Mis on absoluutmass? Aatomi-molekulaarteadus

Üks aatomite põhiomadusi on nende mass. Aatomi absoluutne (tõeline) mass– väärtus on äärmiselt väike. Aatomeid on kaalul võimatu kaaluda, sest selliseid täpseid kaalusid pole olemas. Nende massid määrati arvutuste abil.

Näiteks ühe vesinikuaatomi mass on 0,000 000 000 000 000 000 000 001 663 grammi! Uraaniaatomi, mis on üks raskemaid aatomeid, mass on ligikaudu 0,000 000 000 000 000 000 000 4 grammi.

Uraaniaatomi täpne mass on 3,952 ∙ 10–22 g ja vesinikuaatom, mis on kõigist aatomitest kõige kergem, on 1,673 ∙ 10–24 g.

Väikeste arvudega arvutusi teha on ebamugav. Seetõttu kasutatakse aatomite absoluutmasside asemel nende suhtelisi masse.

Suhteline aatommass

Mis tahes aatomi massi saab hinnata, võrreldes seda teise aatomi massiga (leia nende masside suhe). Alates elementide suhtelise aatommassi määramisest on võrdlusena kasutatud erinevaid aatomeid. Kunagi olid vesiniku- ja hapnikuaatomid ainulaadsed võrdlusstandardid.

Võeti kasutusele suhteliste aatommasside ühtne skaala ja uus aatommassi ühik Rahvusvaheline füüsikute kongress (1960) ja ühinenud Rahvusvahelise Keemikute Kongressiga (1961).

Tänaseni on võrdluse standard 1/12 süsinikuaatomi massist. See väärtus nimetatakse aatommassi ühikuks, lühendatult a.u.m.

Aatommassi ühik (amu) – 1/12 süsinikuaatomi mass

Võrdleme, mitu korda erineb vesiniku ja uraani aatomi absoluutmass 1 amu, selleks jagame need arvud üksteisega:

Arvutustes saadud väärtused on elementide suhtelised aatommassid - suhtes 1/12 süsinikuaatomi massist.

Seega on vesiniku suhteline aatommass ligikaudu 1 ja uraani oma 238. Pange tähele, et suhtelisel aatommassil ei ole mõõtühikuid, kuna absoluutmassi ühikud (grammid) tühistatakse jagamisel.

Kõigi elementide suhtelised aatommassid on keemiliste elementide perioodilises tabelis näidatud D.I. Mendelejev. Suhtelise aatommassi tähistamiseks kasutatav sümbol on Аr (täht r on sõna suhteline lühend, mis tähendab suhtelist).

Elementide suhtelisi aatommasse kasutatakse paljudes arvutustes. Reeglina ümardatakse perioodilises tabelis antud väärtused täisarvudeks. Pange tähele, et perioodilise tabeli elemendid on järjestatud suhtelise aatommassi suurenemise järjekorras.

Näiteks määrame perioodilise tabeli abil mitme elemendi suhtelise aatommassi:

Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23; Ar(P) = 31.
Kloori suhteline aatommass kirjutatakse tavaliselt 35,5!
Ar(Cl) = 35,5

• Suhteline aatommass on võrdeline aatomite absoluutmassiga
• Suhtelise aatommassi määramise standard on 1/12 süsinikuaatomi massist
• 1 amu = 1,662 ∙ 10-24 g
• Suhteline aatommass on tähistatud Ar-ga
• Arvutamiseks ümardatakse suhteliste aatommasside väärtused täisarvudeks, välja arvatud kloor, mille puhul Ar = 35,5
• Suhtelisel aatommassil pole mõõtühikuid

Aatommass on kõigi aatomi või molekuli moodustavate prootonite, neutronite ja elektronide masside summa. Võrreldes prootonite ja neutronitega on elektronide mass väga väike, mistõttu seda arvutustes arvesse ei võeta. Kuigi see on formaalsest seisukohast vale, on see sageli nii see termin kasutatakse elemendi kõigi isotoopide keskmise aatommassi näitamiseks. See on tegelikult suhteline aatommass, mida nimetatakse ka aatommass element. Aatommass on looduses leiduva elemendi kõigi isotoopide aatommasside keskmine. Keemikud peavad oma tööd tehes neid kahte tüüpi aatommassi eristama – vale aatommass võib näiteks anda vale tulemuse reaktsiooni saagikuse kohta.

Sammud

Aatommassi leidmine elementide perioodilisest tabelist

Siit saate teada, kuidas aatommassi kirjutatakse. Aatommassi ehk antud aatomi või molekuli massi saab väljendada standardsetes SI ühikutes – grammides, kilogrammides jne. Kuna nendes ühikutes väljendatud aatommassid on aga äärmiselt väikesed, kirjutatakse need sageli ühtsete aatommassi ühikutena ehk lühidalt amu. – aatommassi ühikud. Üks aatommassiühik on võrdne 1/12 standardse isotoobi süsinik-12 massist.

• Aatommassi ühik iseloomustab massi üks mool antud elementi grammides. See väärtus on praktilistes arvutustes väga kasulik, kuna seda saab kasutada antud aine teatud arvu aatomite või molekulide massi hõlpsaks teisendamiseks moolideks ja vastupidi.

1. Leidke perioodilisuse tabelist aatommass. Enamik standardseid perioodilisi tabeleid sisaldab iga elemendi aatommassi (aatommassi). Tavaliselt on need loetletud numbritena elemendi lahtri allosas, keemilist elementi tähistavate tähtede all. Tavaliselt pole see täisarv, vaid kümnendmurd.

   Pidage meeles, et perioodilisustabel annab elementide keskmised aatommassid. Nagu varem märgitud, on perioodilisuse tabeli iga elemendi suhtelised aatommassid aatomi kõigi isotoopide masside keskmised. See keskmine väärtus on väärtuslik paljudel praktilistel eesmärkidel: näiteks kasutatakse seda mitmest aatomist koosnevate molekulide molaarmassi arvutamisel. Kui aga tegemist on üksikute aatomitega, siis sellest väärtusest tavaliselt ei piisa.

   • Kuna keskmine aatommass on mitme isotoobi keskmine, siis perioodilisuse tabelis näidatud väärtus seda ei ole täpne mis tahes üksiku aatomi aatommassi väärtus.
   • Üksikute aatomite aatommassid tuleb arvutada, võttes arvesse prootonite ja neutronite täpset arvu ühes aatomis.

Üksiku aatomi aatommassi arvutamine

1. Leia antud elemendi või selle isotoobi aatomnumber. Aatomarv on prootonite arv elemendi aatomites ja see ei muutu kunagi. Näiteks kõik vesinikuaatomid ja ainult neil on üks prooton. Naatriumi aatomarv on 11, kuna selle tuumas on üksteist prootonit, hapniku aatomarv aga kaheksa, kuna selle tuumas on kaheksa prootonit. Perioodilisest tabelist leiate mis tahes elemendi aatomnumbri - peaaegu kõigis selle standardversioonides on see number näidatud keemilise elemendi tähemärgi kohal. Aatomarv on alati positiivne täisarv.

   • Oletame, et meid huvitab süsinikuaatom. Süsinikuaatomitel on alati kuus prootonit, seega teame, et selle aatomnumber on 6. Lisaks näeme, et perioodilisuse tabelis on süsinikuga (C) raku ülaosas arv "6", mis näitab, et aatom on süsinikuarv on kuus.
   • Pange tähele, et elemendi aatomnumber ei ole perioodilisuse tabelis üheselt seotud selle suhtelise aatommassiga. Kuigi eriti tabeli ülaosas olevate elementide puhul võib tunduda, et elemendi aatommass on kaks korda suurem, ei arvutata seda kunagi aatomarvu kahega korrutamisega.

2. Leia neutronite arv tuumas. Sama elemendi erinevate aatomite puhul võib neutronite arv olla erinev. Kui sama elemendi kahel aatomil, millel on sama arv prootoneid, on erinev arv neutroneid, on need selle elemendi erinevad isotoobid. Erinevalt prootonite arvust, mis ei muutu kunagi, võib neutronite arv antud elemendi aatomites sageli muutuda, seega kirjutatakse elemendi keskmine aatommass kümnendmurruna, mille väärtus jääb kahe kõrvuti asetseva täisarvu vahele.

   Liitke prootonite ja neutronite arv. See on selle aatomi aatommass. Ignoreeri tuuma ümbritsevate elektronide arvu – nende kogumass on äärmiselt väike, seega ei mõjuta need sinu arvutusi praktiliselt.

Elemendi suhtelise aatommassi (aatommassi) arvutamine

1. Määrake, millised isotoobid proovis sisalduvad. Keemikud määravad sageli konkreetse proovi isotoopide suhted spetsiaalse instrumendi abil, mida nimetatakse massispektromeetriks. Kuid koolitusel edastatakse need andmed teile ülesannete, testide ja muu sellisena teaduskirjandusest võetud väärtuste kujul.

   • Meie puhul oletame, et tegemist on kahe isotoobiga: süsinik-12 ja süsinik-13.

2. Määrake iga isotoobi suhteline arvukus proovis. Iga elemendi puhul esinevad erinevad isotoobid erinevates vahekordades. Neid suhteid väljendatakse peaaegu alati protsentides. Mõned isotoobid on väga levinud, teised aga väga haruldased – mõnikord nii haruldased, et neid on raske tuvastada. Neid väärtusi saab määrata massispektromeetria abil või leida teatmeraamatust.

   • Oletame, et süsinik-12 kontsentratsioon on 99% ja süsinik-13 kontsentratsioon on 1%. Muud süsiniku isotoobid tõesti olemas, kuid nii väikestes kogustes, et sel juhul neid võib tähelepanuta jätta.

3. Korrutage iga isotoobi aatommass selle kontsentratsiooniga proovis. Korrutage iga isotoobi aatommass selle arvukuse protsendiga (väljendatuna kümnendkohana). Intressi teisendamiseks kümnend, jagage need lihtsalt 100-ga. Saadud kontsentratsioonid peaksid alati olema 1.

   • Meie proov sisaldab süsinik-12 ja süsinik-13. Kui süsinik-12 moodustab 99% proovist ja süsinik-13 moodustab 1%, siis korrutage 12 (süsinik-12 aatommass) 0,99-ga ja 13 (süsinik-13 aatommass) 0,01-ga.
   • Teatmeteosed annavad protsentides, mis põhineb konkreetse elemendi kõigi isotoopide teadaolevatel kogustel. Enamik keemiaõpikuid sisaldab seda teavet raamatu lõpus olevas tabelis. Uuritava proovi puhul saab isotoopide suhtelisi kontsentratsioone määrata ka massispektromeetriga.

4. Liitke tulemused kokku. Võtke kokku eelmises etapis saadud korrutamistulemused. Selle toimingu tulemusena leiate oma elemendi suhtelise aatommassi – kõnealuse elemendi isotoopide aatommasside keskmise väärtuse. Kui vaadeldakse elementi tervikuna, mitte antud elemendi konkreetset isotoopi, kasutatakse seda väärtust.

   • Meie näites on süsinik-12 puhul 12 x 0,99 = 11,88 ja süsiniku 13 puhul 13 x 0,01 = 0,13. Suhteline aatommass meie puhul on 11,88 + 0,13 = 12,01 .

• Mõned isotoobid on vähem stabiilsed kui teised: nad lagunevad elementide aatomiteks, mille tuumas on vähem prootoneid ja neutroneid, vabastades osakesed, mis moodustavad aatomituuma. Selliseid isotoope nimetatakse radioaktiivseteks.

Molekuli absoluutmass võrdub suhtelise molekulmassi korrutisega amu. Aatomite ja molekulide arv tavalistes ainete proovides on väga suur, seetõttu kasutatakse aine koguse iseloomustamisel spetsiaalset mõõtühikut - mooli.

Aine kogus, mol. Tähendab teatud arvu struktuurielemente (molekulid, aatomid, ioonid). Tähistatakse n-ga ja mõõdetakse moolides. Mool on aine kogus, mis sisaldab nii palju osakesi, kui on aatomeid 12 g süsinikus.

Avogadro di Quaregna number (NA). Osakeste arv 1 mooli mis tahes aines on sama ja võrdub 6,02 1023. (Avogadro konstandi mõõde on mol-1).

Mitu molekuli on 6,4 g väävlis?

Väävli molekulmass on 32 g/mol. Määrame aine koguse g/mol 6,4 g väävlis:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol

Määrame struktuuriüksuste (molekulide) arvu, kasutades Avogadro konstanti NA N(s) = n(s) NA = 0,2 6,02 1023 = 1,2 1023

Molaarmass näitab 1 mooli aine massi (tähis on M).

Aine molaarmass on võrdne aine massi ja aine vastava koguse suhtega.

Aine molaarmass on arvuliselt võrdne selle suhtelise molekulmassiga, kuid esimene suurus on g/mol ja teine ​​on dimensioonitu.

M = NA m(1 molekul) = NA Mr 1 amu = (NA 1 amu) Mr = Mr

See tähendab, et kui teatud molekuli mass on näiteks 80 amu. (SO3), siis ühe molekuli mooli mass võrdub 80 g Avogadro konstant on proportsionaalsuskoefitsient, mis tagab ülemineku molekulaarsuhetelt molaarsetele. Kõik väited molekulide kohta kehtivad moolide kohta (vajadusel asendades amu g-ga). Näiteks reaktsioonivõrrand: 2Na + Cl2 --> 2NaCl tähendab, et kaks naatriumi aatomit reageerivad ühe kloorimolekuliga või , mis on sama asi, kaks mooli naatriumi reageerivad ühe mooli klooriga.

Ainete massi jäävuse seadus.

(M.V. Lomonosov, 1748; A. Lavoisier, 1789)

Kõigi keemilises reaktsioonis osalevate ainete mass on võrdne kõigi reaktsioonisaaduste massiga.

Aatomi-molekulaarteooria selgitab seda seadust järgmiselt: keemiliste reaktsioonide tulemusena aatomid ei kao ega ilmu, vaid toimub nende ümberpaigutamine (st keemiline muundumine on aatomitevaheliste sidemete katkemise ja teiste moodustumise protsess). mille tulemusel saadakse algsetest molekulidest ained, reaktsiooniproduktide molekulid). Kuna aatomite arv enne ja pärast reaktsiooni jääb muutumatuks, ei tohiks ka nende kogumass muutuda. Massi all mõisteti aine hulka iseloomustavat suurust.

20. sajandi alguses vaadati üle massi jäävuse seaduse sõnastus seoses relatiivsusteooria tulekuga (A. Einstein, 1905), mille kohaselt keha mass sõltub selle kiirusest ja kiirusest , seega ei iseloomusta mitte ainult aine hulka, vaid ka selle liikumist. Keha poolt vastuvõetav energia DE on seotud selle massi suurenemisega Dm seosega DE = Dm c2, kus c on valguse kiirus. Seda suhet keemilistes reaktsioonides ei kasutata, kuna 1 kJ energia vastab massimuutusele ~10-11 g ja Dm praktiliselt mõõta ei saa. Tuumareaktsioonides, kus DE on ~106 korda suurem kui keemilistes reaktsioonides, tuleks arvestada Dm-ga.

Massi jäävuse seadusest lähtuvalt on võimalik koostada keemiliste reaktsioonide võrrandeid ja teha nende abil arvutusi. See on kvantitatiivse keemilise analüüsi alus.

Keemiliste võrrandite kirjutamine.

Sisaldab kolme etappi:

1. Kirjutage üles reaktsioonis osalenud ainete (vasakul) ja reaktsioonisaaduste (paremal) valemid, ühendades need tähenduses märkide "+" ja "-->" abil:

HgO --> Hg + O2

2. Iga aine koefitsientide valimine nii, et iga elemendi aatomite arv võrrandi vasakul ja paremal küljel oleks sama:

2HgO --> 2Hg + O2

3. Iga elemendi aatomite arvu kontrollimine võrrandi vasakul ja paremal küljel.

Arvutused keemiliste võrrandite abil.

Keemiliste võrrandite abil tehtavad arvutused (stöhhiomeetrilised arvutused) põhinevad ainete massi jäävuse seadusel. Päriselt keemilised protsessid Mittetäielike reaktsioonide ja kadude tõttu on toodete mass tavaliselt väiksem kui teoreetiliselt arvutatud. Reaktsiooni saagis (h) on toote tegeliku massi (mp) ja teoreetiliselt võimaliku massi (mt) suhe, väljendatuna ühiku murdosades või protsentides.

h= (mp / mt) 100%

Kui reaktsioonisaaduste saagis ei ole probleemtingimustes määratud, võetakse see arvutustes 100% (kvantitatiivne saagis).

Muud teemal

Kaasaegse raadiotehnika põhisuunad (suundumused); raadiotehnika ideede tungimine meditsiini.
Mitte kaua aega tagasi möödus 100 aastat sellest, kui maailmas esmakordselt kasutati elektromagnetlaineid praktilistel eesmärkidel. 6. veebruaril 1900 saatis Vene füüsik ja raadioleiutaja Aleksandr Popov, saades teada ebaõnnest - 27 kalurit kanti purunenud jäälaval Läänemerre -, raadiosaatja 50 kilomeetri kaugusel asuvale saarele...

Asteroidide kuju ja pöörlemine
Asteroidid on nii väikesed, et neile mõjuv gravitatsioonijõud on tühine. See ei suuda anda neile palli kuju, mille ta annab planeetidele ja nende suurtele satelliitidele, purustades ja tihendades nende ainet. Sujuvuse fenomen mängib siin suurt rolli. Kõrged mäed Maal hiilivad nad põhjas lahku, kuna kivimite tugevus osutub...

Aine B molekuli absoluutmassi saab arvutada võrrandi abil

Aatomite ja molekulide absoluutmassid. Aatommassi ühik. Suhteline aatommass. Suhteline molekulmass ja selle arvutamine.

Ülesanne 5. Määrake veemolekuli absoluutmass (gm).

Molekulide absoluutmassi saab kergesti asendada suhteliste molekulmasside kaudu (vt 3. peatükk I). Esimese gaasi molekulmass on

Arvutage ühe Br3, Oj, NH3, H2SO4, H2O, I2 molekuli absoluutmass.

Moolmassi ja Avogadro arvu põhjal saab aatomite ja molekulide absoluutmassid arvutada järgmise valemi abil:

Vastus Veemolekuli absoluutmass võrdub 3X X 10-" g = 3-10- kg.

Molekulide arv aine ühes moolis, mida nimetatakse Avogadro arvuks, Nf = 6,0240-Yu. Jagades mis tahes aine ühe mooli massi Avogadro arvuga, saame molekuli absoluutmassi grammides. Näiteks molekuli mass Hg on 2,016 6,02-10 = 3,35-10" g. Aatomi absoluutmass arvutatakse sarnaselt. Molekulide läbimõõt on ligikaudu üks kuni kümneid angströmi (1 A = 10" cm) .

Sõltuvalt ühiklahtri suurusest ja kujust, samuti võimalikud suurused ja molekuli sümmeetria otsustab küsimuse – mitu molekuli mahub antud ühikrakku. Selle küsimuse lahendamisel tuleb alati arvestada reegliga, et molekulid on kristallis tihedalt pakitud ehk ühe molekuli väljaulatuvad osad mahuvad teise molekuli süvenditesse vms (joonis 16). Seega võimaldab ühiklahtri kuju sageli hinnata üldine vorm molekulid. Molekuli absoluutmass (millest on lihtne molekulmassi arvutada) röntgendifraktsiooni andmete põhjal määratakse järgmiselt

Teades Avogadro arvu, on lihtne leida mis tahes aine osakese absoluutmassi. Tõepoolest, aine molekuli (aatomi) mass grammides on võrdne molaarmassiga, mis on jagatud Avogadro arvuga. Näiteks vesinikuaatomi absoluutmass (vesinikuaatomite molaarmass on 1,008 g/mol) on 1,67-10 g. See on ligikaudu sama palju kordi väiksem kui väikese graanuli mass, mitu korda inimese mass on väiksem kui kogu maakera mass.

Sel viisil saab arvutada teiste elementide molekulide ja aatomite absoluutmassid. Kuna need kogused on tühiselt väikesed ja arvutusteks ebamugavad, kasutatakse aatom(molekulaarse) massi mõistet, mis vastab aatomite (molekulide) massile, väljendatuna suhtelistes ühikutes. Aatommassiühiku kohta (a.m.u.)

Molekulide arv aine 1 moolis, mida nimetatakse Avogadro konstandiks VA, on 6,0220-10. Jagades 1 mooli mis tahes aine massi Avogadro konstandiga, saame molekulide absoluutmassi grammides. Näiteks H-molekuli mass on 2,016 6,02-10 3 = 3,35 g. Samamoodi arvutatakse aatomi absoluutmass. Molekulide läbimõõt on ligikaudu 0,1 kuni 1 nm.

Kuidas arvutatakse aatomite ja molekulide absoluutmass Arvutage vase aatomi ja vesinikfosfiidi molekuli absoluutmassid.

Kahe massiga Sh] ja Sh2 molekuli kineetilist energiat e saab väljendada nii nende ühiste absoluutkiiruste C ja Cr ruumis kui ka nende kiiruste komponentide kaudu

Aatomite ja molekulide absoluutmasside ja ruumalade arvutamine

Ühendi või elemendi molekuli absoluutmassi jagatis ühe kaheteistkümnendikuga süsiniku isotoobi aatomi absoluutmassist. Molekuli kõigi elementide aatommasside summa.

Ka teiste aatomite, aga ka molekulide massid on üliväikesed (absoluutset molekulmassi tähistatakse tm), näiteks veemolekuli mass on

Palju varem, 19. sajandi teisel poolel, tehti esimesed katsed läheneda küsimusele aatomite ja molekulide absoluutmassist ja suurusest. Kuigi üksikut molekuli on ilmselgelt võimatu kaaluda, avanes teooria teist teed, oli vaja kuidagi

Vastavalt keemilisele valemile gaasiline aine Saate määrata mõned selle kvantitatiivsed omadused: protsentuaalne koostis, molekulmass, tihedus, suhteline tihedus mis tahes gaasi jaoks, molekuli absoluutmass.

Kontrollküsimused. 1. Mis on aatomi molekul aatommass aatommass molekulmass molekuli aatomi mass gramm-aatom gramm-molekul 2. Mis on CO2 molekulmass ja COa molekuli absoluutmass grammides 3. Kuidas on Avogadro seadus sõnastas 4. Millise ruumala hõivab grammi molekul? mistahes gaasi normaaltingimustes 5. Mis on Avogadro arv Millega on võrdne 6. Atsetüleeni C3Na valemi järgi

Näiteks vee suhteline molekulmass 18 (ümardatud) tähendab, et vee molekul on 18 korda raskem kui 1 2 osa süsinikuaatomi absoluutmassist.

Defineeri mõisted a) element, aatom, molekul b) liht- ja kompleksaine c) suhtelised aatom- ja molekulmassid, aatomi ja molekuli absoluutmassid. Mida tuleks mõista tingimusliku osakese UC all

Palju varem, 19. sajandi teisel poolel, tehti esimesed katsed läheneda küsimusele aatomite ja molekulide absoluutmassist ja suurusest. Kuigi üksikut molekuli on ilmselgelt võimatu kaaluda, avas teooria teise tee: oli vaja kuidagi määrata osakeste arv molekulide või aatomite moolis – nn Avogadro arv (A). Molekule on sama võimatu otse loendada kui kaaluda, kuid Avogadro arv sisaldub erinevates füüsikaharudes paljudes võrrandites ja seda saab nende võrrandite põhjal arvutada. Ilmselgelt, kui selliste mitmel sõltumatul viisil tehtud arvutuste tulemused langevad kokku, võib see olla tõendiks leitud väärtuse õigsuse kohta.

Kuna aatomite ja molekulide absoluutmassid on väikesed, kasutatakse tavaliselt suhtelisi masse.

Kahe massiga molekuli kineetilist energiat saab väljendada kiiruse komponentidena või absoluutkiiruste endi kaudu järgmiselt.

Teatavasti on soojus antud ainet moodustavate osakeste kineetilise liikumise energia mõõt. On kindlaks tehtud, et absoluutse nulli temperatuurist oluliselt kõrgemal temperatuuril keskmine kineetiline energia molekulid on võrdeline absoluutse temperatuuriga T. Molekulile massiga m ja keskmise kiirusega ja

Näide 8. Arvutage väävelhappe molekuli absoluutmass grammides.

Kõik uuritud ühendid on jagatud treeningmassiiviks, mis sisaldab teadaolevate omadustega molekule ja prognoositavat molekulide rühma. Uuritava kinnisvara analüüsitud koolitusmassiivid jagunevad kaheks alternatiivseks rühmaks (aktiivne - mitteaktiivne). Loodud mudelid esindavad võrrandeid loogilises vormis L = 7 (3), kus L on aktiivsus, (8) on määrav tunnuste kogum (RSF) - fragmentide kompleks struktuurivalemid ja nende erinevad kombinatsioonid, nn alamstruktuuride deskriptorid. Fragmentide ja nende kombinatsioonide mõju aktiivsusele hindamine toimub teabesisalduse koefitsiendi alusel, mis varieerub vahemikus miinus 1 kuni pluss 1. Mida suurem on teabesisalduse absoluutväärtus, seda suurem on tõenäosus, et teabesisu mõju avaldab. atribuutidel antud funktsioon. Plussmärk iseloomustab positiivne mõju, miinus - negatiivne. P on algoritm, mille abil tuvastatakse uuritavate ainete omadused. Prognoosimisprotsessis kasutatakse kahte algoritmi - geomeetria (I) ja hääletus (II). Esimene neist põhineb uuritava aine ja uuritava omaduse arvutatud hüpoteetilise standardi vahelise kauguse määramisel eukleidilises mõõdikus. Teine meetod hõlmab positiivse ja negatiivse infosisuga seoste struktuuri tunnuste (häälte) arvu analüüsi. Molekulaarse disaini protseduure kirjeldatakse täpsemalt 5. jaotises.

Suhteline molekulmass Mr on molekuli absoluutmassi ja süsiniku isotoobi aatomi massi Vi2 suhe. Pange tähele, et suhtelised massid on definitsiooni järgi mõõtmeteta suurused.

Beckeri otsik. Erinevad isotoopide eraldamise probleemi lahendamise kineetilised meetodid võib liigitada meetoditeks, mis kasutavad erineva massiga molekulide ülekandekoefitsientide erinevust, ja meetoditeks, mis kasutavad eraldatava segu liikumist potentsiaalses väljas. Enamik iseloomulik meetod Teine klass on just gaasitsentrifuugi meetod, mis aga nõuab isegi oma suurejooneliste võimete laboratoorseks demonstreerimiseks väga muljetavaldavat arendustööd, kuna gaasitsentrifuug on absoluutselt ebastandardne. Väljapakutud, arvatavasti Diraci poolt, umbes samal ajal gaasitsentrifuugiga, eraldusdüüsi meetod (Beckeri otsik, mis sai nime esimese eduka katsetöö juhi järgi)

Elementide aatomeid ja ainete molekule iseloomustab teatud füüsikaline (absoluutne) mass m, näiteks vesinikuaatomi H mass on 1,67 g, P4 molekuli mass on 2,06-10 g, H mass molekul on 2,99-10 g, molekuli mass H2804 1,63 K) g Elementide aatomite ja ainete molekulide absoluutmassid on äärmiselt väikesed ning selliste väärtuste kasutamine on ebamugav. Seetõttu võeti kasutusele aatomite ja molekulide suhtelise massi mõiste.

Keemilise ühendi suhteline molekulmass on arv, mis näitab, mitu korda on selle ühendi ühe molekuli absoluutmass suurem aatommassiühikust.

Aatomite absoluutmasside (samuti molekulide ja nende fragmentide masside) määramine massispektroskoopia.

Suur väärtus on kristallstruktuuri ühe ühikuelemendi sisu absoluutmassi määramine. Ühiklahtri mõõtmeid saab vajadusel mõõta väga suure täpsusega (viga alla 0,01%). Tihedust on keerulisem mõõta, kuid kogu mõõtmisviga võib olla kuni 0,1% rakuühiku massist (ilma, et see oleks liiga suur eksperimentaalne töö). Lisaks raku absoluutmassi määramisele saab kristallstruktuuridest infot raku võimaliku sisu kohta ka muul viisil. Sümmeetria ruumirühm, ekvivalentsete lubatud sõlmede positsioonide olemus ja mitmekesisus ning põhinõuded, et vaadeldavate röntgenikiirguse peegelduste intensiivsus peab vastuvõetavates piirides vastama oletatava kristallstruktuuri jaoks arvutatud intensiivsusele, annavad kõik teatud summa. teavet, mis tuleb leida vastavalt mis tahes kavandatule keemiline valem. Seega, sõltumata teiste molekulide olemasolust, peab igas valemis olema 46 veemolekuli ühiku kohta. rakuline struktuur I tüüpi hüdraadid.Kui ühiku lahtri mõõtmed

Avogadro arv on molekulide arv mis tahes aine molekuli grammis. Seda väärtust saab määrata erinevaid meetodeid, samas kui tulemused saadi erinevaid viise, ühtivad mõõtmise täpsuse piirides. Praegu on Avogadro numbri väärtuseks võetud 6,023-10. Avogadro arv on universaalne konstant, see ei sõltu aine olemusest ja selle agregatsiooni olekust. Aatomi või molekuli absoluutmassi arvutamiseks jagage grammaatom- või molekulmass Avogadro arvuga. Näiteks,

Aine üks olulisemaid omadusi on selle molekulmass. Kuna molekulide absoluutmassid on väga väikesed, kasutatakse arvutustes suhtelisi masse. Aine molekulmassi all mõistetakse tavaliselt antud aine molekuli massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhet. Vastavalt sellele võrreldakse ka keemiliste elementide aatomite massi 1/12 süsinikuaatomi massiga. Siis on süsiniku aatommass 12, muud elemendid (ümardatud) vesinik - 1, hapnik - 16, lämmastik - 14. Keemilise ühendi molekuli mass määratakse molekuli moodustavate elementide aatommasside liitmise teel. Näiteks süsinikdioksiidi CO2 molekulmass on 12 + 2-16 = 44 (1 süsinikuaatom massiga 12 ja 2 hapnikuaatomit massiga 16). Metaani CH molekulmass on 12 + 4-1 = 16. Mõnede enamkasutatavate põlevgaaside ja nende põlemisproduktide molekulmass on toodud tabelis. 1.1.

Muidugi ei ole olekud II ja III absoluutselt stabiilsed ning soojusliikumise tulemusena võivad tekkida nende positsioonide ümber võnkumised või isegi pöörlemised. Temperatuuri tõustes suureneb aine massis olevate molekulide suhteline arv, mis ei vasta kõige stabiilsemale olekule, kuid ei saa ületada põhiolekus olevate molekulide arvu.

Dalton ei näinud kvalitatiivset erinevust lihtsate ja keeruliste aatomite vahel, seetõttu ei tundnud ta ära aine struktuuri kahte etappi (aatomeid ja molekule). Selles mõttes oli Daltoni atomism samm tagasi võrreldes Lomonossovi elementaarkorpuskulaarse kontseptsiooniga. Daltoni atomismi ratsionaalne tera oli aga tema õpetus aatomite massist. Täiesti õigesti uskudes, et aatomite absoluutmassid on äärmiselt väikesed, tegi Dalton ettepaneku määrata suhtelised aatommassid. Sel juhul võeti vesinikuaatomi mass kui kõigist aatomitest kõige kergem mass. Seega oli Dalton esimene, kes defineeris elemendi aatommassi antud elemendi aatomi massi ja vesinikuaatomi massi suhtena. Ta koostas ka esimese 14 elemendi aatommasside tabeli. Daltoni aatommasside doktriin mängis hindamatut rolli keemia muutumisel kvantitatiivseks teaduseks ja perioodilise seaduse avastamisel. Sellepärast

On vaja eristada molekuli absoluutmassi ja grammi molekuli mõisteid. Niisiis, 10 grammi veemolekuli on 18 x 10 = 180 g, st ligikaudu klaas vett, ja 10 molekuli vett on tühine kogus, mida ei saa kaaluda.

Mis on molekulaarne ekvivalent? CO2 mass on CO2 molekuli absoluutmass, väljendatuna algarvudes 3. Kuidas formuleeritakse Avogadro seadus 4. Millise ruumala hõivab mis tahes gaasi grammatiline molekul normaaltingimustes?

Läbiviidud katsete põhjal tehti selge seos hajutatud aminohappe molekulide absoluutmassi ja nende molekulmasside vahel.

Vaadake lehti, kus seda terminit mainitakse Molekuli absoluutmass:                      Üldkeemia alused, 2. köide, 3. väljaanne (1973) -- [

Suhteline aatommass

Elementide aatomeid iseloomustab teatud (ainult omane) mass. Näiteks H-aatomi mass on 1,67 . 10 -23 g, C-aatom - 1,995 . 10 −23 g, O aatom − 2,66 . 10-23 aastat

Nii väikeste väärtuste kasutamine on ebamugav, nii et mõiste suhteline aatommass A r on antud elemendi aatomi massi suhe aatommassiühikusse (1,6605 . 10–24 g).

Molekul - väikseim osake ained, mis säilitavad Keemilised omadused sellest ainest. Kõik molekulid on üles ehitatud aatomitest ja on seetõttu ka elektriliselt neutraalsed.

Molekuli koostis edastatakse molekulaarne valem, mis peegeldab nii aine kvalitatiivset koostist (selle molekulis sisalduvate keemiliste elementide sümbolid) kui ka selle kvantitatiivne koostis(madalamad numbrilised indeksid, mis vastavad iga elemendi aatomite arvule molekulis).

Aatomite ja molekulide mass

Aatomite ja molekulide masside mõõtmiseks füüsikas ja keemias on kasutusele võetud ühtne mõõtmissüsteem. Neid koguseid mõõdetakse suhtelistes ühikutes.

Aatommassi ühik (amu) võrdub 1/12 massiga m süsinikuaatom 12 C ( müks 12C aatom on võrdne 1,993 H10 -26 kg).

Elemendi suhteline aatommass (A r) on mõõtmeteta suurus, mis võrdub elemendi aatomi keskmise massi ja 1/12 aatomi massi suhtega temperatuuril 12 C. Suhtelise aatommassi arvutamisel võetakse arvesse elemendi isotoopkoostist. Kogused A r määratakse vastavalt tabelile D.I. Mendelejev

Absoluutne aatommass (m) võrdne suhtelise aatommassiga, mis on korrutatud 1 amu-ga. Näiteks vesinikuaatomi absoluutmass on määratletud järgmiselt:

m(H) = 1,008 × 1,661 × 10 -27 kg = 1,674 × 10 -27 kg

Ühendi suhteline molekulmass (Mr) on mõõtmeteta suurus, mis võrdub massi suhtega m aine molekulid 1/12 12 C aatomi massist:

Suhteline molekulmass on võrdne summaga suhtelised massid aatomid, mis moodustavad molekuli. Näiteks:

Härra(C2H6) = 2H A r(C) + 6H A r(H) = 2H12 + 6 = 30.

Molekuli absoluutmass võrdub suhtelise molekulmassiga, mis on korrutatud 1 amu-ga.

2. Mis on ekvivalendi molaarmass?

con ekvivalendid avastas Richter 1791. aastal. Elementide aatomid interakteeruvad üksteisega rangelt määratletud suhetes - ekvivalendid.

SI-s on ekvivalent osakese X 1/z osa (imaginaarne). X on aatom, molekul, ioon jne. Z on võrdne prootonite arvuga, mida osake X seob või loovutab (neutraliseerimise ekvivalent) või elektronide arvuga, mille osake X annab või vastu võtab (võrdub oksüdatsiooni-redutseerimisega) või iooni X laenguga (iooniline ekvivalent).

Ekvivalendi molaarmass, mõõde – g/mol, on osakese X molaarmassi ja arvu Z suhe.

Näiteks, molaarmass Elemendi ekvivalent määratakse elemendi molaarmassi ja selle valentsi suhtega.

Ekvivalentide seadus: Reageerivate ainete massid on omavahel seotud kui nende ekvivalentide molaarmassid.

Matemaatiline avaldis

kus m 1 ja m 2 on reaktiivide massid,

Nende ekvivalentide molaarmassid.

Kui aine reageerivat osa iseloomustab mitte mass, vaid maht V(x), siis ekvivalentide seaduse avaldises asendatakse selle ekvivalendi molaarmass ekvivalendi molaarmahuga.

3. Millised on keemia põhiseadused?

Keemia põhiseadused. Massi ja energia jäävuse seaduse sõnastas M. V. Lomonosov 1748. aastal. Keemilistes reaktsioonides osalevate ainete mass ei muutu. 1905. aastal uskus Einstein energia ja massi seost

E = m × c 2, s = 3 × 10 8 m/s

Mass ja energia on aine omadused. Mass on energia mõõt. Energia on liikumise mõõt, seega ei ole need samaväärsed ega muundu üksteiseks, kui keha energia muutub E, selle mass muutub m. Tuumakeemias toimuvad olulised massimuutused.

Aatomi-molekulaarteooria seisukohalt aatomid, millel on konstantne mass ei kao ega teki millestki, see viib ainete massi säilimiseni. Seadus on eksperimentaalselt tõestatud. Selle seaduse alusel need koostatakse keemilised võrrandid. Kvantitatiivseid arvutusi reaktsioonivõrrandite abil nimetatakse stöhhiomeetrilisteks arvutusteks. Kõik kvantitatiivsed arvutused põhinevad massi jäävuse seadusel ja seega saab tootmist planeerida ja kontrollida.

4. Millised on anorgaaniliste ühendite põhiklassid? Too definitsioon, too näiteid.

Lihtsad ained. Molekulid koosnevad sama tüüpi aatomitest (sama elemendi aatomitest). Keemilistes reaktsioonides ei saa nad laguneda, moodustades teisi aineid.

Komplekssed ained (või keemilised ühendid). Molekulid koosnevad aatomitest erinevad tüübid(erinevate keemiliste elementide aatomid). Keemilistes reaktsioonides lagunevad nad mitmete teiste ainete moodustamiseks.

Metallide ja mittemetallide vahel pole teravat piiri, sest On lihtsaid aineid, millel on kaks omadust.

5. Millised on peamised keemiliste reaktsioonide liigid?

Erinevaid keemilisi reaktsioone on tohutult palju ja nende klassifitseerimiseks on mitmeid viise. Kõige sagedamini klassifitseeritakse keemilised reaktsioonid reagentide ja reaktsioonisaaduste arvu ja koostise järgi. Selle klassifikatsiooni järgi eristatakse nelja tüüpi keemilisi reaktsioone - need on kombineerimis-, lagunemis-, asendus- ja vahetusreaktsioonid.

Ühendi reaktsioon on reaktsioon, milles reagentideks on kaks või enam lihtsat või kompleksset ainet ja saadus on üks kompleksaine. Ühendreaktsioonide näited:

Lihtainetest oksiidi moodustumine - C + O 2 = CO 2, 2Mg + O 2 = 2MgO

Metalli interaktsioon mittemetalliga ja soola tootmine - 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Oksiidi interaktsioon veega - CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

Lagunemisreaktsioon on reaktsioon, milles reagendiks on üks kompleksaine ja saadus on kaks või enam lihtsat või kompleksset ainet. Kõige sagedamini tekivad lagunemisreaktsioonid kuumutamisel. Lagunemisreaktsioonide näited:

Kriidi lagunemine kuumutamisel: CaCO 3 = CaO + CO 2

Vee lagunemine elektrivoolu mõjul: 2H 2 O = 2H 2 + O 2

Elavhõbedaoksiidi lagunemine kuumutamisel - 2HgO = 2Hg + O 2

Asendusreaktsioon on reaktsioon, kus reagentideks on liht- ja kompleksained ning saadused on samuti lihtsad ja komplekssed ained, kuid kompleksaines asendatakse ühe elemendi aatomid lihtsa reagendi aatomitega. Näited:

Vesiniku asendamine hapetes - Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2

Metalli nihkumine soolast - Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Leeliste teke - 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Vahetusreaktsioon- see on reaktsioon, mille reagendid ja produktid on kaks keerulist ainet; reaktsiooni käigus vahetavad reagendid oma komponendid, mille tulemusena moodustuvad muud komplekssed ained. Näited:

Soola koostoime happega: FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Kahe soola koostoime: 2K 3 PO 4 + 3MgSO 4 = Mg 3 (PO 4) 2 + 3K 2 SO 4

On keemilisi reaktsioone, mida ei saa liigitada ühtegi loetletud tüüpi.

6. Kelle, millal ja milliste katsetega avastati aatomi tuum ja loodi aatomi tuumamudel?

Aatomi tuumamudel. Ühe esimese aatomi struktuuri mudeli pakkus välja inglise füüsik E. Rutherford. Alfaosakeste hajumise katsetes näidati, et peaaegu kogu aatomi mass on koondunud väga väikesesse ruumalasse – positiivselt laetud tuuma. Rutherfordi mudeli järgi liiguvad elektronid pidevalt ümber tuuma suhteliselt suure vahemaa ning nende arv on selline, et üldiselt on aatom elektriliselt neutraalne. Hiljem kinnitasid teised teadlased elektronidega ümbritsetud raske tuuma olemasolu aatomis. Esimene katse luua kogutud katseandmete põhjal aatomi mudel (1903) kuulub J. Thomsonile. Ta uskus, et aatom on elektriliselt neutraalne sfääriline süsteem, mille raadius on ligikaudu 10–10 m. Aatomi positiivne laeng on ühtlaselt jaotunud kogu kuuli ruumala ulatuses ja selle sees asuvad negatiivselt laetud elektronid (joonis 1). 6.1.1). Aatomite joonkiirgusspektrite selgitamiseks püüdis Thomson määrata elektronide asukohta aatomis ja arvutada nende vibratsiooni sagedused tasakaaluasendites. Need katsed olid aga ebaõnnestunud. Mõni aasta hiljem tõestati suure inglise füüsiku E. Rutherfordi katsetes, et Thomsoni mudel oli vale.

7. Mida uut tõi N. Bohr aatomi mõistesse? Anna kokkuvõte Bohri postulaadid vesinikuaatomile rakendatuna.

Bohri teooria vesinikuaatomi kohta

Järgides Bohri teooriat vesinikuaatomi kohta, pakkus Sommerfeld välja kvantimisreegli, mille kohaselt vesinikuaatomile rakendatuna ei ole Bohri mudel vastuolus de Broglie postuleeritud elektroni lainelise olemusega. Tuletage vesinikuaatomi energiatasemete avaldis Sommerfeldi reegli abil, mille kohaselt on lubatud elektronide orbitaalid ringid, mille pikkus on elektroni lainepikkuse kordne.

Kuna kvantarvud I, m ja ei panusta elektroonilise oleku energiasse midagi, on kõik võimalikud olekud antud radiaaltasandil energeetiliselt võrdsed. See tähendab, et spektris vaadeldakse ainult üksikuid jooni, nagu Bohr ennustas. Siiski on hästi teada, et vesiniku spektris on peenstruktuur, mille uurimine andis tõuke vesinikuaatomi Bohr-Sommerfeldi teooria väljatöötamisele. On ilmne, et lainevõrrandi lihtne vorm ei kirjelda vesinikuaatomit päris adekvaatselt ja seega oleme positsioonis, vaid veidi parem kui see, kui nad tuginesid aatomi Bohri mudelile.

8. Mis määratakse ja millised väärtused sellel võivad olla: peamine kvantarv n, sekundaarne (orbitaalne) - l, magnetiline - m l ja keeruta - Prl?

Kvant uued numbrid.

1. Peamine kvantarv, n– aktsepteerib täisarve vahemikus 1 kuni ¥ (n=1 2 3 4 5 6 7...) või tähestikulisi väärtusi (K L M N O P Q).

max väärtus n vastab energiatasemete arvule aatomis ja vastab perioodi numbrile DI tabelis. Mendelejev, iseloomustab elektroni energiaväärtust ja orbitaali suurust. Elemendil n=3 on 3 energiataset, see asub kolmandas perioodis ning elektronpilve suurus ja energia on suurem kui n=1 elemendil.

2. Orbitaalkvantarv l võtab väärtused olenevalt peamisest kvantarv ja sellel on vastavad tähetähendused.

l = 0, 1, 2, 3… n-1

l – iseloomustab orbitaalide kuju:

Sama väärtusega orbitaalid n, nina erinevaid tähendusi l Need erinevad mõnevõrra energia poolest, st tasemed jagunevad alamtasanditeks.

Võimalike alamtasandite arv on võrdne peakvantarvuga.

3. Magnetkvantarv m l võtab väärtused -l,…0…,+l.

Magnetkvantarvu võimalike väärtuste arv määrab antud tüüpi orbitaalide arvu. Igal tasemel saab olla ainult:

üks s on orbitaal, sest m l=0 at l=0

kolm p – orbitaalid, m l= -1 0 +1, kus l = 1

viis d orbitaali m l=-2 –1 0 +1 +2, l=2

seitse f orbitaali.

Magnetkvantarv määrab orbitaalide orientatsiooni ruumis.

4. Spinni kvantarv (spin), m s.

Spin iseloomustab elektroni magnetmomenti, mis on põhjustatud elektroni pöörlemisest ümber oma telje päri- ja vastupäeva.

Tähistades elektroni noolega ja orbitaali kriipsu või kastiga, saate näidata

Orbitaalide täitmise järjekorda iseloomustavad reeglid.

Pauli põhimõte:

ll n 2 ja tasemel - 2n 2

n+l), kui võrdne, koos n- kõige väiksem.

Hundi reegel

9. Kuidas Bohri teooria seletab aatomispektrite päritolu ja joonstruktuuri?

N. Bohri teooria pakuti välja 1913. aastal, see kasutas Rutherfordi planeedimudelit ja Planck-Einsteini kvantteooriat. Planck uskus, et koos aine jaguvuse piiriga – aatomiga, on ka energia jaguvuse piir – kvant. Aatomid ei kiirga energiat pidevalt, vaid teatud kvantide osades

N. Bohri esimene postulaat: on rangelt määratletud lubatud, nn statsionaarsed orbiidid; olles, millel elektron ei neela ega kiirga energiat. Lubatud on ainult need orbiidid, mille korral korrutisega m e ×V×r võrdne nurkimment võib teatud osades (kvantides) muutuda, s.t. kvantiseeritud.

Aatomi olekut n=1 nimetatakse normaalseks, n=2,3... - ergastatud.

Raadiuse kasvades elektroni kiirus väheneb ning kineetiline ja koguenergia suurenevad.

Bohri teine ​​postulaat:Ühelt orbiidilt teisele liikudes neelab või kiirgab elektron energiakvanti.

K kaugel -E lähedal =h × V. E = -21,76 × 10 -19 /n2J/aatom = -1310 kJ/mol.

Sellist energiat tuleb kulutada selleks, et viia elektron vesinikuaatomis esimeselt Bohri orbiidilt (n=1) lõpmatult kaugele, s.t. eemaldage aatomilt elektron, muutes selle positiivselt laetud iooniks.

Bohri kvantteooria selgitas vesinikuaatomite spektri joonelist olemust.

Puudused:

1. Postuleeritakse elektron püsimist ainult statsionaarsetel orbiitidel, kuidas toimub sel juhul elektronide üleminek?

2. Kõiki spektrite detaile ei selgitata, nende paksus on erinev.

Mida nimetatakse aatomi energiatasemeks ja energia alamtasemeks?

Number energiat tasemed aatom võrdne selle perioodi arvuga, mil see asub. Näiteks kaaliumil (K), neljanda perioodi elemendil, on 4 energiatasemed(n = 4). Energia alamtase- orbitaalide komplekt koos samad väärtused pea- ja orbitaalkvantarvud.

11. Mis kujuga need on? s-, p- Ja d- elektroonilised pilved.

Keemiliste reaktsioonide käigus jäävad aatomite tuumad muutumatuks, aatomitevahelise elektronide ümberjaotumise tõttu muutub ainult elektronkestade struktuur. Aatomite võime elektrone loovutada või omandada määrab selle keemilised omadused.

Elektronil on kahekordne (osakeste laine) olemus. Tänu oma lainelistele omadustele saavad elektronid aatomis omada ainult rangelt määratletud energiaväärtusi, mis sõltuvad kaugusest tuumani. Sarnaste energiaväärtustega elektronid moodustavad energiataseme. See sisaldab rangelt määratletud elektronide arvu - maksimaalselt 2n 2. Energiatasemed jagunevad s-, p-, d- ja f- alamtasemeteks; nende arv on võrdne taseme numbriga.

Elektronkvantarvud

Iga elektroni olekut aatomis kirjeldatakse tavaliselt nelja kvantarvuga: põhiarvu (n), orbitaalarvu (l), magnetilist (m) ja spinni (s). Esimesed kolm iseloomustavad elektroni liikumist ruumis ja neljas - ümber oma telje.

Peamine kvantarv(n). Määrab elektroni energiataseme, taseme kauguse tuumast ja elektronipilve suuruse. Aktsepteerib täisarvu väärtusi (n = 1, 2, 3...) ja vastab perioodi numbrile. Alates perioodilisustabel Iga elemendi puhul saate perioodinumbri järgi määrata aatomi energiatasemete arvu ja selle, milline energiatase on väline.

Element kaadmium Cd asub viiendas perioodis, mis tähendab n = 5. Tema aatomis on elektronid jaotunud viiele energiatasemele (n = 1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); viies tase on väline (n = 5).

Orbitaalkvantarv(l) iseloomustab orbitaali geomeetrilist kuju. Aktsepteerib täisarvude väärtust vahemikus 0 kuni (n - 1). Olenemata energiataseme numbrist vastab iga orbitaalkvantarvu väärtus erikujulise orbitaalile. Samade n-väärtustega orbitaalide komplekti nimetatakse energiatasemeks ning orbitaalide komplekti, millel on sama n ja l, nimetatakse alamtasemeks.

l=0 s- alamtasand, s- orbitaal – orbitaalsfäär

l=1 p- alamtase, p- orbital – hantli orbitaal

l=2 d- alamtasand, d- orbitaal – orbitaal keeruline kuju

f-alamtase, f-orbitaal - veelgi keerulisema kujuga orbitaal

Esimesel energia tase(n = 1) orbitaalkvantarvul l on üks väärtus l = (n - 1) = 0. Asukoha kuju on sfääriline; Esimesel energiatasemel on ainult üks alamtase – 1s. Teise energiataseme (n = 2) korral võib orbitaalkvantarvul olla kaks väärtust: l = 0, s-orbitaal - sfäär suurem suurus kui esimesel energiatasemel; l = 1, p- orbitaal - hantel. Seega on teisel energiatasemel kaks alamtasandit - 2s ja 2p. Kolmanda energiataseme (n = 3) jaoks saab orbitaalkvantarv l kolm väärtust: l = 0, s-orbitaal on suurem sfäär kui teisel energiatasemel; l = 1, p-orbitaal - hantel, mis on suurem kui teisel energiatasemel; l = 2, d on keerulise kujuga orbitaal.

Seega võib kolmandal energiatasemel olla kolm energia alamtasandit - 3s, 3p ja 3d.

12. Esitage Pauli printsiibi ja Hundi reegli sõnastus.

Pauli põhimõte: aatomil ei saa olla kahte või enamat elektroni, millel on kõigi nelja kvantarvu sama hulk. Millest järeldub, et üks orbitaal võib sisaldada kahte vastassuunaliste spinnidega elektroni.

Maksimaalne võimalik elektronide arv:

s - alamtasandil - üks orbitaal - 2 elektroni, s.o. s2;

p- – - kolmel orbitaalil – 6 elektroni, s.o. lk 6;

d-l - – - viis orbitaali – 10 elektroni, s.o. d 10;

f- –– - seitsmel orbitaalil – 14 elektroni, s.o. f 14.

Orbitaalide arv alamtasanditel määratakse 2-ga l+1 ja nende elektronide arv on 2×(2 l+1), orbitaalide arv alamtasanditel on võrdne peakvantarvu ruuduga n 2 ja tasemel - 2n 2, See. elementide perioodilisuse tabeli esimesel perioodil võib olla maksimaalselt 2 elementi, teises - 8, kolmandas - 18 elementi, neljandas - 32.

Vastavalt M. V. Klechkovsky I ja II reeglitele toimub orbitaalide täitumine summa suurenemise järjekorras ( n+l), kui võrdne, koos n- kõige väiksem.

Elektroonilised valemid on kirjutatud järgmiselt:

1. Energiataseme number näidatakse arvulise koefitsiendi kujul.

2. Plii tähetähistused alamtasand.

3. Elektronide arv antud energia alamtasemel näidatakse eksponendina ja kõik antud alamtaseme elektronid summeeritakse.

Elektronide paigutus antud alamtasandil sõltub Hundi reegel: antud alamtasemel kipuvad elektronid hõivama maksimaalse arvu vabu orbitaale, nii et koguspinn on maksimaalne.

13. Esitage Kletškovski reeglite sõnastus. Kuidas nad määravad kindlaks AO täitmise korra?

Vastavalt M. V. Klechkovsky I ja II reeglitele toimub orbitaalide täitumine summa suurenemise järjekorras ( n+l), kui võrdne, koos n- kõige väiksem.

Elektroonilised valemid on kirjutatud järgmiselt:

1. Energiataseme number näidatakse arvulise koefitsiendi kujul.

2. Andke alamtaseme tähttähised.

3. Elektronide arv antud energia alamtasemel näidatakse eksponendina ja kõik antud alamtaseme elektronid summeeritakse.

14. Mida nimetatakse ionisatsioonienergiaks, elektronide afiinsuseks, elektronegatiivsuseks ja millistes ühikutes neid mõõdetakse?

Aatomi omadused. Elemendi keemilise olemuse määrab selle aatomi võime kaotada või saada elektrone. Seda võimet saab mõõta ionisatsioonienergia aatom ja see elektronide afiinsus.

Ionisatsioonienergia on energia, mis tuleb kulutada elektroni eemaldamiseks aatomist (ioonist või molekulist). Seda väljendatakse džaulides või elektronvoltides. 1 EV = 1,6 × 10 -19 J.

Ionisatsioonienergia I on aatomi redutseerimisvõime mõõt. Mida väiksem on I, seda suurem on aatomi redutseerimisvõime.

Madalaimad väärtused Mul on esimese rühma elemendid. Nende väärtused I 2 suurenevad järsult. Samamoodi suureneb II rühma s elementide puhul I 3 järsult.

Suurimad väärtused VIII rühma p-elementidel on I 1. See ionisatsioonienergia suurenemine üleminekul I rühma s-elementidelt VIII rühma p-elementidele on põhjustatud tuuma efektiivse laengu suurenemisest.

Elektronide afiinsus on energia, mis vabaneb elektroni kinnitumisel aatomiga (iooni või molekuliga). Samuti väljendatakse J või eV. Võime öelda, et elektronide afiinsus on osakeste oksüdeerimisvõime mõõt. E usaldusväärsed väärtused on leitud ainult väikese arvu elementide jaoks.

VII rühma p-elementidel (halogeenid) on elektronide suhtes suurim afiinsus, kuna neutraalsele aatomile ühe elektroni liitmisel omandavad nad terve elektronokteti.

E(F) = 3,58 eV, E(Cl) = 3,76 eV

E väikseimatel ja isegi negatiivsetel väärtustel on aatomid konfiguratsiooniga s 2 ja s 2 p 6 või pooleldi täidetud p-alamtase.

E (Mg) = -0,32 eV, E (Ne) = -0,57 eV, E (N) = 0,05 eV

Järgmiste elektronide lisamine on võimatu. Seega ei eksisteeri mitmekordselt laetud anioone O 2-, N 3-.

Elektronegatiivsus on kvantitatiivne tunnus molekulis oleva aatomi võime kohta elektrone enda poole meelitada. See võime sõltub I-st ​​ja E-st. Mullikeni järgi: EO = (I+E)/2.

Elementide elektronegatiivsused suurenevad periooditi ja vähenevad rühmati.