var attēlot nātrija un hlora atomu elektronisko konfigurāciju: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5 Tāpat kā šie ir atomi ar nepilnīgu enerģijas līmeni. Acīmredzot, lai tos pabeigtu, ir vieglāk vienu nātrija atomu atdot elektronam, nevis piestiprināt septiņus, un vienu elektronu ir vieglāk piestiprināt pie hlora atoma, nekā dot septiņus. Ķīmiskajā reakcijā nātrija atoms pilnībā atsakās no viena elektrona, un hlora atoms to ņem. Shematiski to var uzrakstīt šādi: nē. - l e -\u003e Na + nātrija jons, stabils astoņu elektronu 1s2 2s2 2p6 apvalks otrā enerģijas līmeņa dēļ. : Cl + 1е -\u003e .Cl - hlora jons, stabils astoņu elektronu apvalks. Starp Na + un Cl– joniem rodas elektrostatiskās pievilkšanās spēki, kā rezultātā veidojas savienojums. Jonu saite ir ārkārtējs kovalentās polārās saites polarizācijas gadījums. Veidojas starp tipisku metālu un nemetālu. Šajā gadījumā metāli elektroni pilnībā pāriet uz nemetālu. Veidojas joni.

Ja starp atomiem, kuriem ir ļoti liela elektronegativitātes atšķirība, veidojas ķīmiska saite (Pauling norāda EO\u003e 1,7), tad kopējais elektronu pāris pilnībā pāriet atomā ar lielāku EO. Rezultātā veidojas pretēji lādētu jonu savienojums:

Starp izveidotajiem joniem rodas elektrostatiskā pievilcība, ko sauc par jonu saiti. Drīzāk šāds izskats ir ērts. Faktiski jonu saite starp atomiem tīrā veidā netiek realizēta nekur vai gandrīz nekur, parasti patiesībā saite ir daļēji joniska un daļēji kovalenta. Tajā pašā laikā sarežģītu molekulāro jonu saiti bieži var uzskatīt par tīri jonu. Vissvarīgākās atšķirības starp jonu saitēm un cita veida ķīmiskajām saitēm ir nevadāmība un nepiesātinātība. Tāpēc kristāliem, kas veidojas jonu savienojuma dēļ, ir tendence uz dažādiem blīvākajiem attiecīgo jonu iesaiņojumiem.

Raksturīgs Šādi savienojumi labi kalpo polārajos šķīdinātājos (ūdenī, skābēs utt.). Tas notiek molekulas uzlādēto daļu dēļ. Šajā gadījumā šķīdinātāja dipolus piesaista molekulās uzlādētajos galos, un Brauna kustības rezultātā “ievelk” vielas molekulu daļās un ieskauj tās, neļaujot tām atkal savienoties. Rezultātā jonus ieskauj šķīdinātāju dipoli.

Kad šādi savienojumi tiek izšķīdināti, parasti izdalās enerģija, jo izveidoto šķīdinātāja - jonu saišu kopējā enerģija ir lielāka par anjonjonu saites enerģiju. Izņēmumi ir daudz slāpekļskābes (nitrātu) sāļu, kas izšķīstot absorbē siltumu (šķīdumi tiek atdzesēti). Pēdējais fakts ir izskaidrots, pamatojoties uz likumiem, kas tiek ņemti vērā fizikālajā ķīmijā.

Metāla saite ir ķīmiska saite, pateicoties salīdzinoši brīvu elektronu klātbūtnei. Tas ir raksturīgs gan tīriem metāliem, gan to sakausējumiem un intermetāla savienojumiem.

Metāla savienošanas mehānisms

Visi kristāla režģa mezgli ir pozitīvi metāla joni. Starp tiem nejauši, piemēram, kā gāzes molekulas, valences elektroni jonu veidošanās laikā attālinās no atomiem. Šie elektroni spēlē cementa lomu, turot kopā pozitīvos jonus; pretējā gadījumā režģis sabruks, reaģējot ar joniem starp tiem. Tajā pašā laikā elektroni ir ieslodzīti jonos kristāla režģī un nevar to atstāt. Komunikācijas spēki nav lokalizēti un nav virzīti. Tāpēc vairumā gadījumu parādās lieli koordinācijas skaitļi (piemēram, 12 vai 8).

Raksturīgi kristāla režģi

Lielākā daļa metālu veido vienu no šiem ļoti simetriskajiem režģiem ar blīvu atomu iesaiņojumu: kubiskā tilpuma centrā, kubiskā sejā centrā un sešstūra formā.

Kubiskā uz ķermeni centrētā režģī (BCC) atomi atrodas kuba virsotnēs un viens atoms - kuba tilpuma centrā. Uz kubisko ķermeni orientētajā režģī ir metāli: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba utt.

Kubiskā, uz seju vērstā režģī (fcc), atomi atrodas kuba virsotnēs un katras sejas centrā. Šāda veida metāliem ir metāli: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co utt.

Sešstūra režģī atomi atrodas prizmas sešstūraino pamatņu virsotnēs un centrā, un trīs atomi atrodas prizmas vidējā plaknē. Šādā atomu iepakojumā ir metāli: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca utt.

[labot] Citas īpašības

Brīvi kustīgi elektroni rada augstu elektrisko un siltuma vadītspēju. Vielas ar metāla saiti bieži apvieno stiprību ar lokanību, jo, kad atomi ir savstarpēji pārvietoti, saites nešķīst.

Van der Vaals spēki - starpmolekulāru mijiedarbības spēki ar enerģiju 0,8 - 8,16 kJ / mol. Šis termins sākotnēji apzīmēja visus šādus spēkus, mūsdienu zinātne to parasti piemēro spēkiem, kas rodas no molekulu polarizācijas un dipolu veidošanās. Atklājis J. D. van der Vālss 1869. gadā.

Van der Waals spēki ietver mijiedarbību starp dipoliem (pastāvīgiem un izraisītiem). Nosaukums ir saistīts ar faktu, ka šie spēki ir korekcijas cēlonis iekšējam spiedienam van der Velsa reālās gāzes stāvokļa vienādojumā. Šīs mijiedarbības galvenokārt nosaka spēkus, kas ir atbildīgi par bioloģisko makromolekulu telpiskās struktūras veidošanos.

Van der Waals spēki rodas arī starp daļiņu (makroskopisku daļiņu vai nanodaļiņu) un molekulu, kā arī starp divām daļiņām.

Van der Waals spēku klasifikācija

Van der Waals mijiedarbība sastāv no trim vāju mijiedarbību veidiem:

Orientēšanās spēki, dipola-dipola pievilcība. To veic starp molekulām, kas ir nemainīgi dipoli. Piemērs ir HCl šķidrā un cietā stāvoklī. Šīs mijiedarbības enerģija ir apgriezti proporcionāla attāluma starp dipoliem kubam.

Dispersijas piesaiste (Londonas spēki). Mijiedarbība starp momentānu un inducētu dipolu. Šīs mijiedarbības enerģija ir apgriezti proporcionāla attāluma starp dipoliem sestajai jaudai.

Indukcijas pievilcība. Mijiedarbība starp pastāvīgu dipolu un inducētu (inducētu). Šīs mijiedarbības enerģija ir apgriezti proporcionāla attāluma starp dipoliem sestajai jaudai.

Līdz šim daudzi autori balstās uz pieņēmumu, ka van der Waals spēki nosaka starpslāņu mijiedarbību slāņveida kristālos, kas ir pretrunā ar eksperimentālajiem datiem: Debye temperatūras anizotropijas skala un attiecīgi režģa atstarojuma anisotropijas skala. Balstoties uz šo kļūdaino pieņēmumu, tika izveidoti daudzi divdimensiju modeļi, kas “apraksta” īpašības, jo īpaši grafīta un bora nitrīda īpašības.

Biļetes numurs 12

Koordinācijas numurs ķīmijā

Ķīmijā koordinācijas numura jēdziens parādījās līdz ar sarežģītu savienojumu ķīmijas attīstību. Ar to tiek domāts ligandu (atomu, molekulu, jonu) skaits, kas veido kompleksatora pirmo koordinācijas (iekšējo) sfēru.

Piemēram, kālija heksacianoferāta (III) K 3 kompleksajā sālī Fe 3+ jonu koordinācijas numurs ir 6, un cis-dihlorodiammīna platīnā (II) (Peyronet sāls) Pt (NH 3) 2 Cl 2 centrālais platīna atoms ir saistīts ar četrām ligandām.

Koordinācijas skaitļa jēdzienu izmanto arī centrālā atoma raksturošanai molekulās, galvenokārt tiem gadījumiem, kad ķīmiski saistīto tuvāko atomu skaits nav vienāds ar valences skaitlisko vērtību. Piemēram, slāpekļskābes molekulā centrālā slāpekļa atoma formālais valents ir 4, oksidācijas stāvoklis ir +5, un koordinācijas skaitlis ir 3.

Koordinācijas numura jēdziens tiek izmantots arī, lai aprakstītu šķidrumu un amorfie ķermeņi. Šajā gadījumā koordinācijas numurs ir maza attāluma mērs, vidējais atoma tuvāko kaimiņu skaits. Tas var būt daļējs.

Centrālais atoms (CA) vai kompleksu veidojošs līdzeklis parasti ir metāla jons vai atoms, lai gan dažos gadījumos tas var būt arī nemetāls, piemēram, silīcijs un fosfors attiecīgi anjonos 2– un. CA veido ķīmiskas saites ar ligandiem, koordinē tās ap sevi. Tā rezultātā veidojas koordinācijas savienojums.

Ligand (no lat. ligare - saistīt) - atoms, jons vai molekula, kas saistīta ar noteiktu centru (akceptoru). Koncepcija tiek izmantota bioķīmijā, lai apzīmētu aģentus, kas apvienojas ar bioloģiskajiem receptoriem (receptoriem, imūnglobulīniem), kā arī sarežģītu savienojumu ķīmijā, apzīmējot daļiņas, kas piestiprinātas pie viena vai vairākiem centrāliem (komplekso) metāla atomiem.