Τι είναι τα ατομικά τροχιακά; Ατομικό τροχιακό. Κβαντικοί αριθμοί

Θέμα 6 Ηλεκτρονικές διαμορφώσεις ατόμων χημικών στοιχείων.

1. Η έννοια των τροχιακών. μικρό-, R- Και ρε-τροχιακά.

2. Ηλεκτρονικές διαμορφώσεις ατόμων χημικών στοιχείων.

Η έννοια των τροχιακών. s-, p- και d-τροχιακά

Ένα άτομο είναι ένα ηλεκτρικά ουδέτερο σωματίδιο που αποτελείται από θετικά φορτισμένο πυρήνα και αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια.

Τα ηλεκτρόνια βρίσκονται γύρω από τον πυρήνα σε ενεργειακά επίπεδα, ο αριθμός των οποίων είναι ίσος με τον αριθμό της περιόδου.

Ένα ατομικό τροχιακό είναι μια γεωμετρική εικόνα που αντιστοιχεί στον όγκο του χώρου γύρω από τον ατομικό πυρήνα, που αντιστοιχεί στην πιθανότητα 90% να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο σε αυτόν τον όγκο (ως σωματίδιο) και ταυτόχρονα στο 90% πυκνότητα φορτίου του το ηλεκτρόνιο (ως κύμα).

Μια προσεκτική εξέταση των ατομικών φασμάτων δείχνει ότι οι «παχιές» γραμμές που προκαλούνται από μεταβάσεις μεταξύ των ενεργειακών επιπέδων χωρίζονται στην πραγματικότητα σε λεπτότερες γραμμές. Αυτό σημαίνει ότι τα κελύφη ηλεκτρονίων χωρίζονται στην πραγματικότητα σε υποκελύφη. Τα ηλεκτρονικά υποκελύφη χαρακτηρίζονται από τους τύπους γραμμών που αντιστοιχούν σε αυτά στα ατομικά φάσματα:

μικρό- το υποκέλυφος ονομάζεται για το "κοφτερό" του μικρό-γραμμές - αιχμηρός;
Π- το υποκέλυφος ονομάζεται από το "κύριο" Π-γραμμές - ΔΙΕΥΘΥΝΤΡΙΑ σχολειου;
ρε- το υποκέλυφος πήρε το όνομά του από το "diffuse" ρε-γραμμές - διαχέω;
φά- το υποκέλυφος πήρε το όνομά του από το "θεμελιώδη" φά-γραμμές - θεμελιώδης.

Επίπεδα ενέργειας, υποεπίπεδα και τροχιακά ενός ατόμου πολλαπλών ηλεκτρονίων

Η αρχή Pauli: ένα άτομο δεν μπορεί να έχει δύο ηλεκτρόνια σε ίδιες καταστάσεις.

Σύμφωνα με την αρχή Pauli, μπορεί να υποστηριχθεί ότι κάθε ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο χαρακτηρίζεται μοναδικά από το δικό του σύνολο τεσσάρων κβαντικών αριθμών - ο κύριος n, τροχιακό μεγάλο, μαγνητικό Μκαι spin s.

Ο πληθυσμός των ενεργειακών επιπέδων, των υποεπιπέδων και των ατομικών τροχιακών ανά ηλεκτρόνια υπόκειται στον ακόλουθο κανόνα (αρχή της ελάχιστης ενέργειας): σε μη διεγερμένη κατάσταση, όλα τα ηλεκτρόνια έχουν τη χαμηλότερη ενέργεια.

Αυτό σημαίνει ότι καθένα από τα ηλεκτρόνια που γεμίζουν το κέλυφος ενός ατόμου καταλαμβάνει ένα τέτοιο τροχιακό ώστε το άτομο ως σύνολο να έχει μια ελάχιστη ενέργεια. Η σταθερή κβαντική αύξηση της ενέργειας των υποεπιπέδων εμφανίζεται με την ακόλουθη σειρά:

1s – 2s – 2Π - 3s – 3Π - 4s – 3δ – 4Π - 5μικρό-…..

Η πλήρωση των ατομικών τροχιακών μέσα σε ένα ενεργειακό υποεπίπεδο συμβαίνει σύμφωνα με τον κανόνα που διατύπωσε ο Γερμανός φυσικός F. Hund (1927).

Κανόνας του Hund: τα ατομικά τροχιακά που ανήκουν στο ίδιο υποεπίπεδο γεμίζονται το καθένα πρώτα με ένα ηλεκτρόνιο και μετά γεμίζονται με δεύτερα ηλεκτρόνια.

Ο κανόνας του Hund ονομάζεται επίσης αρχή της μέγιστης πολλαπλότητας, δηλ. η μέγιστη δυνατή παράλληλη διεύθυνση των σπιν ηλεκτρονίων ενός ενεργειακού υποεπίπεδου.

Ένα ελεύθερο άτομο δεν μπορεί να έχει περισσότερα από οκτώ ηλεκτρόνια στο υψηλότερο ενεργειακό του επίπεδο.

Τα ηλεκτρόνια που βρίσκονται στο υψηλότερο ενεργειακό επίπεδο ενός ατόμου (στο εξωτερικό στρώμα ηλεκτρονίων) ονομάζονται εξωτερικός; Ο αριθμός των εξωτερικών ηλεκτρονίων σε ένα άτομο οποιουδήποτε στοιχείου δεν είναι ποτέ μεγαλύτερος από οκτώ. Για πολλά στοιχεία, είναι ο αριθμός των εξωτερικών ηλεκτρονίων (με γεμάτα εσωτερικά υποεπίπεδα) που καθορίζει σε μεγάλο βαθμό τις χημικές τους ιδιότητες. Για άλλα ηλεκτρόνια των οποίων τα άτομα έχουν μη συμπληρωμένο εσωτερικό υποεπίπεδο, για παράδειγμα 3 ρε-υποεπίπεδο ατόμων στοιχείων όπως Sc, Ti, Cr, Mn κ.λπ., οι χημικές ιδιότητες εξαρτώνται από τον αριθμό τόσο των εσωτερικών όσο και των εξωτερικών ηλεκτρονίων. Όλα αυτά τα ηλεκτρόνια ονομάζονται σθένος; σε συντομευμένους ηλεκτρονικούς τύπους ατόμων γράφονται μετά το σύμβολο του ατομικού σκελετού, δηλαδή μετά την έκφραση σε αγκύλες.

2. ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗ ΔΟΜΗ ΑΤΟΜΩΝ. ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ

Οποιαδήποτε σταθερή κατάσταση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο χαρακτηρίζεται από ορισμένες τιμές κβαντικών αριθμών: n, l, ml, ms, που ονομάζονται αντίστοιχα: κύριος, τροχιακός, μαγνητικός και σπιν.

Η κατάσταση ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο, που αντιστοιχεί σε ορισμένες τιμές κβαντικών αριθμών n, ℓ, ml, ονομάζεται ατομικό τροχιακό (a.o.). Διαφορετικά, ένα ατομικό τροχιακό είναι ο χώρος όπου είναι πιο πιθανό να βρίσκεται ένα ηλεκτρόνιο.

Ανάλογα με την τιμή του τροχιακού κβαντικού αριθμού, υιοθετείται ο ακόλουθος προσδιορισμός για τα υποεπίπεδα ενέργειας:

ℓ= 2 – d -*- ℓ= 3 – f -*-

Κάθε τύπος ατομικού τροχιακού έχει το δικό του σχήμα νέφους ηλεκτρονίων. Το S είναι ένα σφαιρικό τροχιακό, το p είναι ένα τροχιακό σε σχήμα αλτήρα, το d είναι ένα τροχιακό σχήματος ροζέτας, το f είναι ένα τροχιακό ακόμη πιο πολύπλοκου σχήματος.

Ο αριθμός των τροχιακών κάθε τύπου καθορίζεται από τον αριθμό των τρόπων προσανατολισμού τους στο διάστημα, δηλ. αριθμός τιμών μαγνητικών κβαντικών αριθμών – ml. Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός έχει τιμές (2ℓ + 1).

(Πίνακας 2.1).

Γραφικά, το ατομικό τροχιακό απεικονίζεται ή - . Ο αριθμός (z) των ατομικών τροχιακών σε ενεργειακό επίπεδο δίνεται από τον τύπο za.o. = n2, όπου n είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός.

Σύμφωνα με την αρχή Pauli, ένα άτομο δεν μπορεί να έχει δύο ηλεκτρόνια που χαρακτηρίζονται από το ίδιο σύνολο κβαντικών αριθμών. Από αυτό προκύπτει ότι κάθε ατομικό τροχιακό δεν μπορεί να καταλαμβάνεται από δύο ηλεκτρόνια και οι κβαντικοί αριθμοί σπιν τους πρέπει να είναι διαφορετικοί, κάτι που συμβολίζεται με ↓.

Έτσι, ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων στο ενεργειακό επίπεδο προσδιορίζεται από τον τύπο ze = 2n2. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε ένα υποεπίπεδο καθορίζεται από τον τύπο 2(2ℓ + 1). Ο υπολογισμός του αριθμού των ηλεκτρονίων και η δομή των επιπέδων μπορεί να παρουσιαστεί με τη μορφή πίνακα. 2.2.

Γνωρίζοντας τη δομή κάθε υποεπιπέδου και επιπέδου, μπορείτε να δημιουργήσετε ηλεκτρονικούς τύπους των στοιχείων.

Η σταθερή (μη διεγερμένη) κατάσταση ενός ατόμου πολλαπλών ηλεκτρονίων αντιστοιχεί σε μια κατανομή ηλεκτρονίων στα ατομικά τροχιακά στην οποία η ενέργεια του ατόμου είναι ελάχιστη. Επομένως, τα ατομικά τροχιακά γεμίζονται με σειρά διαδοχικών αυξήσεων στις ενέργειές τους. Η σειρά με την οποία τα ατομικά τροχιακά γεμίζουν με ηλεκτρόνια καθορίζεται από τους κανόνες του Klechkovsky, οι οποίοι λαμβάνουν υπόψη την εξάρτηση της τροχιακής ενέργειας από τις τιμές τόσο του κύριου (n) όσο και του τροχιακού (ℓ) κβαντικού αριθμού. Σύμφωνα με αυτούς τους κανόνες, τα ατομικά τροχιακά γεμίζουν με ηλεκτρόνια με τη σειρά των διαδοχικών αυξήσεων στο άθροισμα (n+1) (πρώτος κανόνας του Klechkovsky), και για τις ίδιες τιμές αυτού του αθροίσματος, με τη σειρά των διαδοχικών αυξήσεων στο κύριος αριθμός ν (δεύτερος κανόνας του Klechkovsky).

Η τοποθέτηση ηλεκτρονίων σε ατομικά τροχιακά μέσα σε ένα ενεργειακό υποεπίπεδο καθορίζεται από τον κανόνα του Hund, σύμφωνα με τον οποίο η ελάχιστη ενέργεια ενός ατόμου αντιστοιχεί στην κατανομή των ηλεκτρονίων στα ατομικά τροχιακά ενός δεδομένου υποεπίπεδου στο οποίο η απόλυτη τιμή του συνολικού σπιν του το άτομο είναι μέγιστο. με οποιαδήποτε άλλη διάταξη ηλεκτρονίων, το άτομο θα βρίσκεται σε διεγερμένη κατάσταση, δηλ. θα χαρακτηρίζεται από υψηλότερη ενέργεια.

Εργασίες και ασκήσεις

2.1. Πώς χαρακτηρίζεται η κατάσταση ενός ηλεκτρονίου: α) με n=4, ℓ=2; β) με n=5, ℓ=3.

Λύση: Όταν γράφετε την ενεργειακή κατάσταση, ο αριθμός του υποεπίπεδου (n) υποδεικνύεται με έναν αριθμό και η φύση του υποεπίπεδου (s, p, d, f) με ένα γράμμα. Για n=4 και ℓ=2 γράφουμε 4d; για n=5 και ℓ=3 γράφουμε 5f.

Πίνακας 2.2

Υπολογισμός του αριθμού των ηλεκτρονίων

Τέλος τραπεζιού. 2.2

2.2. Πόσα συνολικά τροχιακά αντιστοιχούν στο τρίτο ενεργειακό επίπεδο; Πόσα ηλεκτρόνια υπάρχουν σε αυτό το επίπεδο; Σε πόσα υποεπίπεδα χωρίζεται αυτό το επίπεδο;

Λύση: Για το τρίτο ενεργειακό επίπεδο n = 3, ο αριθμός των ατομικών τροχιακών είναι 9 (32). αυτός ο αριθμός τροχιακών είναι το άθροισμα 1(s) + 3(p) + 5(d) = 9. Σύμφωνα με την αρχή Pauli, ο αριθμός των ηλεκτρονίων σε αυτό το επίπεδο είναι 18. Το τρίτο ενεργειακό επίπεδο χωρίζεται σε τρία υποεπίπεδα : s, p, d (ο αριθμός των υποεπιπέδων συμπίπτει με τον αριθμό των τιμών του κύριου κβαντικού αριθμού).

Όλα τα χημικά στοιχεία μπορούν να ταξινομηθούν σε 4 τύπους ανάλογα με τη φύση των υποεπιπέδων που γεμίζονται:

s-στοιχεία – γεμάτα με ηλεκτρόνια ns – υποεπίπεδο. p-στοιχεία – γεμάτα με ηλεκτρόνια np – υποεπίπεδο. d-στοιχεία – γεμάτα με ηλεκτρόνια (n-1)d – υποεπίπεδο. f-στοιχεία – γεμάτα με ηλεκτρόνια (n-2)f – υποεπίπεδο.

Για να γράψετε τον ηλεκτρονικό τύπο ενός στοιχείου, πρέπει: να υποδείξετε τον αριθμό του ενεργειακού επιπέδου με αραβικούς αριθμούς, να γράψετε την τιμή γράμματος του υποεπίπεδου και να γράψετε τον αριθμό των ηλεκτρονίων ως εκθέτη.

Για παράδειγμα: 26 FeIV 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

Ο ηλεκτρονικός τύπος καταρτίζεται λαμβάνοντας υπόψη τον ανταγωνισμό των υποεπιπέδων, δηλ. κανόνες ελάχιστης ενέργειας. Χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η τελευταία ηλεκτρονική

ο τύπος θα γραφτεί: 26 Fe1V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2. Το μέγιστο σθένος ενός στοιχείου καθορίζεται από τον αριθμό των τροχιακών σθένους και εξαρτάται από τον ηλεκτρονικό τύπο του στοιχείου και τον αριθμό της περιόδου.

Η ηλεκτρονική δομή των στοιχείων ανά περιόδους και μέγιστο σθένος παρουσιάζονται στον πίνακα. 2.3.

Πίνακας 2.3 Ηλεκτρονική δομή και μέγιστο σθένος στοιχείων

2.3. Ποιο υποεπίπεδο συμπληρώνεται στο άτομο με ηλεκτρόνια μετά την πλήρωση του υποεπίπεδου: α) 4p; β) 4s;

R Λύση: α) Το υποεπίπεδο 4p αντιστοιχεί στο άθροισμα (n + l) ίσο με 4+1 = 5. Το ίδιο άθροισμα n+l χαρακτηρίζει τα υποεπίπεδα 3d (3+2 = 5)

Και 5s (5+0 = 5). Ωστόσο, η κατάσταση 3d αντιστοιχεί σε μικρότερη τιμή n (n = 3) από την κατάσταση 4p, επομένως το υποεπίπεδο 3d θα συμπληρωθεί νωρίτερα από το υποεπίπεδο 4p. Κατά συνέπεια, μετά την πλήρωση του υποεπίπεδου 4p, θα συμπληρωθεί το υποεπίπεδο 5s, το οποίο αντιστοιχεί σε υψηλότερη τιμή n (n=5) κατά ένα.

β) το υποεπίπεδο 4s αντιστοιχεί στο άθροισμα n+l = 4+0 = 4. Το ίδιο άθροισμα n+l χαρακτηρίζει το υποεπίπεδο 3p, αλλά η πλήρωση αυτού του υποεπιπέδου προηγείται της πλήρωσης του υποεπίπεδου 4s, επειδή το τελευταίο αντιστοιχεί σε μεγαλύτερη τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού. Συνεπώς, μετά το υποεπίπεδο 4s, θα συμπληρωθεί ένα υποεπίπεδο με το άθροισμα (n+l) = 5, και από όλους τους πιθανούς συνδυασμούς n+ℓ που αντιστοιχούν σε αυτό το άθροισμα (n=3, ℓ=2, n=4, ℓ= 1, n= 5, ℓ=0), θα πραγματοποιηθεί πρώτα ο συνδυασμός με τη μικρότερη τιμή του κύριου κβαντικού αριθμού, δηλ. Μετά το υποεπίπεδο 4s, θα συμπληρωθεί το υποεπίπεδο 3d.

Συμπέρασμα: Έτσι, η πλήρωση του d υποεπιπέδου υστερεί κατά ένα κβαντικό επίπεδο, η πλήρωση του υποεπίπεδου f υστερεί κατά δύο κβαντικά επίπεδα.

2.4. Η ηλεκτρονική δομή ενός ατόμου περιγράφεται από τον τύπο 1s 2 2s2 2p6 3s2 3d7 4s2 . Τι στοιχείο είναι αυτό;

R Λύση: Αυτό το στοιχείο ανήκει στον ηλεκτρονικό τύπο

δ-στοιχεία 1ης περιόδου, επειδή το 3d υποεπίπεδο χτίζεται από ηλεκτρόνια. ο αριθμός των ηλεκτρονίων 3d7 δείχνει ότι είναι το έβδομο στοιχείο στη σειρά. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων είναι 27, που σημαίνει ότι ο ατομικός αριθμός είναι 27. Αυτό το στοιχείο είναι το κοβάλτιο.

2.5. Με ποια βάση τοποθετούνται ο φώσφορος και το βανάδιο στην ίδια ομάδα του περιοδικού πίνακα; Γιατί τοποθετούνται σε διαφορετικές υποομάδες;

R Λύση: Ηλεκτρονικές διαμορφώσεις ατόμων P 1s 2 2s2 2p3 3s 2 3p 3 ; V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s 2 3d 3 . Δίνουν έμφαση στα ηλεκτρόνια σθένους.

Αυτά τα στοιχεία έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων σθένους - 5. Επομένως, τα P και V βρίσκονται στην ίδια 5η ομάδα. Ταυτόχρονα, αυτά τα στοιχεία δεν είναι ηλεκτρονικά ανάλογα, γιατί είναι χτισμένα σε διαφορετικά υποεπίπεδα, πράγμα που σημαίνει ότι δεν πρέπει να βρίσκονται στην ίδια υποομάδα.

Χημικός δεσμόςείναι το αποτέλεσμα της κβαντομηχανικής αλληλεπίδρασης ηλεκτρονίων.

Σύμφωνα με τη φύση της κατανομής της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, οι χημικοί δεσμοί χωρίζονται σε ομοιοπολικούς μη πολικούς, πολικούς και ιοντικούς (οι μεταλλικοί δεσμοί που πραγματοποιούνται σε μέταλλα δεν λαμβάνονται υπόψη εδώ). Εάν δεν υπάρχει μετατόπιση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, τότε ο δεσμός προσεγγίζει έναν μη πολικό ομοιοπολικό. Ένας ομοιοπολικός πολικός δεσμός πραγματοποιείται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπισμένα (πολωμένα) στον πυρήνα ενός από τα συνεργαζόμενα άτομα. Ένας ιονικός δεσμός θεωρείται ως ένας εξαιρετικά πολωμένος ομοιοπολικός δεσμός. Για να εκτιμηθεί η ικανότητα ενός ατόμου ενός δεδομένου στοιχείου να έλκει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, χρησιμοποιείται η τιμή της σχετικής ηλεκτραρνητικότητας (χ) (Πίνακας 5). Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα (Δχ), τόσο μεγαλύτερη είναι η πόλωση του δεσμού (τόσο μεγαλύτερη είναι η ιοντικότητα του δεσμού). Πιστεύεται ότι αν Δχ > 1,9, τότε ο δεσμός είναι ιοντικός.

2.6. Υπολογίστε τη διαφορά μεταξύ των σχετικών ηλεκτραρνητικοτήτων των ατόμων για δεσμούς H-O και E-O στις ενώσεις E(OH)2, όπου E είναι τα στοιχεία Ca, Sr, Ba και προσδιορίστε:

α) ποιος δεσμός Η-Ο ή Ε-Ο χαρακτηρίζεται σε κάθε μόριο από μεγαλύτερο βαθμό ιονισμού. β) ποια είναι η φύση του ιονισμού αυτών των μορίων σε ένα υδατικό διάλυμα;

Λύση: α) Ας υπολογίσουμε το Δχ για τη σύνδεση μεταξύ E-O και H-O:

Δχ Ca-O = 3,5 - 1,04 = 2,46 ΔχSr-O = 3,5 - 0,99 = 2,51 Δχ Ba-O = 3,5 - 0,90 = 2,60 Δχ H-O = 3,5 - 2,1 = 1,4

Από τη σύγκριση του Δχ βλέπουμε ότι ο δεσμός Ε-Ο μπορεί να θεωρηθεί ιοντικός, ο δεσμός Η-Ο μπορεί να θεωρηθεί πολικός.

β) ο ιονισμός σε υδατικά διαλύματα θα συμβεί κατά μήκος του πιο ιοντικού δεσμού, δηλ. σύμφωνα με το σχήμα: E(OH)2 ↔ E2+ + 2OH- (κατά τύπο

λόγους).

Η ισχύς ενός χημικού δεσμού χαρακτηρίζεται από ενέργεια (kJ/mol) και

μήκος (nm ή A) του δεσμού. Όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια του δεσμού και όσο μικρότερο είναι το μήκος του, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός.

Χημικός δεσμός, δηλ. ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μπορεί να σχηματιστεί με δύο τρόπους: με μηχανισμό ανταλλαγής και δότη-δέκτη. Ένας χημικός δεσμός χαρακτηρίζεται από τρεις κύριες ιδιότητες:

1) έχει μια συγκεκριμένη κατεύθυνση στο χώρο. Από αυτή την άποψη, γίνεται διάκριση μεταξύ σ καιπ δεσμούς. Η γωνία που σχηματίζεται από τις διευθύνσεις δύο δεσμών σ ονομάζεται δεσμός. Εάν ένας δεσμός π συνδέει πολλά άτομα, ονομάζεται μη εντοπισμένος.

2) τείνει να κορεσθεί, με αποτέλεσμα τα σωματίδια να έχουν μια ορισμένη σύνθεση και δομή. Δυνατότητα: συντονισμός-

ακόρεστα, κορεσμένα σε συντονισμό, κορεσμένα με σθένος και ακόρεστα με σθένος κατάσταση ατόμων.

3) μπορεί να πολωθεί υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων (ανάλογα με την ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων, καθώς και υπό την επίδραση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού ή μαγνητικού πεδίου, υπό τη δράση άλλων πολικών μορίων).

Για να εξηγηθεί η γεωμετρική δομή των μορίων, χρησιμοποιείται η ιδέα του υβριδισμού των ατομικών τροχιακών του κεντρικού ατόμου. Σύμφωνα με αυτή την ιδέα, του σχηματισμού δεσμών σ προηγείται μια αλλαγή στο σχήμα και την ενέργεια των ατομικών τροχιακών. Σχηματίζονται υβριδικά τροχιακά που είναι ικανά για βαθύτερη επικάλυψη και επομένως ισχυρότερους δεσμούς. Για στοιχεία του ηλεκτρονικού τύπου s και p, τα τροχιακά που περιέχουν μεμονωμένα ζεύγη ηλεκτρονίων μπορούν να λάβουν μέρος στον υβριδισμό.

2.7. Δείξτε το σχηματισμό δεσμού στο μόριο BF3 και στο ιόν BF4. Εξηγήστε τη δομή αυτών των σωματιδίων.

Λύση: 1. Ας συνθέσουμε τους ηλεκτρονικούς τύπους ατόμων και ιόντων

νέο: B 1s2 2s2 2p1 ; F 1s2 2s2 2p5 ; F- 1s2 2s2 2p6 .

2. Ας δείξουμε την κατανομή των ηλεκτρονίων στα τροχιακά σθένους. Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνουμε υπόψη την κατάσταση οξείδωσης του ατόμου του βορίου στην ένωση (μπορούμε συμβατικά να υποθέσουμε ότι ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σε ένα άτομο αντιστοιχεί στην κατάσταση οξείδωσης).

3. Ας δείξουμε τον σχηματισμό όλων των πιθανών συνδέσεων και ας υποδείξουμε τον μηχανισμό σχηματισμού τους:

3 δεσμοί σ σχηματίστηκαν από τον μηχανισμό ανταλλαγής Με βάση τις δυνατότητες σθένους του ατόμου

βόριο και την τάση του προς κορεσμό, θα δείξουμε το σχηματισμό π-δεσμού από τον μηχανισμό δότη-δέκτη. Αλλά επειδή αυτός ο δεσμός ενώνει περισσότερα από δύο άτομα

mov, θα είναι μη εντοπισμένο.

Στο ιόν BF4 - σχηματίζονται 4 σ δεσμοί, τρεις από αυτούς από τον μηχανισμό ανταλλαγής και ένας από τον μηχανισμό δότη-δέκτη.

4. Ας υπολογίσουμε την πολλαπλότητα των ομολόγων ως την αναλογία του συνολικού αριθμού των ομολόγων προς τον αριθμόσ-δεσμοί. Στο μόριο BF3 η πολλαπλότητα του δεσμού είναι 1⅓, στο ιόν BF4 - η πολλαπλότητα του δεσμού είναι 1.

5. Ας προσδιορίσουμε την κατάσταση του κεντρικού ατόμου από την άποψη του κορεσμού

γέφυρες. Το μόριο BF3 παρουσιάζει μέγιστο σθένος λόγω των δεσμών σ και π, επομένως, η κατάσταση του ατόμου του βορίου είναι κορεσμένη με σθένος.

Το ιόν BF 4 - παρουσιάζει μέγιστο σθένος λόγω των δεσμών σ, επομένως, η κατάσταση του ατόμου του βορίου είναι κορεσμένη σε συντονισμό.

6. Ας προσδιορίσουμε τη φύση της σύνδεσης B-F ως προς την πολικότητα. Επειδή η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα (Δχ) είναι 4,0-2,0 = 2,0, δηλ. Πάνω από 1,9 ο δεσμός μπορεί να θεωρηθεί ιονικός.

7. Ας προσδιορίσουμε τον τύπο υβριδισμού των ατομικών τροχιακών του κεντρικού ατόμου και το γεωμετρικό σχήμα των σωματιδίων.

Στο μόριο BF 3, τα τροχιακά s και 2p συμμετέχουν στο σχηματισμό δεσμών σ, επομένως, ο τύπος υβριδισμού είναι sp2. Το μόριο έχει τριγωνικό

δομή. Στο ιόν BF4 - ένα s και τρία τροχιακά p εμπλέκονται στο σχηματισμό δεσμών σ, επομένως ο τύπος υβριδισμού είναι sp3. Το ιόν έχει τετραεδρικό σχήμα.

8. Ας απεικονίσουμε γραφικά τη δομή των σωματιδίων

2.8. Δείξτε το σχηματισμό δεσμών στο μόριο SO3, εξηγήστε τη δομή του μορίου.

Λύση: Ηλεκτρονικοί τύποι στοιχείων

S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 O 1s2 2s2 2p4 .

Επειδή η κατάσταση οξείδωσης του ατόμου του θείου είναι +6, θα δείξουμε την κατανομή των ηλεκτρονίων στα τροχιακά σθένους του διεγερμένου ατόμου θείου.

Το άτομο του θείου σχηματίζει, σύμφωνα με τον μηχανισμό ανταλλαγής, 3 δεσμούς σ (που οφείλονται σε ένα s και δύο p-ατομικά τροχιακά) και 3 δεσμούς π (λόγω ενός p- και δύο d-ατομικών τροχιακών).

Κατά συνέπεια, το άτομο είναι κορεσμένο με σθένος, ακόρεστο συντονισμό. πολλαπλότητα δεσμού 6/3 = 2. Ο δεσμός S-O είναι πολικός, τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων μετατοπίζονται προς το οξυγόνο (Δχ = 0,5). Τύπος υβριδισμού sp2. Το μόριο έχει δομή τριγώνου.

3. ΣΥΝΔΕΣΕΙΣ ΣΥΝΔΕΣΕΩΝ

Οι σύνθετες ενώσεις παίζουν σημαντικό ρόλο στη ζωή των ζωντανών οργανισμών. Τα ιόντα Na, K, Ca, Mg, τα οποία εκτελούν σημαντικές φυσιολογικές λειτουργίες στο σώμα, βρίσκονται στο αίμα, τη λέμφο και τα υγρά των ιστών με τη μορφή πολύπλοκων ενώσεων. Τα ιόντα Fe, Zn, Mn, Cu σχηματίζουν σύνθετες ενώσεις με πρωτεΐνες και αποτελούν μέρος ενζύμων και βιταμινών. Ο σίδηρος είναι μέρος της αιμοσφαιρίνης. Η αιμοσφαιρίνη είναι μια ένωση μεταξύ της πρωτεΐνης σφαιρίνης και του συμπλέγματος αίμης. Στην αίμη, το κεντρικό ιόν είναι το Fe2+.

Οι σύνθετες ενώσεις είναι μοριακές ενώσεις, ο συνδυασμός των συστατικών των οποίων οδηγεί στο σχηματισμό σύνθετων ιόντων ικανών να υπάρχουν ελεύθερα τόσο σε κρύσταλλο όσο και σε διάλυμα. Σε μόρια σύνθετων ενώσεων, υπάρχουν εσωτερικές και εξωτερικές σφαίρες. Η εσωτερική σφαίρα περικλείεται σε αγκύλες και αποτελείται από ένα κεντρικό άτομο ή ιόν, που ονομάζεται συμπλοκοποιητικός παράγοντας, και άτομα, ιόντα ή μόρια που συντονίζονται γύρω από αυτό, που ονομάζονται συνδέτες.

Ο αριθμός των συνδετών που συντονίζονται γύρω από τον παράγοντα συμπλοκοποίησης καθορίζει τον αριθμό συντονισμού του (CN). Το τελευταίο δείχνει τον αριθμό των σ-δεσμών που προκύπτουν μεταξύ γ.ο. και συνδέτες.

Μόριο c.s. ηλεκτρικά ουδέτερο. Το φορτίο της εσωτερικής σφαίρας είναι ίσο με το φορτίο της εξωτερικής σφαίρας με το αντίθετο πρόσημο. Το φορτίο ενός μιγαδικού ιόντος ισούται με το αλγεβρικό άθροισμα των φορτίων του κ.ο. και συνδέτες.

Ταξινόμηση σύνθετων ενώσεων

1. Σύμφωνα με τη φύση του φορτίου του μιγαδικού ιόντος

- κατιονικός: σχηματίζεται λόγω συντονισμού γύρω από θετικά φορτισμένο κ.ο. ουδέτερα μόρια συνδέτη

Cl2; Cl3;

- ανιονικό: συμπλοκοποιητικό παράγοντα – θετικά ιόντα, λι-

Οι συμμορίες είναι ανιόντα Κ2. Na2;

- ουδέτερο: σχηματίζεται από συντονισμό γύρω από ένα ουδέτερο συν. ουδέτεροι συνδέτες o ή με ταυτόχρονο συντονισμό γύρω από θετικά φορτισμένο συν.

αρνητικά φορτισμένοι και ουδέτεροι συνδέτες

2. Από τη φύση των προσδεμάτων

Ένυδρες ενώσεις ή υδάτινα σύμπλοκα Cl3;

Αμμωνία SO4;

- σύμπλοκα οξέος Κ 2 ;

- Na hydroxo σύμπλοκα.

3. Κατά αριθμό κ.ο.

Μονοπυρηνικό Cl2;

Πολυπυρηνικό [(NH3)4Co\/OH OH/\Co(NH3)4]Cl4.

Κανόνες ονομασίας σύνθετων ενώσεων

1) τίτλος του γ.σ. ξεκινήστε με ένα κατιόν.

2) Στο όνομα ενός σύνθετου ιόντος, υποδεικνύονται πρώτα οι συνδέτες και μετά το κεντρικό άτομο. Η κατάληξη "o" προστίθεται στα ονόματα των ανιονικών συνδετών που ονομάζονται ως

αντίστοιχα ελεύθερα μόρια. Εξαίρεση: NH3 – αμμίνη; H2 O – aqua; CO – καρβονύλιο;

3) παράγοντας συμπλοκοποίησης σε κατιονικές και ουδέτερες ενώσεις. ονομάζεται το ρωσικό όνομα του στοιχείου, σε ανιονικά - το λατινικό όνομα με την προσθήκη της κατάληξης "at".

4) κατάσταση οξείδωσης κ.ο. συμβολίζεται με αραβικό αριθμό και τοποθετείται μέσα

αγκύλες μετά το όνομά του. K3 – εξανιτριτοκοβαλτικό κάλιο (+3); Cl3 – εξαακοχρώμιο (+3) χλωρίδιο; o – πεντακαρβονύλιο σιδήρου (0).

Συμπεριφορά σύνθετων ενώσεων σε διάλυμα

Σε λύσεις του γ.σ. συμπεριφέρεται σαν ένας ισχυρός ηλεκτρολύτης και διασπάται εξ ολοκλήρου σε σύνθετο ιόν και ιόντα εξωτερικής σφαίρας:

Cl → + + Cl-

Τα σύνθετα ιόντα ιονίζονται αναστρέψιμα και σταδιακά: + ↔ + + NH3

+ ↔ Ag+ + NH3 ή ολικό: + ↔ Ag+ + 2NH3

Η σταθερά ισορροπίας για τον ιονισμό ενός μιγαδικού ιόντος ονομάζεται σταθερά αστάθειας

Εξαρτάται μόνο από τη φύση της ένωσης και τη θερμοκρασία. δίνεται σε βιβλία αναφοράς (βλ. Πίνακα 6).

4. ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

Η χημική ισορροπία είναι μια κατάσταση στην οποία οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι:

Σε αυτή την περίπτωση, η μεταβολή της ενέργειας Gibbs είναι μηδέν

Go = O; ΔΗο = T Άρα

Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας παραμένει αμετάβλητη υπό σταθερές εξωτερικές συνθήκες. Όταν αυτές οι συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση, συγκεντρώσεις) αλλάζουν, η ισορροπία διαταράσσεται για να αποκατασταθεί ξανά, αλλά υπό νέες συνθήκες.

Η μετατόπιση της ισορροπίας υπόκειται στην αρχή του Le Chatelier: εάν σε ένα σύστημα ισορροπίας αλλάξει μία από τις συνθήκες που καθορίζουν τη θέση της ισορροπίας, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της διαδικασίας που εξασθενεί την επίδραση της επιρροής. Έτσι, με την αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τη διαδικασία που θα προκαλέσει την κατανάλωση αυτών των αντιδραστηρίων. Ο λόγος για αυτή τη συμπεριφορά του συστήματος ισορροπίας είναι η αύξηση του αριθμού των συγκρούσεων των σωματιδίων αυτών των αντιδραστηρίων, η οποία προκαλεί επιτάχυνση της άμεσης ή της αντίστροφης αντίδρασης.

Στα συστήματα αερίων, μια αύξηση στις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων συμβαίνει καθώς αυξάνεται η πίεση ή μειώνεται ο όγκος του συστήματος. Επομένως, με αύξηση της συνολικής πίεσης στο σύστημα, η μία από τις δύο αναστρέψιμες αντιδράσεις που συμβαίνει με τη συμμετοχή μεγαλύτερου αριθμού γραμμομορίων αερίου θα πάει πιο γρήγορα, δηλ. η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό λιγότερων σπίλων.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός τόσο των μπροστινών όσο και των αντίστροφων αντιδράσεων αυξάνεται, αλλά ο ρυθμός της ενδόθερμης αντίδρασης αυξάνεται σε μεγαλύτερο βαθμό.

αντιδράσεις, γιατί χαρακτηρίζεται από υψηλότερο συντελεστή θερμοκρασίας.

Εργασίες και ασκήσεις

4.1. Δείξτε την κατεύθυνση της μετατόπισης ισορροπίας όταν η συγκέντρωση του Η2 στο σύστημα ισορροπίας μειώνεται:

CO + H2 O↔ CO2 + H2 Διάλυμα: Με μείωση του CH 2, σύμφωνα με την αρχή Le-

Chatelier, η άμεση αντίδραση θα πρέπει να επικρατήσει, γιατί Ταυτόχρονα, η ποσότητα του Η2 θα αυξηθεί και η ισορροπία θα αποκατασταθεί ξανά.

4.2. Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία PC15 ↔ PC13 + C12 - 31 kJ mol-1 με την αύξηση της θερμοκρασίας και της πίεσης;

Λύση: Καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά, γιατί η άμεση αντίδραση συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας, δηλ. είναι

ενδόθερμος. Καθώς η πίεση αυξάνεται, ο αριθμός των συγκρούσεων μεταξύ των μορίων PC13 και C12 θα είναι μεγαλύτερος από το PC15, επομένως η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά.

4.3. Κάτω από ποιες συνθήκες σε ένα σύστημα ισορροπίας

N2 g + 3H2 g ↔ 2NH3 g + 22 kJ mol-1 μπορεί να μεγιστοποιηθεί η απόδοση του NH3;

Λύση: Για να αυξηθεί η απόδοση της ΝΗ3, δηλ. για να μετακινήσετε την ισορροπία προς τα δεξιά, πρέπει:

1) αυξάνουν την πίεση του μίγματος αερίων, επειδή σε αυτή την περίπτωση, ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης αυξάνεται, καθώς εμπλέκεται μεγαλύτερος αριθμός γραμμομορίων.

2) αύξηση της συγκέντρωσης Ν 2 και Η2 και μειώνουμε τη συγκέντρωση του NH3, αφαιρώντας το από τη σφαίρα αντίδρασης.

3) χαμηλώστε τη θερμοκρασία του μίγματος της αντίδρασης, επειδή αντίδραση για

Ο σχηματισμός NH3 είναι εξώθερμος.

Ένα ποσοτικό χαρακτηριστικό της κατάστασης της χημικής ισορροπίας είναι η σταθερά ισορροπίας, η οποία αντανακλά το νόμο της δράσης της μάζας.

Η σταθερά ισορροπίας σχετίζεται με την ενέργεια Gibbs με τη σχέση RTlnK

= -∆G o . Για τη διαδικασία aA + bB ↔ cC + dD σταθερά συγκέντρωσης

η ισορροπία έχει τη μορφή: Кс = [C] c [D] d, όπου [A], [B], [C], [D] – ισορροπία [A]a [B]b

εθνικές συγκεντρώσεις σε mol/l. a, b, c, d – στοιχειομετρικοί συντελεστές.

μερικές πιέσεις αερίων και μειγμάτων.

Οι σταθερές Kc και Kp χαρακτηρίζουν διεργασίες ισορροπίας σε αραιά διαλύματα ηλεκτρολυτών και μη ηλεκτρολυτών και σε συστήματα αερίων σε πιέσεις κοντά στα 101,3 kPa (ιδανικά αέρια).

Για συμπυκνωμένα διαλύματα και μη ιδανικά αέρια, θα πρέπει να χρησιμοποιούνται οι ακόλουθες τιμές δραστηριότητας:

K a = a C c a D d a A a a B β

Η σταθερά ισορροπίας εξαρτάται από τη φύση των αντιδραστηρίων και τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των συστατικών του συστήματος ισορροπίας.

Στα ετερογενή συστήματα, η συγκέντρωση της στερεάς φάσης περιλαμβάνεται στη σταθερά ισορροπίας, επειδή είναι σταθερή τιμή.

Εάν συμβαίνουν αντιδράσεις σε υδατικά διαλύματα με τη συμμετοχή νερού, τότε η συγκέντρωση του νερού είναι υψηλή και σταθερή και ουσιαστικά δεν θα έχει καμία επίδραση στην κατάσταση ισορροπίας.

Ας γράψουμε τις σταθερές ισορροπίας των διεργασιών: 4Н2г + О2 g ↔ 2Н2 Ог + 2С12 g

Κατά την επίλυση προβλημάτων, είναι απαραίτητο να προσδιοριστεί με σαφήνεια η κατάσταση συσσωμάτωσης των αντιδρώντων ουσιών και επίσης να γίνει διάκριση των αρχικών συγκεντρώσεων των ουσιών από εκείνες ισορροπίας.

C ισορροπία = C αρχική - C καταναλώθηκε

4.4. Σε δοχείο χωρητικότητας 1 λίτρου στους 410°C, αναμίχθηκαν 1 mol Η2 και 1 mol I2. Υπολογίστε σε ποιες συγκεντρώσεις επιτυγχάνεται η χημική ισορροπία αν η σταθερά ισορροπίας είναι 48;

Λύση: H 2 + I 2 ↔ 2HI

Ας υποθέσουμε ότι στην αντίδραση καταναλώνονται X moles Η2 και Ι2. Τότε σχηματίστηκαν 2Χ moles HI, δηλ. HI = 2 mol/l. Σε αυτή την περίπτωση = =

Παίρνουμε την εξίσωση: 44Χ2 – 96Χ + 48 = 0 Λύνοντάς την, παίρνουμε Χ = 0,776. Ας υπολογίσουμε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας: HI = 2X = 2 0,776 = 1,552 mol/l

1 - Χ = 0,222 mol/l.

4.5. Στην αναστρέψιμη αντίδραση CO + C12 ↔ COC12, καθορίστηκαν οι ακόλουθες συγκεντρώσεις ισορροπίας (mol/l): = 0,1; = 0,4; = 4. Υπολογίστε το Kravn. και αρχικές συγκεντρώσεις C12 και CO.

Βρίσκουμε τις αρχικές συγκεντρώσεις: Sysh. = Σύνθ. + Μη δαπάνες . Για να σχηματιστούν 4 mol COC12, σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, καταναλώνονται 4

mol CO και C12. Ως εκ τούτου, οι αρχικές συγκεντρώσεις είναι: CCO = 0,1 + 4 = 4,1 mol/l. CC1 2 = 0,4 + 4 = 4,4 mol/l.

4.6. Προσδιορίστε την ογκομετρική σύσταση του μείγματος τη στιγμή της ισορροπίας για την αντίδραση Cgraphite + O2 g ↔ CO2 g, εάν στους 1300 o C Crav. = 0,289.

Λύση: K p = P P CO 2

Ας συμβολίσουμε με Χ την περιεκτικότητα σε CO2 σε κλάσματα όγκου (ποσοστό). Τότε η περιεκτικότητα σε Ο2 θα είναι (100-Χ). Ας αντικαταστήσουμε την εξίσωση:

K = 0,289 = (100 X − X); Χ = 22,42 vol.%. Το περιεχόμενο O2 θα είναι

5. ΧΗΜΙΚΗ ΚΙΝΗΤΙΚΗ

Η χημική κινητική μελετά τον ρυθμό και τον μηχανισμό των χημικών αντιδράσεων, καθώς και την επίδραση διαφόρων παραγόντων στο ρυθμό. Ο μέσος ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης μετράται από τη μεταβολή της συγκέντρωσης των αντιδρώντων ανά μονάδα χρόνου:

V = ± C 2 − C 1,

τ2 −τ1

όπου C2 και C1 είναι οι συγκεντρώσεις των ουσιών (mol/l) που αντιστοιχούν στο χρόνο τ2 και τ1 (σε s ή min). Για ετερογενή συστήματα, η ταχύτητα μετράται

αλλάζοντας τη συγκέντρωση ανά μονάδα επιφάνειας της στερεάς φάσης (1 cm2 ή 1 m2).

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τους ακόλουθους κύριους παράγοντες:

- τη φύση και την κατάσταση των αντιδρώντων ουσιών·

- τη φύση του περιβάλλοντος στο οποίο λαμβάνει χώρα η αντίδραση·

Καταλύτης;

- συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ουσιών και για αέρια και πίεση·

Θερμοκρασίες.

Η χημική δραστηριότητα των ουσιών εξαρτάται από τη δομή των ατόμων ή των μορίων, τη φύση των ενδομοριακών και διαμοριακών δεσμών. Οι ρίζες έχουν τη μεγαλύτερη δραστηριότητα, είναι κάπως χαμηλότερη για τα ιόντα και τα μόρια. Η κατάσταση συσσωμάτωσης των αντιδραστηρίων και ο βαθμός διασποράς είναι επίσης σημαντικά.

Σχεδόν πάντα, οι ουσίες αντιδρούν με το μέσο (διαλύτης), σχηματίζοντας επιδιαλυτωμένα άλατα (ένυδρες ενώσεις). Επιπλέον, ο διαλύτης μπορεί να έχει καταλυτικό αποτέλεσμα.

Οι καταλύτες συνήθως επιταχύνουν τις χημικές αντιδράσεις αλλάζοντας την πορεία τους. Σε αυτή την περίπτωση, η νέα διαδρομή αντίδρασης αντιστοιχεί σε χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης. Η ενέργεια ενεργοποίησης (Ea) είναι η ελάχιστη ενέργεια που πρέπει να έχουν τα σωματίδια των ουσιών που αντιδρούν για να αλληλεπιδράσουν. Η τιμή του Ea καθορίζεται από τη χημική φύση των ουσιών.

Οι επιδράσεις της συγκέντρωσης, της πίεσης και της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης μπορούν να ποσοτικοποιηθούν.

Νόμος της μαζικής δράσηςεκφράζει την εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών: ο ρυθμός αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ουσιών που ανεβαίνουν στην ισχύ των στοιχειομετρικών συντελεστών τους. Για αντίδραση

aA + bB → C V = KCA a CB b,

όπου CA και CB είναι οι μοριακές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων Α και Β.

ΕΝΑ και β – στοιχειομετρικοί συντελεστές για τα Α και Β.

ΠΡΟΣ ΤΗΝ – σταθερά ταχύτητας μιας δεδομένης αντίδρασης, που αντανακλά την επίδραση της φύσης των ουσιών. Εξαρτάται από τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ουσιών.

Για συστήματα αερίου, αντί για συγκεντρώσεις, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε την τιμή

us μερικές πιέσεις: V = KPA a PB b .

Σε ετερογενή συστήματα, οι συγκεντρώσεις των κρυσταλλικών ουσιών είναι σταθερές τιμές και περιλαμβάνονται στη σταθερά του ρυθμού. Ο λόγος για την αύξηση του ρυθμού αντίδρασης με τις αυξανόμενες συγκεντρώσεις των αντιδρώντων μπορεί να εξηγηθεί από την αύξηση του συνολικού αριθμού των συγκρούσεων σωματιδίων και επομένως μια αύξηση στον αριθμό των ενεργών συγκρούσεων. Ας γράψουμε εκφράσεις για το ρυθμό των παρακάτω αντιδράσεων:

α) 2H2 g + O2 g = 2H2 Og

Ο νόμος της δράσης μάζας ισχύει μόνο για απλές αντιδράσεις με μικρή τάξη και μοριακότητα.

Η σειρά μιας αντίδρασης νοείται ως το άθροισμα των εκθετών σε συγκεντρώσεις στην έκφραση του νόμου της δράσης της μάζας. Μοριακότητα της αντίδρασηςκαθορίζεται από τον ελάχιστο αριθμό μορίων που συμμετέχουν στην αλληλεπίδραση. Με βάση τη μοριακότητά τους, οι αντιδράσεις χωρίζονται σε μονομοριακές (μονομοριακές), διμοριακές (διμοριακές) και τριμοριακές (τριμοριακές). Αντιδράσεις υψηλότερης μοριακής ικανότητας είναι σπάνιες επειδή Τέτοιες αντιδράσεις συμβαίνουν σε διάφορα στάδια.

Οι μονομοριακές αντιδράσεις περιλαμβάνουν αντιδράσεις αποσύνθεσης και ενδομοριακές αναδιατάξεις, για τις οποίες V = K·C. Οι διμοριακές αντιδράσεις περιλαμβάνουν αντιδράσεις στις οποίες λαμβάνει χώρα αλληλεπίδραση όταν δύο μόρια συγκρούονται, για αυτές V = K·C1·C2. για τριμοριακές αντιδράσεις V = K·C1 ·C2 ·C3. Με βάση τη σειρά των αντιδράσεων, υπάρχουν πρώτη, δεύτερη και τρίτη τάξη, καθώς και μηδενικές και κλασματικές.

τρίτη τάξη V = K·C3, V = K·C1 2 ·C2, V = K·C1 ·C2 2.

Οι αντιδράσεις έχουν μηδενική τάξη εάν κατά τη διάρκεια ολόκληρης της διαδικασίας η συγκέντρωση της ουσίας δεν μεταβάλλεται και ο ρυθμός είναι σταθερός. Αυτό είναι δυνατό σε ετερογενή συστήματα όπου η κρυσταλλική ουσία αλληλεπιδρά με την επιφάνεια και η συγκέντρωση παραμένει σταθερή. Για αντίδραση μηδενικής τάξης, V = K·Co. Μια αντίδραση έχει κλασματική σειρά εάν η διαδικασία λαμβάνει χώρα σε πολλά στάδια, καθένα από τα οποία έχει αμελητέο ρυθμό.

Εργασίες και ασκήσεις

5.1. Προσδιορίστε τη μοριακότητα και τη σειρά της αντίδρασης:

C12 g + 2NO g = 2NOCl g

Λύση: 1 mole C12 και 2 mole NO εισέρχονται στην αντίδραση, επομένως, η υποδεικνυόμενη αντίδραση είναι τριμοριακή. Η διαδικασία για τον προσδιορισμό

Ας χρησιμοποιήσουμε την εξίσωση: V = KCCl 2 C2 NO. Η αντίδραση είναι τρίτης τάξης.

5.2. Υπολογίστε το ρυθμό διάλυσης του υδροξειδίου του σιδήρου (II) σε 0,02 M H2SO4 σε K = 40. Προσδιορίστε τη μοριακή ικανότητα και τη σειρά της αντίδρασης.

Λύση: Η αντίδραση θα προχωρήσει σύμφωνα με την εξίσωση:

Fe(OH)2 cr + H2SO4 p-p = FeSO4 p-p + 2H2 O l

V = KCH 2 SO 4, επειδή Το Fe(OH)2 βρίσκεται στην κρυσταλλική φάση. Η μοριακότητα της αντίδρασης είναι 2, τάξη 1. Υπολογίστε την ταχύτητα αντίδρασης:

V = 40·0,02 = 0,8 mol/min·l.

5.3. Σε διάλυμα που περιέχει 1 mol SnCl 2 και 2 mol FeCl3, η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:

SnCl2 p + 2FeCl3 p ↔ SnCl4 p + 2FeCl2 p

Πόσες φορές θα μειωθεί ο ρυθμός αντίδρασης μετά την αντίδραση;

είναι 0,65 mol SnCl2;

Λύση: Υπολογίστε την ταχύτητα αντίδρασης στην αρχική

Αφού αντιδράσει 0,65 mol SnCl2, οι συγκεντρώσεις θα είναι

έχουν τις ακόλουθες τιμές: СSnCl2 = 1 - 0,65 = 0,35 mol/l; СFeCl3 = = 2 - 1,3 = 0,7 mol/l. Σε αυτή την περίπτωση, ο ρυθμός αντίδρασης θα είναι ίσος με:

V1 = K 0,35 0,72 = 0,17 K.

5.4. Πώς θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης CO g + C12 g = COC12 g εάν ο όγκος του μείγματος αερίων μειωθεί στο μισό;

Λύση: Ο αρχικός ρυθμός αντίδρασης θα είναι ίσος με:

Vo = K CCO CC1 2. Με μείωση του όγκου στο μισό, οι συγκεντρώσεις όλων

τα εξαρτήματα θα διπλασιαστούν και η ταχύτητα μπορεί να υπολογιστεί ως εξής: V 1 = K 2C CO 2C Cl2 = 4KC CO C Cl2

Είναι προφανές ότι με μείωση του όγκου κατά 2, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 4.

Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης ποσοτικοποιείται επίσης. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός οποιωνδήποτε αντιδράσεων αυξάνεται, γεγονός που εξηγείται από την αύξηση του αριθμού των ενεργών σωματιδίων των οποίων η ενέργεια φτάνει ή υπερβαίνει την ενέργεια ενεργοποίησης Ea. Η εξάρτηση της σταθεράς του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται ως

Στην πράξη, για τους υπολογισμούς χρησιμοποιείται ο κανόνας Van't Hoff, σύμφωνα με τον οποίο όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10°, ο ρυθμός ή η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

γ – συντελεστής θερμοκρασίας.

Ο κανόνας του Van't Hoff δίνει λιγότερο ακριβή αποτελέσματα από την εξίσωση Arrhenius, επειδή Το γ μπορεί να θεωρηθεί σταθερό μόνο σε ένα μικρό εύρος θερμοκρασίας. Για ανόργανες αντιδράσεις γ = 2-4, για ενζυμικές αντιδράσεις γ = 7-8.

5.5. Ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αποσύνθεσης του HI στο θερμοκρασιακό εύρος 356-376o C είναι ίσος με 2. Υπολογίστε τη σταθερά ταχύτητας αυτής της αντίδρασης στους 376o C, αν στους 356o C είναι ίση με 8,09 10-5.

Τροχιακά του ατόμου υδρογόνου.

Όταν ληφθούν υπόψη οι κυματοσυναρτήσεις για ηλεκτρόνια σε μεμονωμένα άτομα, αυτές οι συναρτήσεις καλούνται ατομικά τροχιακά(συντομογραφία ΑΟ). Πειραματικά στοιχεία για την ύπαρξη ατομικών τροχιακών μπορούν να ληφθούν από ατομικά φάσματα. Για παράδειγμα, κατά τη διάρκεια μιας ηλεκτρικής εκφόρτισης σε αέριο υδρογόνου, τα μόρια Η2 διασπώνται σε άτομα και τα άτομα εκπέμπουν φως αυστηρά καθορισμένων συχνοτήτων, οι οποίες ομαδοποιούνται σε σειρά: στην ορατή περιοχή (η λεγόμενη σειρά Balmer), υπεριώδες (σειρά Lyman ), και υπέρυθρες (σειρά Paschen). Ακόμη και στην προ-κβαντική περίοδο, παρατηρήθηκε ότι όλες οι σειρές ικανοποιούν μια απλή εξίσωση:

ατομική μοριακή τροχιακή κβαντοποίηση

Το άτομο υδρογόνου είναι τρισδιάστατο, επομένως η εξίσωση Schrödinger πρέπει να περιλαμβάνει κινητική ενέργεια και στις τρεις διαστάσεις και θα έχει ελαφρώς πιο πολύπλοκη μορφή από την εξίσωση για μονοδιάστατη κίνηση που παρουσιάζεται στην Ενότητα 1.1 αυτού του κεφαλαίου. Κατά την επίλυσή του με την επιβολή συνοριακών συνθηκών που απορρέουν από την πιθανολογική ερμηνεία της κυματικής συνάρτησης προέκυψαν τα ακόλουθα συμπεράσματα.

1. Είναι απαραίτητο να αποδεχθούμε ότι υπάρχουν τρισδιάστατοι κβαντικοί αριθμοί, οι οποίοι συμβολίζονται με τα σύμβολα n, /, και m Η εμφάνιση του κβαντικού αριθμού n προκαλείται από το γεγονός ότι το ηλεκτρόνιο μπορεί να αλλάξει την απόστασή του από τον πυρήνα . Ποσοστό

αριθμοί / και Τσχετίζονται με τη γωνιακή ορμή του ηλεκτρονίου, το οποίο μπορεί να περιφέρεται γύρω από τον πυρήνα σε τρεις διαστάσεις. Ο αριθμός / χαρακτηρίζει το μέγεθος της γωνιακής ορμής και τον αριθμό Τ- τον προσανατολισμό της γωνιακής ορμής στο χώρο, αφού η γωνιακή ορμή είναι διανυσματικό μέγεθος. Οι αποδεκτές τιμές των κβαντικών αριθμών που προκύπτουν από τις οριακές συνθήκες είναι n - 1, 2, 3.;

2. Η ενέργεια ενός ηλεκτρονίου, γενικά, πρέπει να εξαρτάται και από τους τρεις κβαντικούς αριθμούς, ή τουλάχιστον από δύο, αλλά ένα μοναδικό χαρακτηριστικό του ατόμου του υδρογόνου (αλλά όχι άλλων ατόμων) είναι ότι η ενέργεια του ηλεκτρονίου εξαρτάται μόνο από το n αυτός ο λόγος n ονομάζεται κύριος κβαντικός αριθμός. (Έτσι, για το n = 3l μπορεί να λάβει τις τιμές 0, 1 και 2, αλλά η ενέργεια του ηλεκτρονίου παραμένει σταθερή.) Οι επιτρεπόμενες ενέργειες θα είναι ενέργειες της μορφής En = R/n2.

Τα ατομικά τροχιακά ενός ατόμου υδρογόνου είναι πολύ σημαντικά επειδή δείχνουν πώς το ηλεκτρόνιο (ή η πυκνότητα ηλεκτρονίων) κατανέμεται στο διάστημα. Το πλάτος του AO w (r) είναι διαφορετικό σε διαφορετικά σημεία του χώρου και η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου σε κάποια απειροελάχιστη περιοχή df γύρω από το σημείο r είναι. Η χωρική κατανομή ενός ηλεκτρονίου μπορεί να απεικονιστεί υποδεικνύοντας το μέγεθος χρησιμοποιώντας διαφορετικές πυκνότητες σκίασης στο διάγραμμα. Η κατανομή πυκνότητας σε ορισμένα υδρογόνο AOs φαίνεται στο Σχ. 1.1

Το τροχιακό της θεμελιώδους κατάστασης του ατόμου του υδρογόνου είναι πολύ απλό: είναι σφαιρικά συμμετρικό και η πυκνότητά του μειώνεται εκθετικά καθώς απομακρύνεται από τον πυρήνα. Επομένως, είναι πιο πιθανό να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο κοντά στον πυρήνα, όπου q/ και, επομένως, y; ^ είναι μέγιστα. Αυτό είναι σύμφωνο με την ιδέα ότι για να επιτευχθεί η χαμηλότερη δυναμική ενέργεια, ένα ηλεκτρόνιο πρέπει να τείνει προς τον πυρήνα. Ωστόσο, το orbnthal δεν «πιέζεται» εντελώς στον πυρήνα, αλλά εκτείνεται σε περιοχές αρκετά απομακρυσμένες από αυτόν. Αυτή η κατάσταση προκύπτει λόγω του γεγονότος ότι όχι μόνο το δυναμικό, αλλά και η κινητική ενέργεια του ηλεκτρονίου έχει μεγάλη σημασία. Η τελευταία δεν μπορεί να αναπαρασταθεί ως η κινητική ενέργεια της κίνησης σε μια τροχιά γύρω από τον πυρήνα, η οποία οδηγεί στην εμφάνιση μιας φυγόκεντρης δύναμης που κρατά το ηλεκτρόνιο μακριά από τον πυρήνα, καθώς η γωνιακή ορμή του ηλεκτρονίου στη θεμελιώδη κατάσταση του υδρογόνου το άτομο είναι μηδέν. (Για n = 1, μπορεί να υπάρχει μόνο ένας κβαντικός αριθμός γωνιακής ορμής: / = 0, και επομένως ίσος με μηδέν.) Έτσι, με την κλασική έννοια, το ηλεκτρόνιο στη θεμελιώδη κατάσταση του ατόμου του υδρογόνου δεν φαίνεται να περιστρέφεται γύρω από τον πυρήνα, αλλά απλώς ταλαντεύεται κατά μήκος της ακτίνας. Με αυτό συνδέεται η κινητική του ενέργεια. Από την άποψη της κβαντικής θεωρίας, η κινητική ενέργεια ενός ηλεκτρονίου σχετίζεται με το μήκος κύματος του ηλεκτρονίου που διαδίδεται στην ακτινική διεύθυνση. Εάν το τροχιακό «πιέζεται» προς τον πυρήνα, το μήκος κύματος στην ακτινική κατεύθυνση αναπόφευκτα μειώνεται και επομένως η κινητική ενέργεια αυξάνεται (Ενότητα 1.1). Το πραγματικό orbnthal είναι το αποτέλεσμα ενός συμβιβασμού μεταξύ μετρίως χαμηλής δυναμικής ενέργειας και μέτριας υψηλής κινητικής ενέργειας. Πιο κοντά στον πυρήνα, η πυκνότητα των ηλεκτρονίων είναι μεγαλύτερη, αλλά υπάρχει και σε απόσταση από τον πυρήνα.

Εικ.1.1

Όλα τα τροχιακά με μηδενική γωνιακή ορμή ονομάζονται τροχιακά s. Το τροχιακό με τη χαμηλότερη ενέργεια ονομάζεται τροχιακό 1s. Αν n= 2 και 7=0, τότε αυτό είναι τροχιακό 2s. Η ενέργειά του είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια του τροχιακού 1s για δύο λόγους. Πρώτον, έχει έναν ακτινωτό κόμβο (Εικ. 1.2), ο οποίος είναι μια σφαιρική επιφάνεια, εντός και εκτός της οποίας η κυματική συνάρτηση έχει διαφορετικά πρόσημα, και σε αυτήν την ίδια την επιφάνεια η πυκνότητα ηλεκτρονίων είναι μηδέν. Η εμφάνιση κόμβων σε οποιοδήποτε τροχιακό αυξάνει την ενέργεια του ηλεκτρονίου που καταλαμβάνει αυτό το τροχιακό και όσο περισσότεροι κόμβοι, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια του τροχιακού.

Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι όσο αυξάνεται ο αριθμός των κόμβων, το μήκος κύματος των ηλεκτρονίων γίνεται μικρότερο, δηλ. μεγαλύτερος αριθμός ημιθελήσεων πέφτει στην ίδια περιοχή του χώρου και επομένως αυξάνεται η κινητική του ενέργεια. Δεύτερον, η αύξηση της ενέργειας του τροχιακού 2s σε σύγκριση με το τροχιακό 1s οφείλεται στο γεγονός ότι το τροχιακό 2s εκτείνεται σε απόσταση πιο μακριά από τον πυρήνα και επομένως η δυναμική ενέργεια του ηλεκτρονίου σε αυτό είναι υψηλότερη από ό,τι στο 1s τροχιάς. Παρόμοιες παρατηρήσεις μπορούν να γίνουν σχετικά με τα s-τροχιακά υψηλότερα: κ.λπ.

Εικ.1.2

Τροχιακό s n= 1 δεν έχει κόμβους. Τα τροχιακά με n=2 έχουν έναν κόμβο, με n=3 - δύο κόμβους κ.λπ. Όσον αφορά τη λειτουργία συμμετρίας αναστροφής (το κέντρο της αναστροφής συμπίπτει με το κέντρο του πυρήνα), όλα τα τροχιακά s είναι συμμετρικά, όλα τα τροχιακά s είναι αντισυμμετρικά, όλα τα τροχιακά s είναι συμμετρικά κ.λπ.

Αν n=0, η μόνη τιμή που επιτρέπεται μεγάλο, είναι μηδέν, αλλά αν n = 2, ο κβαντικός αριθμός της τροχιακής γωνιακής ορμής μπορεί να πάρει τις τιμές 0 (2n-τροχία al) ή 1. Εάν n = 1, τα ατομικά τροχιακά ονομάζονται R-ορμπγκαλεϊ. Στο n= 2Και μεγάλο= 1 έχουμε 2p-orbnthal. Διαφέρει από το τροχιακό 2s στο ότι το ηλεκτρόνιο που το καταλαμβάνει έχει τροχιακή γωνιακή ορμή μεγέθους (2) Η γωνιακή ορμή είναι συνέπεια της παρουσίας ενός γωνιακού κόμβου (Εικ. 1.2), ο οποίος, όπως λένε, «εισάγει την καμπυλότητα στο η γωνιακή αλλαγή της κυματικής συνάρτησης» (η μπάλα μετατρέπεται σε αλτήρα). Η παρουσία τροχιακής γωνιακής ορμής έχει ισχυρή επίδραση στο ακτινωτό σχήμα του τροχιακού. Ενώ όλα τα 5-τροχιακά στον πυρήνα έχουν μη μηδενική τιμή, δεν υπάρχουν τροχιακά 1s εκεί. Αυτό μπορεί να θεωρηθεί ως το ηλεκτρόνιο που απορρίπτεται από τον πυρήνα λόγω της τροχιακής γωνιακής ορμής. Η δύναμη της έλξης του Κουλόμπ ενός ηλεκτρονίου προς τον πυρήνα είναι ανάλογη του 1/r όπου r είναι η απόσταση από τον πυρήνα και η φυγόκεντρη δύναμη που απωθεί τα ηλεκτρόνια από τον πυρήνα είναι ανάλογη του r 3 (3 είναι γωνιακή ορμή). Επομένως, εάν η γωνιακή ορμή είναι <0, σε πολύ μικρό r η φυγόκεντρος δύναμη υπερβαίνει τη δύναμη Coulomb. Αυτό το φυγόκεντρο φαινόμενο εκδηλώνεται επίσης σε ΑΟ με μεγάλο=2, τα οποία ονομάζονται τροχιακά 1s, μεγάλο=3 (s-τροχιακά) και υψηλότερα τροχιακά (Ј-, /? -, y-τροχιακά). Όλες αυτές οι τροχιές, λόγω του γεγονότος ότι /^0, έχουν μηδενικό πλάτος στον πυρήνα και, επομένως, η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίων εκεί είναι μηδέν.

U 2/? - orbntali δεν υπάρχει ακτινωτός κόμβος, αλλά 3/? - το τροχιακό το έχει. Σκίτσα των κατώτερων ατομικών τροχιών των στενών, που απεικονίζουν τις ιδιότητες και τη συμμετρία του ΑΟ (αλλά όχι την πιθανολογική κατανομή του ηλεκτρονίου εντός του τροχιακού, όπως στο Σχ. 1.1), φαίνονται στο Σχ. 1.2 όπου η κυματική συνάρτηση έχει διαφορετικά πρόσημα. Δεδομένου ότι η επιλογή του πρόσημου είναι αυθαίρετη, δεν έχει σημασία αν συσχετίσουμε τις σκοτεινές περιοχές με τις θετικές και τις φωτεινές περιοχές με το αρνητικό πρόσημο της κυματικής συνάρτησης ή το αντίστροφο. Το όριο μεταξύ των φωτεινών και σκοτεινών περιοχών των τροχιακών είναι ένας κόμβος, δηλ. το σημείο όπου η κυματική συνάρτηση είναι μηδέν, ή, με άλλα λόγια, το σημείο όπου η κυματική συνάρτηση αντιστρέφει πρόσημο. Όσο περισσότεροι κόμβοι, τόσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια του ηλεκτρονίου που καταλαμβάνει ένα δεδομένο ΑΟ.

Αφού για τροχιακά l=0, ο κβαντικός αριθμός Τμπορεί να πάρει τις τιμές +1, 0 και - 1. Διάφορες τιμές Ταντιστοιχούν σε τροχιακά με διαφορετικούς προσανατολισμούς τροχιακής γωνιακής ορμής, το p-Orbital με m = 0 έχει μηδενική προβολή γωνιακής ορμής στον άξονα 2 (Εικ. 1.2), και για το λόγο αυτό ονομάζεται R 2 -τροχιάς. Θέα R 2 - orbntali (βλ. Εικ. 1.1 και 1.2) υποδεικνύει ότι η πυκνότητα ηλεκτρονίων "συλλέγεται σε ένα τέλμα" κατά μήκος του άξονα 2. Στην περίπτωση αυτή, υπάρχει ένα οριζόντιο κομβικό επίπεδο που διέρχεται από τον πυρήνα και η πιθανότητα να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο σε αυτό το αεροπλάνο είναι μηδέν. Άλλοι δύο R -τα τροχιακά μπορούν να αναπαρασταθούν με παρόμοιες εικόνες με τον προσανατολισμό των «λεπίδων» κατά μήκος των αξόνων κίννα(βλ. Εικ. 1.1), γι' αυτό ονομάζονται R x και R στο - orbnthals.

Αν /? =3, τότε / μπορεί να πάρει τις τιμές 0, 1 και 2. Αυτό ισχύει για ένα 3^-orbngali, τρία 3/? - orbngals και πέντε 3^-orbngals 3b/-Orbngals είναι πέντε, αφού / = 2 Τμπορεί να λάβει τιμές 2, 1, 0, - 1 και - 2. Όλα Ω- τα τροχιακά έχουν μηδενικό πλάτος κοντά στον πυρήνα. Δεν έχουν ακτινωτούς κόμβους (4σ1 - τα orbnthals έχουν ακτινωτούς κόμβους), αλλά το καθένα έχει δύο κομβικά επίπεδα (βλ. Εικ. 1.2).

Ειπώθηκε παραπάνω ότι η ενέργεια ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο υδρογόνου εξαρτάται από τον κύριο κβαντικό αριθμό του τροχιακού που καταλαμβάνει και δεν εξαρτάται από την τροχιακή του γωνιακή ορμή. Έτσι, σε ένα άτομο υδρογόνου, ένα ηλεκτρόνιο σε ένα τροχιακό 2p έχει την ίδια ενέργεια όπως σε οποιοδήποτε από τα τροχιακά 2p. Εάν διαφορετικά τροχιακά έχουν την ίδια ενέργεια, ονομάζονται εκφυλισμένος. Ο εκφυλισμός του ατόμου του υδρογόνου είναι κάτι εξαιρετικό και εξηγείται στη φυσική από την ειδική μορφή του δυναμικού του Κουλόμπ.

Χημικό στοιχείο- συγκεκριμένος τύπος ατόμου, που ορίζεται με όνομα και σύμβολο και χαρακτηρίζεται από ατομικό αριθμό και σχετική ατομική μάζα.

Στον πίνακα Ο Πίνακας 1 παραθέτει τα κοινά χημικά στοιχεία, τα σύμβολα με τα οποία προσδιορίζονται (προφορά σε αγκύλες), τους σειριακούς αριθμούς, τις σχετικές ατομικές μάζες και τις χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης.

ΜηδένΗ κατάσταση οξείδωσης ενός στοιχείου στις απλές ουσίες του δεν αναφέρεται στον πίνακα.

Όλα τα άτομα του ίδιου στοιχείου έχουν τον ίδιο αριθμό πρωτονίων στον πυρήνα και τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στο κέλυφος. Άρα, σε ένα άτομο ενός στοιχείου υδρογόνοΤο Ν είναι 1 p +στον πυρήνα και την περιφέρεια 1 μι- ; σε άτομο στοιχείου οξυγόνοΤο Ο είναι 8 p +στον πυρήνα και 8 μι- σε ένα κέλυφος? άτομο στοιχείου αλουμίνιοΤο Al περιέχει 13 R+ στον πυρήνα και 13 μι- σε ένα κέλυφος.

Τα άτομα του ίδιου στοιχείου μπορεί να διαφέρουν ως προς τον αριθμό των νετρονίων στον πυρήνα, τέτοια άτομα ονομάζονται ισότοπα. Το στοιχείο λοιπόν υδρογόνο H τρία ισότοπα: υδρογόνο-1 (ειδικό όνομα και σύμβολο protium 1 Η) με 1 p +στον πυρήνα και 1 μι- σε ένα κέλυφος? υδρογόνο-2 (δευτέριο 2 N ή D) με 1 p +και 1 Π 0 στον πυρήνα και 1 μι- σε ένα κέλυφος? υδρογόνο-3 (τρίτιο 3 Ν, ή Τ) με 1 p +και 2 Π 0 στον πυρήνα και 1 μι- σε ένα κέλυφος. Στα σύμβολα 1Η, 2Η και 3Η, ο εκθέτης υποδεικνύει μαζικός αριθμός– το άθροισμα των αριθμών των πρωτονίων και των νετρονίων στον πυρήνα. Άλλα παραδείγματα:

Ηλεκτρονική φόρμουλαένα άτομο οποιουδήποτε χημικού στοιχείου σύμφωνα με τη θέση του στον Περιοδικό Πίνακα Στοιχείων του Mendeleev μπορεί να προσδιοριστεί από τον πίνακα. 2.

Το ηλεκτρονιακό κέλυφος οποιουδήποτε ατόμου χωρίζεται σε επίπεδα ενέργειας(1ο, 2ο, 3ο κ.λπ.), τα επίπεδα χωρίζονται σε υποεπίπεδα(υποδεικνύεται με γράμματα s, p, d, f). Τα υποεπίπεδα αποτελούνται από ατομικά τροχιακά– περιοχές του χώρου όπου είναι πιθανό να κατοικούν ηλεκτρόνια. Τα τροχιακά ορίζονται ως 1s (τροχιακό 1ου επιπέδου s-υποεπιπέδου), 2 μικρό, 2R, 3μικρό, 3p, 3d, 4μικρό... Αριθμός τροχιακών σε υποεπίπεδα:

Η πλήρωση των ατομικών τροχιακών με ηλεκτρόνια συμβαίνει σύμφωνα με τρεις συνθήκες:

1) αρχή της ελάχιστης ενέργειας

Τα ηλεκτρόνια γεμίζουν τα τροχιακά, ξεκινώντας από το υποεπίπεδο με χαμηλότερη ενέργεια.

Η ακολουθία αύξησης της ενέργειας των υποεπίπεδων:

1μικρό < 2ντο < 2Π < 3μικρό < 3Π < 4μικρό ? 3ρε < 4Π < 5μικρό ? 4ρε < 5Π < 6μικρό…

2)κανόνας αποκλεισμού (αρχή Pauli)

Κάθε τροχιακό δεν μπορεί να φιλοξενήσει περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια.

Ένα ηλεκτρόνιο σε ένα τροχιακό ονομάζεται ασύζευκτο, δύο ηλεκτρόνια ονομάζονται ηλεκτρονικό ζεύγος:

3) αρχή της μέγιστης πολλαπλότητας (κανόνας του Hund)

Μέσα σε ένα υποεπίπεδο, τα ηλεκτρόνια γεμίζουν πρώτα όλα τα τροχιακά μέχρι τη μέση και μετά εντελώς.

Κάθε ηλεκτρόνιο έχει το δικό του χαρακτηριστικό - σπιν (συμβατικά αντιπροσωπεύεται από ένα πάνω ή κάτω βέλος). Τα σπιν ηλεκτρονίων αθροίζονται ως διανύσματα το άθροισμα των σπιν ενός δεδομένου αριθμού ηλεκτρονίων σε ένα υποεπίπεδο ανώτατο όριο(πολλαπλότητα):

Πλήρωση επιπέδων, υποεπίπεδων και τροχιακών ατόμων στοιχείων από Η με ηλεκτρόνια (Ζ = 1) μέχρι Κρ (Ζ = 36) φαίνεται στο ενεργειακό διάγραμμα(οι αριθμοί αντιστοιχούν στην ακολουθία πλήρωσης και συμπίπτουν με τους τακτικούς αριθμούς των στοιχείων):

Από τα ολοκληρωμένα ενεργειακά διαγράμματα, ηλεκτρονικοί τύποιάτομα στοιχείων. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων στα τροχιακά ενός δεδομένου υποεπίπεδου υποδεικνύεται στον εκθέτη στα δεξιά του γράμματος (για παράδειγμα, 3 ρεΤο 5 είναι 5 ηλεκτρόνια ανά Ζ ρε-υποεπίπεδο) πρώτα έρχονται τα ηλεκτρόνια του 1ου επιπέδου, μετά το 2ο, 3ο κ.λπ. Οι τύποι μπορεί να είναι πλήρεις και σύντομοι, οι τελευταίοι περιέχουν μέσα σε αγκύλες το σύμβολο του αντίστοιχου ευγενούς αερίου, που μεταφέρει τον τύπο του και, επιπλέον, ξεκινώντας από Zn , γεμάτο εσωτερικό d-υποεπίπεδο. Παραδείγματα:

3 Li = 1s 2 2s 1 = [ 2 He] 2s 1

8 O = 1s 2 2s 2 2p 4= [2 Αυτός] 2s 2 2p 4

13 Al = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1= [10 Ne] 3s 2 3p 1

17 Cl = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5= [10 Ne] 3s 2 3p 5

2O Ca = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4s 2= [18 Ar] 4s 2

21 Sc = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2= [18 Ar] 3d 1 4s 2

25 Mn = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2= [18 Ar] 3d 5 4s 2

26 Fe = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2= [18 Ar] 3d 6 4s 2

3O Zn = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2= [18 Ar, 3d 10] 4s 2

33 As = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3= [18 Ar, 3d 10] 4s 2 4p 3

36 Kr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6= [18 Ar, 3d 10] 4s 2 4p 6

Τα ηλεκτρόνια που τοποθετούνται έξω από τις αγκύλες ονομάζονται σθένος.Είναι αυτοί που συμμετέχουν στο σχηματισμό χημικών δεσμών.

Οι εξαιρέσεις είναι:

24 Cr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1= [18 Ar] Зd 5 4s 1(όχι 3d 4 4s 2!),

29 Cu = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1= [18 Ar] 3d 10 4s 1(όχι 3d 9 4s 2!).

1. Τίτλος, άσχετοστα ισότοπα υδρογόνου, είναι

1) δευτέριο

2) οξώνιο

2. Ο τύπος για τα υποεπίπεδα σθένους ενός ατόμου μετάλλου είναι

3. Ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στη θεμελιώδη κατάσταση ενός ατόμου σιδήρου είναι

4. Στη διεγερμένη κατάσταση ενός ατόμου αλουμινίου, ο αριθμός των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων είναι ίσος με

5. Ηλεκτρονικός τύπος 3d 9 4s 0 αντιστοιχεί στο κατιόν

6. Ο ηλεκτρονικός τύπος του ανιόντος E 2- 3s 2 3p 6 αντιστοιχεί στο στοιχείο

7. Ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων στο κατιόν Mg 2+ και στο ανιόν F είναι ίσος με

Όταν συζητάμε τις χημικές ιδιότητες των ατόμων και των μορίων - δομή και αντιδραστικότητα - μια ιδέα της χωρικής μορφής των ατομικών τροχιακών μπορεί να βοηθήσει πολύ στην ποιοτική επίλυση ενός συγκεκριμένου ζητήματος. Στη γενική περίπτωση, τα AOs γράφονται σε μιγαδική μορφή, αλλά χρησιμοποιώντας γραμμικούς συνδυασμούς μιγαδικών συναρτήσεων που σχετίζονται με το ίδιο ενεργειακό επίπεδο με τον κύριο κβαντικό αριθμό Πκαι με την ίδια τιμή της τροχιακής ορμής /, είναι δυνατό να ληφθούν εκφράσεις σε πραγματική μορφή που μπορούν να απεικονιστούν στον πραγματικό χώρο.

Ας εξετάσουμε διαδοχικά μια σειρά από AO στο άτομο υδρογόνου.

Η κυματική συνάρτηση της θεμελιώδους κατάστασης 4^ φαίνεται πιο απλή. Έχει σφαιρική συμμετρία

Η τιμή του a καθορίζεται από την έκφραση όπου η τιμή

που ονομάζεται Ακτίνα Μπορ.Η ακτίνα Bohr υποδεικνύει τα χαρακτηριστικά μεγέθη των ατόμων. Η τιμή του 1/oc καθορίζει την κλίμακα της χαρακτηριστικής διάσπασης των συναρτήσεων σε άτομα ενός ηλεκτρονίου

Από το (EVL) είναι σαφές ότι το μέγεθος των ατόμων ενός ηλεκτρονίου συρρικνώνεται καθώς το πυρηνικό φορτίο αυξάνεται αντιστρόφως προς την τιμή του Z. Για παράδειγμα, στο άτομο He + η κυματική συνάρτηση θα μειωθεί δύο φορές πιο γρήγορα από ό,τι σε ένα υδρογόνο άτομο με χαρακτηριστική απόσταση 0,265 Α.

Η εξάρτηση του *F ls από την απόσταση φαίνεται στο Σχ. 3.3. Το μέγιστο της συνάρτησης *Fj είναι μηδέν. Η εύρεση ενός ηλεκτρονίου μέσα σε έναν πυρήνα δεν πρέπει να προκαλεί έκπληξη, καθώς ο πυρήνας δεν μπορεί να φανταστεί ως μια αδιαπέραστη σφαίρα.

Η μέγιστη πιθανότητα ανίχνευσης ηλεκτρονίου σε κάποια απόσταση από τον πυρήνα στη θεμελιώδη κατάσταση ενός ατόμου υδρογόνου εμφανίζεται σε r = a 0 = 0,529 A. Αυτή η τιμή μπορεί να βρεθεί ως εξής. Πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου σε μικρό όγκο Α Vίσο με |*P| 2 ΔΥ. Ενταση ΗΧΟΥ AVυποθέτουμε τόσο μικρή που η τιμή της κυματικής συνάρτησης μπορεί να θεωρηθεί σταθερή μέσα σε αυτόν τον μικρό όγκο. Μας ενδιαφέρει η πιθανότητα να βρούμε ένα ηλεκτρόνιο σε απόσταση σολαπό τον πυρήνα σε ένα λεπτό στρώμα πάχους Α ΣΟΛ.Δεδομένου ότι η πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου σε απόσταση σολδεν εξαρτάται από την κατεύθυνση και η συγκεκριμένη κατεύθυνση δεν μας ενδιαφέρει, τότε πρέπει να βρούμε την πιθανότητα ένα ηλεκτρόνιο να παραμείνει σε ένα πολύ λεπτό σφαιρικό στρώμα πάχους Α ΣΟΛ.Δεδομένου ότι η τιμή | V F| Το 2 είναι εύκολο να υπολογιστεί, χρειαζόμαστε

Ρύζι. 3.3. Εξάρτηση *F 1s από την απόσταση. Οι τιμές της συνάρτησης κανονικοποιούνται στην τιμή της στο r = O

Ρύζι. 3.4.Σχέδιο για τον υπολογισμό του όγκου ενός σφαιρικού στρώματος

βρείτε τον όγκο του σφαιρικού στρώματος, τον οποίο συμβολίζουμε με Α Κ. Είναι ίσος με τη διαφορά των όγκων δύο σφαιρών με ακτίνες σολΚαι g + Ar(Εικ. 3.4):

Αφού ο Α σολλίγο σε σύγκριση με ΣΟΛ,τότε κατά τον υπολογισμό της τιμής (g +Αρ) 3 μπορούμε να περιοριστούμε στους δύο πρώτους όρους. Στη συνέχεια για τον όγκο του σφαιρικού στρώματος λαμβάνουμε

Η τελευταία έκφραση μπορεί να ληφθεί με απλούστερο τρόπο. Αφού ο Α σολλίγο σε σύγκριση με ΣΟΛ,τότε ο όγκος του σφαιρικού στρώματος μπορεί να ληφθεί ίσος με το γινόμενο της επιφάνειας του σφαιρικού στρώματος και του πάχους του (βλ. Εικ. 3.4). Η περιοχή της σφαίρας είναι 4 κιλά 2,και πάχος Α ΣΟΛ.Το γινόμενο αυτών των δύο μεγεθών δίνει την ίδια έκφραση (3.11).

Η πιθανότητα λοιπόν Wβρείτε το ηλεκτρόνιο σε αυτό το στρώμα είναι ίσο με

Η έκφραση για *P ls λαμβάνεται από το Παράρτημα 3.1. Αν λάβουμε υπόψη την τιμή του Α σολσταθερά, τότε το μέγιστο της μειωμένης συνάρτησης παρατηρείται στο σολ = ένα 0.

Αν θέλετε να μάθετε ποια είναι η πιθανότητα Wανίχνευση ηλεκτρονίων σε όγκο V,τότε είναι απαραίτητο να ενσωματωθεί η πυκνότητα πιθανότητας ανίχνευσης ενός ηλεκτρονίου σε αυτήν την περιοχή του χώρου σύμφωνα με την έκφραση (3.6).

Για παράδειγμα, ποια είναι η πιθανότητα ανίχνευσης ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο υδρογόνου σε μια σφαιρική περιοχή του χώρου με κέντρο στον πυρήνα και με ακτίνα x 0. Επειτα

Εδώ η τιμή δ Vκατά τους υπολογισμούς αντικαταστάθηκε από 4 κιλά 1 δρκατ' αναλογία με το (3.11), δεδομένου ότι η συνάρτηση κύματος εξαρτάται μόνο από την απόσταση και επομένως δεν υπάρχει ανάγκη ολοκλήρωσης πάνω από γωνίες λόγω της απουσίας γωνιακής εξάρτησης της ολοκληρωμένης συνάρτησης.

Μια ποιοτική ιδέα της κατανομής της κυματικής συνάρτησης στο διάστημα δίνεται από την εικόνα των ατομικών τροχιακών με τη μορφή νεφών και όσο πιο έντονο είναι το χρώμα, τόσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της συνάρτησης Η". Το τροχιακό θα μοιάζει με αυτό (Εικ. 3.5):

Ρύζι. 3.5.

Τροχιάς 2p z Βη μορφή ενός σύννεφου φαίνεται στο Σχ. 3.6.

Ρύζι. 3.6.Εικόνα του τροχιακού 2p g ενός ατόμου υδρογόνου σε μορφή νέφους

Με παρόμοιο τρόπο, η κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων θα μοιάζει με ένα σύννεφο, το οποίο μπορεί να βρεθεί πολλαπλασιάζοντας την πυκνότητα πιθανότητας I"Fj 2 με το φορτίο ηλεκτρονίων. Σε αυτήν την περίπτωση, μερικές φορές μιλούν για κηλίδωση ηλεκτρονίων. Ωστόσο, αυτό σε καμία περίπτωση σημαίνει ότι έχουμε να κάνουμε με κηλίδωση ηλεκτρονίων σε όλο το διάστημα - δεν συμβαίνει πραγματική κηλίδωση του ηλεκτρονίου σε όλο το διάστημα, και επομένως το άτομο υδρογόνου δεν μπορεί να αναπαρασταθεί ως ένας πυρήνας βυθισμένος σε ένα πραγματικό νέφος αρνητικού φορτίου.

Ωστόσο, τέτοιες εικόνες με τη μορφή σύννεφων χρησιμοποιούνται σπάνια και πολύ πιο συχνά χρησιμοποιούνται γραμμές για να δημιουργήσουν μια ιδέα της γωνιακής εξάρτησης των συναρτήσεων H". Για να το κάνετε αυτό, υπολογίστε τις τιμές των Το H" λειτουργεί σε μια σφαίρα που σχεδιάζεται σε μια ορισμένη απόσταση από τον πυρήνα. Στη συνέχεια, οι υπολογισμένες τιμές σχεδιάζονται στις ακτίνες, υποδεικνύοντας το πρόσημο των συναρτήσεων Ch" για το πιο κατατοπιστικό επίπεδο τμήμα για μια δεδομένη συνάρτηση Ch". Για παράδειγμα, η τροχιακή είναι συνήθως απεικονίζεται ως κύκλος (Εικ. 3.7).

Ρύζι.

Στο Σχ. 3.8 2/> Το r-τροχιακό είναι χτισμένο σε μια σφαίρα κάποιας ακτίνας. Για να αποκτήσετε μια χωρική εικόνα, είναι απαραίτητο να περιστρέψετε το σχήμα σε σχέση με τον άξονα z. Ο δείκτης "z" όταν γράφετε μια συνάρτηση υποδεικνύει τον προσανατολισμό της συνάρτησης κατά μήκος του άξονα "z". Τα πρόσημα «+» και «-» αντιστοιχούν στα πρόσημα των συναρτήσεων H. Οι τιμές της συνάρτησης 2/?z είναι θετικές στην περιοχή του χώρου όπου η συντεταγμένη ^ είναι θετική και αρνητική στην η περιοχή όπου η ^-συντεταγμένη είναι αρνητική.

Ρύζι. 3.8.Μορφή 2p z-τροχιακά. Χτισμένο σε μια σφαίρα κάποιας ακτίνας

Η κατάσταση είναι παρόμοια στην περίπτωση των υπόλοιπων / τροχιακών. Για παράδειγμα, 2/? Το τροχιακό x είναι προσανατολισμένο κατά μήκος του άξονα x και είναι θετικό σε εκείνο το μέρος του χώρου όπου η συντεταγμένη x είναι θετική και οι τιμές του είναι αρνητικές όπου οι τιμές των συντεταγμένων x είναι αρνητικές (Εικ. 3.9).

Η εικόνα των κυματοσυναρτήσεων που υποδεικνύουν το πρόσημο είναι σημαντική για μια ποιοτική περιγραφή της αντιδραστικότητας των χημικών ενώσεων, και επομένως εικόνες όπως αυτές που φαίνονται στο Σχ. 3.9 βρίσκονται πιο συχνά στη χημική βιβλιογραφία.

Ας εξετάσουμε τώρα τα d-τροχιακά (Εικ. 3.10). Τροχιακά dxy, dxz, dyz,φαίνονται ισοδύναμα. Ο προσανατολισμός και τα πρόσημά τους καθορίζονται από δείκτες: ευρετήριο xyδείχνει

Ρύζι. 3.9.Μορφή 2p x -τροχιακά. Χτισμένο σε μια σφαίρα κάποιας ακτίνας

ότι το τροχιακό είναι προσανατολισμένο σε γωνίες 45° ως προς το x και τους άξονες στοκαι ότι το πρόσημο της συνάρτησης Υ είναι θετικό όπου το γινόμενο των δεικτών x και στοθετικώς.

Ρύζι. 3.10.

Η κατάσταση είναι παρόμοια με τα υπόλοιπα ^/-τροχιακά. Η εικόνα των τροχιακών ^/- που φαίνεται στο Σχ. 3.10, απαντάται συχνότερα στη βιβλιογραφία. Μπορεί να φανεί ότι τα τροχιακά d , d x2 _ y2 , d z2 δεν είναι ισοδύναμα. Μόνο τα τροχιακά είναι ισοδύναμα δ , δ χζ , δ υζ .Εάν είναι απαραίτητο να χρησιμοποιηθούν πέντε ισοδύναμα ^/-τροχιακά για την περιγραφή της δομής ενός μορίου, τότε μπορούν να κατασκευαστούν χρησιμοποιώντας γραμμικούς συνδυασμούς τροχιακών.