للإلكترون طبيعة مزدوجة: في تجارب مختلفة يمكنه إظهار خصائص الجسيم والموجة. خصائص الإلكترون كجسيم: الكتلة، الشحنة؛ خصائص الموجة - في خصائص الحركة والتداخل والحيود.

حركة الإلكترون تخضع للقوانين ميكانيكا الكم .

الخصائص الرئيسية التي تحدد حركة الإلكترون حول النواة: الطاقة والسمات المكانية للمدار المقابل.

عند التفاعل (التداخل) المدارات الذرية(هيئة الأوراق المالية ) تتشكل تنتمي إلى ذرتين أو أكثر المدارات الجزيئية(شهر).

تمتلئ المدارات الجزيئية بالإلكترونات المشتركة وتنفذ الرابطة التساهمية.

قبل تكوين المدارات الجزيئية، قد يكون هناك تهجين المدارات الذرية لذرة واحدة.

التهجين –تغيير شكل بعض المدارات أثناء تكوين الرابطة التساهمية لتداخلها بشكل أكثر فعالية. يتم تشكيل الهجينة متطابقة هيئة الأوراق الماليةالذين يشاركون في التعليم شهر، تداخل المدارات الذرية للذرات الأخرى. التهجين ممكن فقط للذرات التي تشكل روابط كيميائية، ولكن ليس للذرات الحرة.

الهيدروكربونات

الأسئلة الرئيسية:

الهيدروكربونات. تصنيف. التسميات.
بناء. ملكيات.
تطبيق الهيدروكربونات.

الهيدروكربونات- فصل المركبات العضويةوالتي تتكون من عنصرين: الكربون والهيدروجين.

حدد الايزومرات والمتجانسات:

تسمية الألكانات:

____________________________________________

__________________________________________

Ä تفاعل النترات (رد فعل كونوفالوف، 1889) هو تفاعل استبدال الهيدروجين مع مجموعة نيترو.

شروط: 13% HNO 3، t = 130 – 140 0 C، P = 15 – 10 5 Pa. على المستوى الصناعي، يتم إجراء نترتة الألكانات في الطور الغازي عند 150 - 170 درجة مئوية مع أكسيد النيتروجين (IV) أو بخار حمض النيتريك.

CH 4 + H O – NO 2 → CH 3 – NO 2 + H 2 O

نيتروميثان

@ حل المهام:

1. ينعكس تكوين الألكانات بالصيغة العامة:

أ) C ن H 2 ن +2; ب) ج ن ح 2 ن -2; ج) ج ن ح 2 ن; د) C ن H 2 ن -6 .

2. ما هي الكواشف التي يمكن أن تتفاعل معها الألكانات:

أ)ر 2 (الحل)؛ ب)ر 2، ر 0؛ الخامس)ح 2 سو 4؛ ز) HNO 3 (مخفف)، ر 0؛ د) كمنو 4 ; ه) يخدع؟

الإجابات: 1) الكواشف أ، ب، د، د; 2) الكواشف ب، ج، و;

3) الكواشف ب، د; 4) الكواشف ب، د، د، و.

إنشاء تطابق بين نوع التفاعل ومخطط التفاعل (المعادلة):

أشر إلى المادة التي تتشكل أثناء الكلورة الكاملة للميثان:

أ) ثلاثي كلورو الميثان؛ ب) رابع كلوريد الكربون. ج) ثنائي كلورو ميثان. د) رباعي كلورو الإيثان.

حدد المنتج الأكثر احتمالاً للبروم الأحادي لـ 2،2،3-ثلاثي ميثيل البيوتان:

أ) 2-برومو-2،3،3-تريميثيلبوتان؛ ب) 1-برومو-2،2،3-ثلاثي ميثيل البيوتان؛

ج) 1-برومو-2،3،3-ثلاثي ميثيل البيوتان؛ د) 2-برومو-2،2،3-ثلاثي ميثيل البيوتان.

اكتب معادلة التفاعل.

رد فعل ويرتز – تأثير الصوديوم المعدني على مشتقات الهالوجين من الهيدروكربونات. عندما يتفاعل مشتقان مختلفان من الهالوجين، يتكون خليط من الهيدروكربونات، يمكن فصله بالتقطير.

CH 3 أنا + 2 نا + CH 3 أنا → C 2 ح 6 + 2 ناي

@ حل المهام:

1. وضح اسم الهيدروكربون الذي يتكون عند تسخين البروموإيثان مع معدن الصوديوم:

أ) البروبان. ب) البوتان. ج) البنتان. د) الهكسان. ه) الهيبتان.

اكتب معادلة التفاعل.

ما هي الهيدروكربونات التي تتشكل عندما يؤثر الصوديوم المعدني على الخليط:

أ) يودوميثان و1-برومو-2-ميثيل بروبان؛ ب) 2-بروموبروبان و2-بروموبوتان؟

الألكانات الحلقية

1. للدورات الصغيرة (ج3 – ج4) مميزة تفاعلات الإضافة الهيدروجين والهالوجينات وهاليدات الهيدروجين. ردود الفعل مصحوبة بافتتاح الدورة.

2. لدورات أخرى (من 5 فما فوق) نموذجي ردود الفعل الاستبدال.

الهيدروكربونات غير المشبعة(غير مشبعة):

الألكينات (الأوليفينات، الهيدروكربونات غير المشبعة ذات الرابطة المزدوجة، هيدروكربونات الإيثيلين): بناء:س 2 - التهجين، الترتيب المستوي للمدارات (المربع المسطح). ردود الفعل:الإضافة (الهدرجة، الهلجنة، الهلجنة الهيدروجينية، البلمرة)، الاستبدال (غير نموذجي)، الأكسدة (الاحتراق، KMnO 4)، التحلل (بدون وصول الأكسجين).

@ حل المهام:

ما هو تهجين ذرات الكربون في جزيء الألكين:

أ) 1 و 4 - س 2، 2 و 3 - س 3؛ ب) 1 و 4 - س 3، 2 و 3 - س 2؛

ج) 1 و 4 - س 3، 2 و 3 - س؛ د) 1 و 4 – غير مهجن، 2 و 3 – س 2 .

2. قم بتسمية الألكين:

قم بإعداد معادلات التفاعل باستخدام 1-بيوتين كمثال، ثم قم بتسمية المنتجات الناتجة.

4. في مخطط التحويل أدناه، يتكون الإيثيلين في التفاعل:

أ) 1 و 2؛ ب) 1 و 3؛ ج) 2 و 3؛

د) لا يتشكل الإيثيلين في أي تفاعل.

ما هو رد الفعل الذي يتعارض مع قاعدة ماركوفنيكوف:

أ) CH 3 - CH = CH 2 + HBr →؛ ب) CH 3 - CH = CH 2 + H 2 O →؛؛

ج) CH 3 - CH = CH - CH 2 + HCI →؛ د) CCI 3 - CH = CH 2 + HCI →؟

þ دينيس مع الروابط المترافقة:الهدرجة 1,3-بوتادين – 2-بيوتين يتكون (1,4-إضافة):

þ الهدرجة 1,3-بوتادين في وجود محفز Ni-بيوتان:

þ الهلجنة 1,3-بوتادين – 1,4-إضافة (1,4- ثنائي برومو-2-بوتين):

þ بلمرة الديينات:

بولينيس(الهيدروكربونات غير المشبعة مع العديد من الروابط المزدوجة) هي الهيدروكربونات التي تحتوي جزيئاتها على ثلاث روابط مزدوجة على الأقل.

تحضير الدين:

Ø تأثير المحلول الكحولي للقلويات:

Ø طريقة ليبيديف (تخليق الديفينيل):

Ø الجفاف من الجليكول (الكانديول):

الألكينات (هيدروكربونات الأسيتيلين، الهيدروكربونات ذات الرابطة الثلاثية الواحدة): بناء: sp التهجين، الترتيب الخطي للمدارات. ردود الفعل:الإضافة (الهدرجة، الهلجنة، الهلجنة الهيدروجينية، البلمرة)، الاستبدال (تكوين الأملاح)، الأكسدة (الاحتراق، KMnO 4)، التحلل (بدون وصول الأكسجين).	5-ميثيلهيكسين-2 1-بنتين. 3-ميثيلبوتين-1
	1. ما هي الهيدروكربونات المقابلة صيغة عامة C n H 2n-2: أ) الأسيتيلين، ديين؛
ب) الإيثيلين، ديين؛
ج) الألكانات الحلقية، الألكينات؛ د) الأسيتيلين العطرية؟ 2. الرابطة الثلاثية هي مزيج من: أ) روابط ثلاثية؛
ج) الألكانات الحلقية، الألكينات؛ ب) رابطة σ واحدة ورابطتان π؛ج) رابطتان σ ورابطة π واحدة؛ د) ثلاث روابط π. ).
ج) الألكانات الحلقية، الألكينات؛ 3. قم بإنشاء صيغة 3-ميثيلبنتين -3.
أنا. تفاعلات الإضافة ضد
ج) الألكانات الحلقية، الألكينات؛ الهدرجةيحدث خلال مرحلة تكوين الألكينات:
إضافة الهالوجينات
يحدث بشكل أسوأ مما هو عليه في الألكينات: الألكينات تغير لون ماء البروم (
ð رد فعل نوعيإضافة هاليدات الهيدروجين:
ð يتم تحديد منتجات الإضافة إلى الألكينات غير المتماثلة:

قاعدة ماركوفنيكوف:إضافة الماء (الترطيب)	– رد فعل م.ج.كوتشيروف، ١٨٨١. بالنسبة لمتجانسات الأسيتيلين، فإن ناتج إضافة الماء هو الكيتون:
ثالثا. تكوين الأملاح (خصائص الحمض) – تفاعلات الاستبدال
التفاعل مع المعادن النشطة: تستخدم الأسيتيلينيدات في تصنيع المتماثلات. تفاعل الألكينات مع محاليل الأمونيا من أكسيد الفضة أو كلوريد النحاس (I).):	رد الفعل النوعي على الرابطة الثلاثية النهائية - تكوين راسب أبيض رمادي من أسيتيليد الفضة أو أسيتيليد النحاس الأحمر البني (I):.

HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCIلا يحدث أي رد فعل

رابعا. تفاعلات الأكسدة

أكسدة خفيفة

ومع ذلك، فإن معظم علماء الفيزياء لم يشاركوا معتقدات E. Schrödinger - لم يكن هناك دليل على وجود الإلكترون باعتباره "سحابة مشحونة سلبا". أثبت ماكس بورن التفسير الاحتمالي لمربع الدالة الموجية. في عام 1950، E. شرودنغر، في المقال "ما هو الجسيمات الأولية؟ أنا مجبر على الاتفاق مع حجج م. بورن، الذي حصل على الجائزة جائزة نوبلفي الفيزياء بعبارة "من أجل البحوث الأساسيةفي مجال ميكانيكا الكم، وخاصة في التفسير الإحصائي للدالة الموجية."

الأعداد الكمومية والتسميات المدارية

توزيع الكثافة الاحتمالية الشعاعية للمدارات الذرية في مختلف نو ل.

عدد الكم الرئيسي نيمكن أن تقبل أي عدد صحيح القيم الإيجابيةابتداء من واحد ( ن= 1,2,3, … ∞) ويحدد إجمالي طاقة الإلكترون في مدار معين (مستوى الطاقة):

الطاقة ل ن= ∞ يتوافق مع طاقة التأين أحادية الإلكترون لمستوى طاقة معين.

يحدد رقم الكم المداري (ويسمى أيضًا رقم السمت أو الكم التكميلي) الزخم الزاوي للإلكترون ويمكن أن يأخذ قيمًا صحيحة من 0 إلى ن - 1 (ل = 0,1, …, ن- 1). يتم إعطاء الزخم الزاوي من خلال العلاقة

تتم تسمية المدارات الذرية عادةً بحرف رقمها المداري:

تأتي تسميات الحروف للمدارات الذرية من وصف الخطوط الطيفية في الأطياف الذرية: ق (حاد) - سلسلة حادة في الأطياف الذرية، ص (رئيسي) - رئيسي، د (منتشر) - منتشر، و (أساسي) - أساسي.

عدد الكم المغناطيسي م ليحدد إسقاط الزخم الزاوي المداري على الاتجاه المجال المغنطيسيويمكن أن تأخذ قيمًا صحيحة تتراوح من - لل ل، بما في ذلك 0 ( م ل = -ل … 0 … ل):

في الأدبيات، يُشار إلى المدارات بمزيج من الأرقام الكمومية، حيث يُشار إلى رقم الكم الرئيسي برقم، ورقم الكم المداري بالحرف المقابل (انظر الجدول أدناه) ورقم الكم المغناطيسي بتعبير منخفض يوضح إسقاط المداري على المحاور الديكارتية x، y، z، على سبيل المثال 2 ع س, 3d س ص, 4f ض(x²-y²). بالنسبة لمدارات غلاف الإلكترون الخارجي، أي في حالة وصف إلكترونات التكافؤ، عادة ما يتم حذف رقم الكم الرئيسي في التدوين المداري.

التمثيل الهندسي

التمثيل الهندسي للمدار الذري - منطقة من الفضاء يحدها سطح كثافة متساوية(سطح التوازن) الاحتمالية أو الشحنة. يتم اختيار كثافة الاحتمال على السطح الحدودي بناءً على المشكلة التي يتم حلها، ولكن عادةً بطريقة يكون فيها احتمال العثور على إلكترون في منطقة محدودة في نطاق القيم 0.9-0.99.

بما أن طاقة الإلكترون يتم تحديدها بواسطة تفاعل كولوم، وبالتالي المسافة من النواة، فإن رقم الكم الرئيسي نيحدد حجم المداري.

يتم تحديد شكل وتماثل المداري بواسطة أرقام الكم المدارية لو HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCI: ق- المدارات متناظرة كرويا، ص, دو و- المدارات لديها المزيد شكل معقد، تحددها الأجزاء الزاوية من الدالة الموجية - الوظائف الزاوية. الدوال الزاوية Y lm (φ, θ) - الوظائف الذاتية لمشغل الزخم الزاوي المربع L²، اعتمادًا على أرقام الكم لو HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCI(انظر الدوال الكروية)، معقدة وتصف في الإحداثيات الكروية (φ، θ) الاعتماد الزاوي لاحتمال العثور على إلكترون في المجال المركزي للذرة. يحدد الجمع الخطي لهذه الوظائف موقع المدارات بالنسبة إلى محاور الإحداثيات الديكارتية.

بالنسبة للتركيبات الخطية Y lm يتم قبول الرموز التالية:

قيمة عدد الكم المداري	0	1	2
قيمة عدد الكم المغناطيسي	0	0	0
مزيج خطي
تعيين

هناك عامل إضافي يؤخذ في الاعتبار أحيانًا في التمثيل الهندسي وهو إشارة الدالة الموجية (الطور). هذا العامل مهم بالنسبة للمدارات ذات العدد الكمي المداري ل، يختلف عن الصفر، أي أنه ليس له تماثل كروي: علامة الدالة الموجية لـ "بتلاتها" الموجودة على جوانب متقابلة من المستوى العقدي تكون عكسية. يتم أخذ علامة الدالة الموجية في الاعتبار في الطريقة المدارية الجزيئية MO LCAO (المدارات الجزيئية كمجموعة خطية من المدارات الذرية). يعرف العلم اليوم معادلات رياضية تصف الأشكال الهندسيةتمثل المدارات (اعتمادًا على إحداثيات الإلكترون مقابل الوقت). هذه هي المعادلات الاهتزازات التوافقيةيعكس دوران الجزيئات في جميع درجات الحرية المتاحة - الدوران المداري، والدوران،... ويتم تمثيل تهجين المدارات كتداخل للاهتزازات.

ملء المدارات بالإلكترونات والتكوين الإلكتروني للذرة

يمكن أن يحتوي كل مدار على ما لا يزيد عن إلكترونين، ويختلفان في قيمة العدد الكمي المغزلي ق(خلف). يتم تحديد هذا الحظر بمبدأ باولي. ترتيب ملء المدارات من نفس المستوى بالإلكترونات (المدارات التي لها نفس قيمة عدد الكم الرئيسي) ن) يتم تحديده بواسطة قاعدة كليتشكوفسكي، ترتيب ملء المدارات بالإلكترونات ضمن مستوى فرعي واحد (المدارات ذات نفس القيمعدد الكم الرئيسي نوعدد الكم المداري ل) يتم تحديده بواسطة قاعدة هوند.

دخول مختصرتوزيع الإلكترونات في الذرة على الأغلفة الإلكترونية المختلفة للذرة، مع الأخذ في الاعتبار أعدادها الكمية الرئيسية والمدارية نو لمُسَمًّى

المدارات

ويظهر الفحص الدقيق للأطياف الذرية أن الخطوط "السميكة" الناتجة عن التحولات بين مستويات الطاقة تنقسم في الواقع إلى خطوط أرق. وهذا يعني أن الأغلفة الإلكترونية تنقسم فعليًا إلى أغلفه فرعية. يتم تحديد المستويات الفرعية الإلكترونية بواسطة أنواع الخطوط المقابلة لها في الأطياف الذرية:

ق-القشرة الفرعية سُميت نسبة إلى "الحادة" ق-خطوط - حاد;
ص-القشرة الفرعية تحمل اسم "الرئيسية" ص-خطوط - رئيسي;
د-تم تسمية القشرة الفرعية باسم "منتشر" د-خطوط - منتشر;
و-تم تسمية القشرة الفرعية على اسم "الأساسية" و-خطوط - أساسي.

تتعرض الخطوط الناتجة عن التحولات بين هذه الأغلفة الفرعية إلى مزيد من الانقسام إذا تم وضع ذرات العناصر في مجال مغناطيسي خارجي. ويسمى هذا الانقسام تأثير زيمان. وقد ثبت ذلك تجريبيا ق- الخط لا ينقسم، ص- الخط ينقسم إلى 3 د-الخط - عند 5، و-الخط - في 7.
وفقًا لمبدأ عدم اليقين لهايزنبرج، لا يمكن تحديد موضع الإلكترون وزخمه بدقة مطلقة في وقت واحد. ومع ذلك، على الرغم من استحالة ذلك تعريف دقيقموضع الإلكترون، يمكنك الإشارة إلى احتمال العثور على إلكترون في موضع معين في أي وقت. هناك نتيجتان مهمتان تتبعان مبدأ عدم اليقين لهايزنبرج.
1. حركة الإلكترون في الذرة هي حركة بدون مسار. بدلاً من المسار، تم تقديم مفهوم آخر في ميكانيكا الكم - احتمالوجود إلكترون في جزء معين من حجم الذرة، وهو ما يرتبط بكثافة الإلكترون عند اعتبار الإلكترون سحابة إلكترونية.
2. لا يمكن للإلكترون أن يسقط على النواة. ولم تفسر نظرية بور هذه الظاهرة. ميكانيكا الكموقدم تفسيرا لهذه الظاهرة. إن زيادة درجة اليقين لإحداثيات الإلكترون عند سقوطه على النواة من شأنه أن يسبب زيادة حادة في طاقة الإلكترون إلى 1011 كيلوجول/مول أو أكثر. والإلكترون الذي يحمل مثل هذه الطاقة، بدلا من أن يسقط على النواة، عليه أن يغادر الذرة. ويترتب على ذلك أن القوة ضرورية ليس لمنع الإلكترون من السقوط على النواة، ولكن "لإجبار" الإلكترون على البقاء داخل الذرة.
تسمى الدالة التي تعتمد على إحداثيات الإلكترون والتي من خلالها يتم تحديد احتمال وجوده في نقطة معينة في الفضاء مداري. لا ينبغي ربط مفهوم "المدار" بمفهوم "المدار" المستخدم في نظرية بور. في نظرية بور، يُفهم المدار على أنه مسار (مسار) حركة الإلكترون حول النواة.
من المعتاد في كثير من الأحيان اعتبار الإلكترون بمثابة سحابة مشحونة بشحنة سالبة غير واضحة في الفضاء بشحنة إجمالية تساوي شحنة الإلكترون. ومن ثم فإن كثافة هذه السحابة الإلكترونية في أي نقطة في الفضاء تتناسب مع احتمال العثور على إلكترون فيها. يعد نموذج السحابة الإلكترونية مناسبًا جدًا للوصف المرئي لتوزيع كثافة الإلكترون في الفضاء. في نفس الوقت ق- المدار له شكل كروي، ص- المداري - شكل الدمبل، د-مداري - زهرة ذات أربع بتلات أو دمبل مزدوج (الشكل 1.10).

هكذا، ق-الغلاف الفرعي يتكون من واحد ق-المدارات، ص- فرعي - من ثلاثة ص-المدارات، د- قذيفة فرعية - من أصل خمسة د-المدارات، و- فرعي - من سبعة و-المدارات.

تذكرة№1

كيمياء- من أهم وأوسع مجالات العلوم الطبيعية، علم المواد وخواصها وبنيتها وتحولاتها التي تحدث نتيجة التفاعلات الكيميائية، وكذلك القوانين الأساسية التي تخضع لها هذه التحولات. وبما أن جميع المواد تتكون من ذرات، والتي بفضل الروابط الكيميائية، قادرة على تكوين جزيئات، فإن الكيمياء تهتم بشكل أساسي بدراسة التفاعلات بين الذرات والجزيئات التي يتم الحصول عليها نتيجة لهذه التفاعلات. موضوع الكيمياء هو العناصر الكيميائية ومركباتها، وكذلك القوانين التي تحكم مختلفها التفاعلات الكيميائية. هناك الكثير من القواسم المشتركة بين الكيمياء والفيزياء والبيولوجيا، وفي الواقع فإن الحدود بينهما اعتباطية. الكيمياء الحديثة هي واحدة من التخصصات الأكثر شمولاً بين جميع العلوم الطبيعية. تم تعريف الكيمياء كنظام مستقل في القرنين السادس عشر والسابع عشر، بعد عدد من الاكتشافات العلميةالذي أثبت الصورة الميكانيكية للعالم وتطور الصناعة وإنشاء المصانع وظهور المجتمع البرجوازي. ومع ذلك، نظرًا لأن الكيمياء، على عكس الفيزياء، لا يمكن التعبير عنها كميًا، فقد كان هناك جدل حول ما إذا كانت الكيمياء علمًا كميًا وقابلًا للتكرار أو أي نوع آخر من المعرفة. في عام 1661، أنشأ روبرت بويل عمل "الكيميائي المتشكك"، والذي أوضح فيه الفرق في خصائص المواد المختلفة من خلال حقيقة أنها مبنية من جزيئات مختلفة (الكريات)، المسؤولة عن خصائص المادة. أثناء دراسة الاحتراق، قدم فان هيلمونت هذا المفهوم غازفالمادة التي تتكون به اكتشف ثاني أكسيد الكربون. في عام 1672، اكتشف بويل أنه عندما يتم حرق المعادن، تزداد كتلتها، وفسر ذلك من خلال التقاط "جسيمات اللهب الثقيلة". مادة الكيمياء. أحد الأشياء الرئيسية للكيمياء هي المواد التي تشكل جميع الأجسام من حولنا. الجسم هو كل ما له كتلة وحجم. قطرات المطر والصقيع على الفروع والضباب - أجسام تتكون من مادة واحدة - الماء. تسمى الظواهر التي تتكون فيها مواد جديدة من مواد معينة بالكيميائية. الكيمياء تدرس مثل هذه الظواهر. الكيمياء هي علم تحولات المواد. أصبح هذا التعريف كلاسيكيا. تدرس الكيمياء تكوين المواد وبنيتها، وظروف وطرق تحويل بعض المواد إلى مواد أخرى، واعتماد خصائص المواد على تركيبها وبنيتها.

المهمة الرئيسية للكيمياء- تحديد ووصف خصائص المواد التي يمكن من خلالها تحويل بعض المواد إلى مواد أخرى نتيجة لذلك الظواهر الكيميائيةأو التفاعلات الكيميائية. الأسس النظرية الكيمياء غير العضوية- القانون الدوري ونظام العناصر الدوري لمندليف. تدرس الكيمياء غير العضوية الحديثة البنية والخصائص المواد غير العضويةباستخدام ليس فقط المواد الكيميائية، ولكن أيضا الطرق الفيزيائية(على سبيل المثال التحليل الطيفي).

التذكرة رقم 2

وفقًا لمبدأ عدم اليقين لهايزنبرج، لا يمكن تحديد موضع الإلكترون وزخمه بدقة مطلقة في وقت واحد. ومع ذلك، على الرغم من استحالة تحديد موضع الإلكترون بدقة، فمن الممكن الإشارة إلى احتمال وجود الإلكترون في موضع معين في أي وقت معين. تسمى منطقة الفضاء التي يوجد فيها احتمال كبير للعثور على إلكترون بالمدار. لا ينبغي ربط مفهوم "المدار" بمفهوم المدار المستخدم في نظرية بور. في نظرية بور، يشير المدار إلى مسار (مسار) الإلكترون حول النواة. يمكن للإلكترونات أن تشغل أربعة أنواع مختلفة من المدارات،والتي تسمى المدارات S- و p- و d- و f. يمكن تمثيل هذه المدارات بأسطح ثلاثية الأبعاد تحيط بها. وعادة ما يتم اختيار مناطق الفضاء التي يحدها هذه الأسطح بحيث يكون احتمال العثور على إلكترون واحد داخلها 95%. في الشكل. يوضح الشكل 1.18 بشكل تخطيطي شكل المدارات s وp. المدار s كروي والمدار p على شكل دمبل. وبما أن الإلكترون له شحنة سالبة، فيمكن اعتبار مداره بمثابة نوع من توزيع الشحنة. يُسمى هذا التوزيع عادةً بالسحابة الإلكترونية.

معادلة شرودنغر- معادلة تصف التغير في المكان والزمان للحالة النقية المحددة بواسطة الدالة الموجية في أنظمة الكم الهاملتونية. يلعب نفس الشيء في ميكانيكا الكم دور مهممثل معادلة قانون نيوتن الثاني في الميكانيكا الكلاسيكية. يمكن أن يطلق عليها معادلة حركة الجسيم الكمي. تم تثبيته بواسطة إروين شرودنغر في عام 1926. معادلة شرودنجر مخصصة للجسيمات غير المغزلية التي تتحرك بسرعات أقل بكثير من سرعة الضوء. في حالة الجسيمات السريعة والجسيمات ذات الدوران، يتم استخدام تعميماتها.

وظيفة الموجة، أو وظيفة رطل لكل بوصة مربعة- دالة ذات قيمة معقدة تستخدم في ميكانيكا الكم لوصف الحالة النقية للنظام. هو معامل توسع ناقل الحالة على أساس (عادةً ما يكون إحداثيًا):

أين هو ناقل أساس الإحداثيات، وهي الدالة الموجية في تمثيل الإحداثيات. |ψ| 2- احتمال العثور على جسيم في منطقة معينة من الفضاء

دع الدالة الموجية تعطى في الفضاء ذو الأبعاد N، ثم عند كل نقطة بإحداثيات، في لحظة معينةوقت رسوف يبدو . في هذه الحالة، سيتم كتابة معادلة شرودنغر على النحو التالي:

حيث هو ثابت بلانك؛ - كتلة الجسيم، - طاقة الوضع الخارجية للجسيم عند النقطة، - عامل لابلاس (أو لابلاسيان)، أي ما يعادل مربع عامل النابلا

التذكرة رقم 3

المدار الذري- إلكترون واحد وظيفة الموجةبشكل كروي متماثل المجال الكهربائي النواة الذريةيتساءل رئيسي ن,مداري لو مغناطيسي HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCIأرقام الكم.

اسم "المداري" (وليس مدار) يعكس الفكرة الهندسية لـ الدول الثابتة إلكترون V ذرة; يعكس هذا الاسم الخاص حقيقة أن حالة الإلكترون في الذرة موصوفة بالقوانين ميكانيكا الكمومختلفة عن كلاسيكيالحركة على مسارات. مجموعة من المدارات الذرية التي لها نفس قيمة عدد الكم الرئيسي n تشكل واحدًا قذيفة الإلكترون.

أرقام الكموتسميات المدارات

توزيع الكثافة الاحتمالية الشعاعية للمدارات الذرية في مختلف نو ل.

عدد الكم الرئيسي نيمكن أن تأخذ أي قيمة عددية موجبة، بدءًا من واحد ( ن= 1,2,3, … ∞) ويحدد إجمالي طاقة الإلكترون في مدار معين (مستوى الطاقة):

الطاقة ل ن= ∞ يتوافق طاقة التأين أحادية الإلكترونلمستوى طاقة معين .

يحدد رقم الكم المداري (ويسمى أيضًا رقم السمت أو الكم التكميلي) الزخم الزاويالإلكترون ويمكن أن تأخذ القيم الصحيحة من 0 إلى ن - 1 (ل = 0,1, …, ن - 1). دَفعَةفي هذه الحالة يتم إعطاء بواسطة العلاقة

تتم تسمية المدارات الذرية عادةً بحرف رقمها المداري:

عدد الكم المغناطيسي HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCI ليحدد الإسقاط المداري الزخم الزاويفي اتجاه المجال المغناطيسي ويمكن أن تأخذ قيمًا صحيحة في المدى من - لل ل، بما في ذلك 0 ( HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCI ل = -ل … 0 … ل):

التذكرة رقم 4

يمكن أن يحتوي كل مدار على ما لا يزيد عن إلكترونين، ويختلفان في قيمة العدد الكمي المغزلي ق(خلف). يتم تحديد هذا الحظر بمبدأ باولي. ترتيب ملء المدارات من نفس المستوى بالإلكترونات (المدارات التي لها نفس قيمة عدد الكم الرئيسي) ن) يتم تحديدها بواسطة قاعدة كليتشكوفسكي، الترتيب الذي تملأ به الإلكترونات المدارات ضمن مستوى فرعي واحد (المدارات التي لها نفس قيم رقم الكم الرئيسي نوعدد الكم المداري ل) يتم تحديده بواسطة قاعدة هوند.

سجل مختصر لتوزيع الإلكترونات في الذرة على الأغلفة الإلكترونية المختلفة للذرة، مع الأخذ في الاعتبار أعدادها الكمية الرئيسية والمدارية نو ليسمى التكوين الإلكتروني للذرة.

مبدأ باولي(مبدأ الاستبعاد) هو أحد المبادئ الأساسية لميكانيكا الكم، والذي بموجبه لا يمكن لاثنين أو أكثر من الفرميونات المتطابقة أن تكون في نفس الحالة الكمومية في نفس الوقت.

يمكن صياغة مبدأ باولي على النحو التالي: في نظام كمي واحد، يمكن لجسيم واحد فقط أن يكون في حالة كمية معينة، ويجب أن تختلف حالة الآخر برقم كمي واحد على الأقل.

صياغة قاعدة كليتشكوفسكي

وتزداد الطاقة المدارية باستمرار مع زيادة المجموع، وبنفس قيمة هذا المجموع، يكون المدار الذري ذو القيمة الأقل للرقم الكمي الرئيسي لديه طاقة أقل نسبيا.

على سبيل المثال، في الطاقات المدارية تطيع التسلسل، حيث أن رقم الكم الرئيسي هنا هو الأصغر بالنسبة للمدار؛ أكبر مداري يحتل موقعًا متوسطًا.

عند ملء الأغلفة المدارية للذرة، فإن تلك الحالات التي يكون فيها مجموع عدد الكم الرئيسي وعدد الكم الثانوي (المداري)، أي لها قيمة أصغر، تكون أكثر تفضيلاً (أكثر ملاءمة من حيث الطاقة)، وبالتالي، تكون شغل في وقت سابق.قاعدةهوندا(جوندا)

وهذا يعني أنه في كل مدار من مدارات الطبقة الفرعية، يتم ملء إلكترون واحد أولاً، وفقط بعد استنفاد المدارات الفارغة، تتم إضافة إلكترون ثانٍ إلى هذا المدار. في هذه الحالة، يوجد في مدار واحد إلكترونين لهما دوران نصف صحيح للإشارة المعاكسة، ويتزوجان (يشكلان سحابة ثنائية الإلكترون)، ونتيجة لذلك، يصبح الدوران الإجمالي للمدار مساويًا للصفر.

التذكرة رقم 5

طاقة التأين- نوع من طاقة الربط، أو كما يطلق عليها أحيانا جهد التأين الأول (I 1)، هي أصغر طاقة مطلوبة لإزالة إلكترون من ذرة حرة في أدنى حالات الطاقة (الأرضية) إلى ما لا نهاية.

تعد طاقة التأين إحدى الخصائص الرئيسية للذرة، والتي تعتمد عليها إلى حد كبير طبيعة وقوة الروابط الكيميائية التي تشكلها الذرة. تعتمد أيضًا خصائص الاختزال للمادة البسيطة المقابلة بشكل كبير على طاقة التأين للذرة.

بالنسبة للذرة متعددة الإلكترونات، هناك أيضًا مفاهيم إمكانات التأين الثانية والثالثة وما إلى ذلك، والتي تمثل طاقة إزالة الإلكترون من كاتيوناته الحرة غير المثارة بشحنات +1، +2، وما إلى ذلك. إمكانات التأين هذه هي عادة ما تكون أقل أهمية للتوصيف عنصر كيميائي.

تتمتع طاقة التأين دائمًا بقيمة طاقة داخلية (وهذا أمر مفهوم، لأنه من أجل إزالة إلكترون من الذرة، من الضروري تطبيق الطاقة؛ وهذا لا يمكن أن يحدث تلقائيًا).

العوامل التالية لها التأثير الأكبر على طاقة التأين للذرة:

الشحنة النووية الفعالة، وهي دالة على عدد الإلكترونات الموجودة في الذرة التي تحمي النواة وتقع في مدارات داخلية أعمق؛

المسافة الشعاعية من النواة إلى أقصى كثافة شحنة للإلكترون الخارجي، الأكثر ضعفًا في الارتباط بالذرة وتركها أثناء التأين؛

مقياس لقوة اختراق ذلك الإلكترون؛

التنافر بين الإلكترونات بين الإلكترونات الخارجية (التكافؤ).

تتأثر طاقة التأين أيضًا بعوامل أقل أهمية، مثل تفاعل التبادل الميكانيكي الكمي، وارتباط الدوران والشحنة، وما إلى ذلك.

يتم قياس طاقة التأين للعناصر بالإلكترون فولت لكل ذرة أو الجول لكل مول.

طاقة الألفة الإلكترونية للذرة، أو هو فقط تقارب الإلكترون، هي الطاقة المنطلقة أثناء إضافة إلكترون إلى ذرة حرة في حالتها الأرضية، وتحويلها إلى أيون سالب (ألفة الذرة للإلكترون متساوية عدديًا، ولكنها معاكسة في الإشارة لطاقة التأين المقابلة معزولة أنيون مشحونة منفردة).

يتم التعبير عن الانتماءات الإلكترونية بالكيلوجول لكل مول (kJ/mol) أو إلكترون فولت لكل ذرة (eV/atom).

على النقيض من إمكانات التأين للذرة، والتي لها دائمًا قيمة طاقة داخلية، يتم وصف الألفة الإلكترونية للذرة من خلال قيم الطاقة الخارجية والطاقة الداخلية

نصف القطر الذري.يتم أخذ القيم الموجودة على أساس بعض الافتراضات على أنها نصف قطر ذري. ومن الناحية النظرية، يتم حساب ما يسمى بنصف القطر المداري، أو المسافة من مركز النواة إلى كثافة الإلكترون القصوى الأبعد عنها.

يتم التعبير بشكل خاص عن دورية التغيرات في نصف القطر الذري في عناصر s و p: في الفترات من اليسار إلى اليمين، يتناقص نصف القطر، وفي المجموعات من الأعلى إلى الأسفل يزداد. تعد أنماط التغيرات في نصف القطر الذري للعناصر d وf أكثر تعقيدًا.

التذكرة رقم 6

عنصر كيميائي- مجموعة من الذرات لها نفس الشحنة النووية وعدد البروتونات، متطابقة مع الرقم التسلسلي (الذري) في الجدول الدوري. كل عنصر كيميائي له اسمه ورمزه الخاص، والذي ورد في الجدول الدوري للعناصر بواسطة ديمتري إيفانوفيتش مندليف.

شكل وجود العناصر الكيميائية في شكل حر هو مواد بسيطة(مفردة)

حاليًا، يحتوي القانون الدوري لـ D. I. Mendeleev على الصيغة التالية: "إن خصائص العناصر الكيميائية، وكذلك أشكال وخصائص المواد والمركبات البسيطة التي تشكلها، تعتمد بشكل دوري على حجم شحنات نوى ذراتها".

الأكثر شيوعًا هي 3 أشكال من الجدول الدوري: "قصير" (دورة قصيرة)، "طويل" (دورة طويلة)، و"طويل جدًا". في النسخة "الطويلة جدًا"، تشغل كل فترة سطرًا واحدًا بالضبط. في النسخة "الطويلة"، تتم إزالة اللانثانيدات والأكتينيدات من الجدول العام، مما يجعلها أكثر إحكاما. في شكل التسجيل "القصير"، بالإضافة إلى ذلك، تشغل الفترة الرابعة والفترات اللاحقة سطرين لكل منهما؛ تتم محاذاة رموز عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية والثانوية بالنسبة إلى حواف مختلفة من الخلايا.

تم سحب الشكل القصير للجدول، الذي يحتوي على ثماني مجموعات من العناصر، رسميًا من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) في عام 1989. على الرغم من التوصية باستخدام النموذج الطويل، إلا أن النموذج القصير لا يزال موجودًا في عدد كبير من الكتب المرجعية والأدلة الروسية حتى بعد هذا الوقت. من الأدب الأجنبي الحديث، يتم استبعاد الشكل القصير تماما، ويتم استخدام الشكل الطويل بدلا من ذلك.

التذكرة رقم 10

الطريقة المدارية الجزيئية هي الطريقة الأكثر أهمية كيمياء الكم. تعتمد الطريقة على فكرة أن كل إلكترون في الجزيء يوصف بوظيفة موجية خاصة به - المدار الجزيئي (MO). في الحالة العامة، تعتبر طريقة MO تكوين الروابط الكيميائية نتيجة لحركة جميع الإلكترونات في المجال الكلي الناتج عن جميع الإلكترونات وجميع نوى الذرات الأصلية. ومع ذلك، نظرًا لأن المساهمة الرئيسية في تكوين الروابط تأتي من إلكترونات الأغلفة الخارجية (التكافؤ)، فإننا عادةً ما نقتصر على النظر في هذه الإلكترونات فقط. في الكيمياء، تعد طريقة MO (خاصة في شكل LCAO MO) مهمة لأنها تسمح للمرء بالحصول على بيانات حول بنية وخصائص الجزيئات بناءً على الخصائص المقابلة للذرات. لذلك، تقريبا جميع المفاهيم الحديثة الرابطة الكيميائيةوالتفاعل الكيميائي يعتمد على مفاهيم طريقة MO. النظرية المدارية الجزيئية(MO) يعطي فكرة عن توزيع كثافة الإلكترون ويشرح خصائص الجزيئات. في هذه النظرية، تمتد تبعيات ميكانيكا الكم للذرة إلى نظام أكثر تعقيدًا - الجزيء. يعتبر الجزيء ككل، وليس كمجموعة من الذرات التي احتفظت بفرديتها. توجد في الجزيء (كما في الذرة) حالات طاقة منفصلة للإلكترونات الفردية (المدارات الجزيئية) مع حركتها المتسقة ذاتيًا في مجال بعضها البعض وفي جميع نوى الجزيء. ويتميز كل مدار بمجموعته الخاصة من الأعداد الكمومية، التي تعكس خصائص الإلكترونات في حالة طاقة معينة. على عكس مدارات الذرات أحادية المركز، تكون مدارات الجزيئات متعددة المراكز، أي أن الجزيئات تشترك في مدارات مع نواتين ذريتين أو أكثر. يمتلك كل مدار جزيئي طاقة معينة، تتميز تقريبًا بقدرة التأين المقابلة.

مدارات جزيئية ذات مركزين

تستخدم الطريقة المدارية الجزيئية مفهوم المدار الجزيئي (مشابه للمدار الذري للذرة) لوصف توزيع كثافة الإلكترون في الجزيء. المدارات الجزيئية هي الوظائف الموجية للإلكترون في جزيء أو جسيم كيميائي متعدد الذرات. كل مدار جزيئي (MO)، مثل المدار الذري (AO)، يمكن أن يشغله إلكترون واحد أو إلكترونين. يتم وصف حالة الإلكترون في منطقة الترابط بواسطة المدار الجزيئي المترابط، وفي منطقة الترابط المضاد - بواسطة المدار الجزيئي المضاد. يتبع توزيع الإلكترونات بين المدارات الجزيئية نفس القواعد التي يتبعها توزيع الإلكترونات بين المدارات الذرية في الذرة المعزولة. تتشكل المدارات الجزيئية من مجموعات معينة من المدارات الذرية. ويمكن استنتاج عددها وطاقتها وشكلها من عدد وطاقة وشكل مدارات الذرات التي يتكون منها الجزيء. ؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟؟ ؟؟؟؟؟

التذكرة رقم 11: الرابطة الأيونية. اتصال معدني. رابطة الهيدروجين. قوات فان دير فالس.

الرابطة الأيونية- رابطة كيميائية قوية تتشكل بين الذرات بفارق كبير (> 1.7 على مقياس بولينج) في السالبية الكهربية، حيث يذهب إجمالي التكافؤ الإلكتروني إلى الذرة ذات السالبية الكهربية الأكبر، وهذا هو تجاذب الأيونات كأجسام مشحونة بشكل معاكس. ومن الأمثلة على ذلك مركب CsF، الذي تبلغ "درجة الأيونية" فيه 97%. دعونا نفكر في طريقة التكوين باستخدام كلوريد الصوديوم NaCl كمثال. يمكن تمثيل التكوين الإلكتروني لذرات الصوديوم والكلور على النحو التالي: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1؛ 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5 مثل هذه الذرات ذات مستويات طاقة غير مكتملة. ومن الواضح، لإكمالها، أنه من الأسهل لذرة الصوديوم أن تتخلى عن إلكترون واحد بدلاً من اكتساب سبعة إلكترونات، وبالنسبة لذرة الكلور فمن الأسهل أن تكتسب إلكترونًا واحدًا بدلاً من التخلي عن سبعة. أثناء التفاعل الكيميائي، تتخلى ذرة الصوديوم تمامًا عن إلكترون واحد، وتستقبله ذرة الكلور. من الناحية التخطيطية، يمكن كتابة هذا على النحو التالي: Na. - l e -> Na+ أيون الصوديوم، غلاف مستقر بثمانية إلكترونات 1s2 2s2 2p6 بسبب مستوى الطاقة الثاني. :Cl + 1е --> .Cl - أيون الكلور، غلاف مستقر بثمانية إلكترونات. تنشأ قوى الجذب الكهروستاتيكية بين أيونات Na+ وCl-، مما يؤدي إلى تكوين مركب. الرابطة الأيونية هي حالة متطرفة من استقطاب الرابطة التساهمية القطبية. تتشكل بين المعدن النموذجي وغير المعدني. في هذه الحالة، يتم نقل الإلكترونات من المعدن بالكامل إلى اللافلز. تتشكل الأيونات.

إذا تم تكوين رابطة كيميائية بين ذرات لها اختلاف كبير جدًا في السالبية الكهربية (EO> 1.7 وفقًا لبولينج)، فسيتم نقل زوج الإلكترون المشترك بالكامل إلى الذرة ذات EO الأعلى. والنتيجة هي تكوين مركب من الأيونات المشحونة بشكل معاكس:

يحدث تجاذب كهروستاتيكي بين الأيونات الناتجة، وهو ما يسمى الترابط الأيوني. أو بالأحرى هذه النظرة مريحة. في الواقع، الرابطة الأيونية بين الذرات في شكلها النقي لا تتحقق في أي مكان أو في أي مكان تقريبًا؛ وفي الوقت نفسه، يمكن في كثير من الأحيان اعتبار رابطة الأيونات الجزيئية المعقدة أيونية بحتة. أهم الاختلافات بين الروابط الأيونية والأنواع الأخرى من الروابط الكيميائية هي عدم الاتجاه وعدم التشبع. وهذا هو السبب في أن البلورات المتكونة بسبب الروابط الأيونية تنجذب نحو عبوات كثيفة مختلفة من الأيونات المقابلة.

صفاتتتمتع هذه المركبات بقابلية ذوبان جيدة في المذيبات القطبية (الماء والأحماض وغيرها). يحدث هذا بسبب الأجزاء المشحونة من الجزيء. في هذه الحالة، تنجذب ثنائيات أقطاب المذيب إلى الأطراف المشحونة للجزيء، ونتيجة للحركة البراونية، فإنها "تمزق" جزيء المادة إلى قطع وتحيط بها، مما يمنعها من الاتصال مرة أخرى. والنتيجة هي الأيونات المحاطة بثنائيات أقطاب المذيبات.

عندما يتم إذابة هذه المركبات، يتم إطلاق الطاقة عادةً، نظرًا لأن الطاقة الإجمالية لروابط الأيونات المذيبة المتكونة أكبر من طاقة رابطة الأيونات الموجبة. الاستثناءات هي أملاح كثيرة من حمض النيتريك (النترات)، والتي تمتص الحرارة عندما تذوب (تبرد المحاليل). يتم شرح الحقيقة الأخيرة على أساس القوانين التي يتم أخذها في الاعتبار في الكيمياء الفيزيائية.

الرابطة المعدنية هي رابطة كيميائية تنتج عن وجود إلكترونات حرة نسبيًا. سمة من سمات كل من المعادن النقية وسبائكها والمركبات المعدنية.

آلية الارتباط المعدني

توجد أيونات معدنية موجبة في جميع العقد في الشبكة البلورية. فيما بينها، تتحرك إلكترونات التكافؤ بشكل عشوائي، مثل جزيئات الغاز المنفصلة عن الذرات أثناء تكوين الأيونات. تعمل هذه الإلكترونات كالأسمنت، حيث تربط الأيونات الموجبة معًا؛ وإلا فإن الشبكة سوف تتفكك تحت تأثير القوى التنافرية بين الأيونات. وفي الوقت نفسه، يتم احتجاز الإلكترونات بواسطة الأيونات داخل الشبكة البلورية ولا يمكنها تركها. قوى الاقتران ليست موضعية أو موجهة. لذلك، تظهر أرقام التنسيق العالية في معظم الحالات (على سبيل المثال، 12 أو 8).

[عدل]الشبكات البلورية المميزة

تشكل معظم المعادن واحدة من الشبكات شديدة التناظر التالية مع تعبئة متقاربة للذرات: مكعبة مركزية الجسم، مكعبة مركزية الوجه، و سداسية.

في الشبكة المكعبة المتمحورة حول الجسم، تقع الذرات في رؤوس المكعب، وتوجد ذرة واحدة في مركز حجم المكعب. تحتوي المعادن على شبكة مكعبة مركزية الجسم: Pb، K، Na، Li، β-Ti، β-Zr، Ta، W، V، α-Fe، Cr، Nb، Ba، إلخ.

في الشبكة المكعبة المتمحورة حول الوجه، توجد الذرات في رؤوس المكعب وفي وسط كل وجه. المعادن من هذا النوع لها شبكة: α-Ca، Ce، α-Sr، Pb، Ni، Ag، Au، Pd، Pt، Rh، γ-Fe، Cu، α-Co، إلخ.

في الشبكة السداسية، توجد الذرات في قمم ووسط القواعد السداسية للمنشور، وتقع ثلاث ذرات في المستوى الأوسط للمنشور. تحتوي المعادن على هذه التعبئة من الذرات: Mg، α-Ti، Cd، Re، Os، Ru، Zn، β-Co، Be، β-Ca، إلخ.

[عدل]خصائص أخرى

توفر الإلكترونات المتحركة بحرية توصيلًا كهربائيًا وحراريًا عاليًا. المواد التي لها روابط معدنية غالبًا ما تجمع بين القوة واللدونة، لأنه عندما يتم إزاحة الذرات بالنسبة لبعضها البعض، فإن الروابط لا تنكسر.

قوات فان دير فالس- قوى التفاعل بين الجزيئات بطاقة 0.8 - 8.16 كيلوجول/مول. يشير هذا المصطلح في الأصل إلى كل هذه القوى، في العلوم الحديثةيتم تطبيقه عادةً على القوى التي تنشأ عندما تستقطب الجزيئات وتشكل ثنائيات القطب. اكتشفه جي دي فان دير فالس عام 1869.

تشمل قوى فان دير فالس التفاعلات بين ثنائيات القطب (الدائمة والمستحثة). يأتي الاسم من حقيقة أن هذه القوى تسبب تصحيح الضغط الداخلي في معادلة فان دير فالس للغاز الحقيقي. تحدد هذه التفاعلات بشكل أساسي القوى المسؤولة عن تكوين البنية المكانية للجزيئات البيولوجية الكبيرة.

تحدث قوى فان دير فال أيضًا بين جسيم (جسيم مجهري أو جسيم نانوي) وجزيء وبين جسيمين.

تصنيف قوى فان دير فالس

يتكون تفاعل فان دير فالس من ثلاثة أنواع من التفاعلات الضعيفة:

قوى التوجه، الجذب ثنائي القطب ثنائي القطب. يتم تنفيذه بين الجزيئات التي تكون ثنائية القطب دائمة. ومن الأمثلة على ذلك حمض الهيدروكلوريك في حالته السائلة والصلبة. وتتناسب طاقة هذا التفاعل عكسيا مع مكعب المسافة بين ثنائيات القطب.

جاذبية التشتت (قوات لندن).التفاعل بين ثنائيات القطب لحظية والمستحثة.

وتتناسب طاقة هذا التفاعل عكسيا مع القوة السادسة للمسافة بين ثنائيات القطب.الجذب الاستقرائي.

التفاعل بين ثنائي القطب الدائم والآخر المستحث. وتتناسب طاقة هذا التفاعل عكسيا مع القوة السادسة للمسافة بين ثنائيات القطب.

حتى الآن، ينطلق العديد من المؤلفين من افتراض أن قوى فان دير فالس تحدد تفاعل الطبقات البينية في البلورات ذات الطبقات، وهو ما يتعارض مع البيانات التجريبية: مقياس ديباي لتباين درجة الحرارة، وبالتالي مقياس تباين تباين الانعكاس الشبكي. وبناء على هذا الافتراض الخاطئ، تم بناء العديد من النماذج ثنائية الأبعاد التي "تصف" خصائص الجرافيت ونيتريد البورون على وجه الخصوص.

التذكرة رقم 12

رقم التنسيق في الكيمياء

وفي الكيمياء ظهر مفهوم العدد التنسيقي مع تطور كيمياء المركبات المعقدة. ويشير إلى عدد الروابط (الذرات والجزيئات والأيونات) التي تشكل مجال التنسيق الأول (الداخلي) لعامل التعقيد.

على سبيل المثال، في ملح مركب هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (III) K 3، يكون رقم التنسيق لأيون Fe 3+ هو 6، وفي cis-diكلورodiammineplatinum (II) (ملح بيرون) Pt(NH 3) 2 Cl 2 البلاتين المركزي ترتبط الذرة بأربعة روابط.

يُستخدم مفهوم رقم التنسيق أيضًا لوصف الذرة المركزية في الجزيئات، وذلك بشكل رئيسي في تلك الحالات التي لا يكون فيها عدد الذرات القريبة المرتبطة كيميائيًا مساويًا للقيمة العددية للتكافؤ. على سبيل المثال، في جزيء حمض النيتريك، يكون التكافؤ الرسمي لذرة النيتروجين المركزية هو 4، وحالة الأكسدة هي +5، ورقم التنسيق هو 3.

يستخدم مفهوم رقم التنسيق أيضًا لوصف بنية السوائل والأجسام غير المتبلورة. في هذه الحالة، رقم التنسيق هو مقياس للترتيب قصير المدى، وهو متوسط عدد أقرب جيران الذرة. يمكن أن تكون كسرية.(CA) أو العامل المعقد عادة ما يكون أيون أو ذرة فلز، على الرغم من أنه في بعض الحالات يمكن أن يكون غير معدني، على سبيل المثال، السيليكون والفوسفور في الأنيونات 2 و- على التوالي. يقوم CA بتكوين روابط كيميائية مع الروابط وينسقها حول نفسه. ونتيجة لذلك، يتم تشكيل مجمع التنسيق.

يجند(من اللات. ligare - لربط) - ذرة أو أيون أو جزيء مرتبط بمركز معين (متقبل). يستخدم هذا المفهوم في الكيمياء الحيوية للإشارة إلى العوامل التي تتحد مع المستقبلات البيولوجية (المستقبلات، الجلوبيولين المناعي)، وكذلك في كيمياء المركبات المعقدة، للدلالة على الجزيئات المرتبطة بواحدة أو أكثر من ذرات المعدن المركزية (المكونة للمعقدة).

المداري - المنطقة ذات الموقع الأكثر احتمالاً للإلكترون في الذرة (المدار الذري) أو في الجزيء (المدار الجزيئي).

حتى الآن، تم وصف خمسة أنواع من المدارات: s، p، d، f، g.
وقد تشكلت أسماء الثلاثة الأولى تاريخيا، ثم تم اختيار المبدأ الأبجدي. يتم حساب أشكال المدارات باستخدام طرق كيمياء الكم.

المدارات s - لها شكل كروي وكثافة الإلكترون نفسها في اتجاه كل محور إحداثي ثلاثي الأبعاد
المداري - المجال المداري

يقع كل مدار p على طول أحد المحاور الثلاثة المتعامدة بشكل متبادل؛ وفقًا لذلك، يشير اسم المدار p، باستخدام المؤشر المقابل، إلى المحور الذي تقع عليه كثافة الإلكترون القصوى:
ف المداري - المداري الدمبل

د- المداري - مداري ذو شكل معقد

طاقة المستويات الإلكترونية

أعداد الكم الإلكترون

عادة ما يتم وصف حالة كل إلكترون في الذرة باستخدام أربعة أرقام كمومية:

ن - مستوى طاقة الإلكترون (مسافة المستوى من النواة)
ل - ما نوع المدار الذي يتحرك فيه (s,p,d...)
م- المغناطيسي (أي من p (من أصل ثلاثة ممكن) ، d (من أصل 5 ممكن) ، إلخ.
ق - تدور (حركة الإلكترون حول محورها).

مبادئ ملء المدارات

1. لا يمكن أن يكون هناك إلكترونين في الذرة تكون قيم جميع الأعداد الكمومية (n، l، m، s) هي نفسها، أي. لا يمكن أن يحتوي كل مداري على أكثر من إلكترونين (مع دوران متقابل) (مبدأ باولي).

2. في الحالة الأرضية، يتم تحديد موقع كل إلكترون بحيث تكون طاقته في حدها الأدنى.
تزداد طاقة المدارات في السلسلة:
1S< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
ليست هناك حاجة لحفظ هذا التسلسل. يمكن استخلاصه من الجدول الدوري لـ D.I Mendeleev

3. تفضل الإلكترونات الاستقرار في مدارات ذات طاقة متساوية (على سبيل المثال، في ثلاثة مدارات p)، أولًا تلو الآخر، وفقط عندما يحتوي كل مدار على إلكترون واحد بالفعل، يبدأ ملء هذه المدارات بالإلكترونات الثانية. عندما يسكن المدار إلكترونين، تسمى هذه الإلكترونات يقترن .(قاعدة هوند)

الصيغة الإلكترونية الكاملة للعنصر

يُطلق على السجل الذي يعكس توزيع الإلكترونات في ذرة العنصر الكيميائي عبر مستويات الطاقة والمستويات الفرعية اسم التكوين الإلكتروني لهذه الذرة. في الحالة الأرضية (غير المثارة) للذرة، تلبي جميع الإلكترونات مبدأ الحد الأدنى من الطاقة. وهذا يعني أن المستويات الفرعية التي:

1. الرقم n هو الحد الأدنى
2. داخل المستوى، يتم ملء المستوى الفرعي s أولاً، ثم p- وبعد ذلك فقط d- (l هو الحد الأدنى)
3. يحتوي على مستوى فرعي واحد أكبر عددالإلكترونات غير الزوجية.
4. عند ملء المدارات الذرية بالإلكترون، يتم تحقيق مبدأ باولي. والنتيجة هي ذلك مستوى الطاقةمع الرقم n يمكن أن تنتمي إلى ما لا يزيد عن 2n2 إلكترونات تقع على مستويات فرعية n2.

تبدو الصيغة الإلكترونية للعنصر ذو العدد الذري 7 (هذا هو عنصر النيتروجين الذي يحمل الرمز "N") هكذا.