Electronul are o natură dublă: în diferite experimente poate manifesta proprietățile unei particule și ale unei unde. Proprietățile electronului ca particulă: masa, sarcina; proprietățile undei- în caracteristicile mișcării, interferenței și difracției.

Mișcarea unui electron respectă legile mecanica cuantică .

Principalele caracteristici care determină mișcarea unui electron în jurul nucleului: caracteristicile energetice și spațiale ale orbitalului corespunzător.

Când interacționați (suprapunere) orbitali atomici(JSC ) aparținând la doi sau mai mulți atomi se formează orbitali moleculari(LU).

Orbitii moleculari sunt umpluți cu electroni în comun și efectuează legătură covalentă.

Înainte ca formarea orbitalilor moleculari să poată avea loc hibridizarea orbitalilor atomici ai unui atom.

Hibridare - modificarea formei unor orbitali în timpul formării unei legături covalente pentru o suprapunere mai eficientă. Același hibrid SA care sunt implicați în educație MO suprapunându-se cu orbitalii atomici ai altor atomi. Hibridizarea este posibilă numai pentru atomii care formează legături chimice, dar nu pentru atomii liberi.

Hidrocarburi

Întrebări principale:

Hidrocarburi. Clasificare. Nomenclatură.
Structura. Proprietăți.
Utilizarea hidrocarburilor.

Hidrocarburi- Clasa compusi organici, care sunt compuse din două elemente: carbon și hidrogen.

Selectați izomeri și omologi:

Nume alcani:

____________________________________________

__________________________________________

Ä reacție de nitrare (Reacția Konovalov, 1889) - reacția de înlocuire a hidrogenului cu o grupare nitro.

Condiții: 13% НNO 3, t = 130 - 140 0 C, Р = 15 - 10 5 Pa. La scară industrială, nitrarea alcanilor se realizează în fază gazoasă la 150 - 170 ° C cu oxid de azot (IV) sau vapori de acid azotic.

CH 4 + HO - NO 2 → CH 3 - NO 2 + H 2 O

nitrometan

@ Rezolva sarcini:

1. Compoziția alcanilor reflectă formula generală:

a) С n H 2 n +2; b) CnH2n-2; c) С n H 2 n; d) CnH2n-6.

2. Cu ce reactivi pot interacționa alcanii:

A) Br2 (soluție); b) Br2, t0; v) H2S04; G) HNO3 (dil.), T0; d) KMnO4; e) KOH?

Raspunsuri: 1) reactivi a, b, d, e; 2) reactivi b, c, f;

3) reactivi b, d; 4) reactivi b, d, e, f.

Stabiliți o corespondență între tipul de reacție și schema (ecuația) reacției:

Indicați substanța care se formează în timpul clorării complete a metanului:

a) triclormetan; b) tetraclorura de carbon; c) diclormetan; d) tetracloretan.

Specificați cel mai probabil produs de monobromurare al 2,2,3-trimetilbutanului:

a) 2-brom-2,3,3-trimetilbutan; b) 1-brom-2,2,3-trimetilbutan;

c) 1-brom-2,3,3-trimetilbutan; d) 2-brom-2,2,3-trimetilbutan.

Scrieți ecuația reacției.

Reacția Würz – efectul sodiului metalic asupra hidrocarburilor halogenate. Când doi derivați diferiți de halogen reacționează, se formează un amestec de hidrocarburi, care poate fi separat prin distilare.

CH3I + 2 Na + CH3I → C2H6 + 2 NaI

@ Rezolva sarcini:

1. Precizați denumirea hidrocarburii care se formează atunci când brometanul este încălzit cu sodiu metalic:

a) propan; b) butan; c) pentan; d) hexan; e) heptan.

Faceți o ecuație de reacție.

Ce hidrocarburi se formează prin acțiunea sodiului metalic asupra amestecului:

a) iodmetan şi 1-brom-2-metilpropan; b) 2-bromopropan şi 2-bromobutan?

Cicloalcani

1. Pentru cicluri mici (C 3 - C 4) sunt caracteristice reacții de adiție hidrogen, halogeni și halogenuri de hidrogen. Reacțiile sunt însoțite de deschiderea ciclului.

2. Pentru alte cicluri (De la 5 și mai sus) sunt tipice reacții de substituție.

Hidrocarburi nesaturate(nesaturat):

Alchene (olefine, hidrocarburi nesaturate cu o legătură dublă, hidrocarburi de etilenă): Structura: sp 2 -hibridarea, plasarea plană a orbitalilor (pătrat plat). Reacții: adiție (hidrogenare, halogenare, hidrohalogenare, polimerizare), substituție (nu tipică), oxidare (combustie, KMnO 4), descompunere (fără acces la oxigen).

@ Rezolva sarcini:

Care este hibridizarea atomilor de carbon într-o moleculă de alchenă:

a) 1 și 4 - sp 2, 2 și 3 - sp 3; b) 1 şi 4 - sp 3, 2 şi 3 - sp 2;

c) 1 şi 4 - sp 3, 2 şi 3 - sp; d) 1 și 4 - nehibridați, 2 și 3 - sp 2.

2. Numiți alchena:

Alcătuiți ecuațiile de reacție folosind buten-1 ca exemplu, denumiți produsele obținute.

4. În schema de conversie de mai jos, se formează etilenă în reacție:

a) 1 și 2; b) 1 și 3; c) 2 și 3;

d) în nicio reacție nu se formează etilena.

Care este reacția împotriva domniei lui Markovnikov:

a) CH3 - CH = CH2 + HBr →; b) CH3 - CH = CH2 + H20 → ;;

c) CH3-CH = CH-CH2 + HCI →; d) CCI 3 - CH = CH 2 + HCI →?

þ Diene conjugate:hidratare Se formează 1,3-butadienă - 2-butenă (adăugare 1,4):

þ hidrogenare 1,3-butadienă în prezența catalizatorului Ni-butan:

þ halogenare 1,3-butadienă - 1,4-adiție (1,4 - dibrom-2-butenă):

þ polimerizarea dienelor:

Poliene(hidrocarburi nesaturate cu multe legături duble) sunt hidrocarburi care conțin cel puțin trei legături duble în moleculele lor.

Obținerea dienelor:

Ø efectul unei soluții alcoolice de alcali:

Ø Metoda lui Lebedev (sinteza divinilului):

Ø deshidratarea glicolilor (alcandioli):

Alchine (hidrocarburi acetilenice, hidrocarburi cu o legătură triplă): Structura: sp-hibridare, plasare orbitală liniară. Reacții: adiție (hidrogenare, halogenare, hidrohalogenare, polimerizare), substituție (formare de sare), oxidare (combustie, KMnO 4), descompunere (fără acces la oxigen).	5-metilhexină-2 1-pentină 3-metilbutin-1
	1. Ce hidrocarburi corespund formula generala CnH2n-2: a) acetilenă, dienă; b) etilenă, dienă; c) cicloalcani, alchene; d) acetilenă, aromatică? 2. O legătură triplă este o combinație de: a) trei legături σ; b) o legătură σ și două legături π; c) două legături σ și o legătură π; d) trei legături π. 3. Alcătuiți formula pentru 3-metilpentină -3.
І. Reacții de adaos
v Hidrogenarea are loc prin etapa de formare a alchenelor:
v Atașarea halogenilor apare mai rău decât în alchene: alchine decolorează apa cu brom ( răspuns calitativ).
v Conectarea halogenurilor de hidrogen:
Se determină produșii de adăugare la alchinele dezechilibrate regula Markovnikov:
v Racord de apă (hidratare)- reacția lui M.G. Kucherov, 1881.
Pentru omologii acetilenei, produsul de adiție al apei este cetona:
ІІІ. Formarea sărurilor (proprietăți acide) - reacții de substituție
ð Interacțiunea cu metalele active: Acetilenidele sunt folosite pentru a sintetiza omologi.
ð Interacțiunea alchinelor cu soluții de amoniac de oxid de argint sau clorură de cupru (I).:

Reacția calitativă la legătura triplă finală - formarea unui precipitat alb-cenușiu de acetileniră de argint sau roșu-brun - acetileniră de cupru (I):	HC ≡ CH + CuCI → CuC ≡ CCu ↓ + 2HCI Nu are loc nicio reacție
IV. Reacții de oxidare
Oxidare ușoară- decolorarea unei soluții apoase de permanganat de potasiu ( reacție calitativă la legături multiple):	Când acetilena interacționează cu o soluție diluată de KMnO 4 (temperatura camerei) - acid oxalic.

m numere cuantice.

Funcția de undă este calculată folosind ecuația de undă Schrödinger în cadrul aproximării cu un electron (metoda Hartree-Fock) ca funcție de undă a unui electron într-un câmp autonom creat de nucleul atomic cu toți ceilalți electroni ai atomului. .

E. Schrödinger însuși a considerat electronul din atom ca un nor încărcat negativ, a cărui densitate este proporțională cu pătratul valorii funcției de undă în punctul corespunzător al atomului. În această formă, conceptul de nor de electroni a fost perceput și în chimia teoretică.

Cu toate acestea, majoritatea fizicienilor nu împărtășeau convingerile lui E. Schrödinger – nu a existat nicio dovadă a existenței electronului ca „nor încărcat negativ”. Max Born a fundamentat interpretarea probabilistică a pătratului funcției de undă. În 1950 E. Schrödinger în articolul „Ce este o particulă elementară?” Trebuie să fiu de acord cu argumentele lui M. Born, care în 1954 a fost premiat Premiul Nobel la fizică cu formularea „Pentru cercetare fundamentalăîn domeniul mecanicii cuantice, în special pentru interpretarea statistică a funcției de undă”.

Numerele cuantice și nomenclatura orbitală

Distribuția densității de probabilitate radială pentru orbitalii atomici la diferite nși l.

Numărul cuantic principal n poate lua orice întreg valori pozitive, începând de la unu ( n= 1,2,3, ... ∞) și determină energia totală a unui electron într-un orbital dat (nivel de energie):

Energie pentru n= ∞ corespunde energiei de ionizare cu un electron pentru un nivel de energie dat.

Numărul cuantic orbital (numit și număr cuantic azimutal sau complementar) determină momentul unghiular al electronului și poate lua valori întregi de la 0 la n - 1 (l = 0,1, …, n- unu). În acest caz, momentul impulsului este dat de relație

Orbitalii atomici sunt de obicei numiți prin denumirea literei numărului lor orbital:

Denumirile de litere ale orbitalilor atomici provin din descrierea liniilor spectrale din spectrele atomice: s (ascuțit) este o serie ascuțită în spectre atomice, p (principal)- Acasă, d (difuz) - difuză, f (fundamental) este fundamentală.

Număr cuantic magnetic m l determină proiecția momentului unghiular orbital pe direcție camp magneticși poate lua valori întregi în intervalul de la - l inainte de l, inclusiv 0 ( m l = -l … 0 … l):

În literatură, orbitalii sunt notați printr-o combinație de numere cuantice, cu numărul cuantic principal notat cu un număr, numărul cuantic orbital cu litera corespunzătoare (vezi tabelul de mai jos) și numărul cuantic magnetic printr-o expresie într-un indice care arată proiecția orbitalului pe axele carteziene x, y, z, de exemplu 2p x, 3d xy, 4f z (x²-y²)... Pentru orbitalii învelișului exterior al electronilor, adică în cazul descrierii electronilor de valență, numărul cuantic principal din înregistrarea orbitală este de obicei omis.

Reprezentare geometrică

Reprezentarea geometrică a unui orbital atomic este o regiune a spațiului delimitată de o suprafață de densitate egală (suprafață echidensitică) de probabilitate sau sarcină. Densitatea de probabilitate pe suprafața limită este aleasă în funcție de problema de rezolvat, dar, de obicei, în așa fel încât probabilitatea de a găsi un electron într-o regiune limitată să fie în intervalul 0,9-0,99.

Deoarece energia unui electron este determinată de interacțiunea Coulomb și, în consecință, de distanța de la nucleu, numărul cuantic principal n stabilește dimensiunea orbitalului.

Forma și simetria orbitalului sunt date de numerele cuantice ale orbitalelor lși m: s-orbitalii sunt simetrici sferic, p, dși f-orbitalii au mai multe formă complexă, determinată de părțile unghiulare ale funcției de undă - funcții unghiulare. Funcțiile unghiulare Y lm (φ, θ) sunt funcțiile proprii ale operatorului pătratului momentului unghiular L², în funcție de numerele cuantice lși m(vezi Funcții sferice), sunt complexe și descriu în coordonate sferice (φ, θ) dependența unghiulară a probabilității de a găsi un electron în câmpul central al unui atom. O combinație liniară a acestor funcții determină poziția orbitalilor în raport cu axele de coordonate carteziene.

Pentru combinațiile liniare Y lm, se adoptă următoarele denumiri:

Valoarea numărului cuantic orbital	0	1	2
Valoarea numărului cuantic magnetic	0	0	0
Combinație liniară
Desemnare

Un factor suplimentar luat uneori în considerare în reprezentarea geometrică este semnul funcției de undă (faza). Acest factor este esențial pentru orbitalii cu un număr cuantic orbital l, diferit de zero, adică neavând simetrie sferică: semnul funcției de undă a „petalelor” lor situate pe părțile opuse ale planului nodal este opus. Semnul funcției de undă este luat în considerare în metoda orbitalilor moleculari MO LCAO (orbitalii moleculari ca combinație liniară de orbitali atomici). Astăzi știința cunoaște ecuațiile matematice care descriu figuri geometrice reprezentând orbitalii (dependența de timp a coordonatelor electronilor). Acestea sunt ecuațiile vibratii armonice reflectând rotația particulelor în toate gradele de libertate disponibile - rotația orbitală, spin, ... Hibridizarea orbitalilor este reprezentată ca interferență a oscilațiilor.

Umplerea orbitalilor cu electroni și configurația electronică a unui atom

Fiecare orbital nu poate avea mai mult de doi electroni care diferă în valoarea numărului cuantic de spin s(înapoi). Această interdicție este determinată de principiul Pauli. Ordinea de umplere a orbitalilor de același nivel cu electroni (orbitalii cu același număr cuantic principal n) este determinată de regula Klechkovsky, ordinea umplerii orbitalilor cu electroni într-un subnivel (orbitalii cu aceleasi valori număr cuantic principal nși numărul cuantic orbital l) este determinată de Regula Hund.

Scurtă intrare distribuția electronilor într-un atom peste diferite învelișuri de electroni ale unui atom, ținând cont de numerele lor cuantice principale și orbitale nși l sunt numite

Orbitali

O examinare atentă a spectrelor atomice arată că liniile „groase” datorate tranzițiilor între nivelurile de energie sunt de fapt împărțite în linii mai subțiri. Aceasta înseamnă că învelișurile de electroni sunt de fapt împărțite în subînvelișuri. Subshell-urile electronice sunt desemnate prin tipurile de linii care le corespund în spectre atomice:

s-subshell numită pentru „ascuțit” s- linii - ascuțit;
p-subshell numit după „principal” p- linii - principal;
d-subshell numită pentru „difuză” d- linii - difuz;
f- subshell-ul este numit după „fundamental” f- linii - fundamental.

Liniile cauzate de tranzițiile dintre aceste subînvelișuri suferă o scindare suplimentară dacă atomii elementelor sunt plasați într-un câmp magnetic extern. Această divizare se numește efectul Zeeman. S-a constatat experimental că s- linia nu este divizată, R-linia se împarte în 3, d-linie - cu 5, f-linie - cu 7.
Conform principiului incertitudinii Heisenberg, poziția și impulsul unui electron nu pot fi determinate simultan cu precizie absolută. Cu toate acestea, în ciuda imposibilității definiție precisă poziția unui electron, puteți indica probabilitatea de a găsi un electron într-o anumită poziție în orice moment. Din principiul incertitudinii Heisenberg decurg două consecințe importante.
1. Mișcarea unui electron într-un atom este mișcare fără traiectorie. În loc de o traiectorie în mecanica cuantică, este introdus un alt concept - probabilitate rămânerea electronului într-o anumită parte a volumului atomului, care se corelează cu densitatea electronică atunci când se consideră electronul ca nor de electroni.
2. Un electron nu poate cădea pe nucleu. Teoria lui Bohr nu a explicat acest fenomen. Mecanica cuantică a dat o explicație pentru acest fenomen. O creștere a gradului de certitudine a coordonatelor unui electron atunci când lovește nucleul ar determina o creștere bruscă a energiei electronilor până la 10 11 kJ / mol și mai mult. Un electron cu o asemenea energie, în loc să cadă pe nucleu, ar trebui să părăsească atomul. Prin urmare, rezultă că efortul este necesar nu pentru a împiedica electronul să cadă pe nucleu, ci pentru a „forța” electronul să se afle în atom.
Funcția, în funcție de coordonatele electronului, prin care se determină probabilitatea găsirii lui într-un punct sau altul din spațiu, se numește orbital... Conceptul de „orbital” nu trebuie echivalat cu conceptul de „orbita”, care este folosit în teoria lui Bohr. În teoria lui Bohr, o orbită este înțeleasă ca o traiectorie (cale) de mișcare a unui electron în jurul unui nucleu.
Este adesea obișnuit să se considere un electron ca un nor încărcat negativ, estompat în spațiu, cu o sarcină totală egală cu sarcina electronului. Atunci densitatea unui astfel de nor de electroni în orice punct al spațiului este proporțională cu probabilitatea de a găsi un electron în el. Modelul norului de electroni este foarte convenabil pentru o descriere vizuală a distribuției densității electronilor în spațiu. în care s-orbital are formă sferică, R-orbital - forma ganterei, d-orbital - o floare cu patru petale sau o ganteră dublată (Fig. 1.10).

În acest fel, s-sub-shell este format dintr-unul s-orbitali, p-coaja - din trei p-orbitali, d-shell - din cinci d-orbitali, f-coaja - de șapte f-orbitali.

Bilet№1

Chimie- una dintre cele mai importante și extinse domenii ale științei naturii, știința substanțelor, proprietățile, structura și transformările acestora care apar ca urmare a reacțiilor chimice, precum și legile fundamentale care guvernează aceste transformări. Întrucât toate substanțele sunt compuse din atomi, care, datorită legăturilor chimice, sunt capabile să formeze molecule, chimia se preocupă în principal de studiul interacțiunilor dintre atomi și molecule rezultate din astfel de interacțiuni. Subiectul chimiei îl reprezintă elementele chimice și compușii acestora, precum și legile care guvernează diverse reacții chimice... Chimia are multe în comun cu fizica și biologia, de fapt, granița dintre ele este condiționată. Chimia modernă este una dintre cele mai extinse discipline ale tuturor științelor naturii. Chimia ca disciplină independentă a fost definită în secolele XVI-XVII, după o serie de descoperiri științifice care a fundamentat tabloul mecanicist al lumii, dezvoltarea industriei, crearea de fabrici, apariția unei societăți burgheze. Cu toate acestea, din cauza faptului că chimia, spre deosebire de fizică, nu poate fi exprimată cantitativ, a existat controverse cu privire la faptul dacă chimia este o știință reproductibilă cantitativ sau un alt tip de cunoaștere. În 1661, Robert Boyle a creat lucrarea „Chimistul sceptic”, în care a explicat diferența dintre proprietățile diferitelor substanțe prin faptul că acestea sunt construite din diferite particule (corpuscule), care sunt responsabile de proprietățile substanței. Van Helmont, studiind arderea, a introdus conceptul gaz pentru substanța care se formează cu el, a descoperit dioxidul de carbon. În 1672, Boyle a descoperit că atunci când metalele sunt arse, masa lor crește și a explicat acest lucru prin captarea „particulelor grele de flacără”. Materia de chimie... Unul dintre obiectele principale ale chimiei sunt substanțele care alcătuiesc toate corpurile din jurul nostru. Tot ceea ce are masă și volum se numește corp. Picături de ploaie, îngheț pe ramuri, ceață - corpuri, constând dintr-o substanță - apă. Fenomenele în care din unele substanțe se formează noi substanțe se numesc chimice. Chimia este, de asemenea, angajată în studiul unor astfel de fenomene. Chimia este știința transformării substanțelor. Această definiție a devenit clasică. Chimia studiază compoziția și structura substanțelor, condițiile și modalitățile de transformare a unor substanțe în altele, dependența proprietăților substanțelor de compoziția și structura lor.

Sarcina principală a chimiei- identificarea și descrierea unor astfel de proprietăți ale substanțelor, datorită cărora este posibilă transformarea unor substanțe în altele ca rezultat fenomene chimice, sau reacții chimice. Baza teoretica Chimie anorganică- legea periodică și tabelul periodic al elementelor lui Mendeleev. Chimia anorganică modernă studiază structura și proprietățile substante anorganice folosind nu numai metode chimice, ci și fizice (de exemplu, spectroscopie).

Biletul numărul 2

Conform principiului de incertitudine Heisenberg, poziția și momentul unui electron nu pot fi determinate simultan cu precizie absolută. Cu toate acestea, în ciuda imposibilității de a determina cu exactitate poziția electronului, puteți indica probabilitatea de a găsi un electron într-o anumită poziție în orice moment. Regiunea spațiului în care probabilitatea de a detecta un electron este mare se numește orbital. Conceptul de „orbital” nu trebuie echivalat cu conceptul de orbită, care este folosit în teoria lui Bohr. O orbită în teoria lui Bohr este înțeleasă ca traiectoria (calea) unui electron în jurul nucleului. Electronii pot ocupa patru tipuri diferite de orbitali, care se numesc orbitali S, p, d și f. Acești orbitali pot fi reprezentați prin suprafețe de delimitare tridimensionale. Zonele spațiului delimitate de aceste suprafețe sunt de obicei alese astfel încât probabilitatea de a găsi un electron în interiorul lor să fie de 95%. În fig. 1.18 ilustrează schematic forma orbitalilor s și p. Orbitul s este sferic, iar orbitalii p au formă de gantere. Deoarece un electron are o sarcină negativă, orbitalul său poate fi considerat un fel de distribuție a sarcinii. O astfel de distribuție este de obicei numită nor de electroni.

Ecuația lui Schrödinger- o ecuație care descrie schimbarea în spațiu și timp a unei stări pure dată de o funcție de undă în sisteme cuantice hamiltoniene. Se joacă la fel și în mecanica cuantică rol important ca ecuaţie a celei de-a doua legi a lui Newton în mecanica clasică. Poate fi numită ecuația de mișcare a unei particule cuantice. Instalat de Erwin Schrödinger în 1926. Ecuația lui Schrödinger este destinată particulelor fără spin care se mișcă la viteze mult mai mici decât viteza luminii. În cazul particulelor rapide și al particulelor cu spin, se folosesc generalizările acestuia.

Funcția de undă, sau funcția psi este o funcție cu valori complexe utilizată în mecanica cuantică pentru a descrie starea pură a unui sistem. Este coeficientul de expansiune al vectorului de stare în bază (de obicei coordonată):

unde este vectorul de bază de coordonate și este funcția de undă în reprezentarea în coordonate. | ψ | 2 - probabilitatea de a găsi o particulă într-o anumită zonă a spațiului

Fie dată funcția de undă în spațiul N-dimensional, apoi în fiecare punct cu coordonate, la un anumit moment de timp t va arăta ca. În acest caz, ecuația Schrödinger va fi scrisă sub forma:

unde, este constanta lui Planck; este masa particulei, este energia potențială externă particulei într-un punct, este operatorul Laplace (sau Laplacian), echivalent cu pătratul operatorului nabla

Biletul numărul 3

Orbital atomic- un electron funcția de undăîntr-o formă sferică simetric câmp electric nucleul atomicîntrebând principalul n,orbital lși magnetic m numere cuantice.

Numele „orbital” (nu orbită) reflectă conceptul geometric de stări de echilibru electron v atom; această denumire specială reflectă faptul că stările unui electron dintr-un atom sunt descrise de legi mecanica cuanticăși diferă de clasic mișcare de-a lungul traiectorii... Setul de orbitali atomici cu același număr cuantic principal n este unul carcasa electronica.

Numerele cuanticeşi nomenclatura orbitalilor

Distribuția densității de probabilitate radială pentru orbitalii atomici la diferite nși l.

Numărul cuantic principal n poate lua orice valori întregi pozitive, începând de la unu ( n= 1,2,3, ... ∞) și determină energia totală a unui electron într-un orbital dat (nivel de energie):

Energie pentru n= ∞ corespunde energie de ionizare cu un electron pentru un anumit nivel de energie.

Numărul cuantic orbital (numit și număr cuantic azimutal sau complementar) definește impuls unghiular electron și poate lua valori întregi de la 0 la n - 1 (l = 0,1, …, n - 1). Moment de impulsîn acest caz este dat de relaţia

Orbitalii atomici sunt de obicei numiți prin denumirea literei numărului lor orbital:

Număr cuantic magnetic m l determină proiecţia orbitalului impuls unghiular pe direcția câmpului magnetic și poate lua valori întregi în intervalul de la - l inainte de l, inclusiv 0 ( m l = -l … 0 … l):

Biletul numărul 4

Fiecare orbital nu poate avea mai mult de doi electroni care diferă în valoarea numărului cuantic de spin s(înapoi). Această interdicție este determinată de principiul Pauli. Ordinea de umplere a orbitalilor de același nivel cu electroni (orbitalii cu același număr cuantic principal n) este determinată de regula Klechkovsky, ordinea de umplere a orbitalilor cu electroni într-un subnivel (orbitali cu aceleași valori ale numărului cuantic principal nși numărul cuantic orbital l) este determinată de Regula Hund.

Scurtă notare a distribuției electronilor într-un atom pe diferite învelișuri de electroni ale unui atom, ținând cont de numerele lor cuantice principale și orbitale nși l numită configurația electronică a atomului.

Principiul Pauli(principiul excluderii) este unul dintre principiile fundamentale ale mecanicii cuantice, conform căruia doi sau mai mulți fermioni identici nu pot fi simultan în aceeași stare cuantică.

Principiul lui Pauli poate fi formulat astfel: într-un sistem cuantic într-o stare cuantică dată nu poate exista decât o singură particulă, starea alteia trebuie să difere cu cel puțin un număr cuantic.

Formularea regulii Klechkovsky

energia orbitală crește secvențial pe măsură ce suma crește, iar la aceeași valoare a acestei sume, un orbital atomic cu un număr cuantic principal mai mic are o energie relativ mai mică. De exemplu, la energiile orbitale respectați secvența, deoarece aici pentru-orbital numărul cuantic principal este cel mai mic, pentru-orbital; cel mai mare, -orbitalul ocupa o pozitie intermediara.

La umplerea învelișurilor orbitale ale atomului, acestea sunt mai preferabile (mai favorabile energetic) și, prin urmare, acele stări sunt umplute mai devreme pentru care suma numărului cuantic principal și a numărului cuantic secundar (orbital), adică are o valoare mai mică.

RegulaHunda(Gunda) determină ordinea de umplere a orbitalilor unui anumit substrat și se formulează astfel: valoarea totală a numărului cuantic de spin al electronilor unui substrat dat să fie maximă.

Aceasta înseamnă că în fiecare dintre orbitalii de substrat, primul electron este umplut și numai după ce orbitalul gol a fost epuizat, un al doilea electron este adăugat la acest orbital. În acest caz, într-un orbital există doi electroni cu spini semiîntregi de semn opus, care se perechează (formează un nor cu doi electroni) și, ca urmare, spinul total al orbitalului devine egal cu zero.

Biletul numărul 5

Energie de ionizare- un fel de energie de legare, sau, așa cum se numește uneori, primul potențial de ionizare (I 1), este cea mai mică energie necesară pentru a îndepărta un electron dintr-un atom liber în starea sa de cea mai joasă energie (fond) până la infinit.

Energia de ionizare este una dintre principalele caracteristici ale atomului, de care depind în mare măsură natura și rezistența legăturilor chimice formate de atom. Proprietățile reducătoare ale substanței simple corespunzătoare depind, de asemenea, în mod substanțial de energia de ionizare a atomului.

Pentru un atom multielectron, există și concepte de potențiale de ionizare al doilea, al treilea etc., care reprezintă energia de îndepărtare a unui electron din cationii săi liberi neexcitați cu sarcini +1, +2 etc. Aceste potențiale de ionizare sunt de obicei mai mici. important pentru caracterizare element chimic.

Energia de ionizare are întotdeauna o valoare endoenergetică (acest lucru este de înțeles, deoarece pentru a desprinde un electron dintr-un atom este nevoie să se aplice energie, acest lucru nu se poate întâmpla spontan).

Următorii factori au cel mai semnificativ efect asupra energiei de ionizare a unui atom:

sarcina efectivă a nucleului, care este o funcție de numărul de electroni din atom, protejând nucleul și situat în orbitali interni mai adânci;

distanța radială de la nucleu la maximul densității de sarcină a electronului exterior, care este cel mai slab legat de atom și îl părăsește în timpul ionizării;

o măsură a puterii de penetrare a acestui electron;

repulsie interelectronică între electronii externi (de valență).

Energia de ionizare este influențată și de factori mai puțin semnificativi, cum ar fi interacțiunea schimbului mecanic cuantic, corelația spin și sarcină etc.

Energiile de ionizare ale elementelor sunt măsurate în electroni volți per atom sau jouli pe mol.

Energia afinității atomului pentru electron, sau doar el afinitate electronică, este energia eliberată în timpul atașării unui electron la un atom liber în starea sa fundamentală cu transformarea sa într-un ion negativ (afinitatea unui atom pentru un electron este numeric egală, dar opusă în semnul energiei de ionizare a celui corespunzătoare). izolat anion încărcat unic).

Afinitatea electronilor este exprimată în kilojuli pe mol (kJ/mol) sau în electron volți per atom (eV/atom).

Spre deosebire de potențialul de ionizare al unui atom, care are întotdeauna o valoare endoenergetică, afinitatea unui atom pentru un electron este descrisă atât de valori exoenergetice, cât și de valori endoenergetice.

Raze atomice. Valorile găsite pe baza anumitor ipoteze sunt luate ca raze atomice. Teoretic, se calculează așa-numitele raze orbitale, sau distanța de la centrul nucleului până la maximul densității electronilor cel mai îndepărtat de acesta.

Periodicitatea modificărilor razelor atomice este deosebit de pronunțată pentru elementele s și p: în perioade de la stânga la dreapta, razele scad, iar în grupuri de sus în jos, cresc. Modelele de schimbare a razelor atomice pentru elementele d și f sunt mai complexe.

Biletul numărul 6

Element chimic- un set de atomi cu aceeași sarcină nucleară și numărul de protoni, care coincide cu numărul ordinal (atomic) din tabelul periodic. Fiecare element chimic are propriul său nume și simbol, care sunt date în Tabelul periodic al elementelor lui Dmitri Ivanovici Mendeleev.

Forma de existență a elementelor chimice în formă liberă sunt substanțe simple(singleton)

În prezent, Legea periodică a lui D. I. Mendeleev are următoarea formulare: „Proprietățile elementelor chimice, precum și formele și proprietățile substanțelor simple și compușilor formați de acestea, depind periodic de mărimea sarcinilor nucleelor atomilor lor.”.

Cele mai comune sunt 3 forme ale tabelului periodic: „scurt” (perioada scurtă), „lung” (perioada lungă) și „super-lung”. În varianta „extra-lungă”, fiecare perioadă ocupă exact o linie. În versiunea „lungă”, lantanidele și actinidele sunt îndepărtate de pe masa generală, făcându-l mai compact. În notația „scurtă”, pe lângă aceasta, perioada a patra și următoarele ocupă 2 rânduri; simbolurile elementelor subgrupurilor principale și secundare sunt aliniate în raport cu diferitele margini ale celulelor.

Forma scurtă a tabelului, care conține opt grupuri de elemente, a fost anulată oficial de IUPAC în 1989. În ciuda recomandării de a folosi forma lungă, forma scurtă continuă să apară într-un număr mare de cărți de referință și manuale rusești după această perioadă. Forma scurtă este complet exclusă din literatura străină modernă; în schimb, este folosită forma lungă.

Biletul numărul 10

Metoda orbitală moleculară cea mai importantă metodă chimie cuantică... Metoda se bazează pe ideea că fiecare electron al unei molecule este descris de propria sa funcție de undă - un orbital molecular (MO). În cazul general, metoda MO are în vedere formarea de legături chimice ca urmare a mișcării tuturor electronilor în câmpul total creat de toți electronii și de toți nucleele atomilor inițiali. Cu toate acestea, deoarece contribuția principală la formarea legăturilor vine de la electronii învelișurilor exterioare (de valență), aceștia se limitează de obicei la luarea în considerare numai a acestor electroni. În chimie, metoda MO (în special sub formă de MO LCAO) este importantă prin faptul că permite obținerea de date despre structura și proprietățile moleculelor pe baza caracteristicilor corespunzătoare ale atomilor. Prin urmare, aproape toate conceptele moderne legătură chimică iar reactivitatea chimică se bazează pe metoda MO. Teoria orbitalului molecular(MO) oferă o idee despre distribuția densității electronilor și explică proprietățile moleculelor. În această teorie, dependențele mecanice cuantice pentru un atom sunt extinse la un sistem mai complex - o moleculă. Molecula este privită ca un întreg, și nu ca o colecție de atomi care și-au păstrat individualitatea. Într-o moleculă (ca și într-un atom) există stări de energie discrete ale electronilor individuali (orbitali moleculari) cu mișcarea lor auto-consecventă în câmpul celuilalt și a tuturor nucleelor moleculei. Fiecare orbital este caracterizat de propriul său set de numere cuantice care reflectă proprietățile electronilor într-o stare de energie dată. Spre deosebire de orbitalii uniccentri ai atomilor, orbitalii moleculelor sunt multicentrici, adică moleculele au orbitali comuni pentru două sau mai multe nuclee atomice. Fiecare orbital molecular are o anumită energie, aproximativ caracterizată prin potențialul de ionizare corespunzător.

Orbiti moleculari cu doi centri

Metoda orbitalului molecular folosește conceptul de orbital molecular (similar cu un orbital atomic pentru un atom) pentru a descrie distribuția densității electronilor într-o moleculă. Orbitalii moleculari sunt funcțiile de undă ale unui electron dintr-o moleculă sau altă particulă chimică poliatomică. Fiecare orbital molecular (MO), ca și orbitalul atomic (AO), poate fi ocupat de unul sau doi electroni. Starea electronului în regiunea de legătură este descrisă de orbitalul molecular de legătură, în regiunea de slăbire - de orbitalul molecular de slăbire. Distribuția electronilor peste orbitalii moleculari urmează aceleași reguli ca și distribuția electronilor peste orbitalii atomici într-un atom izolat. Orbitalii moleculari sunt formați cu combinații specifice de orbitali atomici. Numărul, energia și forma lor pot fi derivate din numărul, energia și forma orbitatorilor atomilor care alcătuiesc molecula. ????????????????????????????????? ???

Biletul numărul 11: Legătură ionică. Legatura metalica. Legătură de hidrogen. Forțele Van der Waals.

Legătură ionică- o legătură chimică puternică formată între atomi cu o diferență mare (> 1,7 pe scara Pauling) de electronegativități, în care paraplenozitatea totală a electronilor trece la un atom cu o electronegativitate mai mare.Aceasta este atracția ionilor ca corpuri încărcate opus. Un exemplu este compusul CsF, în care „gradul de ionicitate” este de 97%. Să luăm în considerare metoda de formare prin exemplul clorurii de sodiu NaCl. Configuraţia electronică a atomilor de sodiu şi clor poate fi reprezentată: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3p5 Asemenea atomilor cu niveluri de energie incomplete. Evident, pentru completarea lor, este mai ușor pentru un atom de sodiu să doneze un electron decât să atașeze șapte și este mai ușor pentru un atom de clor să atașeze un electron decât să doneze șapte. În interacțiunea chimică, atomul de sodiu donează complet un electron, iar atomul de clor îl acceptă. Schematic se poate scrie astfel: Na. - l е -> Na + ion de sodiu, înveliș stabil de opt electroni 1s2 2s2 2p6 datorită celui de-al doilea nivel energetic. : Cl + 1e -> .Cl - ion de clor, înveliș stabil de opt electroni. Între ionii Na + și Cl- apar forțe de atracție electrostatică, în urma cărora se formează un compus. Legătura ionică este un caz extrem de polarizare a unei legături polare covalente. Format între metal tipic și nemetal. În acest caz, electronii metalului sunt transferați complet către nemetal. Se formează ioni.

Dacă se formează o legătură chimică între atomi care au o diferență foarte mare de electronegativități (EO> 1,7 conform lui Pauling), atunci perechea totală de electroni este complet transferată la atomul cu o OE mai mare. Aceasta are ca rezultat formarea unui compus de ioni cu încărcare opusă:

Între ionii formați apare o atracție electrostatică, care se numește legătură ionică. Mai degrabă, acest aspect este convenabil. De fapt, legătura ionică pură dintre atomi nu se realizează nicăieri sau aproape nicăieri; de obicei, de fapt, legătura este parțial ionică și parțial covalentă. În același timp, legătura ionilor moleculari complecși poate fi adesea considerată pur ionică. Cele mai importante diferențe dintre legăturile ionice și alte tipuri de legături chimice sunt nedirecționalitatea și nesaturarea. Acesta este motivul pentru care cristalele formate datorită legăturii ionice tind la diferite împachetari cele mai dense ale ionilor corespunzători.

Caracteristică astfel de compuși au o bună solubilitate în solvenți polari (apă, acizi etc.). Acest lucru se datorează încărcării părților moleculei. În acest caz, dipolii de solvent sunt atrași de capetele încărcate ale moleculei și, ca urmare a mișcării browniene, „trag” molecula de substanță și îi înconjoară, împiedicându-le să se reunească. Rezultatul sunt ioni înconjurați de dipoli de solvenți.

La dizolvarea unor astfel de compuși, de regulă, se eliberează energie, deoarece energia totală a legăturilor solvent-ion formate este mai mare decât energia legăturii anion-cation. Excepție fac multe săruri ale acidului azotic (nitrați), care absorb căldura atunci când sunt dizolvate (soluțiile sunt răcite). Acest din urmă fapt este explicat pe baza unor legi care sunt luate în considerare în chimia fizică.

O legătură metalică este o legătură chimică cauzată de prezența electronilor relativ liberi. Este tipic atât pentru metale pure, cât și pentru aliajele lor și compușii intermetalici.

Mecanism cu legături metalice

Ionii metalici pozitivi sunt localizați la toate nodurile rețelei cristaline. Între ei, electronii de valență, desprinși de atomi în timpul formării ionilor, se mișcă aleatoriu, ca moleculele de gaz. Acești electroni acționează ca ciment, ținând împreună ionii pozitivi; în caz contrar, rețeaua s-ar dezintegra sub acțiunea forțelor de respingere dintre ioni. În același timp, electronii sunt ținuți de ioni din rețeaua cristalină și nu pot părăsi aceasta. Forțele de comunicare nu sunt localizate și dirijate. Prin urmare, în cele mai multe cazuri, apar numere de coordonare ridicate (de exemplu, 12 sau 8).

[editează] Rețele cristaline caracteristice

Cele mai multe metale formează una dintre următoarele rețele foarte simetrice cu împachetare strânsă de atomi: centrat pe corp cubic, centrat pe față cubică și hexagonal.

Într-o rețea centrată pe corp cubic (BCC), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și un atom în centrul volumului cubului. Metalele au o rețea centrată pe corp cubic: Pb, K, Na, Li, β-Ti, β-Zr, Ta, W, V, α-Fe, Cr, Nb, Ba etc.

Într-o rețea cubică centrată pe față (FCC), atomii sunt localizați la vârfurile cubului și în centrul fiecărei fețe. Metalele de acest tip au o rețea: α-Ca, Ce, α-Sr, Pb, Ni, Ag, Au, Pd, Pt, Rh, γ-Fe, Cu, α-Co etc.

Într-o rețea hexagonală, atomii sunt localizați la vârfurile și centrul bazelor hexagonale ale prismei, iar trei atomi sunt localizați în planul mijlociu al prismei. Metalele au o astfel de împachetare de atomi: Mg, α-Ti, Cd, Re, Os, Ru, Zn, β-Co, Be, β-Ca etc.

[editează] Alte proprietăți

Electronii care se mișcă liber asigură o conductivitate electrică și termică ridicată. Substanțele cu o legătură metalică combină adesea rezistența cu ductilitatea, deoarece atunci când atomii sunt deplasați unul față de celălalt, legăturile nu se rupe.

Forțele Van der Waals- fortele de interactiune intermoleculara cu o energie de 0,8 - 8,16 kJ/mol. Acest termen a desemnat inițial toate astfel de forțe în stiinta moderna se aplică de obicei forțelor care decurg din polarizarea moleculelor și formarea de dipoli. Descoperit de J.D. van der Waals în 1869.

Forțele Van der Waals includ interacțiuni între dipoli (constante și induse). Denumirea provine de la faptul că aceste forțe sunt cauza corecției presiunii interne în ecuația de stare pentru un gaz Van der Waals real. Aceste interacțiuni determină în principal forțele responsabile de formarea structurii spațiale a macromoleculelor biologice.

Forțele Van der Waals apar și între o particulă (particulă macroscopică sau nanoparticulă) și o moleculă și între două particule.

Clasificarea forțelor van der Waals

Interacțiunile Van der Waals constau în trei tipuri de interacțiuni slabe:

Forțele de orientare, atracție dipol-dipol. Se desfășoară între molecule care sunt dipoli permanenți. Un exemplu este HCl în stare lichidă și solidă. Energia acestei interacțiuni este invers proporțională cu cubul distanței dintre dipoli.

Atractie dispersiva (forțele de la Londra). Interacțiunea dintre dipolul instantaneu și direcționat. Energia acestei interacțiuni este invers proporțională cu puterea a șasea a distanței dintre dipoli.

Atractie de inducție. Interacțiunea dintre dipolul permanent și indus (indus). Energia acestei interacțiuni este invers proporțională cu puterea a șasea a distanței dintre dipoli.

Până în prezent, mulți autori pornesc de la presupunerea că forțele van der Waals determină interacțiunea interstrat în cristalele stratificate, ceea ce contrazice datele experimentale: scara anizotropiei temperaturii Debye și, în consecință, scara anizotropiei reflexiei rețelei. Pe baza acestei presupuneri eronate, au fost construite multe modele bidimensionale care „descriu” proprietățile, în special, ale grafitului și nitrurii de bor.

Biletul numărul 12

Numărul de coordonare în chimie

În chimie, conceptul de număr de coordonare a apărut odată cu dezvoltarea chimiei compușilor complecși. Înseamnă numărul de liganzi (atomi, molecule, ioni) care formează prima sferă de coordonare (internă) a agentului de complexare.

De exemplu, în complexul de sare K 3 hexacianoferat de potasiu (III), numărul de coordonare al ionului Fe 3+ este 6, iar în cis-diclorodiaminplatină (II) (sare Peyron) Pt (NH 3) 2 Cl 2, centrala atomul de platină este legat de patru liganzi.

Conceptul de număr de coordonare este folosit și pentru a caracteriza atomul central din molecule, în principal pentru acele cazuri în care numărul de atomi legați chimic cei mai apropiați nu este egal cu valoarea numerică a valenței. De exemplu, într-o moleculă de acid azotic, valența formală a atomului central de azot este 4, starea de oxidare este +5 și numărul de coordonare este 3.

Conceptul de număr de coordonare este folosit și pentru a descrie structura lichidelor și a corpurilor amorfe. În acest caz, numărul de coordonare este o măsură de ordin scurt, numărul mediu al celor mai apropiați vecini ai unui atom. Poate fi fracționat.

Atom central(CA) sau un agent de complexare este de obicei un ion sau un atom de metal, deși în unele cazuri poate fi, de asemenea, un nemetal, de exemplu, siliciu și fosfor în anionii 2- și respectiv -. CA formează legături chimice cu liganzii, le coordonează în jurul său. Ca rezultat, se formează un compus de coordonare.

Ligand(din lat. ligare - a lega) - un atom, ion sau moleculă asociat cu un anumit centru (acceptor). Conceptul este folosit în biochimie pentru a desemna agenți care se combină cu acceptori biologici (receptori, imunoglobuline), precum și în chimia compușilor complecși, desemnând acolo particule atașate la unul sau mai mulți atomi metalici centrali (de complexare).

ORBITAL - zona în care un electron este cel mai probabil să fie situat într-un atom (orbital atomic) sau într-o moleculă (orbital molecular).

Până în prezent, au fost descrise cinci tipuri de orbitali: s, p, d, f și g.
Numele primelor trei s-au format istoric, apoi s-a ales principiul alfabetic. Formele orbitale sunt calculate prin metode de chimie cuantică.

s-orbitali - au o formă sferică și aceeași densitate de electroni în direcția fiecărei axe de coordonate tridimensionale
s-orbital - sferă orbitală

Fiecare orbital p este situat de-a lungul uneia dintre cele trei axe reciproc perpendiculare, în conformitate cu aceasta, în numele orbitalului p, axa de-a lungul căreia este situată densitatea sa maximă de electroni este indicată folosind indicele corespunzător:
p-orbital - orbital haltere

d-orbital - orbital de formă complexă

Energia nivelelor electronice

Numerele cuantice de electroni

Starea fiecărui electron dintr-un atom este de obicei descrisă folosind patru numere cuantice:

n - nivelul de energie al electronului (distanța nivelului de la nucleu)
l - în ce fel de orbital se mișcă (s, p, d ...)
m- magnetic (pe care dintre p (din trei posibile), d (din 5 posibile), etc.
s - spin (mișcarea unui electron în jurul propriei axe).

Principii de umplere orbitală

1. Nu pot exista doi electroni într-un atom ale căror valori ale tuturor numerelor cuantice (n, l, m, s) ar fi aceleași, i.e. fiecare orbital nu poate conține mai mult de doi electroni (cu spini opuși) (principiul lui Pauli).

2. În starea fundamentală, fiecare electron este situat astfel încât energia lui să fie minimă.
Energia orbitalilor crește în următoarea ordine:
1S< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.
Nu este nevoie să memorați această secvență. Poate fi extras din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev

3. Electronii preferă să se stabilească în orbitali de aceeași energie (de exemplu, în trei orbitali p) mai întâi unul câte unul și numai atunci când există deja un electron în fiecare astfel de orbital, începe umplerea acestor orbitali cu al doilea electroni. Când orbitalul este populat cu doi electroni, acești electroni sunt numiți pereche . (Regula sutei)

Deplin formula electronica element

O înregistrare care reflectă distribuția electronilor într-un atom al unui element chimic pe niveluri de energie și subniveluri se numește configurația electronică a acestui atom. În starea fundamentală (neexcitată) a atomului, toți electronii satisfac principiul energiei minime. Aceasta înseamnă că subnivelurile sunt completate mai întâi, pentru care:

1. Numărul n este minim
2. În interiorul nivelului, subnivelul s este mai întâi umplut, apoi p- și numai apoi d- (l este minim)
3. Un subnivel conține cel mai mare număr de electroni nepereche.
4. La umplerea orbitalilor atomici electronici este îndeplinit principiul Pauli. Consecința ei este că nivel de energie cu numărul n, nu pot exista mai mult de 2n2 electroni situati pe n2 subniveluri.

Formula electronică a elementului cu numărul de serie 7 (acesta este elementul azot, care are simbolul „N”) arată astfel.