Gli antipiretici per i bambini sono prescritti da un pediatra. Ma ci sono situazioni di emergenza con la febbre in cui il bambino ha bisogno di ricevere immediatamente medicine. Quindi i genitori si assumono la responsabilità e usano farmaci antipiretici. Cosa è consentito dare ai neonati? Come abbassare la temperatura nei bambini più grandi? Quali farmaci sono i più sicuri?
§5. Nuvole di elettroni: orbitali
Il singolo elettrone di un atomo di idrogeno si forma attorno al nucleo orbitale sferico- una nuvola di elettroni sferica, come un gomitolo di soffice lana avvolto liberamente o un batuffolo di cotone.
Gli scienziati hanno concordato di chiamare l'orbitale atomico sferico S-orbitale. È il più stabile e si trova abbastanza vicino al nucleo.
Quanto maggiore è l'energia di un elettrone in un atomo, tanto più velocemente ruota, tanto più la sua area di residenza si allunga e alla fine si trasforma in una forma a forma di manubrio P-orbitale:
Una nuvola di elettroni di questa forma può occupare un atomo tre posizioni lungo gli assi delle coordinate spaziali X, sì E z. Ciò è facilmente spiegabile: dopo tutto, tutti gli elettroni sono caricati negativamente, quindi le nuvole di elettroni respingersi a vicenda e sforzatevi di essere posizionati il più lontano possibile l'uno dall'altro.
Insieme, tre nuvole di elettroni, che vengono chiamate px-, p e- O pz-gli orbitali formano una figura geometrica simmetrica, al centro della quale si trova il nucleo atomico. Sembra un pompon a sei punte o un triplo arco, come preferisci.
COSÌ, P Possono esserci tre orbitali. La loro energia, ovviamente, è la stessa, ma la loro posizione nello spazio è diversa.
Tranne S- E P-orbitali, esistono orbitali elettronici di forme ancora più complesse; sono designati da lettere D E F. Gli elettroni che arrivano qui acquisiscono una riserva di energia ancora maggiore, si muovono lungo percorsi complessi e, di conseguenza, si ottengono forme geometriche tridimensionali complesse e belle.
Tutto D-orbitali(e potrebbero già essercene cinque) sono identici nell'energia, ma posizionati diversamente nello spazio. E nella forma, che ricorda un cuscino legato con nastri, solo quattro sono identici.
E il quinto è come un manubrio infilato in una ciambella.
Nuvole di elettroni con la stessa energia, a cui viene dato un nome F-orbitali, forse già le sette. Sono anche diversi nella forma e diversamente orientati nello spazio.
Struttura dei gusci elettronici
Secondo i concetti della meccanica quantistica, un elettrone, come qualsiasi altra microparticella, ha simultaneamente proprietà corpuscolari e ondulatorie (dualismo onda-particella), cioè proprietà delle particelle e delle onde. Per descrivere lo stato (movimento) di un elettrone in un atomo viene utilizzato un approccio probabilistico, basato sui concetti di nuvola elettronica, orbitale atomico e densità elettronica.
Nuvola elettronica – un modello del movimento di un elettrone in un atomo, che presuppone che la carica negativa dell’elettrone sia distribuita in modo non uniforme in tutto il volume dello spazio attorno al nucleo (l’elettrone è, per così dire, “imbrattato” in questo volume) . Quando si rappresenta graficamente una nuvola di elettroni, ciò è dimostrato dalla densità disuguale dei punti: dove i punti sono più densi, l'elettrone si trova più spesso.
La densità della nuvola elettronica (densità elettronica) diminuisce con la distanza dal nucleo.
In un atomo multielettronico, gli elettroni si trovano negli orbitali atomici (AO). Orbitale atomico – questo è lo stato di un elettrone con un certo valore energetico, forma e orientamento spaziale della nuvola elettronica.
Gli orbitali sferici sono indicati con la lettera s e gli elettroni che occupano questi orbitali sono chiamati elettroni s.
Gli orbitali a forma di otto tridimensionale (manubri) sono designati dalla lettera p e gli elettroni situati su di essi sono chiamati elettroni p.
Quando si allontana dal nucleo, l'energia dell'elettrone aumenta (la forza del suo legame con il nucleo diminuisce) e aumenta anche la dimensione dell'orbitale in cui si trova l'elettrone. Di conseguenza, pur mantenendo la forma dell'orbitale e il numero di elettroni in esso contenuti, la densità elettronica diminuisce. Quando si costruiscono circuiti grafici elettronici, un AO viene rappresentato come una cella (cella quantistica) e un elettrone come una freccia.
L'elettrone è caratterizzato rotazione, che può essere semplificato per rappresentare la rotazione di un elettrone attorno al proprio asse in senso orario o antiorario. A seconda di ciò, l'elettrone è indicato dalle frecce: o ↓.
Se c'è un elettrone su un AO, allora viene chiamato spaiato. I due elettroni che si trovano sulla società per azioni sono chiamati coppie appaiate o coppie di elettroni (solitari).
Non ci sono più di due elettroni su un AO e i loro spin devono essere in direzioni opposte.
| | | prossima lezione ==> | |
Non solo l'energia di un elettrone in un atomo (e la dimensione associata della nuvola di elettroni) può assumere solo determinati valori. La forma della nuvola elettronica non può essere arbitraria. È determinato dal numero quantico orbitale I (detto anche secondario, o azimutale), che può assumere valori interi da 0 a (n - 1), dove n è il numero quantico principale. Valori diversi di n corrispondono a numeri diversi di possibili valori di /. Pertanto, con n = 1, è possibile solo un valore del numero quantico orbitale: zero (/ = 0), con n = 2 / può essere uguale a 0 o 1, con n = 3, i possibili valori di / sono uguali a 0, 1 e 2, in generale, un dato valore del numero quantico principale n corrisponde a n diversi possibili valori del numero quantico orbitale.
La conclusione che le forme delle nuvole elettroniche atomiche non possono essere arbitrarie deriva dal significato fisico del numero quantico /. Questo è ciò che determina il significato momento angolare orbitale dell'elettrone, questa quantità, come l'energia, è una caratteristica fisica quantizzata dello stato di un elettrone in un atomo.
Il prodotto è la formula del momento angolare orbitale M di una particella che si muove attorno al centro di rotazione in una determinata orbita mvf, Dove T- massa delle particelle, v- la sua velocità, G- raggio vettore che collega il centro di rotazione con la particella (Fig. 7). È importante notare che M è una quantità vettoriale; la direzione di questo vettore è perpendicolare al piano in cui si trovano i vettori v E G.
Una certa forma della nuvola elettronica corrisponde a un valore molto specifico del momento angolare orbitale dell'elettrone M. Ma poiché M può assumere solo valori discreti specificati dal numero quantico orbitale /, le forme delle nuvole elettroniche non possono essere arbitrarie : ogni possibile valore di / corrisponde ad una forma ben specifica della nuvola elettronica.
Sappiamo già che l'energia di un elettrone in un atomo dipende dal numero quantico principale P. In un atomo di idrogeno, l'energia degli elettroni è completamente
Riso.
Riso. 8. Al concetto della dimensione e della forma della nuvola di elettroni è determinata dal valore P. Tuttavia, negli atomi multielettronici, l'energia dell'elettrone dipende anche dal valore del numero quantico orbitale /; le ragioni di questa dipendenza saranno considerate nel § 31. Pertanto, gli stati elettronici caratterizzati da diversi valori di / vengono solitamente chiamati sottolivelli energetici elettrone in un atomo. A questi sottolivelli vengono assegnate le seguenti designazioni di lettere:
In accordo con queste notazioni, si parla di .s-sublevel, /^-sublevel, ecc. Gli elettroni caratterizzati da valori dei numeri quantici laterali pari a 0, 1, 2 e 3 sono chiamati rispettivamente elettroni s, elettroni p, elettroni b/ ed elettroni /. Per un dato valore del numero quantico principale P Gli elettroni s hanno quindi l'energia più bassa p-, d- e /-elettroni.
Stato di un elettrone in un atomo corrispondente a determinati valori pi io,è scritto come segue: prima il valore del numero quantico principale è indicato da un numero, quindi il numero quantico orbitale è indicato da una lettera. Quindi, la designazione 2 R si riferisce ad un elettrone che ha n = 2 e 1 = 1, designazione 3d- all'elettrone, che ha n = 3 e / = 2.
La nuvola di elettroni non ha confini nettamente definiti nello spazio. Pertanto, il concetto di dimensione e forma richiede chiarimenti. Consideriamo, ad esempio, la nuvola elettronica di un 15-elettrone in un atomo di idrogeno (Fig. 8). Al punto UN, situata a una certa distanza dal nucleo, la densità della nuvola di elettroni è determinata dal quadrato della funzione d'onda che passa attraverso il punto UNsuperficie di uguale densità elettronica, collegando i punti in cui la densità della nuvola elettronica è caratterizzata dallo stesso valore di j^. Nel caso di un 15 elettroni, tale superficie risulterà essere una sfera, all'interno della quale è contenuta una parte della nuvola di elettroni (in Fig. 8 è raffigurata la sezione trasversale di questa sfera secondo il piano della figura da una circonferenza passante per il punto UN). Selezioniamo ora un punto B, situato a una distanza maggiore dal nucleo e attira anche una superficie di uguale densità elettronica attraverso di esso. Anche questa superficie avrà forma sferica, ma al suo interno sarà contenuta una parte maggiore della nuvola di elettroni rispetto all'interno della sfera UN. Infine, supponiamo che la parte predominante della nuvola elettronica sia contenuta entro una superficie di uguale densità elettronica attraversata da un certo punto c; Di solito questa superficie viene disegnata in modo da contenere il 90% della carica e della massa dell'elettrone. Tale superficie si chiama superficie di confine, e sono la sua forma e le sue dimensioni ad essere considerate la forma e le dimensioni della nuvola di elettroni. Superficie di confine
Riso. 9. Grafici delle funzioni fif 2 per 1 s-elettrone
Riso. 10.
Il 15 elettrone è una sfera, ma le superfici di confine degli elettroni ^ e ^ hanno una forma più complessa (vedi sotto).
Nella fig. La Figura 9 mostra i valori della funzione d'onda φ (vedi Fig. 9, UN) e il suo quadrato (vedi Fig. 9, 6) per un 15 elettroni dipende dalla distanza r dal nucleo Le curve rappresentate non dipendono dalla direzione in cui viene tracciata la distanza misurata r; significa che la nuvola elettronica dell'elettrone ls ha simmetria sferica, cioè. ha la forma di una palla. Curva nella fig. 9, UN situato su un lato dell'asse delle distanze (asse delle ascisse). Ne consegue che la funzione d'onda del 15-elettrone ha segno costante; lo considereremo positivo.
Figura 9 B mostra inoltre che all'aumentare della distanza dal nucleo il valore di φ 2 diminuisce monotonicamente. Ciò significa che man mano che ci si allontana dal nucleo, la densità della nuvola elettronica di 15 elettroni diminuisce; Questa conclusione può essere illustrata dalla Fig. 5.
Ciò non significa, tuttavia, che con la crescita G anche la probabilità di rilevare un 15 elettrone diminuisce monotonicamente. Nella fig. 10, è evidenziato uno strato sottile, racchiuso tra sfere raggiate G e (g + Ar), dove Ar è una piccola quantità. All'aumentare di r diminuisce la densità della nube elettronica nello strato sferico in esame; ma contemporaneamente aumenta il volume di questo strato, pari a 4l g 2 Ar. Come indicato nel § 26, la probabilità di rilevare un elettrone in un piccolo volume AK è espressa dal prodotto φ 2 DK. In questo caso AK = 4lg 2 Ar; quindi la probabilità di rilevare un elettrone in uno strato sferico racchiuso tra r e (r + Ar) è proporzionale al valore 4r 2 f 2. In questo prodotto, all'aumentare di r, il fattore 4l r 2 aumenta e il fattore φ 2 diminuisce. A piccoli valori di g, il valore 4l g 2 aumenta più velocemente di quanto φ 2 diminuisce, a grandi valori - viceversa. Pertanto il prodotto 4lr 2 φ 2, che caratterizza la probabilità di rivelare un elettrone a una distanza r dal nucleo, passa per un massimo al crescere di r.
La dipendenza della quantità 4r 2 f 2 da r è mostrata per il 15 elettrone in Fig. 11 (tali grafici sono chiamati grafici della distribuzione radiale
Riso. undici.
Riso. 12. Grafici delle funzioni d'onda per 25- (UN) e 35 elettroni (B)
limiti di probabilità trovare un elettrone). Come Fig. 11, la probabilità di rilevare un 15-elettrone a breve distanza dal nucleo è prossima allo zero, poiché G pochi. Anche la probabilità di rilevare un elettrone a una distanza molto grande dal nucleo è trascurabile: qui il fattore φ 2 è vicino allo zero (vedi Fig. 9, 6). Ad una certa distanza dal nucleo g0 la probabilità di rilevare un elettrone ha un valore massimo. Per l'atomo di idrogeno tale distanza è 0,053 nm, che coincide con il valore del raggio dell'orbita dell'elettrone più vicino al nucleo calcolato da Bohr. Tuttavia, l’interpretazione di questa quantità nella teoria di Bohr e dal punto di vista della meccanica quantistica è diversa: secondo Bohr, un elettrone in un atomo di idrogeno situato ad una distanza di 0,053 nm dal nucleo, e dal punto di vista della meccanica quantistica questa distanza corrisponde solo massima probabilità rilevamento degli elettroni.
Le nuvole elettroniche di 5 elettroni del secondo, terzo e successivi strati hanno, come nel caso di 15 elettroni, simmetria sferica, cioè caratterizzato da una forma sferica. Qui però la funzione d'onda cambia in modo più complesso con l'aumentare della distanza dal nucleo. Come Fig. 12, dipendenza di φ da G per 25 e 35 elettroni non è monotona a diverse distanze dal nucleo la funzione d'onda ha segno diverso, e sulle curve corrispondenti c'è punti nodali(O nodi), in cui il valore della funzione d'onda è zero. Nel caso di un 25 elettroni c'è un sito, nel caso di un 35 elettroni ci sono 2 siti, ecc. Di conseguenza anche qui la struttura della nuvola elettronica è più complessa di quella del 15 elettrone. Nella fig. 13 mostra come esempio un diagramma schematico di una nuvola elettronica di 25 elettroni.
Anche i grafici della distribuzione di probabilità radiale per 25 e 35 elettroni hanno un aspetto più complesso (Fig. 14). Qui non c'è più un massimo, come nel caso del 15 elettroni, ma, di conseguenza, due o tre massimi. In questo caso, il massimo principale si trova quanto più lontano dal nucleo, tanto maggiore è il valore del numero quantico principale P.
Riso. 13.
Riso. 14. Grafici di distribuzione di probabilità radiale per 2s- (UN) e 35 elettroni ( 6 )
Consideriamo ora la struttura della nuvola elettronica dell'elettrone 2/?. Quando ci si allontana dal nucleo in una certa direzione, la funzione d'onda dell'elettrone 2p cambia secondo la curva mostrata in Fig. 15, UN. Da un lato del nucleo (a destra nella figura) la funzione d'onda è positiva, e qui c'è un massimo sulla curva, dall'altro lato del nucleo (a sinistra nella figura) la funzione d'onda è negativa , e c'è un minimo sulla curva; all'origine il valore di φ diventa zero. A differenza dei 5 elettroni, la funzione d'onda di un elettrone 2p non ha simmetria sferica. Ciò si esprime nel fatto che l'altezza del massimo (e, di conseguenza, la profondità del minimo) in Fig. 15 dipende dalla direzione scelta del raggio vettore G. In una certa direzione (per chiarezza, la considereremo la direzione dell'asse delle coordinate X) l'altezza massima è maggiore (vedi Fig. 15, O). Nelle direzioni che formano un angolo con l'asse X, Maggiore è questo angolo, minore è l'altezza del massimo (vedi Fig. 15, B, V); se è uguale a 90°, allora il valore di φ nella direzione corrispondente è zero a qualsiasi distanza dal nucleo.
Il grafico della distribuzione di probabilità radiale per l'elettrone 2p (Fig. 16) ha una forma simile alla Fig. 15, con la differenza che la probabilità di trovare un elettrone ad una certa distanza dal nucleo è sempre positiva. La posizione del massimo sulla curva di distribuzione è probabilmente
Riso. 16.
Riso. 15.
Riso.
Riso.
La qualità non dipende dalla scelta della direzione. L'altezza di questo massimo dipende però dalla direzione: è massima quando il raggio vettore coincide con la direzione dell'asse X, e diminuisce quando il raggio vettore devia da questa direzione.
Questa distribuzione della probabilità di rilevare un elettrone 2/? corrisponde alla forma della nuvola di elettroni, che ricorda una doppia pera o un manubrio (Fig. 17). Come si può vedere, la nube elettronica è concentrata vicino all'asse X, e nell'aereo sì, Non esiste una nuvola di elettroni perpendicolare a questo asse: la probabilità di rilevare un elettrone 2p qui è zero. I segni “+” e “-” in Fig. 17 si riferiscono non alla probabilità di rilevare un elettrone (è sempre positiva!), ma alla funzione d'onda φ, che ha segno diverso nelle diverse parti della nuvola elettronica.
La Figura 17 trasmette approssimativamente la forma della nuvola elettronica non solo di elettroni 2p, ma anche di elettroni p del terzo strato e di quelli successivi. Ma i grafici della distribuzione di probabilità radiale qui sono più complessi: invece di un massimo mostrato sul lato destro della Fig. 16, sulle curve corrispondenti compaiono due massimi (elettrone 3p), tre massimi (elettrone 4p), ecc. In questo caso, il massimo più grande si trova sempre più lontano dal nucleo.
Le nuvole elettroniche (7 elettroni (/ = 2)) hanno una forma ancora più complessa. Ciascuna di esse è una figura a “quattro petali” e i segni della funzione d'onda nei “petali” si alternano (Fig. 18).
Il contenuto dell'articolo
CHIMICA, la scienza degli elementi chimici, dei loro composti e delle trasformazioni che avvengono a seguito di reazioni chimiche. Studia di quali sostanze è composto questo o quell'oggetto; perché e come il ferro arrugginisce e perché lo stagno non arrugginisce; cosa succede al cibo nel corpo; perché una soluzione salina conduce l'elettricità, ma una soluzione zuccherina no; Perché alcuni cambiamenti chimici avvengono rapidamente e altri lentamente? Il compito principale della chimica è chiarire la natura della materia; l'approccio principale per risolvere questo problema è la decomposizione della materia in componenti più semplici e la sintesi di nuove sostanze. Utilizzando questo approccio, i chimici hanno imparato a riprodurre molte sostanze chimiche naturali e a creare materiali che non esistono in natura. Negli impianti chimici, carbone, petrolio, minerali, acqua e ossigeno atmosferico vengono convertiti in detergenti e coloranti, plastica e polimeri, farmaci e leghe metalliche, fertilizzanti, erbicidi e insetticidi, ecc. Un organismo vivente può anche essere considerato come un complesso impianto chimico in cui migliaia di sostanze entrano in reazioni chimiche regolate con precisione.
ELEMENTI E CONNESSIONI
Elementi
Lo studio di una sostanza complessa inizia con i tentativi di scomporla in sostanze più semplici. La forma più semplice della materia, in cui viene preservato un certo insieme di proprietà fisiche e chimiche, è chiamata elemento chimico. Gli elementi chimici sono particelle di materia costituite da un insieme di atomi con la stessa carica nucleare. Idrogeno, ossigeno, cloro, sodio, ferro sono tutti elementi. Un elemento non può essere scomposto in componenti più semplici con metodi convenzionali: calore, luce, elettricità o qualsiasi altra sostanza. Ciò richiede una quantità colossale di energia, attrezzature speciali (ad esempio un acceleratore di particelle) o temperature elevate paragonabili alle temperature nelle profondità del Sole. Dei 109 elementi conosciuti, novantadue esistono in natura, il resto è ottenuto artificialmente. Tutti sono sistematizzati nella tavola periodica degli elementi, dove ogni elemento ha il proprio numero seriale, chiamato numero atomico ( cm. ELEMENTI CHIMICI; . Nella tabella 1 elenca i primi 103 elementi in ordine alfabetico. Milioni di sostanze chimiche sono costituite da questo insieme limitato di elementi.
| Elemento | Simbolo | Numero atomico | Massa atomica |
| Azoto | N | 7 | 14,0067 |
| Attinio | AC | 89 | (227) |
| Alluminio | Al | 13 | 26,98154 |
| Americio | Sono | 95 | (243) |
| Argon | Ar | 18 | 39,948 |
| Astato | A | 85 | (210) |
| Bario | Ba | 56 | 137,33 |
| Berillio | Essere | 4 | 9,01218 |
| Berkelio | Bk | 97 | (247) |
| Bor | B | 5 | 10,811 |
| Bromo | Fratello | 35 | 79,904 |
| Vanadio | V | 23 | 50,9415 |
| Bismuto | Bi | 83 | 208,9804 |
| Idrogeno | H | 1 | 1,0079 |
| Tungsteno | W | 74 | 183,85 |
| Gadolinio | Dio | 64 | 157,25 |
| Gallio | Ga | 31 | 69,723 |
| Afnio | HF | 72 | 178,49 |
| Elio | Lui | 2 | 4,0026 |
| Germanio | Ge | 32 | 72,59 |
| Olmio | Ho | 67 | 164,9304 |
| Disprosio | Dy | 66 | 162,50 |
| Europio | Unione Europea | 63 | 151,96 |
| Ferro | Fe | 26 | 55,847 |
| Oro | Au | 79 | 196,9665 |
| Indio | In | 49 | 114,82 |
| Iodio | IO | 53 | 126,9045 |
| Iridio | Io | 77 | 192,22 |
| Itterbio | Sì | 70 | 173,04 |
| Ittrio | Y | 39 | 88,9059 |
| Cadmio | CD | 48 | 112,41 |
| Potassio | K | 19 | 39,0983 |
| Californio | Сf | 98 | (251) |
| Calcio | Circa | 20 | 40,078 |
| Ossigeno | O | 8 | 15,9994 |
| Cobalto | Co | 27 | 58,9332 |
| Silicio | Sì | 14 | 28,0855 |
| Krypton | Kr | 36 | 83,80 |
| Xeno | Xe | 54 | 131,29 |
| Curio | Cm | 96 | (247) |
| Lantanio | La | 57 | 138,9055 |
| Lawrence | Lr | 103 | (260) |
| Litio | Li | 3 | 6,941 |
| Lutezio | Lu | 71 | 174,967 |
| Magnesio | Mg | 12 | 24,305 |
| Manganese | Mn | 25 | 54,9380 |
| Rame | Cu | 29 | 63,546 |
| Mendelevio | MD | 101 | (258) |
| Molibdeno | Mo | 42 | 95,94 |
| Arsenico | COME | 33 | 74,9216 |
| Sodio | N / a | 11 | 22,98977 |
| Neodimio | ND | 60 | 144,24 |
| Neon | Ne | 10 | 20,179 |
| Nettunio | N.P | 93 | 237,0482 |
| Nichel | Ni | 28 | 58,69 |
| Niobio | N.B | 41 | 92,9064 |
| Nobelio | NO | 102 | (259) |
| Lattina | Sn | 50 | 118,710 |
| Osmio | Os | 76 | 190,2 |
| Palladio | Pd | 46 | 106,42 |
| Platino | Pt | 78 | 195,08 |
| Plutonio | Pu | 94 | (244) |
| Polonio | Po | 84 | (209) |
| Praseodimio | Il prof | 59 | 140,9077 |
| Promezio | PM | 61 | (145) |
| Protoattinio | papà | 91 | 231,0359 |
| Radio | RA | 88 | 226,0254 |
| Radon | Rn | 86 | (222) |
| Renio | Rif | 75 | 186,207 |
| rodio | Rh | 45 | 102,9055 |
| Mercurio | Hg | 80 | 200,59 |
| Rubidio | Rb | 37 | 85,4678 |
| Rutenio | Ru | 44 | 101,07 |
| Samario | Sm | 62 | 150,36 |
| Guida | Pb | 82 | 207,2 |
| Selenio | Se | 34 | 78,96 |
| Zolfo | S | 16 | 32,066 |
| Argento2) | Ag | 47 | 107,8682 |
| Scandio | SC | 21 | 44,9559 |
| Stronzio | sr | 38 | 87,62 |
| Antimonio | Sb | 51 | 121,75 |
| Tallio | Tl | 81 | 204,383 |
| Tantalio | Ta | 73 | 180,9479 |
| Tellurio | Te | 52 | 127,60 |
| Terbio | Tb | 65 | 158,9254 |
| Tecnezio | Tc | 43 | |
| Titanio | Ti | 22 | 47,88 |
| Torio | Gi | 90 | 232,0381 |
| Tulio | Tm | 69 | 168,9342 |
| Carbonio | C | 6 | 12,011 |
| Urano | U | 92 | 238,0289 |
| Fermio | FM | 100 | (257) |
| Fosforo | P | 15 | 30,97376 |
| Francia | Fr | 87 | (223) |
| Fluoro | F | 9 | 18,998403 |
| Cloro | Cl | 17 | 35,453 |
| Cromo | Cr | 24 | 51,9961 |
| Cesio | Cs | 55 | 132,9054 |
| Cerio | Ce | 58 | 140,12 |
| Zinco | Zn | 30 | 65,39 |
| Zirconio | Zr | 40 | 91,224 |
| Einsteinio | Es | 99 | (252) |
| Erbio | Ehm | 68 | 167,26 |
| 1) Basato sulla massa atomica dell'isotopo del carbonio 12 C pari a 12.0000. Tra parentesi è indicato il numero di massa del nuclide con la vita più lunga. 2) Guarda anche MASSA ATOMICA. |
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Connessioni
Gli elementi si combinano tra loro per formare sostanze complesse: composti chimici. Sale, acqua, ruggine, gomma sono esempi di composti. Un composto è costituito da elementi, ma solitamente non assomiglia a nessuno di essi nelle sue proprietà e nell'aspetto. Pertanto, la ruggine si forma dall'interazione di gas - ossigeno con metallo - ferro e le materie prime per la produzione di molte fibre sono carbone, acqua e aria. È l'individualità delle proprietà che è una delle caratteristiche che distingue un composto da una semplice miscela. Un'altra caratteristica, e la più importante, di un composto è che gli elementi si combinano sempre tra loro in determinati rapporti di massa. Ad esempio, l'acqua è composta da 2.016 parti in massa di idrogeno e 16.000 parti in massa di ossigeno. Il rapporto in massa tra idrogeno e ossigeno nelle acque del Volga e nei ghiacci dell'Antartide è lo stesso e pari a 1:8. In altre parole, ogni composto chimico ha una composizione molto specifica, vale a dire contiene sempre gli stessi elementi negli stessi rapporti di massa. Questa è una delle leggi chimiche fondamentali: la legge della costanza della composizione.
Molti elementi formano diversi composti. Quindi, oltre all'acqua, è noto un altro composto di idrogeno e ossigeno: il perossido di idrogeno, composto da 2.016 parti di idrogeno e 32 parti di ossigeno. Qui l'idrogeno e l'ossigeno hanno un rapporto di massa di 1:16, che è esattamente il doppio del rapporto in acqua. Questo esempio illustra la legge dei rapporti multipli: se due elementi formano più composti tra loro, le quantità di massa di un elemento che si combinano con la stessa quantità di massa di un altro sono correlate tra loro come piccoli numeri interi.
Atomi e molecole
I concetti di atomi e molecole sono fondamentali in chimica. Un atomo è la particella più piccola di un elemento, che possiede tutte le sue proprietà, e una molecola è la particella più piccola di un composto, che possiede le sue proprietà e capace di esistenza indipendente. L'idea atomica risale al VI-V secolo. AVANTI CRISTO. e appartiene agli antichi filosofi greci Leucippo e al suo allievo Democrito. Secondo le loro idee, la materia è costituita dalle più piccole particelle indivisibili: gli atomi, creati dallo stesso materiale primario. È vero, nessuno di questi filosofi ha determinato quale fosse questo materiale. Successivamente, la teoria atomica fu sviluppata da un altro filosofo greco, Epicuro (IV-III secolo a.C.). Sosteneva che gli atomi hanno un peso e si muovono in direzione orizzontale e verticale, interagendo tra loro. Idee simili furono espresse dal poeta romano Lucrezio nel I secolo. aC, osservando granelli di polvere danzare in un raggio di sole. Infine, nel 1804-1810, il chimico e fisico inglese J. Dalton sviluppò una teoria atomica, che includeva le leggi dei rapporti multipli e la costanza della composizione. Tuttavia, prove convincenti dell’esistenza degli atomi furono ottenute solo nel XX secolo. Quando Lucrezio sosteneva che le particelle di polvere sono spinte da flussi invisibili di atomi in movimento, non era poi così lontano dalla verità: le correnti d'aria possono effettivamente causare la loro danza, ma anche nell'aria ferma le particelle di polvere o fumo sono in costante movimento. Questo effetto è chiamato moto browniano. Due millenni dopo Lucrezio, lo scienziato francese J. Perrin, armato di microscopio e di teoria matematica, studiò i percorsi casuali delle particelle di vernice sospese e calcolò il numero di molecole invisibili i cui impatti le facevano muovere. Una volta contati gli atomi e le molecole, la loro stessa esistenza divenne molto più convincente.
Struttura atomica
Secondo i concetti moderni, l'atomo contiene un nucleo centrale, le cui dimensioni sono molto piccole rispetto all'atomo nel suo insieme. Il nucleo trasporta una carica elettrica positiva ed è circondato da un guscio diffuso (nuvola) di elettroni caricati negativamente, che determina la dimensione dell'atomo. Diametro dell'atomo: ca. 10–8 cm, il diametro del nucleo è 10.000 volte più piccolo e pari a circa 10–12 cm Il più semplice degli atomi - l'atomo di idrogeno - ha solo una particella nel nucleo: un protone. Il nucleo degli atomi di altri elementi contiene più di un protone, così come i neutroni, particelle vicine ai protoni in massa, ma senza carica elettrica. La carica di un nucleo è chiamata numero atomico (o atomico). Il numero atomico è uguale al numero di protoni nel nucleo e determina la natura chimica dell'elemento. Pertanto, un atomo con una carica nucleare di +26 contiene 26 protoni nel nucleo e rappresenta l'elemento ferro. Il nucleo di un atomo di ferro è circondato da 26 elettroni, quindi l'atomo nel suo insieme è elettricamente neutro.
Il numero totale di protoni e neutroni nel nucleo è chiamato numero di massa, poiché quasi tutta la massa dell'atomo è concentrata in queste particelle. Il numero di neutroni contenuti nei nuclei degli atomi di un dato elemento, a differenza del numero di protoni, può variare. Gli atomi dello stesso elemento i cui nuclei contengono un numero diverso di neutroni sono chiamati isotopi. La parola "isotopo" è di origine greca; significa "lo stesso posto" - diversi isotopi di un elemento occupano la stessa posizione nella tavola periodica (SISTEMA PERIODICO DI ELEMENTI) e hanno proprietà chimiche molto simili. Pertanto, l'idrogeno (numero di massa 1) ha un isotopo, il deuterio, nel cui nucleo si trovano un protone e un neutrone (il numero di massa, rispettivamente, è 2). Entrambi gli isotopi subiscono le stesse reazioni chimiche, ma non sempre con la stessa facilità.
Il termine “massa atomica” indica la massa di un atomo di un elemento, espressa in unità della massa di un atomo dell'isotopo di carbonio 12 C, che è generalmente considerato uguale al suo numero di massa - 12.0000 (la massa atomica di un isotopo è vicino al suo numero di massa, ma non uguale ad esso, poiché durante la formazione dell'atomo il nucleo perde parte della sua massa sotto forma di energia). Prima del 1961, le masse atomiche degli elementi venivano determinate rispetto al numero di massa medio di una miscela di isotopi di ossigeno, pari a 16.0000. La massa atomica di un elemento che esiste in natura come miscela di isotopi è il valore medio delle masse atomiche di tutti gli isotopi, tenendo conto della loro abbondanza in natura. La massa molecolare è uguale alla somma delle masse degli atomi degli elementi che compongono la molecola. Ad esempio, dicono. la massa dell'acqua è pari alla somma di 2 1.008 (due atomi di idrogeno) + 16.0000 (un atomo di ossigeno), cioè 18.016.
Nuvola elettronica
Le proprietà fisiche e chimiche degli atomi, e di conseguenza della materia nel suo complesso, sono in gran parte determinate dalle caratteristiche della nube elettronica attorno al nucleo atomico. Un nucleo carico positivamente attrae gli elettroni carichi negativamente. Gli elettroni ruotano attorno al nucleo così velocemente che è impossibile determinarne con precisione la posizione. Gli elettroni che si muovono attorno al nucleo possono essere paragonati a una nuvola o a una nebbia, più o meno densa in alcuni punti e completamente sparsa in altri. La forma della nuvola elettronica, così come la probabilità di trovare un elettrone in qualsiasi punto al suo interno, possono essere determinate risolvendo le corrispondenti equazioni della meccanica quantistica. Le regioni in cui è più probabile che si trovino gli elettroni sono chiamate orbitali. Ogni orbitale è caratterizzato da una certa energia e non può contenere più di due elettroni. In genere, vengono riempiti prima gli orbitali a energia più bassa più vicini al nucleo, poi quelli a energia più alta e così via.
Un insieme di orbitali elettronici con energie simili forma uno strato (cioè un guscio o un livello energetico). I livelli energetici sono numerati a partire dal nucleo dell'atomo: 1, 2, 3, .... Più sono lontani dal nucleo, più spaziosi sono gli strati e più orbitali ed elettroni possono ospitare. Sì, su N-esimo livello N 2 orbitali e possono ospitarne fino a 2 N 2 elettroni. Negli elementi conosciuti, gli elettroni si trovano solo nei primi sette livelli e solo i primi quattro sono occupati.
Esistono quattro tipi di orbitali, sono designati s, p, d e f. Ad ogni livello (strato) c'è un orbitale s, che contiene gli elettroni più strettamente legati al nucleo. Questo è seguito da tre orbitali p, cinque orbitali d e infine sette orbitali f.
gli orbitali s hanno la forma di una sfera, p - la forma di un manubrio o di due sfere che si toccano, gli orbitali d hanno 4 "petali" e gli orbitali f ne hanno 8. Nella sezione trasversale, questi orbitali appaiono approssimativamente come mostrato in la figura.
Tre R-gli orbitali sono orientati nello spazio lungo gli assi del sistema di coordinate rettangolari e sono designati di conseguenza px, p e E pz; D- E F-anche gli orbitali si trovano ad alcuni angoli tra loro; sferico S-Gli orbitali non hanno orientamento spaziale.
Ogni elemento successivo in un periodo ha un numero atomico maggiore di uno rispetto all'elemento precedente e contiene un elettrone in più. Questo elettrone in più occupa l'orbitale successivo in ordine crescente. Bisogna tenere presente che gli strati elettronici sono diffusi e l'energia di alcuni orbitali degli strati esterni è inferiore a quella di quelli interni. Pertanto, ad esempio, viene prima riempito S-orbitale di quarto livello (4 S-orbitale), e solo dopo che è stato completato il riempimento di 3 D-orbitali. L'ordine di riempimento degli orbitali è solitamente il seguente: 1 S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D, 4P, 5S, 4D, 5P, 6S, 4F, 5D, 6P, 7S. Nella notazione utilizzata per rappresentare la configurazione elettronica di un elemento, l'apice della lettera che rappresenta l'orbitale indica il numero di elettroni presenti in quell'orbitale. Ad esempio, voce 1 S 2 2S 2 2P 5 significa che per 1 S-l'orbitale di un atomo contiene due elettroni, 2 S-orbitali – due, su 2 R– cinque elettroni. Atomi neutri che hanno 8 elettroni nel loro guscio elettronico esterno (cioè sono pieni S- E R-orbitali) sono così stabili che praticamente non entrano in alcuna reazione chimica. Questi sono gli atomi di gas inerti. Configurazione elettronica dell'elio 1 S 2, neon – 2 S 2 2P 6, argon – 3 S 2 3P 6, cripto – 4 S 2 3D 10 4P 6, xeno – 5 S 2 4D 10 5P 6 e infine radon – 6 S 2 4F 14 5D 10 6P 6 .
Metalli e non metalli
Quasi tutti i metalli sono sostanze dure e lucenti, conducono bene l'elettricità, sono malleabili e duttili e mediante fusione possono essere utilizzati per produrre prodotti di quasi tutte le forme. Molti non metalli sono gas; I non metalli solidi sono generalmente fragili, talvolta trasparenti e non conducono elettricità. Le differenze nelle proprietà dei metalli e dei non metalli diventano evidenti se si conosce la struttura dei loro atomi e la loro configurazione elettronica. Il guscio elettronico esterno degli atomi metallici è riempito meno della metà, quindi, quando entrano in reazioni chimiche, tutti i metalli tendono a liberarsi degli elettroni esterni, acquisendo una configurazione elettronica stabile. Pertanto, tendono a formare ioni positivi. Sono questi elettroni esterni (mobili) che sono responsabili della conduttività elettrica dei metalli, nonché delle loro proprietà meccaniche. Al contrario, il guscio elettronico esterno degli atomi non metallici è praticamente pieno. I non metalli, in particolare, includono i gas inerti, che hanno il numero massimo di elettroni nel loro guscio elettronico esterno: l'elio ne ha due, il resto ne ha otto. Nelle reazioni chimiche, i non metalli acquisiscono elettroni per diventare ioni negativi o formano un legame covalente.
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Un elettrone di valenza |
Due elettroni di valenza |
Sei elettroni di valenza (gruppo 6, calcogeni) |
Sette elettroni di valenza (gruppo 7, alogeni) |
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| (1 | Idrogeno | H+) | 4 | Berillio | Be2+ | 8 | Ossigeno | O2– | (1 | Idrogeno | H-) | |
| 3 | Litio | Li+ | 12 | Magnesio | Mg2+ | 16 | Zolfo | S2– | 9 | Fluoro | F- | |
| 11 | Sodio | Na+ | 20 | Calcio | Ca2+ | 34 | Selenio | Se2– | 17 | Cloro | Cl– | |
| 19 | Potassio | K+ | 38 | Stronzio | Sr2+ | 52 | Tellurio | Te2– | 35 | Bromo | Fratello– | |
| 37 | Rubidio | Rb+ | 56 | Bario | Ba2+ | 84 | Polonio | Po2– | 53 | Iodio | IO- | |
| 55 | Cesio | Cs+ | ||||||||||
LEGAMI CHIMICI, FORMULE ED EQUAZIONI
Gli elementi che non hanno una configurazione elettronica stabile dei gas inerti tendono ad acquisirla entrando in reazioni chimiche. Gli atomi a cui manca un piccolo numero di elettroni per ottenere una configurazione stabile o, al contrario, ne hanno un leggero eccesso, di solito formano particelle caricate elettricamente: gli ioni. Gli ioni con carica positiva (formati quando si perdono elettroni) sono chiamati cationi, gli ioni con carica negativa (formati quando si acquistano elettroni) sono chiamati anioni. La carica ionica raramente supera 3, cioè gli atomi raramente perdono o acquistano più di tre elettroni. Atomo di sodio ( vedere il diagramma), combinandosi con un atomo di cloro, perde un elettrone esterno e si trasforma in un catione, e l'atomo di cloro guadagna questo elettrone e diventa un anione. I loro gusci elettronici esterni si riempiono e contengono otto elettroni. Il catione e l'anione si attraggono per formare cloruro di sodio.
Gli elettroni del guscio esterno coinvolti nella formazione dei legami chimici sono chiamati elettroni di valenza. (La valenza di un elemento è uguale al numero di legami che è in grado di formare.) Alcuni elementi e i loro elettroni di valenza sono elencati nella tabella sopra. Elenca anche i numeri atomici degli elementi e gli ioni più comuni. Gli elementi che hanno la stessa configurazione elettronica dei loro gusci esterni e hanno proprietà fisiche e chimiche simili sono raggruppati nella tavola periodica degli elementi in gruppi da I a VIII, e il numero del gruppo coincide con il numero degli elettroni di valenza.
La tavola periodica degli elementi aiuta a capire cosa spiega la somiglianza degli elementi appartenenti a un dato gruppo e perché questi elementi differiscono ancora l'uno dall'altro. La scoperta della legge periodica e la pubblicazione del sistema periodico da parte del chimico russo D.I Mendeleev nel 1869 fu un passo importante nella sistematizzazione delle proprietà degli elementi chimici conosciuti e nella previsione degli elementi chimici ancora da scoprire.
Legame ionico
Gli ioni con carica opposta sono attratti l'uno dall'altro e si avvicinano, ma solo fino a un certo limite. Quando la distanza tra gli ioni diventa troppo piccola, le loro nubi elettroniche cominciano a respingersi a vicenda e un ulteriore avvicinamento diventa impossibile. Pertanto esiste una certa distanza alla quale la coppia ionica è più stabile. Questa è chiamata lunghezza del legame ionico. La disposizione spaziale delle particelle cariche in una sostanza che ha uno stato ionico è strettamente ordinata. Un esempio di composti ionici è il comune sale da cucina NaCl, in cui lo ione sodio Na+ è legato allo ione cloruro Cl –, oppure cloruro di calcio CaCl 2 con il rapporto tra ioni calcio Ca 2+ e ioni cloruro Cl – 1:2 . Sia NaCl che CaCl 2 sono elettricamente neutri.
Legame covalente
Un altro tipo comune di legame, il legame covalente, si verifica quando due atomi condividono una (o più) coppie di elettroni. In un legame covalente, gli atomi sono tenuti insieme dall'attrazione elettrostatica dei nuclei verso una coppia di elettroni condivisa, al contrario di un legame ionico, che si basa sull'attrazione elettrostatica tra gli ioni stessi. I legami covalenti di solito si formano quando i nuclei degli atomi attraggono gli elettroni con approssimativamente la stessa forza. Un tale legame esiste, ad esempio, nella molecola del cloro ( vedere il diagramma). Esiste una regola conveniente per determinare il tipo di legame tra gli atomi di due elementi: se un elemento si trova sul lato sinistro della tavola periodica e l'altro è a destra, il legame tra loro sarà ionico ( cm. elementi elencati nella tabella precedente).
Se gli elettroni di valenza vengono contrassegnati da punti, la differenza tra i due tipi di legami risulterà più chiara:
Composti come LiF, BeO o BeF 2 sono ionici. I composti le cui molecole sono costituite da elementi vicini nella tavola periodica sono generalmente covalenti (CO 2, CF 4, NO 2, N 2, O 2, F 2). È vero, alcuni metalli formano sia composti ionici che covalenti.
Due atomi possono condividere due o anche tre coppie di elettroni, formando un legame doppio o triplo:
Connessione polare
Tra i legami puramente covalenti (Cl 2) e quelli puramente ionici (LiF) ce n'è uno in più, intermedio. Si forma quando atomi diversi attraggono una coppia di elettroni comune con forza disuguale. La capacità di un atomo di attrarre gli elettroni coinvolti nella formazione di un legame chimico è chiamata elettronegatività. Un legame puramente ionico si forma tra atomi con elettronegatività significativamente diversa; man mano che le differenze di elettronegatività diminuiscono, il legame acquisisce una "componente" covalente e infine diventa puramente covalente. L'elettronegatività degli atomi di cloro nella molecola di Cl 2 è la stessa, quindi il legame tra loro è covalente. Il legame H–O in una molecola d'acqua è di natura in qualche modo ionica, poiché l'ossigeno è più elettronegativo dell'idrogeno e attrae una coppia di elettroni. Tali legami sono detti polari e la polarità del legame aumenta all’aumentare del suo carattere ionico.
| ELETTRONEGATIVITÀ (SCALA PAULING) | ||||||
| H | ||||||
| 2,1 | ||||||
| Li | Essere | B | C | N | O | F |
| 1,0 | 1,5 | 2,0 | 2,5 | 3,0 | 3,5 | 4,0 |
| N / a | Mg | Al | Sì | P | S | Cl |
| 0,9 | 1,2 | 1,5 | 1,8 | 2,1 | 2,5 | 3,0 |
| K | Circa | Ga | Ge | COME | Se | Fratello |
| 0,8 | 1,0 | 1,6 | 1,8 | 2,0 | 2,4 | 2,8 |
| Rb | IO | |||||
| 0,8 | 2,5 | |||||
| Cs | ||||||
| 0,7 | ||||||
Stato di ossidazione
La polarità del legame H–O illustra il concetto di ossidazione (perdita totale o parziale di elettroni), che è molto utile per illustrare visivamente la distribuzione degli elettroni condivisi per il meccanismo di alcune reazioni chimiche. L'atomo di ossigeno attrae più fortemente la coppia di elettroni condivisi, quindi possiamo dire che, per così dire, acquisisce un elettrone in più a scapito dell'atomo di idrogeno. Tipicamente, un atomo di ossigeno forma due legami, come nella molecola H 2 O, quindi attrae a sé due elettroni e ha uno stato di ossidazione –2. Poiché l'atomo di idrogeno sembra perdere un elettrone, il suo stato di ossidazione è +1. Lo stato di ossidazione dell'ossigeno differisce da –2 nei composti chiamati perossidi, ad esempio nel perossido di idrogeno H 2 O 2. Qui, ogni atomo di ossigeno condivide un elettrone con un altro atomo e riceve un elettrone dall'atomo di idrogeno. Pertanto, lo stato di ossidazione dell'ossigeno nel perossido di idrogeno è –1. Lo stato di ossidazione di un singolo atomo o molecola (Mg, Cl 2, O 2) è zero. In un composto neutro la somma degli stati di ossidazione di tutti gli atomi è zero, in un composto carico la carica totale.
Queste regole consentono di calcolare lo stato di ossidazione di un atomo in ciascun composto specifico. In una molecola di SO 2, due atomi di ossigeno si sommano fino a raggiungere uno stato di ossidazione di –4 e poiché lo stato di ossidazione totale di una molecola deve essere zero, lo stato di ossidazione di S è +4. Nell'anione SO 4 2–, lo stato di ossidazione dello zolfo è +6, mentre in H 2 S è –2. All'elemento più elettronegativo viene assegnato un segno meno.
Formule
Poiché i numeri di atomi in una molecola sono correlati tra loro come piccoli numeri interi, la composizione di una molecola può essere rappresentata utilizzando i simboli degli elementi chimici e i numeri che indicano il numero di atomi di ciascun elemento. Pertanto, una molecola d'acqua, che consiste di due atomi di idrogeno e un atomo di ossigeno, ha la formula H 2 O; perossido di idrogeno, in una molecola di cui ci sono due atomi di ciascun elemento - H 2 O 2. La formula del monossido di carbonio è CO, il biossido è CO 2, poiché le molecole di questi composti contengono rispettivamente un atomo di carbonio e un atomo di ossigeno o un atomo di carbonio e due atomi di ossigeno. La formula FeSO 4 corrisponde al solfato di ferro(II); la molecola di questo composto contiene un atomo di ferro e zolfo e quattro atomi di ossigeno. L'insieme di atomi che formano un determinato gruppo viene solitamente descritto in una parola. Ad esempio, SO 4 2– è un gruppo solfato fa parte di composti come solfato di alluminio Al 2 (SO 4) 3 e solfato di ferro (III) Fe 2 (SO 4) 3. Un altro esempio è il gruppo nitrato NO 3 –, che fa parte del nitrato di ammonio NH 4 NO 3.
Gli ioni sono rappresentati aggiungendo un segno “+” o “–” al simbolo dell'elemento o del gruppo. Ad esempio, Na + è uno ione sodio, Cl – è uno ione cloruro, SO 4 2– è uno ione solfato, Fe 2+ è uno ione ferro (II), Fe 3+ è uno ione ferro (III). Gli ultimi due ioni si ottengono dall'atomo di ferro rimuovendo rispettivamente due e tre elettroni.
Formule strutturali
mostrare chiaramente di quali atomi sono fatte le molecole e da quali legami sono collegate; le coppie di elettroni condivisi o i legami covalenti sono indicati da trattini. Ad esempio, consideriamo l'alcol etilico. La sua formula chimica abituale è C 2 H 5 OH. Un altro composto, il dimetiletere, ha la stessa formula e la differenza tra questi composti può essere vista solo scrivendo le loro formule strutturali:
Naturalmente tali formule occupano più spazio di quelle convenzionali (CH 3 –CH 2 –OH e CH 3 –O–CH 3 o C 2 H 5 OH e CH 3 OCH 3). Pertanto, nelle formule strutturali dei composti ciclici del carbonio, i simboli chimici vengono spesso omessi, raffigurando solo un anello di legami tra atomi di carbonio. Di seguito è riportata la formula strutturale completa del benzene ( Sinistra) e anello benzenico ( sulla destra):
Equazioni
Le reazioni chimiche possono essere rappresentate come equazioni; in questo caso a sinistra ci sono le formule chimiche dei reagenti, a destra i prodotti della reazione e tra loro c'è il segno uguale (=), freccia unidirezionale (→) o bidirezionale ↔ o doppia freccia. Un segno uguale significa che da queste sostanze si formano altre sostanze e una freccia a due punte o doppie frecce indicano che la reazione può procedere in entrambe le direzioni e si stabilisce un equilibrio dinamico tra reagenti e prodotti. Una singola freccia a volte sostituisce il segno di uguale, ma più spesso significa che la reazione sta andando solo in una direzione. Pertanto, l'equazione 2Cl Cl 2 dice che due atomi di cloro si combinano per formare una molecola e la reazione può procedere nella direzione opposta. Questa reazione, come molte altre, è influenzata dalle condizioni in cui viene effettuata, come la temperatura. Nella reazione 2ClCl2, una molecola di cloro si forma a temperatura ambiente e il cloro atomico si forma a temperatura più elevata. A volte questi termini sono indicati sopra la freccia. Quindi, invece della reazione di cui sopra, possiamo scrivere:
Se la miscela di reazione viene riscaldata, la lettera greca delta, D, viene talvolta posizionata sopra la freccia. Lo stato fisico dei reagenti e dei prodotti di reazione è indicato dalle lettere g., l., tv., aq., che significano rispettivamente gas, liquido, solido, soluzione acquosa. Quindi l'equazione
mostra che quando una soluzione acquosa di bicarbonato di calcio viene riscaldata, si forma un precipitato solido di carbonato di calcio, anidride carbonica gassosa e acqua (sotto forma di vapore o liquido a seconda della temperatura).
Equazioni bilanciate
La reazione tra acido solforico e idrossido di sodio per formare solfato di sodio e acqua può essere scritta come NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + Na 2 SO 4. In realtà, questa equazione non è esatta, poiché il numero di atomi dello stesso elemento in entrambi i lati dell'equazione dovrebbe essere lo stesso, ma qui c'è un atomo di sodio sul lato sinistro e due su quello destro. Per uguagliare il numero di atomi di Na, è necessario anteporre a NaOH un fattore pari a 2; allo stesso modo, il numero di atomi di idrogeno e ossigeno dovrebbe essere equalizzato. Di conseguenza, l'equazione assumerà la forma
Procedure simili devono essere eseguite prima che l'equazione venga utilizzata per qualsiasi calcolo.
Equazioni ioniche
Molte sostanze in soluzione si dissociano in ioni, che possono entrare in reazioni chimiche. Ad esempio, si consideri la reazione di cui sopra tra idrossido di sodio e acido solforico disciolto in acqua. La reazione scritta in forma ionica avrà la forma
La ionizzazione dell'acqua non è mostrata qui. Si noti che il numero di ioni sodio e solfato non cambia, interagiscono solo gli ioni ossidrile e gli ioni idrogeno, quindi la reazione totale può essere scritta come
Rapporti di massa
Conoscendo la formula chimica di un composto e le masse atomiche, si possono trovare i rapporti tra le masse degli elementi che compongono il composto. Consideriamo il composto Fe 2 O 3 - ossido di ferro (III), ruggine ordinaria. Trova le masse atomiche degli elementi nella tavola periodica e sommale:
La proporzione di ferro nell'ossido di ferro (III) è 111,6940/159,6922 = 0,6994, o 69,94%. 159.6922 – questo è mol. massa di ossido di ferro (III).
Estendendo questo principio alle equazioni chimiche, possiamo calcolare quanto di ciascun reagente deve essere prelevato affinché alla fine della reazione nessuno di essi rimanga inutilizzato, e possiamo anche stimare quanti diversi prodotti si formano durante la reazione. Quindi, nella reazione di ossidazione del ferro
4·55.8470 = 223.3880 g di ferro reagiscono con 6·15.9994 = 95.9964 g di ossigeno, formando 319.3844 g di ossido di ferro(III). Conoscendo la quantità di ferro, puoi sempre calcolare la massa dell'ossido formato da esso.
Volumi di gas e reazioni chimiche
A pressione e temperatura costanti, i volumi dei gas che reagiscono tra loro, così come i volumi dei prodotti gassosi della reazione, sono correlati come piccoli numeri interi (legge di Gay-Lussac). Questi rapporti sono uguali ai coefficienti della corrispondente equazione chimica. Consideriamo, ad esempio, la combustione del metano CH 4, il componente principale del gas naturale. Come segue dall'equazione di reazione CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O, per mantenere la combustione di un volume di metano, sono necessari due volumi di ossigeno e, di conseguenza, un volume di anidride carbonica e due volumi di si formano acqua. Tutti i volumi, ovviamente, sono ridotti alla stessa temperatura e pressione.
PROPRIETÀ FISICHE
Consideriamo alcune proprietà fisiche della sostanza: stato di aggregazione, punti di fusione e di ebollizione, struttura cristallina, conducibilità elettrica.
Stato di aggregazione
una sostanza è determinata dalla forza di attrazione tra le sue molecole costituenti e dalla temperatura. In un corpo solido, le molecole sono fortemente accoppiate tra loro e il loro movimento è limitato a vibrazioni relative a posizioni fisse. All’aumentare della temperatura, l’energia delle molecole aumenta, le vibrazioni diventano più intense e alla fine le molecole acquisiscono energia sufficiente per compiere movimenti di traslazione. In questo caso, la sostanza solida si scioglie (se l'interazione intermolecolare rimane sufficientemente forte) o, sublimando, si trasforma in un gas, le cui molecole si muovono in modo caotico.
Temperatura di fusione
(solidificazione) è la temperatura alla quale un solido si trasforma in un liquido (o un liquido si trasforma in un solido). Il punto di fusione dell'acqua è 0°C (Celsius) o 32°F (Fahrenheit). Poiché il volume del corpo cambia leggermente durante la fusione, la pressione ha un effetto minimo sulla temperatura di fusione. Tuttavia, è sotto l'influenza dell'alta pressione esercitata dal pattino che il ghiaccio si scioglie e l'atleta scivola facilmente lungo di esso.
Temperatura di ebollizione
è la temperatura alla quale un liquido si trasforma in vapore (gas). Dipende dalla pressione, quindi in montagna l'acqua bolle a una temperatura inferiore rispetto al livello del mare. Il punto di ebollizione dell'acqua ad una pressione di 760 mm Hg. Arte. (pressione "standard", approssimativamente uguale alla pressione al livello del mare) è 100°C (o 212°F).
Sostanze cristalline e amorfe
I solidi sono amorfi e cristallini. Nelle molecole amorfe, le molecole sono disposte in modo casuale. Un esempio di sostanza amorfa è il vetro. Come altre sostanze simili, il vetro non ha un punto di fusione specifico: se riscaldato, si ammorbidisce gradualmente fino a diventare liquido. Al contrario, le molecole (o ioni) delle sostanze cristalline sono disposte in modo rigorosamente ordinato. Le sostanze cristalline includono sabbia, sale da cucina, zucchero, diamante, grafite, ecc. Si sciolgono tutti ad una certa temperatura (a meno che non subiscano cambiamenti chimici quando riscaldati, come accade con lo zucchero). Molti composti ionici (ad esempio il sale da cucina NaCl) formano cristalli in cui ciascuno ione è circondato da ioni con carica opposta; di conseguenza, non si può dire che nessuna particolare coppia di ioni formi una molecola.
A causa dell'attrazione reciproca degli ioni in un cristallo di sale da cucina (NaCl), questa sostanza si scioglie ad alta temperatura (801 ° C). Ogni ione NaCl è circondato da sei vicini più prossimi che hanno cariche opposte. La cella unitaria di un cristallo di sale da cucina è un cubo con ioni sodio situati agli angoli e al centro di ciascuna faccia. Una cella di questo tipo è chiamata cella cubica a facce centrate. Anche i grandi cristalli di sale da cucina hanno una forma cubica.
Anche il reticolo cristallino del diamante, in cui ciascun atomo di carbonio è legato covalentemente a quattro atomi vicini, è caratterizzato da una cella unitaria cubica a facce centrate. Il diamante è una sostanza molto dura con un'elevata temperatura di transizione.
Gli atomi di carbonio nella grafite sono disposti in modo completamente diverso. Qui formano strati che non sono molto saldamente collegati tra loro. Ogni strato è rivestito da esagoni di atomi di carbonio, simili all'anello benzenico. Poiché l'adesione tra gli strati è piuttosto debole, la grafite è morbida. Gli strati scivolano facilmente l'uno contro l'altro, rendendo la grafite un buon lubrificante. Diverse forme cristalline dello stesso elemento, come la grafite e il diamante, sono chiamate allotropi.
Le sostanze le cui molecole sono tenute insieme da deboli forze di attrazione, piuttosto che da legami covalenti o ionici, fondono a temperature relativamente basse, raramente superiori a 400 ° C. Questo è il caso della maggior parte dei composti organici, così come di quelli inorganici covalenti. Gli esempi includono acqua e benzene: i loro punti di fusione sono significativamente inferiori alla temperatura ambiente.
Conduttività elettrica
I metalli sono ottimi conduttori di elettricità. I portatori di corrente elettrica in essi sono elettroni, che “galleggiano” liberamente nel reticolo cristallino tra gli ioni metallici che occupano una posizione fissa nei siti del reticolo. Questi elettroni compensano la reciproca repulsione degli ioni positivi e stabilizzano l'intera struttura. Se ad un metallo viene applicata una differenza di potenziale, gli elettroni si sposteranno verso il polo positivo e si verificherà una corrente elettrica.
COMPOSTI INORGANICI
I composti inorganici includono composti di tutti gli elementi chimici, ad eccezione della maggior parte dei composti del carbonio.
Acidi, basi e sali
Gli acidi sono composti che si dissociano in acqua per rilasciare ioni idrogeno (H+). Questi ioni determinano le proprietà caratteristiche degli acidi forti: sapore aspro e capacità di interagire con le basi. Le basi sono sostanze che si dissociano in acqua per rilasciare ioni idrossido (OH –). I sali sono composti ionici formati dall'interazione di acidi e basi:
Nomenclatura dei composti inorganici
La nomenclatura dei composti inorganici più comuni si basa sulle seguenti regole.
Elementi
I nomi dei metalli di solito finiscono in - th(es. sodio, potassio, alluminio, magnesio). L'eccezione sono i metalli conosciuti fin dall'antichità e che hanno ricevuto i loro nomi contemporaneamente. Questi sono, ad esempio, ferro, rame, oro. I nomi dei non metalli solitamente terminano con - operazione(cloro, boro, fosforo), - od(idrogeno, ossigeno, iodio) o - Lui(argon, neon). Conoscendo i nomi degli elementi e degli ioni più comuni e utilizzando le regole seguenti, puoi nominare quasi tutti i composti inorganici.
Acidi
I nomi degli acidi le cui molecole non contengono ossigeno finiscono con: idrogeno, ad esempio, acido cloridrico (HCl), acido bromidrico (HBr), acido iodidrico (HI).
I nomi degli acidi contenenti ossigeno dipendono dal grado di ossidazione dell'elemento centrale. Il nome dell'acido in cui questo elemento ha uno stato di ossidazione inferiore termina con - esausto, ad esempio, azotato (HNO 2), solforoso (H 2 SO 3) e la maggior parte - su - No, ad esempio, azoto (HNO 3), zolfo (H 2 SO 4). Usando il cloro come esempio, consideriamo il caso in cui l'elemento forma più di due acidi contenenti ossigeno. I loro nomi sono formati come segue: cloro nuovo acido, HClO; cloro esausto, HClO2; cloro nuovo,HClO3; cloro No, HClO4. Lo stato di ossidazione del cloro qui è rispettivamente +1, +3, +5 e +7. I nomi degli acidi le cui molecole contengono diverse quantità di acqua differiscono tra loro per prefissi orto-, ipo-, piro- E meta- (in ordine decrescente di contenuto d'acqua):
Ioni caricati positivamente
I nomi di questi ioni sono formati come segue: dopo la parola e lui indicare il nome dell'elemento e in numeri romani il grado della sua ossidazione. Ad esempio, Cu 2+ è uno ione rame(II), Cu+ è uno ione rame(I). I nomi di alcuni ioni positivi terminano con - Questo: ammonio, NH 4 + ; idronio, H 3 O + .
Ioni caricati negativamente
I nomi degli ioni monoatomici caricati negativamente (e, di conseguenza, dei sali) ottenuti da acidi privi di ossigeno terminano in - eid: ione cloruro, Cl – ; ione bromuro, Br – . I nomi degli ioni (e, di conseguenza, dei sali) ottenuti da acidi contenenti ossigeno, in cui l'elemento centrale ha uno stato di ossidazione inferiore, terminano con - Esso: solfito, SO 3 2– ; nitrito, NO 2 – ; fosfito, PO 3 3– ; e quello più grande - su - A: solfato, SO 4 2– ; nitrato, NO 3 – ; fosfato, PO 4 3– . I nomi degli ioni ottenuti da acidi parzialmente neutralizzati si formano aggiungendo la parola acido o console idro- O bi-: idrocarbonato (bicarbonato), HCO 3 – ; solfato acido, HSO 4 – .
Sali e composti covalenti
Per i sali e i composti covalenti si usano i nomi degli ioni in essi contenuti: cloruro di sodio, NaCl; idrossido di sodio, NaOH. Se un elemento può avere diversi stati di ossidazione, dopo il suo nome lo stato di ossidazione in questo composto è indicato in numeri romani: solfato di ferro(II), FeSO 4 ; solfato di ferro (III), Fe 2 (SO 4) 3. Se un composto è formato da due non metalli, vengono utilizzati i prefissi per indicare il numero dei loro atomi di-, tre-, tetra-, penta- eccetera. Ad esempio, disolfuro di carbonio, CS 2; pentacloruro di fosforo, PCl 5, ecc.
SOLUZIONI E SOLUBILITÀ
A causa della distribuzione non uniforme della carica elettrica nelle molecole, ad es. A causa della presenza dei loro “poli” negativi e positivi (più propriamente parlando, un momento dipolare), anche le molecole generalmente neutre sono attratte tra loro. La forza di questa attrazione dipende dal grado di localizzazione della carica e determina la capacità dei liquidi di dissolvere varie sostanze. Di norma, le molecole polari sono attratte l'una dall'altra in modo piuttosto forte; Ecco perché l'alcol e l'acqua si mescolano facilmente. L'attrazione reciproca delle molecole non polari è molto più debole. Esempi di composti non polari sono il tetracloruro di carbonio CCl 4 e gli idrocarburi come il benzene.
Solubilità
La dissoluzione inizia con le molecole di solvente che “si fanno strada” tra le molecole del soluto. Ciò può accadere solo se le forze di attrazione tra le molecole del solvente, da un lato, e tra il solvente e il soluto, dall'altro, sono approssimativamente le stesse. Ciò implica la regola della solubilità: il simile si dissolve nel simile (che significa “simile” nella polarità). L'acqua e la benzina non si mescolano perché le molecole d'acqua polari sono fortemente attratte l'una dall'altra e le molecole di idrocarburi non possono penetrare tra loro. Allo stesso tempo, la benzina si mescola facilmente con il tetracloruro di carbonio ed entrambi fungono da buoni solventi per molte sostanze non polari insolubili in acqua, come grassi o paraffine. L'acqua, a sua volta, dissolve la maggior parte delle sostanze ioniche, come sale da cucina o bicarbonato di sodio (bicarbonato di sodio NaHCO 3), nonché composti polari non ionici come alcol, zucchero (la cui molecola contiene molti gruppi OH), amido e vitamina C Nessuna di queste sostanze è solubile nella benzina o in altri idrocarburi.
Quando i composti ionici vengono sciolti in acqua o altri solventi polari, gli ioni vengono “tirati” dal reticolo cristallino dalle forze attrattive delle molecole del solvente:
allo stesso tempo vengono solvatati, cioè si legano più o meno saldamente alle molecole del solvente (questo non si riflette nell'equazione), così che, ad esempio, gli ioni sodio sono sotto forma di Na + (H 2 O) X. Anche il gas di acido cloridrico, che è altamente solubile in acqua, si dissocia in ioni idrogeno e ioni cloruro:
Le molecole d'acqua attraggono gli ioni idrogeno e si formano ioni idronio H 3 O +. I composti meno polari (alcoli o zuccheri, ecc.) difficilmente si dissociano in acqua.
A volte una sostanza inizia a dissolversi a seguito di una reazione chimica che ne modifica le proprietà. Pertanto, il marmo (o calcare CaCO 3) è praticamente insolubile in acqua pura, ma si dissolve in acqua acidificata:
CaCO 3 (sol.) + 2HCl (aq.) → CaCl 2 (aq.) + CO 2 (g.) + H 2 O (l.)
Le molecole di alcuni solidi sono così strettamente legate tra loro che queste sostanze non si dissolvono in nessun solvente, tranne quelli con cui reagiscono chimicamente. Gli esempi includono diamante, grafite, vetro e sabbia.
Effetto della temperatura e della pressione
La solubilità dei liquidi e dei solidi generalmente aumenta con l'aumentare della temperatura perché aumenta l'energia di movimento (energia cinetica) delle molecole e diminuisce la loro reciproca attrazione. Una variazione di pressione ha scarso effetto sulla solubilità, poiché il volume cambia solo leggermente durante la dissoluzione.
La pressione ha un effetto molto maggiore sulla solubilità dei gas. Il gas si dissolve meglio con l'aumentare della pressione, sotto l'influenza della quale alcune delle sue molecole vanno in soluzione. All'aumentare della temperatura, la solubilità dei gas diminuisce: l'energia cinetica delle molecole aumenta, si muovono più velocemente ed è più facile "rompere" dal solvente.
Elettroliti
Alcune soluzioni, come i metalli, conducono elettricità. In questo caso i portatori di carica sono gli ioni. Le sostanze la cui soluzione conduce corrente elettrica sono generalmente chiamate elettroliti, mentre quelle che non conducono elettricità sono chiamate non elettroliti.
Concentrazione
è la quantità di soluto contenuta per unità di massa o volume di soluzione. Può essere espresso in unità come g/l (il numero di grammi di una sostanza per litro di soluzione). A volte la concentrazione viene misurata in percentuale. In questo caso è necessario indicare quali percentuali si intendono: peso o volume. Ad esempio, una soluzione al 10% di alcol in acqua è una soluzione contenente 10 volumi di alcol e 90 volumi di acqua (percentuale in volume), mentre una soluzione al 10% di cloruro di sodio in acqua è una soluzione in cui sono presenti 90 unità di massa di la sostanza per 10 unità di massa d'acqua (percentuale in massa). Quando la quantità di sostanza disciolta è molto piccola, viene utilizzata l'unità "parte per milione" - una parte della sostanza disciolta per milione di parti della soluzione (nella letteratura inglese è indicata come ppm, in russo - ppm o ppm). Per descrivere le reazioni chimiche, è più conveniente esprimere la concentrazione come il numero di molecole o ioni di un soluto per unità di volume di soluzione.
Neo
La mole è una delle sette unità base del Sistema Internazionale di Unità (SI). È definita come la quantità di sostanza che contiene lo stesso numero di atomi, molecole o ioni di 12 g dell'isotopo di carbonio 12 C ( vedi sopra), ovvero 6.022·10 23 (numero di Avogadro). Il concetto di mole consente di calcolare quante particelle (atomi o molecole) di una sostanza sono contenute in una determinata quantità di massa. Ad esempio, dalla definizione di mole segue che 6 g dell'isotopo del carbonio 12 C dovrebbero contenere 3,011·10 23 atomi. Inoltre, dalla definizione di massa atomica è noto che il numero di grammi di qualsiasi elemento, numericamente uguale alla sua massa atomica, contiene il numero di atomi di Avogadro di questo elemento. Pertanto, 4,0026 g di elio, 32,06 g di zolfo e 200,59 g di mercurio contengono lo stesso numero di atomi dell'elemento corrispondente, cioè 6,022·10 23. Allo stesso modo, per le sostanze costituite da molecole, una mole di sostanza è la sua quantità, la cui massa in grammi è numericamente uguale alla massa molecolare della sostanza. Pertanto, una mole di cloro Cl2 ha una massa di 35,453 · 2 = 70,906 g, una mole di cloruro di sodio NaCl - (22,9898 + 35,453) = 58,443 g e una mole di ioni sodio Na + - 22,9898 g.
Molarità
La molarità è la concentrazione di una sostanza in una soluzione, espressa in moli di soluto contenute in 1 litro di soluzione. Pertanto, una soluzione decimale (abbreviata come 0,1 M) di cloruro di sodio contiene 0,1 mol (o 5,8443 g) di NaCl in 1 litro di soluzione.
Molalità
La molalità è il numero di moli di soluto presenti in 1000 g di solvente. Pertanto, una soluzione 0,1 mol di cloruro di sodio in acqua contiene 0,1 mol (o 5,8443 g) di NaCl in 1000 g di H 2 O. Questa unità viene utilizzata meno frequentemente della molarità.
Normalità
La normalità è il numero di equivalenti di una sostanza contenuta in 1 litro di soluzione. Per i sistemi che includono acidi, basi e sali, l'equivalente è la quantità di sostanza che viene consumata quando interagisce con 1 mole di ioni idrogeno H +. Ad esempio, quando si forma una mole di solfato di sodio Na 2 SO 4 (1 mol = 142,0412 g), 1 mole di acido solforico perde 2 moli di H +. Pertanto, 1 mole di solfato di sodio contiene 2 equivalenti e la normalità di una soluzione un molare di solfato di sodio è due (2 N).
LEGGI DEI GAS
Il comportamento dei gas ideali è descritto dalle seguenti leggi: 1) a temperatura costante, la variazione di volume del gas è inversamente proporzionale alla variazione di pressione (legge di Boyle-Mariotte); 2) a pressione costante, la variazione del volume del gas è direttamente proporzionale alla variazione della temperatura assoluta (legge di Charles-Gay-Lussac); 3) a temperatura e pressione costanti, la variazione di volume è direttamente proporzionale alla variazione della quantità di sostanza (legge di Avogadro). Queste leggi possono essere rappresentate come un'unica equazione di stato per un gas ideale PV = nRT, Dove R– pressione del gas (Pa), V– il suo volume (m 3), T– temperatura assoluta (K), N– numero di moli di gas, R– costante universale dei gas pari a 8.314 J/K mol ( R= 0,08206 l atm/K mol, se P misurato in atmosfere V– in litri, N- nelle talpe, T- in Kelvin).
Se due gas vengono miscelati a temperatura e pressione costanti, allora il volume della miscela sarà pari alla somma dei volumi dei gas che la compongono; a volume costante, la pressione di una miscela di gas che non interagiscono chimicamente tra loro è pari alla somma delle pressioni parziali dei gas che compongono la miscela (legge delle pressioni parziali stabilita da Dalton). La pressione parziale è la pressione che un componente di una miscela di gas ideale eserciterebbe se occupasse da solo il volume dell'intera miscela. La frazione molare di uno dei componenti di una miscela di gas è quella parte di tutte le molecole di gas che compongono le molecole di questo componente. Per eventuali gas presenti nella miscela
I gas il cui comportamento segue rigorosamente l'equazione generale sopra riportata sono detti ideali. Vicino a loro ci sono gas inerti e altri che hanno un punto di ebollizione molto basso (ad esempio idrogeno, ossigeno e azoto). I gas con punti di ebollizione elevati, come l'anidride carbonica, obbediscono in modo molto approssimativo alle leggi dei gas ideali.
Le leggi dei gas presentate sopra si basano sul presupposto che le molecole di gas (o atomi) non hanno volume e non interagiscono tra loro. La prima ipotesi non è molto lontana dalla realtà, poiché un gas occupa un volume molto maggiore di un liquido di pari massa (il volume di un liquido è una misura del volume delle sue molecole). Anche la seconda ipotesi sembra ragionevole, poiché se le molecole del gas interagissero abbastanza forte, si verificherebbe la condensazione. Se un gas è racchiuso in un recipiente chiuso, la sua pressione sarà determinata dall'energia delle molecole che bombardano le pareti. Poiché le molecole di tutti i gas alla stessa temperatura hanno la stessa energia cinetica (la temperatura è una misura di questa energia), un numero uguale di molecole eserciterà la stessa pressione sulle pareti del contenitore, indipendentemente dal gas a cui appartengono. A. Avogadro ha suggerito che anche il volume occupato da un gas è determinato solo dal numero di molecole, e non dalla loro natura, ed è maggiore quanto più bassa è la pressione o maggiore è la temperatura, ma non dipende dalla dimensione o dalla massa delle molecole. le molecole del gas come tali, poiché sono molto piccole. Esiste la seguente relazione quantitativa tra il numero di molecole e il volume di un gas: una mole di qualsiasi gas contiene 6.022 10 23 molecole e in condizioni normali (0°C e 760 mm Hg) occupa un volume di 22,4 litri ( cm. NUMERO DI AVOGADRO).
REAZIONI CHIMICHE
Equilibrio
Le sostanze entrano in reazioni chimiche perché l'energia del sistema diminuisce, cioè la configurazione elettronica dei prodotti di reazione risulta energeticamente più favorevole rispetto alla configurazione dei reagenti iniziali. (Tuttavia, c'è un altro fattore: l'entropia;) Con una grande differenza di energia (cioè una grande differenza nella stabilità dei reagenti e dei prodotti iniziali), la reazione avviene istantaneamente. Ad esempio, se ossigeno e idrogeno vengono mescolati in un certo rapporto e la miscela viene data alle fiamme, i gas reagiranno istantaneamente senza lasciare residui per formare acqua:
2H2 + O2 → 2H2O
Se la differenza energetica tra i reagenti iniziali e i prodotti finali di una reazione chimica è piccola, entrambi sono presenti in quantità notevoli nella miscela di reazione e dopo un certo tempo si stabilisce un equilibrio tra loro. Un esempio è la dissoluzione dell'acido acetico in acqua:
H 2 O + CH 3 COOH → H 3 O + + CH 3 COO -
(Gli atomi di idrogeno nel gruppo CH 3 sono collegati all'atomo di carbonio da forti legami covalenti e non sono acidi.) In questa reazione non avviene la ionizzazione completa dell'acido acetico: quando circa l'1% delle sue molecole si dissociano in ioni, la velocità di la combinazione di quest'ultimo con la formazione delle molecole originali diventa uguale alla velocità di dissociazione e la concentrazione delle particelle nella soluzione cessa di cambiare. Il cosidetto equilibrio dinamico.
La posizione di equilibrio può essere modificata (spostata) aggiungendo o rimuovendo una qualsiasi delle sostanze coinvolte nella reazione. In questo caso, l'equilibrio si sposta in modo tale che l'effetto di una variazione di concentrazione è minimo (principio di Le Chatelier). Pertanto, l'aggiunta di acqua provoca un'ulteriore ionizzazione dell'acido acetico (poiché durante la ionizzazione parte dell'acqua viene legata nell'H 3 O +) e l'aggiunta dello ione acetato (CH 3 COO -) ha l'effetto opposto. Ogni reazione di equilibrio è caratterizzata dal cosiddetto. costante di equilibrio - un valore pari al rapporto tra il prodotto delle concentrazioni di prodotti e il prodotto delle concentrazioni di reagenti iniziali; in questo caso ciascuna delle concentrazioni viene presa in misura pari al numero di molecole di un dato tipo che partecipano alla reazione. La costante di equilibrio, di regola, non dipende dalla concentrazione, ma varia con la temperatura.
Cinetica
La velocità delle reazioni chimiche varia notevolmente. Ad esempio, una miscela di idrogeno e ossigeno esplode letteralmente dopo essere stata accesa, e la trasformazione del diamante in una forma cristallina di carbonio chimicamente più stabile, la grafite, avviene così lentamente che non si completa per miliardi di anni.
La velocità delle reazioni chimiche è determinata dal loro meccanismo. Molte reazioni sono in realtà molto più complesse di quanto suggerisca la loro equazione complessiva. Pertanto, si è scoperto che la decomposizione dell'ozono con la formazione di ossigeno avviene in due fasi. Nella prima fase, una molecola di ozono si dissocia e l’equilibrio viene rapidamente raggiunto:
La seconda fase è molto più lenta e determina la velocità di reazione:
O+O3 → 2O2
Sommando queste due equazioni si ottiene l'equazione totale
2O3(g) → 3O2(g)
È possibile che successivamente vengano proposti altri meccanismi che soddisfino i dati sperimentali sulla velocità di questa reazione.
L'energia minima che le particelle interagenti devono avere affinché tra loro possa iniziare una reazione chimica è chiamata energia di attivazione. Di norma, più è basso, più velocemente procede la reazione. Anche il fattore entropia è di grande importanza per la reazione.
Tipi di reazioni
Le reazioni possono essere classificate utilizzando diversi schemi e ognuno di essi è conveniente a modo suo. Qui, le reazioni sono divise in tre tipi: ioniche, in cui gli ioni vengono rimossi dalla zona di reazione formando un prodotto insolubile, gassoso o legato covalentemente; redox, in cui gli elettroni si muovono; reazioni (comprese le reazioni tra un acido di Lewis e una base di Lewis) accompagnate dalla ridistribuzione degli elettroni condivisi.
Reazioni ioniche
Reazioni ioniche semplici senza trasferimento di elettroni si verificano quando uno dei prodotti è insolubile (gas o solido) o è una sostanza legata covalentemente che rimane in soluzione. Una reazione ionica, il cui prodotto è un solido insolubile, può essere rappresentata come
Gli ioni stessi non hanno subito alcun cambiamento durante la reazione, ma ora sono saldamente trattenuti nel reticolo cristallino.
Per prevedere il corso di tali reazioni, è importante conoscere la solubilità delle sostanze in esse coinvolte. Ad esempio, il cloruro d'argento è scarsamente solubile in acqua e possiamo concludere che la reazione
sebbene reversibile, l’equilibrio è fortemente spostato a destra. (Questa reazione viene utilizzata per rilevare gli ioni di cloro o argento in soluzione, nonché per la loro determinazione quantitativa.) Gli ioni argento possono essere presenti in qualsiasi composto solubile: sotto forma di nitrato, solfato, acetato, ecc.; Gli ioni cloro possono essere componenti di sali come sali di sodio, potassio, bario o alluminio. Pertanto, l'equazione di cui sopra può essere vista come una rappresentazione generalizzata di una reazione di decomposizione di scambio, in cui due reagenti si decompongono e scambiano i loro costituenti. Ad esempio, queste reazioni potrebbero essere:
Appartengono a questo tipo le reazioni di neutralizzazione. Quando un composto che si dissocia per formare ioni idrogeno (un acido) reagisce con una base (una fonte di ioni ossidrile), si forma acqua. In una molecola d'acqua, tutti gli atomi sono collegati da legami covalenti, quindi la reazione procede quasi fino al completamento (la sua costante di equilibrio è 10 –14). La reazione di neutralizzazione può essere scritta come
Ecco alcuni esempi di reazioni di neutralizzazione che coinvolgono acidi forti (HCl) e deboli (CH 3 COOH):
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H 2 O (l)
CH 3 COOH (aq) + KOH (aq) → CH 3 COOK (aq) + H 2 O (liquido)
Gli acidi forti si dissociano quasi completamente in acqua, liberando ioni idrogeno, mentre gli acidi deboli si dissociano leggermente. Anche le basi deboli si dissociano male.
Gli acidi e le basi più comuni sono elencati di seguito. Tieni presente che alcuni composti hanno proprietà sia acide che basiche. Si chiamano anfoteri.
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Acidi forti |
Acidi deboli |
Motivi forti |
Motivi deboli |
| CIAO | HSSO 4 – | NaOH | NH3 |
| HCl | HPO4 2– | KOH | CH 3 COO – |
| HBr | H2S | Ba(OH)2 | HPO4 2– |
| HNO3 | CH3COOH | Ca(OH)2 | CO32– |
| H3PO4 | HClO | AgOH | HCO3 – |
| H2SO4 | H2CO3 | S2– | H.S. |
| HClO4 | HCO3 – | PO4 3– |
Le basi deboli presentate nella tabella non contengono ioni OH –. Questi ioni si formano quando interagiscono con l'acqua:
CO 3 2– (aq.) + H 2 O (l.) → HCO 3 – (aq.) + OH – (aq.)
Pertanto, la soluzione di carbonato è alcalina.
Una definizione più generale di acidi e basi, che viene utilizzata anche nel caso di sistemi non acquosi, come i gas, è stata data dal chimico fisico americano G. Lewis. L'interazione tra acidi e basi di Lewis è la reazione tra il donatore di una coppia di elettroni, grazie al quale si forma un legame covalente (base di Lewis), e l'accettore di questa coppia (acido di Lewis). Gli esempi includono le seguenti reazioni:
Un esempio di reazione redox che avviene senza la partecipazione dell'ossigeno è l'interazione del sodio metallico con il cloro gassoso:
Questo modo di scrivere l'equazione mostra che entrambi gli elementi, al termine della reazione, acquisiscono la configurazione elettronica di un gas inerte (ci sono 8 elettroni nei loro gusci elettronici esterni). La direzione di questa reazione può essere invertita applicando una tensione elettrica. Se una coppia di elettrodi (barre di grafite) viene immersa nel cloruro di sodio fuso e collegata a una fonte di corrente continua, la reazione Na + + e – → Na avverrà sull’elettrodo negativo e 2Cl – → Cl 2 + 2e – sull’elettrodo negativo. elettrodo positivo (qui e – – elettrone ). Questo processo è chiamato elettrolisi. (Il dispositivo per effettuare l'elettrolisi è una cella elettrolitica.)
Guarda anche ELETTROCHIMICA; RIVESTIMENTI METALLICI.È conveniente pensare alle reazioni redox come alla somma di due semireazioni, simili a quelle usate per illustrare il movimento degli elettroni tra gli ioni sodio e cloruro. Ciascuna semireazione è caratterizzata da un potenziale redox dell'elettrodo, il cui valore determina la facilità del trasferimento degli elettroni. Questo potenziale dipende non solo dalla natura del composto, ma anche dalla sua concentrazione, dalla concentrazione di altri reagenti e dalla temperatura. I valori numerici di questi potenziali sono solitamente forniti per condizioni specifiche: per i soluti si tratta di una concentrazione effettiva di 1 M; per i gas – pressione 1 atm (o pressione parziale 1 atm per ciascuno dei gas partecipanti alla reazione); per i solidi e i liquidi poco solubili, i solidi e i liquidi puri stessi. Nella tabella La tabella 2 mostra i valori dei potenziali standard per alcune semireazioni comuni, presentati sotto forma di reazioni di riduzione. Nota che per ogni semireazione, la forma ridotta della sostanza è scritta sul lato destro dell'equazione e la forma ossidata su quello sinistro. Alla coppia ione idrogeno/gas idrogeno viene assegnato un potenziale pari a zero e i potenziali di tutte le altre coppie vengono misurati rispetto ad esso. Pertanto, una coppia con potenziale positivo contiene un agente ossidante migliore dello ione idrogeno e una coppia con potenziale negativo contiene un agente riducente migliore dell'idrogeno gassoso. L'entità della capacità ossidante o riducente di una sostanza è direttamente proporzionale al potenziale standard.
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Tabella 2. POTENZIALI STANDARD |
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Mezza reazione |
Potenziale, V |
| FA 2 + 2e – → 2F – | |
| H2O2 + 2H + + 2e – → 2H2O | |
| Cl 2 + 2e – → 2Cl – | |
| Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e – → 2Cr 3+ + 7H 2 O | |
| MnO2 + 4H + + 2e – → Mn2 + + 2H 2 O | |
| Ag + + e – → Ag | |
| Cu + + e – → Cu | |
| Cu 2+ + 2e – → Cu | |
| Sn 4+ + 2e – → Sn 2+ | |
| 2H + +2e – → H 2 | |
| Sn 2+ +2e – → Sn | |
| Fe2+ + 2e – → Fe | |
| Zn2+ + 2e – → Zn | |
| Mg2+ + 2e – → Mg | |
| Na + + e – → Na | |
| Li + + e – → Li | |
La tabella 2 può essere utilizzata per prevedere il corso di molte reazioni. Devi solo ricordare che se una semireazione è scritta nella direzione opposta rispetto alla tabella, il suo potenziale dovrebbe essere preso con il segno opposto. Tipicamente, le reazioni procedono fino al completamento se la somma dei potenziali delle due semireazioni (potenziale cellulare) è positiva e supera circa 0,1 V. Se il potenziale cellulare è compreso tra +0,1 e –0,1 V, viene stabilito l'equilibrio tra le sostanze reagenti e nel volume di reazione sono tutti presenti in quantità apprezzabili. Se il potenziale della cella è inferiore a –0,1 V, la reazione sostanzialmente non avviene. Tuttavia, se una striscia di zinco viene immersa in una soluzione contenente uno ione rame, si verificherà una reazione
Poiché il potenziale ha un valore molto positivo, la reazione procede fino al completamento. Se una striscia di rame viene immersa in una soluzione contenente uno ione zinco, la reazione Cu + Zn 2+ → Cu 2+ + Zn non avrà luogo a causa dell'elevato potenziale negativo della cella (–1,10 V).
Se si mescolano soluzioni contenenti ione bicromato e ione manganese(II), verrà stabilito l'equilibrio tra i reagenti e i prodotti e sia gli ioni che i prodotti della reazione - ossido di manganese(II) e ione cromo(III) - saranno presenti in una quantità sufficientemente alta concentrazione, poiché il potenziale di questa reazione in condizioni standard è solo 0,1 V.
3Mn2+ + 6H2 O = 3MnO2 + 12H + + 6e - – (+1,23) B
6e - + 14H + + Cr 2 O 7 2- = 7H 2 O + 2Cr 3+ + 1,33 B
_________________________________________________
3Mn 2+ + Cr 2 O 7 2- + 2H + → 3MnO 2 + 2Cr 3 + + H 2 O + 0,10 B
Si noti che i lati destro e sinistro dell'equazione per la prima metà della reazione vengono moltiplicati per tre per ottenere il numero di elettroni necessari per la seconda metà della reazione. Ciò non cambia l'entità del potenziale. In entrambi i membri dell'equazione totale, non solo il numero di atomi di ciascun tipo deve essere lo stesso, ma anche la carica elettrica totale (in questo caso è pari a +6).
A differenza di una cella elettrolitica, che ha una sorgente di corrente nel circuito esterno, una cella galvanica produce essa stessa elettricità. Le celle galvaniche sono, ad esempio, una batteria al piombo per auto e una batteria per torcia. La tensione prodotta dall'elemento è determinata dai potenziali delle semireazioni che si verificano in esso.
Reazioni con ridistribuzione degli elettroni condivisi.
Ecco alcuni esempi di tali reazioni:
Una discussione più dettagliata sulle reazioni che coinvolgono composti inorganici e organici può essere trovata nell'articolo CHIMICA ORGANICA.
SEZIONI DI CHIMICA
La chimica è divisa in modo abbastanza arbitrario in diverse sezioni, che non possono essere chiaramente distinte né da altre aree della chimica né da altre scienze (fisica, geologia, biologia).
La chimica inorganica si occupa dello studio della natura chimica degli elementi e dei loro composti, ad eccezione della maggior parte dei composti del carbonio IDROGENO; AZOTO; OSSIGENO; SISTEMA PERIODICO DEGLI ELEMENTI).
La chimica organica studia i composti costituiti principalmente da carbonio e idrogeno. Poiché gli atomi di carbonio possono unirsi per formare anelli e lunghe catene, sia lineari che ramificate, esistono centinaia di migliaia di tali composti. Il carbone e il petrolio sono costituiti da composti organici e costituiscono la base degli organismi viventi. I chimici organici hanno imparato a ottenere fibre sintetiche, pesticidi, coloranti, medicinali, plastica e molte altre cose utili dal carbone, dal petrolio e dai materiali vegetali; TINTORI E TINTORI; TESSILE; PLASTICA; GOMMA E GOMMA).
La chimica fisica utilizza metodi fisici per studiare i sistemi chimici. Un posto importante in esso è occupato dalle questioni relative all'energia dei processi chimici; il ramo corrispondente della chimica è chiamato termodinamica chimica. Le aree più importanti includono la cinetica chimica e la struttura molecolare. L'elettrochimica studia i processi chimici che si verificano sotto l'influenza della corrente elettrica, nonché i metodi per produrre elettricità con metodi chimici. Tra gli altri settori vanno segnalati la chimica colloidale (studia il comportamento dei sistemi dispersi), la chimica dei fenomeni superficiali e la meccanica statistica. . M., 1988
Atkins P. Molecole. M., 1991
1) sp- O q2 – l'ibridazione è caratteristica quando comporta la formazione di un legame 1 secondo E 1 p- elettrone.
Riso. 16. Schema sp- ibridazione
La molecola ha una struttura lineare simile AB2.
2) sp2 – O q3 – ibridazione. Le nuvole ibride si trovano ad un angolo di 120 0 su un piano (Fig. 17).
Quando si forma un cloud ibrido, una persona partecipa S E
 |
2p elettrone.
Riso. 17. Schema sp2- ibridazione
Ad esempio, una molecola BCl 3
La molecola ha la forma di un triangolo piatto.
3) sp3 – q4 – l'ibridazione viene effettuata a causa di uno S e tre P - nuvole elettroniche. Le nuvole con questo tipo di ibridazione si trovano ad un angolo di 109 0 28 ¢ (Fig. 18). 4 nuvole ibride sono dirette dal centro di un tetraedro regolare ai suoi vertici. Un esempio di tale molecola sarebbe CH4, CCl4.
Riso. 18. Schema sp 3– ibridazione
Oltre a quelli considerati, sono possibili altri tipi di ibridazione degli orbitali di valenza e corrispondenti tipi di configurazione spaziale delle molecole. Combinazione di uno S - tre p – e uno D - gli orbitali portano a sp 3 giorni – ibridazione. Ciò corrisponde all'orientamento del cinque sp 3 giorni – orbitali ibridi ai vertici della bipiramide trigonale. Quando sp 3 d 2– ibridazione sei sp 3 d 2 gli orbitali ibridi sono orientati verso i vertici dell'ottaedro. L'orientamento dei sette orbitali ai vertici della bipiramide pentagonale corrisponde a sp 3 d 3(O sp 3 d 2 f) – ibridazione degli orbitali di valenza dell'atomo centrale della molecola.
Pertanto, la direzione dei legami chimici determina la configurazione spaziale delle molecole.
Consideriamo altri possibili tipi di molecole emergenti.
Molecole di tipo AA o AB. Rientrano in questa tipologia le molecole formate da due atomi identici o diversi, tra cui uno singolo ( S- sigma) legame, quest'ultimo può essere formato a causa dell'interazione di due S - elettroni, uno per ciascun atomo ( s¢ - s¢), due P - elettroni ( p¢ - p¢) o due elettroni di tipo misto ( s¢ - p¢) (figura 19). Tali legami sorgono tra atomi di elementi che ne hanno uno S - O P - elettrone: idrogeno, elementi del gruppo I.A.(metalli alcalini) e gruppi VIIA(alogeni). Molecole di questo tipo hanno una forma lineare, ad es. H2, F2, Cl2, Br2, J2, Zi2, Na2, K2, HCl e così via.
Riso. 19. Sovrapposizione S- E P- orbitali
con l'istruzione S- comunicazioni
Molecole come AB 2, AB 3. Si formano a causa dell'interazione di due P - elettroni dell'atomo IN E S - elettroni di due atomi UN. Due spaiati P- gli elettroni sono caratteristici degli atomi degli elementi ATTRAVERSO gruppi, cioè per l'ossigeno e i suoi analoghi (calcogeni).
Nuvole elettroniche P- gli elettroni si trovano l'uno rispetto all'altro con un angolo di 90 0 lungo gli assi delle coordinate X E sì.
Riso. 20. Orbitali sovrapposti in una molecola d'acqua
Ad esempio, in una molecola H2O(Fig. 20) sovrapposizione delle nuvole S - elettroni con nuvole P - gli elettroni si trovano nel luogo indicato dall'ombreggiatura e pertanto i legami chimici devono essere diretti con un angolo di 90 º. Tali molecole sono chiamate angolo. Tuttavia, secondo i dati sperimentali, le molecole con un angolo di legame diverso sono molto più comuni. Ad esempio, una molecola d'acqua ha un angolo di legame di 104,5º. una delle ragioni di questo fenomeno, secondo la teoria dei legami di valenza, è la presenza di coppie di elettroni non di legame nell'atomo centrale. La distorsione degli angoli di legame in questo caso è causata dalla mutua repulsione delle coppie di elettroni di legame e non di legame dell'atomo centrale. Va tenuto presente che la nuvola di una coppia di elettroni di legame (localizzata tra due atomi) occupa meno spazio della nuvola di una coppia di elettroni non di legame, quindi il massimo grado di repulsione si verifica tra coppie di non legame, l'effetto di repulsione tra una coppia di non legame e di legame è leggermente inferiore e, infine, minore repulsione tra le coppie di elettroni di legame. Questo può essere visto nella struttura delle molecole di metano, ammoniaca e acqua. Gli atomi centrali di queste molecole formano legami chimici dovuti agli elettroni sp 3 - gli orbitali ibridi rappresentano quattro elettroni
Ciò determina la formazione di quattro legami C–H e la disposizione degli atomi di idrogeno della molecola di metano CAP 4 ai vertici del tetraedro (Fig. 21)
Riso. 21. Orbitali sovrapposti nella molecola di metano
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L'atomo di azoto ne ha quattro sp 3 - gli orbitali ibridi rappresentano cinque elettroni:
Di conseguenza, una coppia di elettroni risulta non legante e ne occupa uno sp3 – orbitali diretti verso i vertici del tetraedro. A causa dell'effetto repulsivo della coppia di elettroni non leganti, l'angolo di legame nella molecola di ammoniaca H3N risulta essere inferiore a tetraedrico e ammonta a < HNH = 107,3º .
È ormai chiaro che se si considera una molecola d’acqua, l’angolo di legame dovrebbe essere ancora più piccolo, cioè all'atomo di ossigeno 4 sp 3– Gli orbitali ibridi rappresentano sei elettroni, cioè due sp3 – Gli orbitali ibridi occupano coppie di elettroni non leganti. Le azioni ripugnanti di due
le coppie non leganti si manifestano in misura maggiore. Pertanto, nella molecola d'acqua, l'angolo di legame viene distorto rispetto all'angolo tetraedrico in modo ancora più forte H2O ammonta a < HOH = 104º,5¢ . Con l'aumento del numero degli elettroni non leganti dell'atomo centrale cambia anche la configurazione spaziale delle molecole (Tabella 7). Quindi, se una molecola ha la forma di un tetraedro regolare con un atomo di carbonio al centro, nel caso di una molecola H3N possiamo supporre che uno dei vertici del tetraedro sia occupato da una coppia di elettroni non leganti e che la molecola abbia la forma di una piramide trigonale. In una molecola H2O due vertici del tetraedro sono occupati da coppie di elettroni e la molecola stessa ha un angolo V- forma figurata.
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tetraedro trigonale angolare
tipo AB4 tipo piramidale AB2 (A2B)
CAP 4 tipo AB3NH3H2O
Polarità della comunicazione. Il legame tra atomi di elettroni diversi è sempre più o meno polare. Ciò è dovuto alla differenza di dimensione ed elettronegatività degli atomi. Ad esempio, in una molecola di acido cloridrico HCl la nuvola di elettroni leganti viene spostata verso l'atomo di cloro più elettronegativo. Di conseguenza, la carica del nucleo di idrogeno non è più compensata e sull'atomo di cloro la densità elettronica diventa eccessiva rispetto alla carica del nucleo.
Tabella 7
Configurazione spaziale delle molecole ABn
| Tipo di ibridazione | Numero di coppie di elettroni dell'atomo A | Tipo di molecola | Configurazione spaziale | Esempi | |
| Legame | Non vincolante | ||||
| sp | AB2 | lineare | BeCl2(g)CO2 | ||
| sp2 | AB3AB2 | angolo triangolare | BCl3, COO3 | ||
| sp 3 | AB4 | tetraedrico | CCl4,BH,NH | ||
| AB3AB2 | trigonale permidale angolare | H3N, H3PH2O | |||
| sp 3 d 1 | AB5 | trigonale-bipiramidale | PF5, SbCl5 |
In altre parole, l'atomo di idrogeno in HCl polarizzato positivamente e l'atomo di cloro polarizzato negativamente; Una carica positiva appare sull'atomo di idrogeno e una carica negativa sull'atomo di cloro. Questa accusa D- detto efficace, può essere stabilito sperimentalmente. Secondo i dati disponibili, l'effetto
carica effettiva su un atomo di idrogeno di una molecola HCl ammonta a dH = +0,2 e sull'atomo di cloro dCI = -0,2 carica assoluta di un elettrone.
Pertanto, a seconda del grado di spostamento (polarizzazione) della nuvola elettronica connessa, la connessione può essere non polare, polare O ionico. I legami non polari e ionici sono casi estremi di legame polare.
Molecole apolari e polari. Nelle molecole non polari i centri di gravità delle cariche positive e negative coincidono. Le molecole polari sono dipoli, cioè sistemi costituiti da due cariche uguali in grandezza e opposte in segno ( +q E -Q), situato ad una certa distanza l l'uno dall'altro, che prende il nome di lunghezza del dipolo. La polarità di una molecola, così come la polarità di un legame, è valutata dal valore del suo momento dipolare, denominato M
m = lq,
Dove l– lunghezza del dipolo, Q– l’entità della carica elettrica.
l ha un valore dell'ordine del diametro dell'atomo, cioè 10-8 cm e la carica dell'elettrone 4,8∙10 -10 e-mail Arte. unità, quindi M espresso da un valore dell'ordine 10 -18 e-mail Arte. unità∙cm Questa quantità è chiamata unità Debye ed è formata dalla lettera D. In unità SI M misurato in metri coulomb (K∙m); 1D = 0,33∙10 -29 K∙m.
I valori del momento dipolare delle molecole covalenti rientrano nell'intervallo 0-4 D, ionico 4-11 D.
Il momento di dipolo di una molecola è la somma vettoriale dei momenti di dipolo di tutti i legami e delle coppie di elettroni non legati nella molecola. Il risultato dell'addizione dipende dalla struttura della molecola. Ad esempio, una molecola CO2, a causa di sp ibridazione degli orbitali dell'atomo di carbonio, ha una struttura lineare simmetrica.
(m = 1,84 D O 0,61∙10 -29 K∙M)
L'assenza di un momento di dipolo indica una struttura altamente simmetrica della molecola; la presenza di un momento di dipolo e la sua grandezza determinano l'asimmetria della molecola;
Polarizzabilità della comunicazione. Per caratterizzare la reattività delle molecole, è importante conoscere non solo la distribuzione iniziale della densità elettronica, ma anche la facilità con cui cambierà. Quest'ultima misura è polarizzabilità del legame– la sua capacità di diventare polare (o più polare) a seguito dell’azione di un campo elettrico su di esso.
Come risultato della polarizzazione, può verificarsi una rottura completa del legame con la transizione della coppia di elettroni di legame su uno degli atomi con la formazione di ioni negativi e positivi. Viene chiamata la scissione asimmetrica del legame con la formazione di ioni diversi eterolitico.
omolitico eterolitico
divario
(dissociazione) (ionizzazione)
La scissione eterolitica differisce dalla distruzione dei legami durante la disintegrazione di una molecola in atomi e radicali. In quest'ultimo caso, la coppia di elettroni di legame viene distrutta e il processo viene chiamato omolitico. In accordo con quanto sopra, si dovrebbe distinguere tra il processo di dissociazione e il processo di ionizzazione; Quando HCl il primo si osserva durante la sua decomposizione termica in atomi, il secondo durante la sua decomposizione in ioni in soluzione.
Sotto l'influenza di un campo elettrico esterno, la molecola è polarizzata, cioè in esso avviene una ridistribuzione delle cariche e la molecola acquisisce un nuovo valore del momento dipolare. In questo caso, le molecole non polari possono trasformarsi in polari e quelle polari diventano ancora più polari. In altre parole, sotto l'azione di un campo elettrico esterno, nelle molecole viene indotto un dipolo, detto indotto o indotto, che esiste solo sotto l'azione di un campo elettrico esterno.
