Анемов Евгений Михайлович. Строение вещества и начала химии. Базовая терминология

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА И НАЧАЛА ХИМИИ

Ver. 13.05.2012

Надеюсь, что настоящий справочник будет полезен школьникам, учащимся и студентам. По моему скромному разумению, при изучении любого нового предмета важно знать все дефиниции (определения) используемых терминов для понимания самого предмета. Не претендую на авторство текстов статей (в большинстве случаев скомпилированных из одного или нескольких источников). Мое участие ограничилось подборкой (систематизацией) материала по разделу изучаемого предмета.

Любая часть настоящего справочника может быть использована без ссылок в домашних заданиях, лабораторных, курсовых и дипломных работах, методиках, пособиях, отчетах, статьях, диссертациях, монографиях, книгах, видеоматериалах, презентациях и других публикациях

ВЕЩЕСТВО

Вокруг нас - сотни и тысячи предметов (вещей, созданных трудом человека или машинами). Посмотрим на некоторые окружающие нас ценные вещи (например, золотой браслет, золотое кольцо, золотую цепочку, золотые сережки). Все это физические тела (т.е. их можно ощутить). Они отличаются друг от друга формой и размерами. Что в них общего? Все они изготовлены из одного и того же металла ‒ золота.

Пусть, например, у нас имеются обыкновенные тарелки одинаковой формы и размеров, но изготовленные из различных материалов: стекла, пластмассы, дерева, металла и керамики (глины, фарфора, фаянса). То, из чего изготовлены предметы (из чего состоит физическое тело), т.е. все то, что имеет массу и объем - это вещество.

Более 2000 лет назад Левкипп высказал мысль, что каждое вещество состоит из мельчайших неделимых частиц, которые он назвал 'атомами'. Дальнейшее развитие цивилизации (Демокрит, Бойль, Дальтон, Фарадей, Дж.Дж.Томсон), науки и техники подтвердило эту мысль.

Теоретическую основу современной химии составляет материалистическое атомно‒молекулярное учение: все тела в природе состоят из атомов и молекул, находящихся в непрерывном движении (Ломоносов, 1741)

Материя - объективная реальность, данная нам в ощущениях и существующая независимо от нас. Материя находится в непрерывном движении. Формами существования материи являются пространство и время (здесь не рассматриваются)

Вещество ‒ разновидность материи (понятие в химии для обозначения 'того, из чего состоят телá'), состоящее из большого числа химических частиц. Вещества могут быть простыми и сложными. Вещество может быть индивидуальным (или чистым) или состоять из смеси (т.е. из нескольких индивидуальных веществ). Смесь, в свою очередь, может быть однородной или неоднородной

Материал ‒ вещество, обладающее необходимым комплексом свойств для выполнения заданной функции отдельно или в совокупности с другими веществами

Атом ‒ наименьшая частица вещества, являющаяся носителем его свойств: при любом многократном механическом дроблении вещества (например, кусочка золота) даже самые мельчайшие из них все равно обладают всеми свойствами этого металла. Атом состоит из элементарных частиц. Атом − одноядерная (в целом нейтральная) система, с отличной от нуля массой. Атомы (как кирпичи здания) могут образовывать более крупные частицы − молекулы, состоящие из двух или большего количества атомов

Элементарные частицы ‒ составные части атома: электроны и ядро атома

Ядро атома ‒ состоит из протонов и нейтронов. Если число протонов в ядре равно числу электронов, атом в целом электрически нейтрален. В противном случае он обладает некоторым избыточным (положительным или отрицательным) зарядом и называется ионом. Количество протонов в ядре определяет принадлежность атома некоторому химическому элементу, а количество нейтронов ‒ изотопу этого элемента

Нейтрон ‒ элементарная частица, входящая в состав ядра атома, не имеющая электрического заряда (нейтральная). Масса нейтрона в 1839 раз больше массы электрона (равна 1.6929▪10^‒27 кГ).
Примечание.

Новейшие исследования показывают, что нейтрон имеет электрический заряд, не превышающий 3▪10⁻²⁰ заряда электрона

Протон ‒ элементарная частица, входящая в состав ядра атома. Масса протона в 1836 раз больше массы электрона (она равна 1.6726▪10^‒27 кГ). Заряд протона положителен; он равен заряду электрона, но противоположен ему по знаку

Электрон ‒ стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом, равным элементарному электрическому заряду. Масса электрона равна 9.1091▪10^‒28 грамм. Число электронов в атоме определяет поведение атома в химических реакциях

Молекула ‒ наименьшая частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами, способная существовать самостоятельно. Молекулы состоят из двух или большего количества атомов, объединенных межатомными связями

Все химические частицы, образуемые атомами элементов и участвующие в химических процессах, могут быть классифицированы на:

■ простые:

♦ электроны

♦ ядра атомов

♦ атомы и их изотопы

■ сложные:

♦ молекулы (в т.ч. изомеры):

▪ простых веществ

▪ сложных веществ:

▫ низкомолекулярных (например: СО₂)

▫ высокомолекулярных (например: СF₃ООOСF₃)

♦ радикалы

♦ ионы:

▪ атомные:

▫ анионы

▫ катионы

▪ молекулярные

▪ комплексные

♦ комплексные частицы

Химический элемент ‒ вещество, состоящее из атомов одного вида (имеющих одинаковые свойства), например, химический элемент 'золото'. Каждый химический элемент определяется количеством протонов в ядре. Любые два атома с одинаковым числом протонов в их ядрах считаются одним химическим элементом. Атомы всех веществ имеют знак химического элемента (состоящий из одной или двух латинских букв) и свое международное название

Знак химического элемента (например, 'Au') означает:

‒ качественную характеристику (вид элемента) ‒ в данном случае ‒ элемент с названием 'золото'

‒ количественную характеристику (один атом данного элемента).

Названия атомов химических элементов отражают:

‒ некоторые их свойства [например, цвет: хлор ‒ зеленый (Cl), йод ‒ фиолетовый (J)]

‒ названия местностей, где они были впервые открыты [например: галлий (Ga), германий (Ge), скандий (Sc)]

‒ названия известных научных центров [например: дубний (Db) ‒ от Дубна, Россия , берклий (Bk) ‒ от Беркли, США]

‒ общепринятые названия [например: сера (S), золото (Au), серебро (Ag)]
и другие особенности

Простое вещество ‒ состоит из одинаковых атомов и отличается от понятия 'атом' и 'химический элемент'. Это формы существования химических элементов в свободном (встречающимся в природе) виде

Сложные вещества ‒ состоят из молекул, атомы которых относятся к разным элементам (и см. Химические соединения)

Каждому из веществ присущи так называемые

Cвойства ‒ специфические признаки, определяющие индивидуальность конкретного вещества. Свойства веществ являются функцией их внутреннего строения. С изменением условий свойства вещества изменяются (например, при охлаждении вода замерзает). Каждое вещество обладает двумя свойствами: физическими и химическими.

Физические свойства ‒ свойства вещества вне химического взаимодействия (температура плавления или кипения, вязкость, плотность, тепло‒ и электропроводность, абсорбция, цвет и др.). Физические свойства для одного и того же агрегатного состояния вещества могут быть различны. Различия в физических свойствах позволяют выделять вещества из смесей.

Химические свойства ‒ способность веществ реагировать с другими веществами или разлагаться в процессе химических реакций. Они зависят не только от того, из каких химических элементов состоит вещество, но и от их структуры и пространственной конфигурации молекул вещества. Обычно вещества, имеющие одинаковый состав и структуру, имеют одинаковые химические свойства.

Вещество остается химически неизменным пока сохраняются состав и строение его молекул (или состав и характер связей между атомами для немолекулярных веществ).

Проанализируем, например, свойства медной монеты, куска алюминиевой проволоки, купороса (используемого для защиты растений от вредителей), воды и столового уксуса:

‒ медь ‒ красноватый металл, не имеющий вкуса и запаха, не растворяющийся в воде, медь тяжелее алюминия

‒ алюминий ‒ белый металл, не имеющий вкуса и запаха, не растворяющийся в воде

‒ медный купорос ‒ соль в виде кристаллов сине‒зеленого цвета, растворяющаяся в воде

‒ вода ‒ бесцветная (без вкуса) жидкость

‒ уксус ‒ бесцветная (или слегка окрашенная) жидкость с характерным запахом и вкусом, растворяется в воде.

Каждое из этих веществ обладает своим характерным наборов признаков: цветом, вкусом, запахом, растворимостью, и др. Следовательно, вещество обладает массой покоя (его можно взвесить) и определенными физическими свойствами (цветом, плотностью, температурой плавления и т.д.), которые можно измерить.

Вещества чистые (или индивидуальные) - вещества, которые с помощью физических методов не разделяются на два или более других веществ и не изменяют своих физических свойств [т.е. они состоят из одинаковых структурных единиц (атомов, молекул, элементарных ячеек кристаллов) и имеют определенные собственные свойства]

Агрегатные состояния вещества (или фазы веществ) ‒ cуществование нескольких агрегатных состояний обусловлено различиями в характере теплового движения молекул (атомов) вещества и в их взаимодействии. В газах молекулы почти не взаимодействуют и движутся свободно, заполняя весь объем, в котором газ находится. У жидкостей и твердых тел молекулы (атомы) расположены близко друг от друга и взаимодействуют со значительными силами. Это приводит к сохранению жидкостями и твердыми телами определенного объема.

Все вещества в зависимости от температуры и давления могут находиться в различных агрегатных состояниях:

‒ твердом (твердое тело имеет форму и объем)

‒ аморфном

‒ жидком (отличительная особенность жидкости ‒ текучесть)

‒ газообразном

‒ плазменном (газообразная смесь положительно и отрицательно заряженных частиц, общий заряд которой равен нулю; электроны и ионы плазмы могут переносить электрический заряд; более подробно здесь не рассматривается).

Явления ‒ все изменения в природе с окружающими нас веществами или предметами. Явления могут быть физическими и химическими (физиологическое воздействие веществ на организмы живых существ здесь не рассматривается)

Физические явления ‒ сопровождаются изменением физических свойств вещества (формы или размеров тел, агрегатного состояния, температуры, давления, магнитных свойств при нагревании, и т.д.) из одного агрегатного состояния в другое без изменения состава вещества (не происходит превращение одних веществ в другие путем разрыва и/или образования связей в их молекулах). Например:

‒ если магнит подвергнуть сильному нагреванию, он теряет способность притягивать железо (происходит изменение магнитных свойств вещества от температуры)

‒ при нагревании вода превращается в пар, при ее охлаждении ‒ в лед, а при охлаждении пара ‒ снова образуется вода (т.е. у воды изменяются только агрегатные состояния при изменении температуры).

Изменение агрегатного состояния вещества сопровождается скачкообразным изменением его плотности и других физических свойств (только вода при охлаждении [в диапазоне температур от (+4 ^оС до 0 ^оC] увеличивает свой объем без изменения агрегатного состояния). К физическим явлениям относят и диффузию

ХИМИЯ ‒ наука, изучающая свойства химических элементов и их соединений, закономерности получения, превращения и применения веществ, а также явлений, сопровождающих эти превращения.

Признаки химических явлений ‒ внешние эффекты, сопровождающие химические превращения, которые могут быть восприняты органами чувств (например: образование осадка, выделение газа, появление запаха, изменение цвета растворов, выделение или поглощение теплоты, и т.п.). Так, при взаимодействии железных опилок с порошком серы изменяется цвет смеси, выделяется тепло, а свет сопровождает горение свечи

Пример совместного использования физико−химических явлений − варка цветных стекол. Они получаются в результате введения в обычное расплавленное силикатное стекло примесей (в виде порошков) некоторых металлов (или их окислов), придающих стеклу определенную окраску. Например, рубиновое стекло содержит (0.01−0.10)% порошкового золота с размерами частиц (4−30) мкм. Цветное стекло трудно в изготовлении и, как следствие, дорогое

Химические реакции (иначе ‒ химические явления) ‒ явления, приводящие к превращению одних веществ в другие (с изменением их состава, свойств и внутреннего строения), сопровождающиеся внешними эффектами, но без изменения состава атомных ядер элементов. Примеры химических реакции: взаимодействие пищевой соды со столовым уксусом (если в столовую ложку положить щепотку соды и сверху капнуть 2‒3 капли уксуса, то в результате их взаимодействия будет выделяться газ) или появление черного налета на медной проволоке, внесенной в пламя горящей свечи. Любая химическая реакция может быть описана химическим уравнением

Химия неорганическая ‒ изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества за исключением органических соединений углерода

Химия органическая ‒ изучает соединения углерода с другими элементами, их структуру, свойства, методы синтеза (здесь не рассматривается)

Реагент основной − реагент, определяющий смысл протекаемой химической реакции. Например, активная масса представляет собой основной реагент в работе аккумулятора

Реагенты ‒ исходные вещества, вступающие в химическую реакцию (например, в реакции взаимодействия соды и уксуса оба вещества ‒ реагенты)

Продукты реакции ‒ вещества, образующиеся в результате химической реакции (например, газ, выделяющийся при добавлении уксуса к пищевой соде, является продуктом реакции). Для ускорения процессов взаимодействия веществ широко используются смеси и растворы веществ, а также

Катализаторы ‒ химические вещества, изменяющие скорость протекания реакции, но не входящие в состав продуктов реакции
Примечание.

В начальный момент времени концентрация реагентов наибольшая, а концентрация продуктов реакции равна нулю. В процессе реакции концентрация реагентов уменьшается, а концентрация продуктов реакции растет

Уравнение химическое ‒ условная запись хода химической реакции с помощью формул, математических знаков ('+', '=', '↑', '↓' и др.), коэффициентов (чисел, стоящих перед формулами веществ) и индексов, например:

2H_2(газ) + O_2(газ) = 2H₂O
В левой части уравнения через знак '+' записывают формулы веществ (если их несколько), вступающих в реакцию (исходные вещества - реагенты), а в правой его части ‒ формулу(ы) образовавшихся в результате реакции продуктов реакции (также соединенных знаком '+' если их несколько). Основное правило ‒ число атомов одинаковых элементов в левой и правой частях уравнения должны быть равны

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

Химический элемент (продолжение) ‒ каждый отдельный вид атомов, имеющих одинаковый положительный заряд ядра (иначе ‒ совокупность атомов с одинаковым порядковым номером в Периодической системе). Понятие 'химический элемент' относится к атомам конкретного элемента находящимся как в свободном виде (например, в самородках золота), так и входящим в состав любых соединений.

Изучая химические элементы, Д. Менделеев обнаружил периодичность изменения их свойств. Расположив элементы с учетом известных свойств в клетках специальной таблицы, он создал Периодическую систему химических элементов (1869), которая формулируется так: Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер.

Свойство периодичности означает, что каждый последующий элемент в таблице отличается от предыдущего тем, что у него на один протон (и электрон) больше предыдущего (т.е. выполняется закон перехода количества в качество). Периодически меняющиеся свойства атомов:

‒ атомные и ионные радиусы

‒ энергия ионизации

‒ сродство к электрону

‒ электроотрицательность
Существует множество вариантов Периодической системы. Например, коротко‒ (http://www.hemi.nsu.ru/mends.htm) или длиннопериодичная форма (http://ru.wikipedia.org/wiki/Периодическая_система_химических_элементов)

Атомный номер ‒ номер, присвоенный каждому элементу в Периодической таблице (например, магний имеет атомный номер '12'). Он равен количеству протонов в ядре атома конкретного элемента или его суммарном количестве электронов

Группа ‒ вертикальный ряд (столбец) таблицы элементов, обладающих сходными свойствами (однотипным электронным строением, т.е. с одинаковым числом валентных электронов). Номер группы определяется количеством электронов на внешней оболочке атома. В некоторых вариантах Периодической системы группы подразделяются на подгруппы: A (главную) и B (побочную)

Подгруппа ‒ совокупность элементов группы. Электронное строение и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп могут радикально отличаться. Число электронов во внешнем слое у элементов главных подгрупп равно номеру группы

Подгруппы главные ‒ начинаются с элементов первого и второго периодов (на внешнем электронном слое содержат число электронов, равное номеру группы)

Подгруппы побочные ‒ часть группы элементов. Например, подгруппа меди (Cu, Ag, Au) является побочной подгруппой первой группы. Элементы побочных подгрупп называются переходными элементами (или переходными металлами).

Период ‒ горизонтальный ряд химических элементов, в пределах которого их свойства изменяются последовательно (например, 8 элементов от лития до неона). Периоды имеют одинаковое число электронных слоев. Всего имеется 7 периодов:

‒ 3 малых (с первого по третий)

‒ 4 больших (с четвертого по седьмой).
Содержимое периодов:

‒ первый период содержит 2 элемента (водород и гелий)

‒ второй и третий ‒ по 8 элементов

‒ четвертый и пятый ‒ по 18 элементов

‒ шестой ‒ 32 элемента

‒ седьмой (не завершенный) ‒ 22 элемента.
Второй и последующие периоды начинаются типичным щелочным элементом (металлом) и заканчивается инертным газом (ему предшествует типичный неметалл)

Примечания:

1. Расположение элементов по горизонтали соответствует заполнению электронами валентной оболочки атомов. Периоды соответствуют последовательному заполнению электронных оболочек. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа (n) внешнего электронного уровня. Реальное число электронов в периодах: для первого ‒ 2 электрона, для второго и третьего ‒ 8, для четвертого и пятого ‒ 18, для шестого и седьмого ‒ 50.

2. Каждый химический элемент в Периодической системе кроме атомного номера может позиционироваться номером периода, группы и/или подгруппы (т.е. иметь свои координаты или положение)

3. Для описания строения атома используются:

‒ схемы электронного строения

‒ электронные формулы

‒ электронно‒графические формулы

4. В зависимости от того, каким уровнем заканчивается заполнение электронных оболочек, все элементы разделяются на s‒элементы (IA группа), p‒элементы (IIIA‒VIIIA группы), d‒элементы (IV‒VII больших периодов) и f‒элементы.

Все элементы могут быть разделены на:

▪ металлы (имеют металлические свойства; всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ)

▪ неметаллы (имеют неметаллические свойства; всегда входят в состав анионов веществ).
В периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие двойственные (как металлические, так и неметаллические) свойства

Элементы‒аналоги ‒ химические элементы,

− расположенные в одной подгруппе Периодической системы

− имеющие одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях главного квантового числа (n)

− проявляющие сходные химические свойства.
Например, галлий является химическим аналогом элемента алюминия, а германий ‒ аналогом кремния

Аналоги электронные полные − химические элементы (например: As, Sb, Bi), атомы которых имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего 'n' слоя и предыдущей '(n-1)d'-оболочки:

... 4s²4p³4d⁰

... 5s²5p³5d⁰

... 6s²6p³6d⁰ соответственно

Электрон. Число электронов в атоме равно атомному номеру Z элемента (или числу протонов в ядре атома), например:

‒ у водорода (Н) ‒ один электрон,

‒ у гелия (He) ‒ два электрона,

‒ у лития (Li) ‒ три электрона, и т.д.

Состояние электрона в атоме однозначно описывается квантовыми числами. Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно определенным правилам (cм. ниже). Электроны очень сильно тормозятся любым веществом.

Тело, содержащее избыток электронов, заряжается отрицательно, а имеющее их недостаток ‒ положительно. Электроны в атомах удерживаются полем ядра. Атом может присоединять свободный электрон, образуя однозарядный ион

Один электрон может располагаться на любой орбитали, но два электрона с противоположными спинами могут занимать одну орбиталь, поскольку они могут иметь одинаковые значения всех орбитальных квантовых чисел. Двигаясь с огромной скоростью вокруг ядра электроны образуют так называемые электронные облака (оболочки). Электроны, образующие при движении облака шарообразной формы называются s‒электронами, а электроны, образующие облака гантелеобразной формы, называются p‒электронами. Существуют также (d‒) и (f‒) электронные облака, которые имеют еще более сложную (например, пропеллерообразную) форму.

Химические и физические свойства атомов и ионов определяют, в основном, электроны, расположенные на внешних или близких к ним орбиталях

Естественный ряд химических элементов ‒ ряд элементов, выстроенный по возрастанию зарядов их ядер (числа протонов в ядрах атомов элементов) ‒ см. Периодическая система. Для примера − здесь информация одной из ячеек Периодической системы:

₁₂Mg (Магний) ‒ 24.305 (2‒8‒2 или 3s²), где

Mg ‒ знак химического элемента

Магний ‒ название химического элемента

12 ‒ атомный номер элемента

24.305 ‒ относительная атомная масса

2‒8‒2 (3s²) ‒ электронная конфигурация (или распределение электронов по слоям): общее число электронов равно 12 (2 + 8 + 2) ‒ см. Электронное строение

Каждый химический элемент может существовать в виде в виде:

▪ одиночных (свободных) атомов (He, Ne, H, Cl и др.)

▪ в виде простых веществ (H₂, O₃, P₄ и др.)

▪ в составе сложных веществ (химических соединений): CO₂, NH₄Cl и др.

Простые вещества состоят из атомов только одного химического элемента в свободном состоянии (например, сера, медь, золото, различные аллотропные формы углерода: алмаз, графит, и др.). Они могут быть одно‒ и многоатомными. Известно около 400 простых веществ, которые подразделяются на:

‒ металлы (например: Au, Ag, Cu и др.)

‒ неметаллы (например: S, Si, O₂, F₂, I и др.)

‒ амфотерные элементы или амфигены (например: Al, Pb, Fe, CR, Zn)

‒ благородные газы или аэрогены (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)
и могут иметь:

‒ атомное строение ‒ вещество состоит из не связанных между собой никакими связями одиночных атомов (например, газы: гелий, аргон и др.)

‒ молекулярное строение ‒ молекулы вещества состоят из нескольких атомов одного элемента {например, кислород может существовать в виде двухатомной ('О₂') или трехатомной молекулы ('О₃')}

Вещества с молекулярной структурой имеют низкие температуры плавления и кипения
Примечания:

1. Некоторые простые вещества могут рассматриваться как химические соединения, если их молекулы состоят из нескольких однотипных атомов (например, озон О₃)

2. Понятия ('вещество' и 'химический элемент') или ('атом' и 'химический элемент') не эквивалентны! Например, вещество 'водород' (Н₂) состоит из двух атомов одного химического элемента ‒ водорода (Н). Один химический элемент может образовывать несколько простых веществ {например, атомы кислорода (O) могут образовывать как молекулу кислорода (O₂), так и молекулу озона (O₃), причем их физические и химические свойства различны}

3. Электрические свойства простых веществ являются характерным признаком, позволяющим разделить их на металлы и неметаллы

К веществам немолекулярного строения относят вещества атомного и ионного строения (основной структурной единицей у них являются атомы и ионы соответственно)

Химические соединения ‒ сложные вещества, состоящие из химически связанных атомов двух или более химических элементов (этим они отличаются от смесей веществ). Они образуются в результате химических реакций, сопровождающихся тепловыми (экзотермическими и эндотермическими) явлениями. Большинство веществ в природе являются сложными: они могут разлагаться с образованием нескольких других (простых или сложных) веществ. Кроме солей сложные вещества, как правило, имеют молекулярное строение (например: CO₂, H₂S, CH₄ и др.). Состав химического соединения может быть постоянным (у молекул) или переменным (у кристаллов). Состав сложных веществ описывается с помощью химических (молекулярных) формул. Свойства сложных веществ отличаются от свойств составляющих их исходных веществ (например, вода не обнаруживает свойств составляющих ее водорода или кислорода). Некоторые химические соединения имеют специальные названия, например:

‒ кислоты

‒ основания и щелочи

‒ оксиды и гидроксиды

‒ соли

‒ комплексные соединения и др.

Между перечисленными классами сложных веществ существует 'генетическая' связь, заключающаяся в том, что из веществ одного класса можно получить вещества других классов. Известны два основных пути генетических связей между веществами:

▪ металл → основание → соль → оснóвный оксид → металл

▪ неметалл → кислотный оксид → соль → кислотный оксид → неметалл
Примечание.

Существуют соединения (например: CdSnAs₂, ZnGePa, CuFeSa и др.), которые нельзя отнести к конкретным веществам

Соединения многоэлементные ‒ сложные вещества, состоящие из трех и более химических элементов. Они обычно классифицируются по общему элементу {например, кислородсодержащие (NaNO₃, H₂SO₄, KСlO₄) и т.п.}. Их можно рассматривать как продукт взаимодействия между собой бинарных соединений при условии, что при образовании сложных веществ не изменяются степени окисления исходных элементов

Металлы (элементы металлические) ‒ группа твердых химических элементов (кроме ртути), имеющих кристаллическую структуру, обладающие высокой тепло‒ и электропроводностью, низкой электроотрицательностью, положительным температурным коэффициентом сопротивления, высокой пластичностью и металлическим блеском на изломе. Обладая высокими восстановительными свойствами, они вытесняют водород из воды. Металлы делятся на щелочные, щелочноземельные, перехóдные и полуметаллы. Всего известно 98 металлов, например: LI, Na, K, Cu, Fe, Au и др. Так как у оксидов CuO, Ag₂O, NiO и гидроксидов Cu(OH)₂, Ni(OH)₂ преобладают оснὀвные свойства, простые вещества этих химических элементов обычно относят к металлам

Неметаллы ‒ группа химических элементов (простых веществ: F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, S, N₂, Р, С, Si), имеющие типично неметаллические свойства (плохо проводящие тепло и электричество, хрупкие, не имеющие блеска). Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами. Все они имеют высокую электроотрицательность. По агрегатному состоянию часть неметаллов в свободном состоянии газы (O, H, N, Cl), другие ‒ жидкости (бром ‒ Br), третьи ‒ твердые вещества (P, J, S). Неметаллы могут иметь кристаллическое строение: атомную (при немолекулярном) или молекулярную (при молекулярном строении) решетку. Окислы (или оксиды) неметаллов образуют газы или жидкости, являющиеся кислотными или нейтральными веществами (обычно они образуют часть аниона в различных соединениях). Некоторые из неметаллов частично обладают свойствами металлов, из‒за чего их называют 'металлоидами'. К группе неметаллов можно также отнести полупроводники
Примечание.

Главным признаком, позволяющим разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи

Полуметаллы ‒ занимают промежуточное положение. К ним относят Bi, Sb, As, Te, Ge, графит

ФОРМУЛЫ

Формула химическая ‒ условное обозначение качественного и количественного химического состава и структуры веществ с помощью символов химических элементов, буквенных, числовых и вспомогательных знаков (скобок, тире, стрелок и т.п.). На их основе составляются схемы и уравнения химических реакций, а также химическая классификация и номенклатура веществ. Такая формула может обозначать:

▪ (1 молекулу) или (1 моль) вещества

▪ качественный состав (из каких химических элементов состоит вещество)

▪ количественный состав (сколько атомов каждого элемента содержит реальная или условная молекула вещества)

Например, формула 'HNO₃' обозначает азотную кислоту (1 молекулу) или (1 моль) ее. Качественный состав ее: молекула кислоты состоит из водорода, азота и кислорода. Количественный состав ее: в состав молекулы кислоты входят: один атом водорода, один атом азота и три атома кислорода.

Химическая формула определяет название вещества (например, H₂O₂ ‒ перекись водорода, Ca(OH)₂ ‒ щелочь). Название каждого вещества уникально. Существует много веществ, в которых атомы не образуют отдельных молекул, а связаны друг с другом в бесконечные 'каркасы', где можно выделить повторяющийся фрагмент. Например, металлическая медь состоит из атомов (а не молекул) меди, т.е атом меди и формула меди имеют один и тот же вид: 'Cu'.
Существуют и другие виды химических формул, адаптированные под использование компьютеров

Брутто‒формула (система Хилла) ‒ система записи химических формул веществ, по которой сначала указывается число атомов углерода, затем водорода, потом ‒ все остальные составляющие атомы по латинскому алфавиту, например: C_2H_5Cl, C_6H_5IO

Формула истинная ‒ отражает состав, но не структуру или изомерию молекул вещества. Она может быть получена опытным путем, если известна молекулярная масса вещества. Например, истинная формула воды H₂O совпадает с простейшей, а истинная формула бензола C₆H₆ отличается от простейшей (CH). Истинная формула этанола ‒ С₂Н₆О. Истинные формулы иногда называют также брутто‒формулами или эмпирическими формулами

Формула комбинированная ‒ формула, сочетающая в себе свойства двух формул разных наименований. Например, формулу серной кислоты H₂SO₄ можно представить в электронно‒точечном

или молекулярном H₂[SO₄] виде

Формула молекулярная ‒ химическая формула, составленная из символов химических элементов и подстрочных индексов, каждый из которых равен числу атомов соответствующего элемента в молекуле вещества, например: H₂O, C₂H₅(OH), метанола ‒ CH₄O (или CH₃OH) и др.
Примечание.

Например, для соединения C₂H₆O молекулярными формулами могут быть как C₄H₁₂O₂, так и C₆H₁₈O₃, т.е. на практике одной только молекулярной формулы вещества недостаточно: указанное вещество (с молекулярной формулой C₂H₆O) может быть как диметиловым спиртом (используемым в холодильных установках), так и этиловым спиртом (используется как основа алкогольных напитков), т.е. они совершенно разные по свойствам. Часто молекулярная или сокращенная формула вещества совпадает с эмпирической формулой, либо кратна ей

Формула простейшая ‒ показывает относительные числа атомов разных видов в молекуле. Для вывода простейшей формулы сложного вещества достаточно знать массовое содержание (атомные массы) образующих данное вещество элементов и их процентный состав. Например, с учетом а.е.м. углерода (С^IV) и водорода (Н^I) для получения молекулы метана (СН₄) необходимо соблюдение отношения (1 : 4), т.е. на один атом углерода надо иметь 4 атома водорода. Следовательно, простейшими формулами будут:

‒ воды ‒ H₂O

‒ бензола ‒ СН (в отличие от истинной ‒ C₆H₆)

‒ этанола ‒ С₂Н₆О
Примечание.

Так как сведения о молекулярной массе содержат действительное число атомов в молекуле, можно перейти от простейшей к истинной формуле. К примеру, простейшей формуле (СН) соответствуют как ацетилен С₂Н₂, так и бензол С₆Н₆, а простейшей формуле спирта (С₂Н₆О) соответствует истинная структурная формула спирта (СН₃СН₂ОН). Простейшая формула метана (СН₄) одновременно является и истинной.

Формула рациональная (линейная) ‒ формула, в которой выделены группы атомов, характерные для классов химических соединений (например: группы 'ОН', 'NH₃' и др.), которые заключаются в круглые скобки по примеру: К₄[Co(CN)₆], где цифра '6' показывает количество выделенных повторяющихся групп (CN). Например, рациональная формула этанола ‒ С₂Н₅ОН. Иногда рациональные группы записывают в полуразвернутом виде, когда часть одинаковых атомов показывается по отдельности для лучшего отражения строения молекулы вещества (например, для этанола ‒ СН₃СН₂ОН)

Строение химическое ‒ определенная последовательность расположения атомов в молекуле. Cтроение молекулы обычно изображается структурной формулой (развернутой или сокращенной), в которой символы связанных атомов соединяются валентной чертой.

Формула структурная (или графическая) ‒ наглядно показывает взаимное расположение атомов в молекуле и кратность связей (валентность составных элементов). Химические связи между атомами обозначаются различными линиями. Структурная формула является разновидностью химической формулы. Структурные формулы могут быть двумерные (2D ‒ изображение структуры вещества на плоскости) и трехмерные (3D ‒ изображение структуры вещества в пространстве). Трехмерные формулы иногда называют пространственными (oни наиболее близко к теоретическим показывают строение вещества, его состав, взаимное расположение атомов, связи и расстояния между атомами). Часто для удобства применяют сжатую (или сокращенную) структурную формулу, в которой указывается только порядок следования связей {например: диметиловый эфир (CH₃OCH₃) или этиловый спирт (C₂H₅OH)}. Примеры структурных формул:

▫ углекислоты (СО₂): (O=C=O)

▫ 2D‒формула азотной кислоты (HNO₃):

Примечание.

Здесь валентность азота (N) равна 4. Оба атома кислорода, связанные только с азотом, находясь на одинаковом расстоянии от атома азота, равноценны. Четвертая связь азота разделена поровну между двумя атомами кислорода (каждый из них несет по половине заряда электрона, следовательно, образуется полуторная связь: 1 + ¹/₂ = 1.5). В результате все атомы в молекуле имеют устойчивые электронные конфигурации внешних уровней: кислород и азот ‒ (8‒ электронные), водород ‒ двухэлектронную

▫ развернутая 2D‒формула этанола (С₂Н₅ОН):

а сокращенная структурная формула ‒ вида СН₃‒СН₂‒ОН. Часто одинарные связи вообще не указывают, например: СН₃СН₂ОН

▫ 3D‒формула хлорида алюминия (AlCl₃):

Примечание.

В некоторых случаях структурная формула одного и того же вещества (например, соль Na₂S₂O₃) может быть представлена различными способами, например, как в виде

так и в виде

Формула электронная (или электронная конфигурация атома) ‒ распределение имеющихся в атоме электронов по электронным уровням, подуровням и орбиталям. Сумма верхних индексов в электронной формуле элемента равна его атомному номеру (т.е. количеству электронов в атоме). Для составления электронной формулы необходимо знать:

‒ атомный номер элемента

‒ номер периода элемента

‒ квантовые числа (главное и орбитальное) и связь между ними.

Фрагмент электронной конфигурации: ...2р⁴ ‒ на втором уровне на р‒орбиталях имеется 4 электрона. Например, полная электронная формула азота будет иметь вид:

1s²2s² 2p³, где зеленым цветом указаны номера уровней (n) ‒ равные 1 и 2; буквы (синим) ‒ подуровни ('s' и 'p'), означающие форму электронного облака; красным ‒ число электронов с данной формой облаков на каждом подуровне. Сумма электронов по слоям (2 + 2 + 3 = 7) равна атомному номеру (7) элемента. Для сравнения, положительный ион азота имеет отличную электронную формулу:

1s²2s²2p².
Электронная конфигурация ксенона (для сравнения): [1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶]5s²4d¹⁰5p⁶
Примечание.

Наилучший (по мнению автора) сайт для просмотра электронных формул химических элементов (электронных уровней и s‒, p‒, d‒, f‒орбиталей) ‒ http://www.xumuk.ru/esa

Формула электронно‒графическая ‒ графически показывает электронную структуру атомов с помощью квантовых ячеек (орбиталей подуровней). Ячейки показывают условное отображение электронов: с положительным спином m_s= (+¹/₂) ‒ стрелкой вверх (↑), с отрицательным спином m_s= (‒¹/₂) ‒ стрелкой вниз (↓). Например, электронно‒графическая формула атома лития будет выглядеть как 1s²^(↑↓)2s¹^(↑). Он принадлежит второму периоду Периодической системы (3 электрона расположены на двух электронных уровнях: на s‒подуровне первого уровня расположены 2 электрона, а третий ‒ на s‒подуровне второго уровня). Электрон, расположенный на внешней оболочке слабее связан с ядром, поэтому в химических реакциях атом лития может отдавать электрон, превращаясь в положительный ион

Формула электронно‒точечная ‒ дает представление об электронах внешнего слоя атома (электроны обозначаются точками, располагаемыми вокруг химического символа атома; при записи в строку ‒ общие для двух атомов электроны обозначаются точками, помещаемыми между их химическими символами). Двойная или тройная связь обозначается соответственно двумя или тремя парами общих точек, например: Н^▪ + Н^▪ → Н:Н или

(атомы кислорода и водорода приобретают устойчивые электронные оболочки; обобществленные электроны обозначены кружками). Эта же формула в интерпретации Льюиса выглядит так:

Формула эмпирическая ‒ указывает (подстрочными индексами) простейшие соотношения между числом атомов разных элементов в веществе. Формула не содержит информации ни о структуре, ни об изомерии, ни о числе атомов в молекуле. Индексы в эмпирических формулах могут быть не только целыми, но и дробными числами, например: 'V_1.3O' или 'MoO_0.93-0.97'. Определение элементного состава вещества производится при помощи количественного анализа. Эмпирическую формулу cоставляют в соответствии с правилом электронейтральности: сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю. Например, формулы гидразина будут иметь вид:

▫ молекулярная: N₂H₄ (показывает число атомов в молекуле: два атома азота и 4 атома водорода)

▫ эмпирическая: NH₂ (показывает соотношения между числом атомов, равное 1:2, т.е. в веществе содержится в два раза больше атомов водорода, чем атомов азота)

Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т.д.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи.

Химическая связь ‒ связь атомов, имеющих неспаренные электроны. При образовании химической связи атомы стремятся заполнить свои валентные (внешние) оболочки двумя или восемью электронами (приобрести устойчивую внешнюю оболочку). При образовании связи увеличивается плотность электронного облака в межядерном пространстве, полная энергия связанной системы понижается (атом переxодит в гибридное состояние). Область межъядерного пространства, где преимущественно находятся электроны, называется связывающей областью, а находящаяся за пределами ядер ‒ разрыхляющей. Основные характеристики химической связи ‒ прочность, длина, полярность. Химические связи существуют не только внутри молекул веществ, но могут образовываться и между молекулами [например у жидкого фтористого водорода (HF), воды (Н₂O) или смеси (H₂O + NH₃)]. Возможность разрыва связи зависит от ее поляризуемости. Известны несколько типов химических связей: водородная, ионная, ковалентная, межмолекулярная, металлическая. В некоторых веществах вид связи зависит от агрегатного состояния вещества: например, хлорид серебра (AgCl) в твердом состоянии имеет ионную связь, а в парообразном − ковалентную. Максимальное число химических связей в конкретных элементах ограничивается:

▪ числом электронов во внешней оболочке (один электрон используется для одной связи)

▪ числом электронов, содержащихся в существующей внешней оболочке многоэлектронного атома после образования связи

Связи между атомами могут образовываться при обобществлении не только двух, но и одного или трех электронов, но они будут слабее обычных ковалентных. При образовании одноэлектронной связи происходит уменьшение энергии только одного электрона. В случае образования связи в результате обобществления трех электронов у двух из них энергия уменьшается, а у третьего увеличивается, компенсируя уменьшение энергии одного из первых двух электронов. Образующаяся двухцентровая трехэлектронная связь оказывается вдвое слабее обычной ковалентной. Обобществление одного электрона происходит при образовании, например, молекулярного иона водорода (Н₂⁺), а трех электронов − при образовании молекулы (ННе). Связи такого типа встречаются редко, а соответствующие молекулы обладают высокой реакционной способностью.
Примечания:

1. В образовании химической связи участвуют s‒, p‒ и d‒электроны. Если в образовании химических связей принимают участие d‒орбитали (до 5), вместо 'правила октетов' действует 'правило 18 электронов'. Примером соединений, следующих этому правилу, являются молекулы‒карбонилы: железа ‒ Fe(CO)₅, никеля ‒ Ni(CO)₄, кобальта ‒ Co₂(CО)₈ и др. Рисунки, иллюстрирующие химические связи, взяты из http://elementy.ru/images/eltbook/chemical_bonds_rus1_720.jpg

2. Межатомное взаимодействие может быть химическим (валентным) и физическим (невалентным).

СТРОЕНИЕ И СВОЙСТВА АТОМА

Модель атома:

‒ планетарная: на основании экспериментов Э.Резерфорд (1911) предположил, что атом представляет собой некое подобие планетарной системы, в которой электроны движутся по орбитам вокруг расположенного в центре атома тяжелого положительно заряженного ядра. Однако дальнейшие исследования (Н.Бор) показали, что для описания атома эта модель мало применима. Изучение атома привело к возникновению квантовой теории, которая могла объяснить подавляющее большинство экспериментальных наблюдений

‒ квантово‒механическая, согласно которой ядро атома состоит из положительно заряженных частиц (протонов) и не имеющих заряда частиц (нейтронов), окруженного движущимися вокруг него отрицательно заряженными частицами (электронами). Положение электрона в каждый данный момент времени может быть описано только с определенной степенью вероятности. Тонкие физические эсперименты подтвердили правильность этой теории

Атом ‒ наименьшее количество химического элемента, которое может содержаться в молекулах образуемых им соединений. Атомы отличаются друг от друга размерами (которые очень малы), массой и свойствами. Атом обладает сложным строением. Абсолютно все атомы состоят из ядер и электронов. Химические свойства вещества определяются строением атомов. Атом элемента может находиться в одном из трех состояний:

‒ основном (обычно при нормальной температуре)

‒ возбужденном (например, при высокой температуре)

‒ гибридном (при образовании химической связи)

Атом асимметрический − атом многовалентного элемента (в частности, углерода и азота), к которому присоединены неодинаковые атомные группы или атомы других элементов (например, атом азота в азотной кислоте HNO₃ (см. Структурная формула). Наличие в молекулах таких атомов обуславливает оптическую активность веществ

Атомы нейтральные ‒ атомы, имеющие на внешней электронной оболочке 8 электронов. Это атомы инертных газов, которые практически не вступают ни в какие химические реакции (за исключением радона и ксенона).

Заряд ядра ‒ определяется числом находящихся в нем протонов. Заряд ядра соответствует атомному номеру элемента в Периодической таблице. Атом в целом электрически нейтрален. Размеры электронных облаков зависят от заряда ядра: чем больше заряд ядра, тем оно сильнее притягивает электроны и тем меньше размер электронного облака. С возрастанием заряда ядра у элементов одной группы увеличиваются атомные радиусы вследствие увеличения числа электронных оболочек

Изотоны ‒ нуклиды с одинаковым числом нейтронов в ядре, например, калий (K) и кальций (Ca)

Изотопы ‒ атомы одного химического элемента с одинаковым числом протонов в ядре, но содержащие в нем различное число нейтронов (например, изотопы урана, имеющие различные относительные атомные массы: 235, 238 и 239). Методы разделения изотопов и веществ могут быть самыми разными. Большинство методов разделения основано на создании градиента какой‒либо силы:

▫ при экстракции ‒ градиента растворимости

▫ при седиментация ‒ центробежного ускорения в ультрацентрифуге (типа сепараторного отделения сливок от молока)

▫ при хроматографии ‒ адсорбции

▫ при электрофорезе ‒ электрического поля, и др.
Изотопы инертных газов можно разделять с помощью дугового разряда постоянного тока.
Примечания:

1. Почти каждый химический элемент имеет один или несколько изотопов, ядра которых подвержены радиоактивному распаду. Изотопы имеют одинаковое строение электронных оболочек, но различаются по физическим свойствам: удельному весу, температуре плавления и др. Например, существуют изотопы водорода без нейтронов (протий), с одним (дейтерий) и двумя (тритий) нейтронами. Протий и дейтерий стабильны, а период полураспада трития ‒ около 12 лет

2. Изотопы обозначаются по образцу (на примере изотопа гелия 'гелий-4'): ⁴₂He (нижний индекс '2' означает атомный номер элемента (т.е. заряд его ядра), а цифра '4' в верхнем индексе - массовое число изотопа (т.е. общее число протонов и нейтронов в нем), равное в данном случае сумме двух протонов и двух нейтронов

Конфигурация атома электронная ‒ распределение электронов по атомным орбиталям электронного облака атома (электронным уровням и подуровням). Она может быть описана с помощью:

‒ электронных формул

‒ электронно‒графических (орбитальных) диаграмм.
Электронная конфигурация с минимальной энергией электронов соответствует основнóму состоянию атома (в этом состоянии атом имеет максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня). Все другие электронные конфигурации относятся к возбужденным состояниям

Конфигурация атома электронная высокоспиновая − электронная конфигурация с максимально возможным числом неспаренных электронов на атомных или молекулярных орбиталях

Конфигурация атома электронная низкоспиновая − электронная конфигурация с максимально возможным числом спаренных электронов на атомных или молекулярных орбиталях

Масса атома ‒ почти вся она сосредоточена в его ядре, состоящем из нуклонов. Масса атома очень мала (например, масса атома углерода, в ядре которого содержится по 6 протонов и нейтронов, равна 2▪10^‒23 грамм) и почти полностью сосредоточена в его ядре. Пространство между ядром и электронами заполнено электромагнитным полем. Поскольку пользоваться очень малыми единицами измерения неудобно, для измерения масс элементарных частиц используется атомная единица массы (а.е.м.).

Массовое число ‒ общее число нуклонов (сумма числа протонов ‒ Z и нейтронов ‒ N), входящих в ядро данного атома:

A = Z + N
Оно примерно равно округленному значению относительной атомной массы изотопа химического элемента

Металличность − способность атома элемента отдавать электрон. Количественно она характеризуется энергией ионизации

Нейтрон ‒ элементарная частица, не имеющая электрического заряда [все атомы, кроме атома водорода (₁Н), содержат нейтроны]. Нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов; их количество принципиально не влияет на химические свойства атома. Число нейтронов в ядре атома (N) можно найти по формуле:

N = A_r ‒ Z
К примеру, у аргона относительная атомная масса равна A_r ≈ 40, атомный номер 18, следовательно, число нейтронов у него (N = 40 ‒18 = 22)

Неметалличность − способность атома присоединять электроны. Количественно она характеризуется энергией сродства к электрону

Номер атомный (атомное число, зарядовое число) ‒ равен числу протонов в атомном ядре. С ростом атомного номера элемента (заряда ядра) свойства химических элементов изменяются периодически, а размеры их электронных оболочек сокращаются, поэтому элементы становятся неустойчивыми. Например, при числе протонов (Z) равном 137 радиус первой оболочки станет настолько малым, что электрон мгновенно поглотится ядром

Нуклúд ‒ атом с определенным числом протонов и нейтронов в ядре (характеризуется величиной положительного заряда и массовым числом)

Нуклóны ‒ протоны и нейтроны, образующие ядро атома (масса нуклонов в атомных единицах массы является дробной величиной)

Протон ‒ элементарная частица, входящая в состав ядра атома. Масса протона равна 1.00727 а.е.м. Количество протонов в ядре (Z) определяет принадлежность атома конкретному химическому элементу и, соответственно, определяет положительный заряд ядра

Размеры атомов

Атом имеет размеры порядка 10^‒8 сантиметра. Размер атомов увеличивается сверху‒вниз по столбцу Периодической таблицы и уменьшается слева‒направо по строке ее. Для примера, самый маленький атом ‒ атом гелия, а самый большой ‒ атом цезия; самый же большой ион − ион иода (I⁻), а самый маленький − ион азота (N⁵⁺)

Радиус атомный [пикометр; 1 pm = 10^‒12 м] ‒ расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбиталей в электронной оболочке атома. С его увеличением у химических элементов усиливаются металлические и восстановительные свойства, но ослабляются неметаллические и окислительные свойства образуемых ими веществ, а также понижается электроотрицательность. Радиусы атомов зависят от координационного числа, увеличение которого всегда сопровождается увеличением межатомных расстояний

Состояние атома:

▪ возбужденное ‒ любое состояние атома, отличающееся от основного. При переходе атома в возбужденное состояние он поглощает энергию (например, при нагревании вещества или при воздействии электромагнитного излучения). В результате этого один из электронов переходит на следующий (более высокий) электронный подуровень. В возбужденном состоянии атом может находиться очень короткое время, после чего он отдает квант энергии, испуская фотон, и атом возвращается в основное состояние. Например, один квант излучения с частотой 5.85▪10¹⁴ Гц (зеленого света, наиболее различимого глазом) несет энергию в 3.87▪10^‒19 Дж. Переход атома из возбужденного в нормальное состояние чаще всего проходит через промежуточные по энергии уровни и подуровни. Если электрон удерживается в поле атома, спектр имеет дискретный характер. Каждая спектральная линия атома показывает переходы электронов между электронными уровнями в атоме.

▪ основное (нормальное, невозбужденное) ‒ энергетически устойчивое стабильное состояние атома, при котором суммарная энергия всех составляющих его электронов минимальна (вследствие притяжения ядром электроны занимают наиболее низкие вакантные орбитали). При определенных соотношениях между числом протонов и нейтронов в ядре атом может находиться в таком состоянии неопределенно долго. В основном состоянии электроны занимают уровни с наименьшим значением суммы главного (n) и побочного (l) квантовых чисел, т.е. каждой паре значений (n) и (l) соответствует определенный уровень энергии, которой может обладать электрон

Сродство к электрону [кДж/моль] ‒ мера силы притяжения электронов нейтральными атомами. Например, для водорода эта энергия равна (73 кДж/моль), для магния ‒ (минус 21 кДж/моль).

Отрицательное сродство означает, что электрон отталкивается атомом, т.е. при присоединении электрона к соответствующему атому затрачивается энергия. Наименьшее сродство к электрону имеют атомы, имеющие завершенные ns² и ns²np⁶ подуровни (щелочные металлы), а наибольшее ‒ атомы 7А группы ns²np⁵‒ подуровней (галогены). Существуют соединения, у которых сродство к электрону больше, чем у кислорода, хлора, фтора. Например, гексафторид платины PtF₆ ‒ исключительно сильный окислитель (у него значение сродства к электрону 6.8 эВ, т.е. вдвое больше, чем у фтора), поэтому он способен переводить молекулярный кислород в положительно заряженные ионы.

Числа магические ‒ подмножество натуральных четных чисел (2, 8, 20, 28, 50, 82, 126), соответствующих количеству нуклонов в атомном ядре, при котором какая‒либо его оболочка становится полностью заполненной. Первые шесть чисел одинаковы для нейтронов и протонов, а число 126 соответствует заполненной нейтронной оболочке

Электроотрицательность − количественная характеристика способности атома смещать к себе и удерживать общие электронные пары. В химических связях это свойство проявляется как смещение электронов связи в сторону более электроотрицательного атома. Она зависит не только от расстояния между ядром и валентными электронами, но и от степени завершенности валентной оболочки (атом с 7 электронами на внешней оболочке будет иметь гораздо большую электроотрицательность, чем атом с одним электроном)

Электроотрицательность относительная (по Полингу, 1939) − безразмерная величина, равная отношению электроотрицательности данного атома к электроотрицательности атома лития (Li). Она характеризует способность атома притягивать электроны

Ядро атома ‒ очень малая по размерам (в пределах 1.4▪10^‒13 ‒ 9▪10^‒13 см.) часть атома химического элемента, состоящая из нуклонов и имеющая положительный заряд. Ядро атома может иметь ненулевое значение полного спина. Ядра атомов, имеющие четное число частиц, очень стабильны. В свою очередь, очень нестабильны 'нечетные' ядра, в особенности ядра с нечетным числом протонов Z и нечетным числом нейтронов N (= A ‒ Z)
Примечание.

Ядра атомов не принимают участия в химических реакциях, поэтому нельзя их средствами получить золото из меди или серебра. В парообразном состоянии все металлы одноатомны

Ядра магические ‒ атомные ядра, содержащие магические числа протонов (Z) или нейтронов (N). Эти ядра имеют бóльшую энергию связи, чем соседние ядра, а также бóльшую энергию отделения нуклона и повышенную распространенность в природе. Существование магических чисел является проявлением дискретной структуры ядра. Магические ядра имеют повышенную устойчивость подобно атомам инертных газов. Они могут быть разделены на 3 типа (в скобках указано 'субмагическое' число нейтронов):

▪ магические по числу протонов, например: ₂₈Ni, ₅₀Sn, ₈₂Pb

▪ магические по числу нейтронов, например: ⁸⁸₃₈Sr(50), ⁹⁰₄₀Zr(50), ¹³⁸₅₆Ba(82), ¹⁴¹₅₉Pr(82), ¹⁴²₆₀Nd(82), ²⁰⁹₈₃Bi(126)

▪ 'дважды магические' (по числу протонов и нейтронов)

Большинство из магических ядер четные по (A) и (Z). Подобно электронным уровням нуклоны располагаются в ядре по ядерным уровням. Например, число протонов и нейтронов в уровнях невозбужденных ядер соответствует последовательности номер ядерного уровня (число протонов и нейтронов ‒ в скобках):

1 (2), 2 (8), 2a (14), 3 (20), 3a (28), 4 (50), 5 (82), 6 (128)

Ядра дважды магические ‒ ядра, содержащие магические числа протонов (Z) и нейтронов (N). Они отличаются большей энергией связи и большей стабильностью. К ним относятся стабильные ядра, например: (⁴₂He(2), ¹⁶₈O(8), ²⁸₁₄Si(14), ⁴⁰₂₀Ca(20), ²⁰⁸₈₂Pb(126)

Ядра магические самосопряженные ‒ ядра атомов ⁴He, ¹⁶O, ⁴⁰Ca являются самосопряженными магическими ядрами. Ядро ⁴⁰Ca является самым тяжелым стабильным ядром с числом нейтронов (N), равным числу протонов (Z): после ⁴⁰Ca все известные ядра с N = Z являются протоноизбыточными и распадаются в результате β‒распада или захвата электронов

Ядра полумагические ‒ атомные ядра с магическим числом нейтронов (N) и немагическим числом протонов (Z) или наоборот, т.е. с повышенной стабильностью {с числами нейтронов (N) или протонов (Z) равными 14, 40 или 64, что соответствует заполнению ядерных подоболочек}. Примером дважды полумагического ядра является ⁹⁰₄₀Zr(50) (N = Z = 40)

ЭЛЕКТРОНЫ

Орбита стационарная ‒ электронная орбита вокруг атомного ядра, находясь на которой электрон может существовать неопределенно долго (не излучая и не поглощая энергию)

Пара электронная ‒ два электрона, осуществляющие химическую связь. В кислотно‒оснóвных реакциях электронные пары перемещаются без разобщения электронов (происходит процесс гетеролитического разрыва валентных связей) ‒ образуются комплексы типа солей, а в окислительно‒восстановительных реакциях (гемолитических или радикальных) ‒ электронные пары разделяются (происходит образование комплексов с участием молекул и ионов металлов с переменной валентностью).

Пара электронов неподеленная (несвязанная) ‒ внешняя пара электронов атома, не участвующая в образовании химических связей. Неподеленные пары электронов участвуют в гибридизации. Например, аммиак (NH₃) имеет sp³‒гибридизацию атома азота (N) [молекула имеет форму тетраэдра, у которого одна из вершин содержит неподеленную пару электронов, а остающиеся три содержат атомы водорода (H)]. Область пространства, занимаемая неподеленной парой электронов, имеет бóльшие размеры, чем занимаемая связывающей электронной парой

Неподеленные электронные пáры могут переходить на вакантные электронные орбитали. Например, в реакции

AlF₃ + :NH₃ = F₃Al:NH₃
атом алюминия принимает неподеленную электронную пару атома азота на свою вакантную электронную орбиталь

Плотность электронная [Кл/м³] ‒ равна отношению числа электронов к объему, который они равномерно заполняют. Вероятность нахождения электрона в некоторой области увеличивается с увеличением электронной плотности (она не имеет четкой границы и резко уменьшается как с увеличением расстояния от ядра, так и в направлении ядра)

Спаривание электронов ‒ образование электронного облака двумя электронами с противоположными спинами

Электроны валентные ‒ электроны внешней и предшествующей ей электронных оболочек атома химического элемента. Так как валентные электроны находятся дальше от ядра, они легче отрываются от атомов. Валентные электроны определяют химическое поведение элемента. Участвуя в связывании атомов химических элементов друг с другом они образуют химические связи. При недостаточном количестве валентных электронов они взаимодействуют с электронами нескольких соседних атомов. Валентными являются электроны s‒ и p‒орбиталей. Атом любого химического элемента может отдать или получить не более трех электронов.
Примечание.

При описании валентных электронов главное квантовое число (n) в записи орбитали обычно опускают. Хотя электроны подуровня оболочки (3d) могут не принадлежать валентной оболочке, они могут иметь энергию большую, чем электроны подуровня оболочки (4s), т.е. быть валентными. Электрон имеет двойственные свойства: выступает и как частица, и как волна (при определенной длине волны она укладывается на стационарной орбите целое число раз, например, 5)

тогда электрон, движущийся по круговой орбите, образует стоячую волну (5λ = 2π▪r). Электрон, движущийся вокруг атомного ядра, может иметь только такую траекторию, на которой помещается целое число 'волн де Бройля'. Размеры электронного облака пропорциональны n² (где n − главное квантовое число). Частота излучения при переходе электрона с одного уровня на другой зависит от разности между энергиями уровней

Электроны неспаренные ‒ одиночные электроны, расположенные в наполовину заполненных орбиталях. Наличие неспаренного электрона приводит к появлению ненулевого полного магнитного момента атома, что вызывает перекрывание орбиталей соседних атомов. Наименьшее энергетическое состояние возникает, когда все спины неспаренных электронов имеют одну ориентацию. Неспаренные электроны присутствуют как в атомах (например, железа), так и в некоторых молекулах, содержащих нечетное число электронов [например, у молекулы (NO) имеется 15 электронов, a у молекулы озона (О₃) имеются 2 неспаренных электрона]. Неспаренные электроны имеются также у молекул оксида азота (NO₂) и двуокиси хлора (ClO₂)

Электроны свободные ‒ электроны, не принадлежащие ни одному из атомов, например, присутствующие в виде электронного газа в металлах

Электроны связанные ‒ электроны, принадлежащие конкретному атому (группе атомов). Связанный электрон обладает потенциальной энергией, обратно пропорциональной его расстоянию до ядра. Связанный электрон может иметь строго определенные дискретные значения энергии (т.е. принадлежать определенному электронному уровню). Для перевода электрона из связанного состояния в свободное необходимо совершить работу по отрыву его от атома (затратить энергию около 3.2 эВ)

Электроны спаренные ‒ два электрона с противоположными спинами, находящиеся на одной орбитали (занимающие одну квантовую ячейку ‒ как у атома гелия) и образующие двухэлектронное 'облако'. Суммарный спин орбитали в этом случае равен нулю:

¹/₂ + (‒ ¹/₂) = 0
Наличие в атомах или молекулах спаренных или неспаренных электронов устанавливается экспериментальным путем (при изучении диэлектрических свойств вещества). Спаренные электроны не образуют одно целое. Так как размер пары относительно большой (порядка 10⁻⁶ м), в этом объеме размещается огромное число связанных пар и понятие 'изолированной пары' теряет смысл

Энергия электрона (в атоме) ‒ может принимать строго определенные значения. Например, энергия электрона в атоме водорода определяется величиной главного квантового числа (n) и не зависит от остальных квантовых чисел. Вследствие этого может существовать несколько состояний электрона с одинаковой энергией (такие состояния называются вырожденными). Энергия электронов в многоэлектронных атомах определяется значениями квантовых чисел (n) и (l). Энергия свободного электрона может изменяться непрерывно, но переход электрона с одного электронного уровня на другой сопровождается поглощением или излучением кванта энергии (т.е. дискретно)

ВАЛЕНТНОСТЬ, СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Валентность (валентное число) ‒ способность атомов элементов образовывать химические связи с определенным числом атомов другого элемента. Валентность зависит от числа неспаренных электронов и распределения электронов по подуровням. Она показывает число присоединенных или отданных электронов (число обобществленных пар электронов или число неспаренных электронов, имеющихся в его атоме). Если валентность определяется как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами, она не может быть нулевой или иметь знак '+' или '‒' (вследствие этого выражение 'нулевая валентность' некорректно). Валентность может быть:

▪ постоянной [у элементов главных подгрупп (например: Ag ‒ I, Zn ‒ II, Al ‒ III и др.)]

▪ переменной [у элементов побочных подгрупп (например: Cu ‒ I и II, Fe ‒ II и III, Mn ‒ II, III, IV, VI и VII)], которая ‒ в свою очередь ‒ может быть:

▫ высшей (равна номеру группы)

▫ низшей [равной '8 минус номер группы', например: сера (S) может иметь кроме основной валентности (6) еще и валентность (2): 8 ‒ 6 = 2]

Валентность по смыслу отличается от степени окисления даже если их абсолютные значения совпадают: валентность характеризует способность атома образовывать некоторое количество химических связей, а степень окисления характеризует смещения электронов при образовании химических связей.

Например, в воде, и в перекиси водорода кислород двухвалентен, а степень окисления его различна: в воде ‒ (‒2), а в перекиси ‒ (‒1); в метиловом спирте CH₃OH валентность углерода равна '4', а степень окисления − '−2'. Кроме того, истинные (экспериментально определенные) заряды атомов в соединениях не имеют ничего общего со степенями окисления этих элементов. К примеру, действительные заряды атомов водорода и хлора в молекуле HCl соответственно равны '+0.17' и '− 0.17' (а степени окисления '+1' и '−1'). Аналогично, в кристаллах сульфида цинка ZnS заряды атомов цинка и серы равны '+0.86' и '−0.86', a формальные степени окисления '+2' и '−2'.

Несоответствие химической валентности степени окисления видна также на примере так называемых 'нуль-валентных' соединений (типа карбонилов металлов Fe(CO)₅, Ti(CO)₇, аммиакатов Pt(NH₃)₄ и др), у которых атом металла связан исключительно с нейтральными молекулами. Так как у атомов С и N в молекулах CO и NH₃ нет неспаренных электронов, у них вообще отсутствует классическое валентное взаимодействие. Это же различие видно и на примере аниона [W₂Cl₉]^3-, в котором имеются 9 ковалентных связей: три из них образованы по обменному механизму, а 6 (с шестью атомами хлора) - по донорно-акцепторному.

Для установления валентности атома требуется знание химического строения, а степень окисления можно рассчитать строго формально (в отрыве от структуры вещества).

Валентность элементов в ионных соединениях равна заряду иона (указывается справа‒ вверху от знака химического элемента, например, (Al³⁺).

В зависимости от того, отдает валентный атом электроны или принимает их, его радиус в веществе на одну оболочку меньше или больше соответственно. Чтобы атом мог образовать химические связи (реализовать валентные возможности), он должен иметь:

− электрический заряд

− неспаренный валентный электрон

− неподеленную пару валентных электронов

− свободную валентную орбиталь
Основные валентные возможности определяются:

− зарядом

− наличием неспаренных электронов (как в основном, так и в возбужденном состоянии

Дополнительные возможности определяются:

− наличием у атома неподеленных электронных пар

− наличием свободных валентных орбиталей
Валентные возможности зависят также от того, в каком валентном состоянии находится атом
Примечание.

Например, в изоэлектронных молекулах азота N₂, оксида углерода СО, цианид-ионе CN⁻ реализуется тройная связь (т.е. валентность каждого атома равна 3), однако степень окисления элементов равна, соответственно, 0, +2, -2, +2 и -3. Еще, в молекуле этана C₂H₆ (рациональной формулы CН₃СН₃) углерод 4-валентен, тогда как степень окисления его формально равна -3.

Валентность главная ‒ соответствует обычной валентности элемента, закономерности которой находят отражение в Периодической системе

Валентность наивысшая (максимальная) ‒ обычно равна общему числу имеющихся в атоме неcпарeнных или слабо спаренных электронов (совпадает с номером группы элемента в Периодической системе). Максимальное ее значение равно 8. Ее могут иметь всего 3 элемента: рутений, осмий и ксенон, образующие высшие оксиды вида RuO₄, OsO₄, XeO₄ и соединения XeF₈, Na₂XeO₅ и Ba₂XeO₆. 8−валентным является также ион осмиамовой кислоты [OsO₃N]⁻.
Примечание.

Некоторые элементы имеют 'экзотические' валентности в том смысле, что химическая формула вещества не соответствует его структурной формуле, например, в соединениях O₂F₂ (F−O≡O−F) и O₃ (O=O=O). Соединения 'одновалентной' ртути тоже выглядят необычно, например: Hg₂Cl₂, Hg₂(NO₃)₂ и др. В соединении Hg₂O ртуть формально одновалентна, но реально соединение содержит группировку вида '−Hg−Hg−' (т.е. оба атома двухвалентны, но одна из связей затрачена на образование цепочки 'Hg−Hg'). К 'экзотическим' можно также отнести оксид золота Au₂O₂ [он димерен, атомы золота имеют разную степень окисления: Au¹⁺(Au³⁺O₂)] и трифторид палладия PdF₃ [истинная формула которого Pd²⁺(Pd⁴⁺F₆)].

Особо следует отметить сульфид лантана LaS, в каждой молекуле которого один из валентных электронов свободно перемещается в зоне проводимости, поэтому истинная формула этого соединения (La³⁺)(S²⁻)ē (где ē − свободный электрон)

Валентность ненасыщенная (свободная) ‒ способность атома принимать электроны во внешнюю (валентную) оболочку. Она обычно проявляется у поверхностных атомов кристаллов (которые проявляют бóльшую активность к веществам окружающей среды)

Валентность нескомпенсированная ‒ валентность, образуемая атомами, обладающими неспаренными электронами, свободными радикалами, несольватированными ионами или возбужденными молекулами

Валентность нестандартная ‒ валентность, обусловленная особой стабильностью пустых (или целиком заполненных) оболочек. Нестандартную валентность проявляют только редкоземельные элементы, например: церий, иттрий, самарий. Наличие такой валентности позволяет извлекать церий из смеси с лантаноидами

Валентность нулевая (нуль‒валентные соединения) - используемый в литературе, но по сути некорректный термин. 'Нулевую валентность' приписывают семейству инертных газов и некоторым соединениям, у которых атом металла связан исключительно с нейтральными молекулами, например:

карбонил железа ‒ Fe(CO)₅

аммиакат платины ‒ Pt(NH₃)₄ и др.
у которых вообще отсутствует традиционное валентное взаимодействие. Например, в соединении K₄[Ni(CN)₄] оба металла имеют нулевую валентность, а у атомов углерода в молекуле (CO) и азота в молекуле (NH₃) нет неспаренных электронов, поэтому связь осуществляется только за счет координационных валентностей атомов металла и молекул лигандов

Валентность побочная - дополнительная (остаточная) валентность, которую атомы проявляют после насыщения главной

Валентность промежуточная ‒ специфическое состояние ионов в твердом теле, при котором в ионном каркасе имеется в среднем не целое число электронов. Этот термин применяется, в основном, по отношению к соединениям редкоземельных элементов и актиноидов, реже - переходных металлов. В этом случае при формировании твердых тел из атомов или ионов их валентные электроны обычно уходят на образование химических связей либо переходят в зону проводимости, а электроны частично заполненной 4f-оболочки из-за малого ее размера остаются локализованными в ионном каркасе. Типичное значение валентности редкоземельных элементов ‒ '3' (т.е. атом покидают 3 валентных электрона)

Валентность формальная ‒ то же, что зарядность элемента, число окисления, степень окисления. Например, в молекуле азотной кислоты HNO₃ степень окисления центрального атома азота равна (+5), а формальная валентность ‒ (4) при координационом числе равном (3)

Валентные возможности атомов - допустимые валентности элемента (весь спектр их значений в различных соединениях). Валентные возможности зависят от наличия вакантных орбиталей и распределения электронов по орбиталям при поглощении атомом энергии

Взаимодействия невалентные ‒ взаимодействие атомов, не связанных химическими связями. Такие взаимодействия полностью определяют кристаллическую структуру. Энергия невалентного взаимодействия почти на 2 порядка меньше энергии валентного взаимодействия

Единица валентности ‒ одна химическая связь. Общее число единиц валентности в соединении равно произведению значения валентности элемента на число его атомов. Например, для соединения (P^V₂O^II₅) общее число единиц валентности равно 10 (для фосфора: 2▪5=10 и для кислорода: 5▪2=10)

Состояние атома валентное ‒ состояние атома, входящего в состав молекул, описываемое:

‒ типом и числом свободных и занятых валентных атомных орбиталей

‒ числом электронов на каждой атомной орбитали

‒ относительной ориентацией спинов электронов.

Оно тесно связано с валентностью атома в молекуле. Для перевода нейтрального атома в валентное состояние необходимо затратить определенную энергию, поэтому суммарная энергия разрыва молекул на атомы (разрыва всех валентных связей) не равна энергии атомизации (энергии связи). Валентное состояние атома в молекуле не всегда совпадает с основным состоянием изолированного атома (например, у атома углерода в молекуле типа СН₄ основное состояние наиболее экономичной конфигурации 2s²2p² может быть только двухвалентным, а низшее состояние валентной конфигурации ‒ 2s2p³). Основное состояние s² атомов (II) группы Периодической системы вообще не может быть валентным, поэтому молекулы типа (ZnCl₂) могут быть образованы только при возбуждении s‒электрона на ближайший пустой р‒уровень. Энергия возбуждения валентного состояния из основного у атомов очень велика (может достигать сотни ккал/моль)

Гетеровалентность (электровалентность, ионная валентность) - мера способности атома к образованию ионных химических связей, возникающих за счет электростатического взаимодействия ионов, которые образуются при [почти] полном переходе электронов одного атома к другому. Гетеровалентность равна числу электронов, которые атом (отдал другому атому / получил от другого атома) и совпадает с зарядом соответствующего иона

Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) ‒ условный электрический заряд, возникающий у атома, если электроны, обеспечивающие его химическую связь с соседними атомами, полностью переместить в сторону более электроотрицательного элемента. Степень окисления фактически описывает состояние атома в соединении. Степень окисления атома в простом веществе и суммарная степень окисления всех атомов в молекуле (в том числе неполярных: H₂, O₂, Cl₂ и др.) равны нулю. Степень окисления любого иона равна его заряду, например: H⁺(+1), Fe³⁺(+3), F⁻(−1). Максимальная степень окисления элемента численно равна номеру группы Периодической системы. Металлы могут иметь несколько степеней окисления. Степень окисления указывается в виде числа со знаком над символом элемента, например:

Na₂⁺¹, Na⁺¹Cl^‒1, N^‒

3H₃⁺¹, H⁺¹N⁺⁵O₃^‒2, О₃⁰

H₂⁺¹S⁺⁶O₄^‒2 = (+1▪2)+(+6▪1)+(‒2▪4) = 0

Некоторые соединения {например, двойной оксид (Fe^(II)Fe₂^(III))O₄} содержат атомы железа в двух разных степенях окисления и при взаимодействии с кислотными гидроксидами он может образовывать не одну, а две разные соли.

Степень окисления может быть:

‒ положительной ‒ у атомов, отдающих свои электроны другим атомам (связующее электронное облако оттянуто от них). К ним относятся металлы в соединениях. Например, степень окисления щелочных металлов равна (+1), щелочноземельных ‒ (+2), в соединениях (Cl₂O), (ClO₂) и (Cl₂O₇) хлор также проявляет положительную степень окисления [максимальная степень окисления, достигнутая в настоящее время (для элементов Fe, Ru, Os) равна (+8), причем между номером группы и наивысшей валентностью элементов наблюдается отчетливая корреляция]

‒ отрицательной ‒ у атомов, присоединивших электроны от других атомов (в их сторону смещено связующее электронное облако). Отрицательные степени окисления обычно проявляют элементы, начиная с углерода, кремния и германия. Их значения (или низшие степени окисления) равны числу электронов, недостающих до 8. Например, фтор имеет степень окисления (‒1) во всех соединениях. Отрицательная степень окисления проявляется и у амфотерных металлов (олова, полония, сурьмы и др.)

‒ нулевой ‒ у атомов в молекулах простых веществ (например: водорода, хлора, азота и др.), так как в этом случае электронное облако принадлежит в равной степени обоим атомам. У вещества, находящегося в атомном состоянии, степень окисления его атомов также равна нулю. Пример соединения с нулевой степенью окисления - динитрозил никеля Ni(NO)₂

‒ дробной (в этом случае атомы одного и того же элемента или некоторого элемента из смеси веществ находятся в разных степенях окисления); например, железо в магнитном железняке Fe₃O₄ имеет степень окисления (+⁸/₃)

Некоторые вещества способны изменять степень окисления других элементов. Так, озон способен изменять степень окисления иода от (−1) до (0). Отдельные химические элементы проявляют в соединениях разные степени окисления {например, кислород проявляет степени окисления от (−2) до (+2)}:

(−2) − в соединении типа Li₂O

(−1) − в пероксидах типа Na₂O₂

(−¹/₂) − в надпероксидах типа NaO₂ (один электрон приходится на два атома кислорода как в ионе (O₂⁻)

(−¹/₃) − в озонид−ионе O₃⁻

(0) − в молекуле кислорода O₂

(+¹/₂) − в ионе диоксигенила O₂⁺ (по сравнению с молекулой он имеет на один электрон меньше)

(+1) − в диоксидифториде O₂F₂

(+2) − в дифториде OF₂

Если в ходе химической реакции степень окисления атома повышается, то он 'окисляется', в противном же случае - он 'восстанавливается'. Если атом отдал электроны, его степени окисления приписывается знак '+', в противном случае - знак ('−').
Примечание.

Рутений ‒ единственный элемент, способный образовывать соединения, соответствующие всем целым (от 0 до 8) степеням окисления: жирным выделены валентные состояния, а буквой 'M' ‒ одновалентный металл, например:

(8) RuO₄▪PCl₃

(7) M[RuO₄]

(6) M₂[RuO₄]; M₂[RuF₈]; RuF₆

(5) M[RuF₆]; RuF₅

(4) RuCl₄; RuO₂; M₂[RuCl₆]

(3) RuCl₃; М₃[RuCl₆]

(2) M2[RuCl₄]; M₄[Ru(CN)₆]

(1) Ru(CO)_nBr

(0) Ru(CO)_n

Угол валентный - угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Например, для молекулы воды - это угол НОН, равный 104.45^o:

СЛОЖНЫЕ ЧАСТИЦЫ

Молекула − двух(и более)ядерная - в целом электрически нейтральная - система. Молекулы сложных веществ образуются при взаимодействии молекул и атомов простых веществ. В частном случае молекула может состоять из одного атома (например, гелия). Молекулы одного и того же вещества одинаковы. Атомы в молекуле объединены силами химического (валентного) взаимодействия. Взаимодействия всех атомов, образующих молекулу, может быть двух видов:

‒ главные (валентные)

‒ второстепенные (невалентные).
Молекулы состоят из атомов:

‒ одного и того же химического элемента [например, молекула водорода (Н₂) состоит из двух атомов водорода (Н); сюда же относятся молекулы азота (N₂), кислорода (О₃) и др.]; такие молекулы называются гомоядерными (или гомонуклеарными)

‒ различных химических элементов (гетеронуклеарными) [например, молекула воды (Н₂О) состоит из двух атомов водорода (Н) и одного атома кислорода (О) или из 36 элементарных частиц: 18 протонов и 18 электронов].

У молекулы невозможно обнаружить свойств составляющих ее атомов (например, молекула воды не проявляет ни свойств водорода, ни свойств кислорода). Ни в одной молекуле, состоящей из трех или большего количества атомов, нет локализованных связей.

Стабильные молекулы электрически нейтральны (содержат только спаренные электроны). При потере или захвате электронов молекула становится электрически заряженной и превращается в ион. Кроме движения электронов в молекуле возможно смещение ядер атомов друг относительно друга. Даже в невозбужденном состоянии каждая молекула имеет некоторую энергию колебания ядер (она не равна нулю).

При образовании устойчивых молекул может происходить перегруппировка электронов:

например, в ионе нитрата NO₃^‒ вместо структуры слева образуется структура справа, в которой атом азота оказывается в окружении устойчивого октета, но между атомом азота и одним из атомов кислорода возникает двойная связь. Некоторые асимметричные молекулы (например, молекула хлор_бром_йод_метана CHCIBrJ могут существовать в правой и левой изомерных формах).

Конфигурация отдельной молекулы может отличаться от аналогичной молекулы какой‒либо структуры (например, молекулы кристалла). От строения молекул зависят физические свойства вещества. Одной из характеристик молекулы является ее масса, численно равная сумме масс составляющих ее атомов. Геометрия молекулы определяется числом электронных пар на валентной оболочке центрального атома. Молекулы и ионы могут образовывать разные пространственные структуры, например:

− линейную (BeH₂, CO₂)

− плоские: треугольные (BF₃, SO₃), квадратные (PtCl₄)

− тетраэдрические (CH₄)

− тригональная пирамида (NH₃, PСl₃), и др.
Примечание.

Молекула SO₂ представляет собой равнобедренный треугольник с атомом серы в вершине, а молекула S₂O ‒ неправильный треугольник: длина связи между атомами серы и кислорода меньше, чем просто между атомами серы.

Группировки атомов ‒ группы ионов (например: SO₄^2‒, OH^‒, NO₂^‒, CO₃^2‒, NO₂⁺ и т.д.) или группы нейтральных молекул (NH₃, CO, NO и др.), способных к взаимодействию в растворе с ионами металлов или нейтральными молекулами с образованием новых, более сложных частиц, например:

BF₃ + NH₃ ↔ [B(NH₃)F₃]⁰
Образовавшиеся соединения приобретают совершенно новые свойства, отличающиеся от составляющих их частей (например, иную окраску, и др.)

Димéр ‒ сложная молекула, состоящая из двух фрагментов более простых молекул ‒ мономеров. Димеры могут состоять как из органических, так и неорганических мономеров и быть:

‒ симметричными (состоящими из одинаковых мономеров)

‒ несимметричными (состоящими из разных мономеров).
Например, в молекуле NO₂ (cо структурой O=N‒O и длиной связи N‒O, соответствующей полуторной связи) на атоме азота имеется один неспаренный электрон, поэтому она легко превращается в димер N₂O₄, состоящий из фрагментов ₂ОN‒NO₂ c очень слабой связью N‒N. Если металл имеет нечетное число электронов, то молекулы комплексных и координатных соединений димерны, например, [Mn(CO)₅]₂. Известно много димеров, например: Al₂Cl₆, Cl₂O₄, (HF)₂, Fe(CO)₄ и др.

Макромолекулы ‒ молекулы, образованные большúм числом атомов

Мезомеры (или резонансные гибриды) ‒ молекулы, в которых π‒орбитали не имеют четкой локализации между соседними атомами, а образуют общую молекулярную π‒орбиталь. Их строение невозможно представить с помощью обычных химических формул

Миграция ‒ перенос атома или группы в ходе молекулярной перегруппировки или перемещение связи в новое положение той же самой молекулы

Молекулы изоэлектронные ‒ имеют одинаковое число электронов, например: СН₄, NH₃, ОН₂. Примеры изоэлектронных молекул и ионов с кратными связями: N₂, CO, BF, NO⁺, CN^‒

Молекулы неполярные ‒ молекулы с симметричным строением, например: H₂, CO₂, CСl₄ и др. У таких молекул отсутствует ориентационный эффект, но в поле других частиц они поляризуются (в них возникает индуцированный дипольный момент). К неполярным молекулам относятся:

‒ все ковалентные двухатомные молекулы вида Э₂ (например, Н₂)

‒ молекулы, состоящие из трех и более атомов, но имеющие симметричное строение (например: СО₂, СCl₄).

Молекулы полярные ‒ молекулы, обладающие собственным постоянным дипольным моментом в отсутствие сил внешнего электрического поля. У них не совпадают центры тяжести зарядов (например, у молекул HСl, H₂O, NH₃, CsF). Во внешнем электрическом поле как полярные, так и неполярные молекулы поляризуются (устанавливаются вдоль линий поля). Чем больше дипольный момент, тем сильнее полярность молекулы (обычно это молекулы с ионным типом связи). К полярным молекулам относят все вещества, у которых присутствует электрическая асимметрия зарядов в молекуле (это большинство более сложных молекул, у которых составные части имеют различную электроотрицательность). К полярным молекулам относится, в частности, молекулa воды (Н₂О)

Молекула радикальная ‒ является двухядерной струтурой, состоящей из ядра самой молекулы и ядер радикалов (все ядра формируются из атомов одного и того же элемента). Радикальная молекула может участвовать в химических реакциях двумя способами:

▪ образовывать химическое соединение с другой такой же молекулой (с образованием димерного продукта)

▪ присоединять второй электрон к молекуле радикала (с образованием анион‒радикала, который отнимает протон от иона гидроксония)

Молекула устойчивая ‒ молекула, у которой число электронов на связывающих орбиталях превышает число электронов на разрыхляющих орбиталях [например, в диоксиде углерода (СО₂) все атомы окружены 8 электронами, поэтому такая молекула является устойчивой]

Молекулы эксимерные ‒ молекулы, образованные возбужденными электронами. Они имеют очень короткое время жизни, поэтому их можно накапливать только как продукт скоростных химических реакций. Эксимерные молекулы являются идеальной активной средой для газовых лазеров ультрафиолетового излучения с возможностью плавной регулировки частоты испускаемого излучения

Мономеры (молекулы мономерные) ‒ молекулы, состоящие из двух или нескольких атомов разных химических элементов

Полимеры ‒ мономерные молекулы органических веществ, соединенные между собой непосредственно или через отдельные атомы в длинные и сложные цепочки (подробно рассматривается в органической химии)

Тримéр ‒ сложная молекула, составленная из трех одинаковых простых молекул (мономеров)

Функциональные группы ‒ группы атомов, имеющие характерные свойства определенного класса соединений и в значительной степени определяющие их физические свойства и химическое поведение [например: аминогруппа ‒ (NH₂), карбонильная группа ‒ (СО) и др.]

ИОНЫ

Ионы ‒ заряженные частицы, образовавшиеся из атома (группы химически связанных атомов или молекул) в результате потери/присоединения ими одного или нескольких электронов. При избытке электронов образуются анионы, а при недостатке ‒ катионы. Число частиц (атомов и ионов), окружающих данный атом, является строго определенным и зависит от природы рассматриваемого атома (иона) и от его окружения. Геометрия иона определяется числом электронных пар на валентной орбитали центрального атома. По составу частиц ионы разделяются на:

‒ атомные (одноядерные или простые): Na⁺, Mg²⁺, Аl³⁺ и т. д.

‒ молекулярные (многоядерные, многоатомные или сложные): SO₂⁻⁴, PO₃^−
4 и т.д.
Атомные и ионные радиусы приблизительно характеризуют размеры атомов и ионов. В свободном состоянии многозарядные отрицательные ионы не существуют (атом не может присоединять более одного свободного электрона). Например, раствор хлорида натрия (NaCl) в воде содержит как положительно заряженные ионы натрия (Na⁺) и водорода (Н⁺), так и отрицательно заряженные хлорид‒ионы (Сl⁻) и гидроксид‒ионы (ОН⁻). Многие ионы окрашены. Например, ион MnO⁻⁴ имеет малиновый цвет, ион CrO₂⁻⁴ − желтый, a ионы Na⁺ и Сl⁻ бесцветны. В некоторых химических реакциях ионы металлов могут играть роль катализаторов.
Примечания:

1. Некоторые ионы имеют собственные названия, например: О₂⁺ −диоксигенил, О₃⁻ − озонид−ион, О₂⁻ − надпероксид−ион, О₂²⁻ − пероксид−ион

2. Существуют ионы, в которых металл отрицательно одновалентен (например, у рения)

Анионы ‒ отрицательно заряженные ионы [т.е. содержащие избыток электронов, например: хлорид−ион Сl⁻, SO₄^2‒, H₂AsO₄^‒)
Примечание.

В роли анионов могут выступать и электроны. Например, метилртуть CH₃Hg представляет собой ионное соединение, кристаллическая решетка которого состоит из катионов [CH₃Hg]⁺, а анионами являются электроны. Поэтому более точно это соединение должно быть описано как [CH₃Hg]⁺ē (где ē ‒ электрон)

Анионы многоэлементные ‒ состоят из атомов нескольких элементов (например: SO₄^‒2, NO₃^‒)

Анионы одноэлементные многоатомные ‒ состоят из нескольких атомов одного элемента (например: S₂^2‒, I₃^‒)

Анион−супероксид (супероксид, радикал супероксидный) ‒ ион молекулы кислорода с неспаренным электроном (О₂⁻). Он образуется при взаимодействии супероксида калия КО₂ с водой или при воздействии на него электромагнитного излучения. При этом молекула кислорода (О₂), захватывая дополнительный электрон, частично восстанавливается (полностью восстановленный кислород находится в молекуле воды). Супероксид является короткоживущим свободным радикалoм, имеющим парамагнитные свойства, способный спонтанно дисмутировать с водой в кислород и перекись водорода (Н₂О₂)

Взаимодействия ион‒дипольные ‒ взаимодействия между ионами и полярными группами молекул. Они относятся к слабым (невалентным) взаимодействиям

Грамм−ион − масса ионов, выраженная в граммах и численно равная формульной массе иона данного вида. Например, грамм−ион SO₄²⁻ равен [32.1 + 4▪16.0 = 96.1 г]

Группа уходящая - замещаемый ион, который был связан с углеродом

Диссоциация электролитическая ‒ процесс полного или частичного распада молекул растворенного вещества на анионы и катионы (распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении, а также распад на анионы и катионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении)

Заряд иона ‒ равен номеру элемента в Периодической системе

Ион атомный ‒ атом элемента, имеющий другое количество электронов на внешней (валентной) оболочке, чем нейтральный атом (вследствие этого его [не]металлические свойства более ярко выражены)

Ионы биполярные − нейтральные молекулы, содержащие одновременно положительные и отрицательные ионные центры

Ионы гидратированные ‒ образуются при растворении солей в воде (каждый отрицательный ион притягивает положительные части нескольких ближайших молекул воды: это приводит к стабилизации числа ионов в водных растворах). Молекулы воды имеют тенденцию соединяться с ионами растворенных солей с образованием гидратированных ионов (свойство обусловлено большим электрическим дипольным моментом одной молекулы воды). Примеры гидратированных ионов: (Be(OH)₂)₄²⁺, Al(OH₂)₆³⁺

Ионы изоэлектронные ‒ ионы, содержащие одинаковое число электронов в различных химических элементах (например, ионы натрия и фтора имеют электронное строение аналогичное строению атома неона)

Ионы кластерные ‒ вещества вида 'Металл(Н₂О)_n⁺'

Ионы комплексные ‒ ионы, состоящие из атома [не]металла в определенном валентном состоянии, связанного с одной или несколькими молекулами или ионами донорно‒акцепторной связью, например: катион [Cu(NH₃)₄]²⁺. Комплексные ионы образуют с ионами противоположного заряда комплексные соединения. Например, комплексный ион [Fe(CN)₆]^3‒ образует с ионами калия K⁺ комплексное соединение K₃[Fe(CN)₆], а комплексный катион [Cu(NH₃)₄]²⁺ образует с анионами (SO₄^2‒) комплексное соединение [Cu(NH₃)₄]SO₄▪2H₂O
Примечание.

Многие комплексные соединения в кристаллическом состоянии и водном растворе отличаются яркой окраской. Например, водный раствор, содержащий катионы [Cu(NH₃)₄]²⁺, окрашен в интенсивно синий цвет, катионы [Ti(H₂O)₆]³⁺ придают раствору фиолетовый цвет, а катионы [Co(NH₃) ₅H₂O]²⁺ ‒ красный

Ионы многоатомные ( или сложные) − аналоги заряженных молекул, содержат несколько ядер (например: CO₃²⁻, [Fe(H₂O)₆]³⁺)
Примечание.

Так как сложные ионы несут только один (положительный или отрицательный) заряд (например: NH₄⁺ и NO₃⁻), они не могут быть диполями

Ион молекулярный ‒ устойчивая молекулярная система, имеющая избыточный электрический заряд (например: H₂⁺, O₂^-, O₃^-). При столкновении молекулярного иона с какой‒либо частицей между ними может произойти перенос электронов. Такой ион может находиться в произвольном энергетическом состоянии (электронном и колебательном), но квантовые переходы в нем происходят без изменения межъядерных расстояний атомов в молекулах. Энергия ионизации молекулы, которая теряет электрон, должна быть меньше энергии молекулы, приобретающей электрон (реакция взаимодействия должна быть экзотермической). Например, в ионе гелия (Не₂⁺) имеется всего три электрона (два ‒ на связывающей молекулярной орбитали 1s² и один ‒ на разрыхляющей 1s¹ орбитали (число связывающих электронов больше числа разрыхляющих). Такой ион является устойчивым и при его образовании выделяется 293 кДж/моль энергии

Ион−надпероксид − ион вида (O₂^‒)

Ион несольватированный (простой) ‒ состоит из одного атома. Образуется при растворении вещества в каком‒либо растворителе

Ион−озонид[ный] − молекулярный ион O₃⁻

Ион отрицательный ‒ ион, содержащий больше отрицательных частиц, чем положительных

Ионы парамагнитные − ионы со спином, отличным от нуля. К ним относят ионы Cu²⁺, Mn²⁺, Fe³⁺ и др. в диамагнитных кристаллах

Ион−пероксид − ион вида (О₂^2‒)

Ионы простые (одноатомные) − аналоги заряженных атомов, содержат одно ядро (например: K⁺, O²⁻)

Ионизация ‒ процесс превращения нейтральных атомов (или молекул) в заряженные частицы ‒ ионы, происходящий под влиянием внешнего воздействия (нагревании, столкновения с электронами, воздействии электромагнитного излучения и др.). При ионизации электронные оболочки атомов веществ превращаются в стабильные электронные оболочки инертных газов. Если молекулярная система после потери электрона оказывается неустойчивой, она диссоциирует с образованием атомных ионов

Катионы ‒ положительно заряженные (т.е. с недостатком электронов) ионы {например, катион водорода H⁺ или натрия Na⁺) представляет собой простейшее ядро (протон) с 'пустой' электронной оболочкой (1s⁰)}. Другие примеры катионов: Na⁺, NH₄⁺. Свободный катион водорода в водном растворе не существует: он соединяется с одной молекулой воды, образуя катион оксония Н₃О⁺, у которого все три связи 'О−Н' одинаковы по длине

Катионы многоэлементные ‒ состоят из атомов нескольких элементов (например: (HgNO₃)⁺, UO₂⁺)

Молизация ‒ процесс восстановления ионов противоположных знаков в нейтральные молекулы

Оксоний (гидроксоний, гидроний) − комплексный ион Н₃О⁺ (соединение протона с молекулой воды). Он может быть получен, например, в реакциях:

H⁺ + H₂O → Н₃О⁺ или

HCl + H₂O → Н₃О⁺ + Cl⁻

Показатель водородный (рН) ‒ количественно выражает кислотность раствора (концентрацию в нем ионов водорода): рН = ‒ lg H⁺. Среда раствора будет:

‒ щелочной ‒ при концентрации ионов (H⁺ < 10^‒7) или (OH^‒ > 10^‒7) моль/л

‒ нейтральной ‒ при концентрации ионов (H⁺ = OH^‒ = 10^‒7) моль/л

‒ кислой ‒ при концентрации ионов (H⁺ > 10^‒7) или (OH^‒ < 10^‒7) моль/л
Примечание.

При наличии в воде солей магния и кальция вода считается жесткой (мыло плохо мылится, при кипячении воды образуется накипь нерастворимых солей). При отсутствии солей или их малом количестве вода считается мягкой (для умягчения воды используют катиониты)

Поляризация ионов − влияние друг на друга близко расположенных противоположно заряженных ионов. Если ион легко поляризуется, возникает возбуждение и вещество оказывается окрашенным. Например, соединения меди − голубовато−зеленые, кобальта − синие, NiSO₄ ‒ зеленый, и т.д. Существуют окрашенные соединения, образованные бесцветными ионами (в этом случае цветность является результатом межионного воздействия). Деформируемость электронной оболочки также сказывается на оптических свойствах вещества

Потенциал ионизации ‒ минимальная разность потенциалов, которую должен преодолеть электрон в ускоряющем электрическом поле, чтобы приобрести кинетическую энергию, достаточную для ионизации частицы. Наименьшие потенциалы ионизации ‒ у щелочных металлов, наибольшие ‒ у инертных газов. В зависимости от порядкового номера удаляемого из молекулы электрона различают первый, второй и т.д. потенциалы ионизации (для атомов номер потенциала ионизации относится к ионизации стабильного атома с образованием невозбужденного положительного иона). Первый потенциал ионизации отрицательного иона совпадает со сродством частицы к электрону
Примечание.

Потенциалы ионизации (эВ) некоторых атомов (в скобках указана электронная конфигурация):

H (1s) − 13.595

He (1s²) − 24.580

K (4s) − 4.339

F (2s²2p⁵) − 17.420

Cl (3s²3p⁵) − 13.010

Произведение воды ионное ‒ произведение концентраций ионов водорода ‒ протонов (Н⁺) и гидроксид‒ионов (ОН^‒) в воде или водных растворах. Вода слабо диссоциирует на ионы. При повышении температуры диссоциация воды увеличивается. На практике при известной концентрации (Н⁺) можно найти концентрацию (ОН^‒) и наоборот

Противоионы ‒ ионы с обратным зарядом

Радиус ионный (радиус иона) ‒ условное понятие для обозначения размеров шарообразных ионов и вычисления межатомных расстояний в ионных соединениях. Размеры ионов не зависят от состава молекул, в которые они входят. Границей между ионами считается минимальная плотность электронного облака на условной линии, проходящей через центры ионов. У отрицательных ионов при увеличении заряда электроны сильнее отталиваются от центра иона. Ионы с бóльшим зарядом сильнее взаимодействуют между собой, что приводит уменьшению межионных расстояний и радиусов ионов. Радиусы атомов и ионов зависят от координационного числа. Радиусы положительных и отрицательных ионов одного и того же элемента могут значительно различаться между собой; например, ионы теллура (Te^2‒), (Te⁴⁺) и (Te⁶⁺) имеют размеры 207, 111 и 70 пм соответственно. Кроме того, положительные и отрицательные ионы могут быть как больше, так и меньше нейтрального атома (например, у серы)

Соединения ионные (или гетерополярные) ‒ химические соединения, образованные путем притяжения ионов (например, соль NaCl). Они состоят из отдельных молекул вещества в парообразном состоянии (в кристаллическом состоянии они состоят из регулярно расположенных положительных и отрицательных ионов; молекулы в этом случае отсутствуют). Известно мало ионных соединений. Например, соль (NH₄Cl) состоит из положительно заряженных ионов аммония (NH₄⁺) и отрицательно заряженных ионов хлора (Cl^‒). Ионные соединения электрически нейтральны (положительный и отрицательный заряды у них уравновешивается)

Степень ионизации ‒ отношение концентрации ионов к концентрации нейтральных частиц

Энергия ионизации ['эВ' или 'кДж/моль'] ‒ минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома и превращения его в положительно заряженный ион. Она является свойством частицы и не зависит от способа удаления электрона (под действием высокой температуры, воздействии электромагнитного излучения и др.). У многоэлектронных атомов существует несколько уровней ионизации, при этом первый электрон оторвать легче второго, второй ‒ легче третьего, и т.д. С увеличением числа отрываемых электронов возрастает заряд ядра (положительного иона). На практике обычно пользуются только первыми уровнями энергии. Величина энергии ионизации зависит:

‒ от расстояния электрона до ядра (по мере увеличения расстояния электрона от ядра энергия ионизации уменьшается)

‒ от заряда ядра (по мере увеличения заряда ядра увеличивается притяжение электронов к нему; энергия ионизации будет возрастать)

‒ от степени экранирования заряда ядра электронами внутренних слоев.
Энергия ионизации выражается в:

а) электронвольтах ‒ при расчете на один атом (численно она равна потенциалу ионизации, выраженному в 'вольтах': 1 эВ/атом ≈ 100 кДж/моль)

б) кДж/моль ‒ при расчете на (1 моль) вещества

Энергия ионизации (кДж/моль) некоторых атомов:

‒ натрия (Na) ‒ 500

‒ золота (Au) ‒ 890

‒ брома (Br) ‒ 1140

Энергия сродства к электрону (Е_cp) ‒ энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому при превращении его в отрицательно заряженный ион

РАДИКАЛЫ

Радикалы ‒ частицы, образующиеся при разрыве химической связи, и/или содержащие нескомпенсированную валентность (иначе ‒ группа атомов, переходящих без изменения из одного соединения в другое), например: NO, ClO₃, СН₃^▪. Радикал может образоваться в результате потери или присоединения одного электрона нерадикальной молекулой (один радикал может вызвать цепную реакцию химических изменений многих других нерадикальных молекул). Радикалы образуются при высокой температуре, воздействии электромагнитного излучения, радиации и других воздействий. Hекоторые парамагнитные молекулы (например: O₂, NO₂) не являются радикалами. Особую группу составляют свободные радикалы. На скорость взаимодействия между радикалами существенно влияют магнитные моменты атомных ядер. На основании этого эффекта разработаны эффективные способы разделения изотопов углерода и кислорода

Радикалы свободные (или монорадикалы) ‒ многоатомные химические частицы, обладающие ненасыщенными или нескомпенсированными валентностями (имеющие неспаренные электроны). Это приводит к высокой реакционной способности в реакциях с молекулами, например:

СН₃^▪ + СН₃^▪ → СН₃‒СН₃
В свободных радиалах один или несколько неспаренных электронов занимают атомные или молекулярные орбитали по одному, вследствие чего их химическая активность повышена, так как радикал стремится:

▪ присоединить недостающий электрон от окружающих его молекул
или

▪ избавиться от избыточного электрона, отдавая его другим молекулам.

Свободные радикалы могут быть нейтральными (например, 2ArSCH₃) или заряженными (ион‒радикалы: OH^▪, CH^▪₃ и др.) и всегда парамагнитны (неспаренные электроны взаимодействуют с магнитным полем). Как правило, свободные радикалы не могут существовать длительное время в обычных условиях (они вступают в реакции рекомбинации и диспропорционирования). Существуют p‒радикалы (неспаренный электрон локализован преимущественно на р‒ или 2p ‒орбиталях) и s‒радикалы (неспаренный электрон локализован на s‒орбитали и сохраняет элекронную конфигурацию исходной молекулы). Свободные радикалы способны реагировать на изменение свободной валентности. Cвободным радикалом может также выступать анион О₂^‒, у которого один электрон неспаренный (^▪ОО^‒), поэтому более правильно будет записать его в виде (О₂^▪‒). Этот анион может выступать и как окислитель по отношению к активным донорам электронов (полностью восстановленный кислород находится в молекуле воды)
Примечание.

Свободно‒радикальные формы кислорода проявляются, в частности, при взаимодействии гидроксилов с перекисью водорода. На первом этапе возникает пергидроксил НО₂^▪ ‒ слабая кислота, диссоциирующая в нейтральной и щелочной среде на протон и супероксид (отрицательно заряженный свободный радикал О₂^▪‒). Производные кислорода могут образовываться не только в химических реакциях, но и чисто физическим путем

Анион‒радикал ‒ частица, имеющая отрицательный заряд и неспаренный электрон (образуется в результате присоединения электрона к молекуле (например, О₂^-1). Для образования анион‒радикала энергия разрыхляющей орбитали молекулы должна быть меньше потенциала ионизации образующегося ион‒радикала

Бирадикал ‒ кислотный остаток с двумя пространственно разделенными неспаренными электронами. Hапример, атом углерода и молекула (СО) являются бирадикалами. После насыщения двух валентностей атома ( С) атомами (Н) образуется частица (СН₂), в химическом смысле являющаяся бирадикалом.

Диоксиген ‒ бирадикал или молекулярный кислород (О₂⁺), содержащий на внешней оболочке два неспаренных электрона. Подобно другим радикалам обладает высокой реакционной способностью).

Ион‒радикал ‒ частица, несущая одновременно заряд и неспаренный электрон. Аналогично ионам, положительно заряженный ион‒радикал называется 'катион‒радикал', а отрицательно заряженный ‒ 'анион‒радикал'. При распаде (фрагментации) ион‒ радикала одновременно образуются ион и радикал. Например, молекула кислорода (О₂), обладая большим сродством к электрону (Е_а = 1.467 эВ), легко захватывает один электрон и превращается в супероксидный анион‒радикал (супероксид‒ ион O₂⁻¹)

Катион‒радикал ‒ частица, обладающая неспаренным электроном и положительным зарядом (образуется при отрыве электрона от нейтральной молекулы и присоединения протона к свободному радикалу). Пример катион‒радикала метана: СН₄^▪+

Концентрация свободных радикалов [число частиц/см³, моль/л, число спинов/г] ‒ количество свободных радикалов в единице объема данного вещества (газа, жидкости или твердого тела).

Молекула нерадикальная ‒ молекула с ковалентными связями, образуемыми двумя электронами с противоположными спинами

Пара радикальная ‒ два радикала, находящиеся в непосредственной близости в растворе или кристаллическом веществе. Радикальные пары могут возникать:

▪ в результате распада одной молекулы

▪ при фотопереносе электрона или протона

▪ при каком‒либо мономолекулярном процессе

▪ в результате диффузии (при случайных встречах двух радикалов)
Время жизни радикальных пар ‒ примерно 10^‒9 с.

ДИПОЛИ

Диполь ‒ система из двух равных по абсолютной величине но имеющих разную полярность электрических зарядов, находящихся на единичном расстоянии друг от друга

Вещества полярные ‒ состоят из полярных молекул, обладающих электрическим дипольным моментом. Они имеют следующие свойства:

‒ высокую диэлектрическую проницаемость (ее значение больше 10)

‒ невысокие температуры плавления и кипения

‒ хорошо растворяются в воде и водных растворителях

‒ образуют электропроводящий слой на поверхности изделия.

Примеры полярных веществ: HCl, NaCl, ацетон, спирты, вода.
Примечание.

Неполярные вещества нерастворимы в воде, но хорошо растворимы в жирах, маслах и других неполярных веществах

Действие поляризующее ‒ зависит от напряженности поля, создаваемого ионом (т.е. от отношения величины заряда иона к квадрату его радиуса; при постоянстве радиуса иона данная величина постоянна). Чем больше заряд иона и чем меньше его радиус, тем большее смещение зарядов он вызывает в соседних частицах (ионах)

Длина диполя ‒ величина смещения центров положительного и отрицательного зарядов

Микродиполи мгновенные - диполи, возникающие, перемещающиеся и исчезающие в молекулах вследствие того, что молекулы представляют собой системы с движущимися разноименными зарядами (ядрами и электронами)

Момент молекулы дипольный

Полярность молекулы ‒ зависит от электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы и наличием неподеленных электронных пар. Она характеризуется дипольным моментом m = e ▪ l {где е ‒ заряд электрона, (l) ‒ расстояние между центрами тяжести положительно и отрицательно заряженных частиц}. У молекул с высокой степенью полярности валентные электронные пары больше смещены относительно нейтрального положения. По величине дипольного момента можно установить характер химической связи (ионная или ковалентная полярная).

Дипольный момент определяют экспериментально через относительную диэлектрическую проницаемость вещества при различных температурах. Величина и направление дипольного момента показывают строение молекулы, степень полярности связей и взаимное влияние атомов. У молекул с бóльшей полярностью валентные электронные пары более смещены к одному из атомов. Например, в молекуле углекислоты (СО₂) каждая связь С=О полярна, но из‒за линейности структуры молекулы векторная сумма дипольных моментов обоих связей равна нулю, поэтому результирующий дипольный момент молекулы тоже равен нулю. Дипольный момент неподеленной пары электронов азота (sp³‒гибридизации) при векторном сложении может как увеличивать результирующий дипольный момент молекулы (например, в молекуле NH₃), так и уменьшать его (например, в молекуле NF₃).

Под влиянием сил электрического поля молекулы полярного вещества не только ориентируются в направлении поля, но у них возникает дополнительный (наведенный) дипольный момент за счет смещения электронов (отчасти и ядер). Для деформации электронной оболочки необходима очень большая энергия (например, нагрев до высокой температуры).
Примечание.

Колебания электрических зарядов вызывают различное преломление лучей света, имеющих различную длину волны (т.е. происходит дисперсия света)

Поляризация ‒ влияние друг на друга близко расположенных противоположно заряженных ионов. При сближении ионов происходит смещение электронной плотности в межядерной области, вследствие чего возникает индуцированный (наведенный) дипольный момент. Поляризация может быть:

▫ односторонняя (приводит к постепенному переходу от ковалентной связи к полярной, затем ‒ к ионной)

▫ двухсторонняя (при переходе от ионной связи к ковалентной).

Поляризуемость связи ‒ способность связи становиться полярной (или изменять величину полярности) в результате воздействия на молекулу внешнего электрического поля. Она вызвана смещением электронов связи (или другой реагирующей частицы) под влиянием внешнего электрического поля. Поляризуемость зависит от строения электронной оболочки, заряда и размера ионов и определяется подвижностью электронов (чем они дальше расположены от ядра, тем они более подвижны). Поляризуемость ионов проявляется одновременно с их поляризующим действием (процесс поляризации является двусторонним).
Примечание.

Реакционная способность молекул по отношению к полярным реагентам зависит от полярности и поляризуемости ковалентных связей

Степень поляризации может быть:

▫ минимальной ‒ у ионов с электронной конфигурацией инертного газа

▫ промежуточной ‒ у ионов с незавершенной d‒оболочкой (т.е. имеющие от 9 до 17 электронов на внешней оболочке)

▫ максимальной ‒ у ионов, имеющих на внешней оболочке 18 (или 18+2) электронов

Растворители полярные − вещества, молекулы которых обладают электрическим дипольным моментом. Такие растворители наиболее хорошо растворяют полярные вещества. Они обладают также способностью сольватировать ионы. Примеры растворителей: полярных (вода, спирты, ацетон, хлороформ и др.), неполярных (бензин, керосин и др.)

ИЗО‒термины

Антиподы ‒ оптические изомеры

Изобары ‒ нуклиды с одинаковыми массовыми числами, но имеющие различное число протонов (атомы с различным составом ядра, но с одинаковым числом нуклонов). Например, атомы ¹⁰₄Be, ¹⁰₅B, ¹⁰₆C представляют собой 3 изобара с (А = 10)

Изомерия ‒ явление существования химических соединений, одинаковых по составу и молекулярной массе, но различающихся по свойствам вследствие строения или расположения атомов в пространстве

Изомеры ‒ вещества, имеющие одинаковый состав и молярную массу, но различающиеся строением или пространственным расположением атомов (или их групп) в пространстве. Например, гремучее серебро (AgОNC) и циановокислое серебро (AgNCO) имеют одинаковый атомарный состав (Ag, O, N и С), но разные физические и химические свойства. Изомеры ‒ атомные ядра долго сохраняют излишек энергии, запасенный в ядерной реакции. Существуют два вида изомерии: структурная и конформационная

Изомеры конформационные ‒ различаются пространственной формой одной и той же молекулы, например, изомеры этана (H₃C‒CH₃). Конформационное состояние молекул влияет на физические свойства веществ, на направление и скорость их химических превращений

Изомеры структурные ‒ имеют одинаковые химические формулы, но различные структурные формулы, следовательно, обладают разными физическими и химическими свойствами. Например, вещество с молекулярной формулой С₂Н₆О может иметь различное строение: это этиловый спирт (СН₃‒СН₂‒ОН) или диметиловый спирт ‒ (СН₃‒ О‒СН₃)

Конформация ‒ любое пространственное размещение молекул

Конформеры ‒ поворотные изомеры

ЕДИНИЦЫ ИЗМЕРЕНИЯ

А.Е.М. или Атомная единица массы (Дальтон) ‒ равна ¹/₁₂ массы изотопа углерода ₁₂С. (1 а.е.м.) = 1.66▪10^‒24 грамм (она имеет целое значение только для этого изотопа углерода). Атомная единица массы широко используется для выражения масс атомов, молекул и других частиц. Каждый химический элемент и элементарная частица имеют определенное значение (а.е.м.), например, масса атома:

‒ водорода (Н) равна (1 а.е.м.)

‒ железа (Fe) равна (56 а.е.м.)

‒ углерода (С) равна (12 а.е.м.)

‒ кислорода (О) равна (16 а.е.м.)

‒ хлора (Cl) равна (35.5 а.е.м.) ‒ до целого не округляется (является ислючением среди атомов)

‒ нейтрона равна (1.00866 а.е.м.)

Относительная атомная масса элемента (атомная масса; атомный вес ‒ устар.) (A_r) - показывает, во сколько раз абсолютная масса атома данного элемента больше ¹/₁₂ части абсолютной массы атома углерода. Для всех химических элементов она округляется до целых чисел и не имеет размерности (хотя и называется 'массой'). Относительная атомная масса является синонимом атомной единицы массы

Грамм‒атом ‒ число грамм химического элемента, равное его атомной массе (например, для урана грамм‒атом равен (238.03 г). Число атомов в одном грамм‒атоме любого элемента одинаково (оно равно числу Авогадро)

Дефект массы ‒ разность между суммарной массой всех частиц, входящих в состав атома, и полной массой атома. Он обусловлен выделением энергии при образовании атома

Дебай {D} ‒ используется при анализе дипольных моментов молекул (1 Дебай = 0.333▪10^‒29 Кулон▪м)

Доля вещества массовая ‒ отношение его массы к массе всей системы (в %)

Доля компонента объемная ‒ отношение объема компоненты системы к объему всей системы

Доля мольная ‒ отношение количества вещества компонента системы (моль) к общему количеству моль всех компонент системы

Единица формульная ‒ наименьшая электронейтральная порция вещества, сохраняющая его химические свойства (иначе ‒ группа атомов, входящих в состав немолекулярного вещества, соответствующая простейшей формуле этого вещества). Термин наиболее применим к соединениям непостоянного состава (бертоллидам). Формульная единица вещества может быть химической формулой:

▪ атома (Na, Ca и др.)

▪ молекулы (Cl₂, H₂O₂ и др.)

▪ иона: аниона (CN^‒, NO₃^‒, Cr₂O₇^2‒ и др.) или катиона (K⁺, Al³⁺ и др.)

▪ электронейтральной группы катионов и анионов (AlCl₃, K₂Cr₂O₇ и др.)

▪ радикала (‒OH, ‒NO₂ и др.)

▪ любой другой точно определенной и реально существующей совокупности указанных частиц

Индивид химический ‒ наименьшее количество вещества, повторением которого в пространстве можно воспроизвести данное вещество

Поскольку всякое тело состоит из вещества, можно узнать, например, какое количество вещества содержится в стакане воды?

Количество вещества [моль] ‒ физическая величина, пропорциональная числу частиц, составляющих конкретное вещество, и входящих в данную порцию этого вещества

Количество вещества формульное [моль] равно отношению массы этого вещества к молярной массе данного вещества. Если вещество ‒ газ, то его формульное количество равно объему газа, деленному на молярный объем идеального газа (22.4 л/моль) при нормальных условиях.
Внимание!

(1 моль) ‒ это значение формульного количества конкретного вещества (вида материи), а не количества частиц этого вещества

Масса (1 моль) какого‒нибудь вещества (в граммах) численно совпадает с молекулярной или атомной массой этого вещества (в атомных единицах массы ‒ 'а.е.м.' или числовом значении ‒ в случае относительной атомной или молекулярной массы), что удобно для химических расчетов

Масса атома ‒ примерно равна произведению массового числа на атомную единицу массы (а.е.м) [например, масса атома водорода равна 1.0078 а.е.м., а атома свинца ‒ 207.9766 а.е.м.]. В связи с очень малыми массами атомов единицей измерения в химии чаще всего выступает моль

Масса атомная абсолютная ‒ масса атома, выраженная в граммах. Она равна отношению грамм‒ атома вещества к числу Авогадро. Массы отдельных атомов очень малы. Так, например, масса атома:

‒ водорода равна (1.673▪10^‒24 г)

‒ железа - (9.28822▪10^‒23 г)

‒ углерода - (1.992648▪10^‒23 г)

Масса атома относительная (M_r) ‒ число атомных единиц массы, содержащихся в массе атома: m_a = M_r▪ 1.66▪10^‒27 кг.

Масса атома средняя абсолютная (m) ‒ равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м., например, для A_{r_(Mg)} = 24.312, m_(Mg) = 24.312▪1.66057▪10^‒24 = 4.037▪10^‒23 г

Масса молекулярная ‒ масса молекулы, выраженная в (а.е.м.); практически она равна сумме относительных атомных масс составляющих ее атомов (численно она равна молярной массе). Молекулярные массы сложных молекул определяются путем суммирования молекулярных масс составляющих ее атомов {например, молекулярная масса воды (Н₂О): М = 2▪M_H + M_O = 2▪1 + 16 = 18 а.е.м.}

Не путать! Молекулярная масса и молярная масса равны численно, но различаются размерностью

Масса молекулярная абсолютная (или масса молекулы абсолютная) ‒ масса молекулы химического вещества, выраженная в граммах

Масса молекулярная относительная ‒ отношение массы молекулы вещества к ¹/₁₂ части массы изотопа углерода ₁₂C (иначе ‒ молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс). Например, молекулярная масса воды (H₂O) равна 1.0079▪2_(H) + 15.9994_(O) = 18 а.е.м., а молярная ‒ 18 г/моль

Масса молярная(М_м) [г/моль] ‒ отношение массы вещества к количеству вещества в данной порции: М_м = m / n {иначе: молярная масса ‒ это масса (1 моль) вещества}. Молярная масса численно равна:

‒ для веществ молекулярного строения ‒ молекулярной массе

‒ для веществ атомного строения ‒ атомной массе
Молярная масса ‒ величина постоянная для каждого конкретного вещества; она не тождественна удельной массе вещества! Молярную массу вещества можно также определить по формуле: M_м = N_A▪m_a, где N_A ‒ число Авогадро. Молярная масса сложных веществ и простых веществ, состоящих из многоатомных молекул, равна относительной молекулярной массе. Молярные массы (г/моль) некоторых веществ:

‒ атомарного строения: цинка ‒ 65; алюминия ‒ 27

‒ молекулярного строения: поваренной соли ‒ 58.5; сахара ‒ 342; воды ‒ 18
Примечания:

1. Массу вещества можно определить как произведение молярной массы на количество вещества, т.е. 'm = M_м ▪ n' {например, масса (0.1 моль) натрия равна: (23 г/моль) ▪ (0.1 моль) = (2.3 г)}

2. Запись вида (М_H₂O 18 г/моль) означает, что 6.02▪10²³ молекул воды имеют массу (18 г) и составляют (1 моль)

3. Например, в реакции горения спирта

C₂H₆O + 3O₂ = 2CO₂ + 3H₂O
из (1 моль) спирта получаются (2 моль) CO₂ {т.е. из (46 г/моль) спирта образуется (88 г/моль) CO₂, так как молярная масса CO₂ равна (44 г/моль)}

4. Задача (пример). (98 г) серной кислоты H₂SO₄ разбавлено до объема (2 литра). Какая молярная концентрация кислоты в растворе?

Решение. Молярная масса серной кислоты М(H₂SO₄) равна

1▪2 + 32 + 16▪4 = (98 г/моль) или

v = m/M = (98 г) / (98 г/моль) = (1 моль)
Тогда молярная концентрация кислоты будет равна с = (1 моль) / (2 л) = (0.5 моль/л)

Моль ‒ количество вещества, содержащее 6.022▪10²³ частиц этого вещества (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов) [иначе ‒ количество вещества, масса которого, выраженная в граммах, численно равна относительной массе атома]. Если масса элемента равна (1 а.е.м.), то (1 моль) атомов этого элемента будет иметь массу (1 грамм). Например, атом углерода имеет массу в (12 а.е.м.), а (1 моль) углерода весит (12 грамм). Для сравнения: (1 моль) воды весит (18 грамм) {и наоборот: число моль в 'm' граммах воды составляет: n = m / 18}.
Примечание.

Концентрация воды в воде (в молекулярной форме) с учетом малой степени диссоциации практически постоянна и составляет 55.56 моль/л

Объем газа молярный(V_m) ‒ объем, занимаемый (1 моль) вещества при нормальных условиях (в соответствии с законом Авогадро он равен 22.413996 литра)

Электронвольт − равен энергии, необходимой для переноса электрона в электростатическом поле между точками с разницей потенциалов в (1 В). Исходя из эквивалентности массы и энергии в электронвольтах измеряется и масса элементарных частиц. 1 эВ = 1.602▪10⁻¹⁹ Дж = 96.485 кДж/моль = 23069 ккал/моль

Электропроводность мольная (μ ) ‒ электропроводность раствора, помещенного между двумя параллельными электродами площадью по (1 м²) с расстоянием между ними (1 м) и содержащим (1 моль) электролита в единице объема:

Ом^‒1▪см²▪моль^‒1 = Сименс▪см²▪моль^‒1 (μ = k▪1000 / C)
где С ‒ концентрация раствора, моль/см³ (или моль/мл); k ‒ удельная электропроводность, Ом^‒1▪см^‒1)

Электропроводность удельная (k) [Сименс/метр] ‒ электрическая проводимость объема раствора, заключенного между двумя параллельными электродами, имеющими площадь по (1 м²) и расположенными на расстоянии (1 м) друг от друга: См / м = Ом^‒1 ▪ м^‒1

Энергия молярная внутренняя [Дж/моль] ‒ величина, равная отношению внутренней энергии системы (тела) к ее количеству вещества. (1 Дж/моль) равен молярной внутренней энергии вещества в количестве (1 моль), внутренняя энергия которого равна (1 Дж) .

ЗАКОНЫ:

Закон Авогадро (1811): В равных объемах различных газов, содержащихся при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул
Следствия:

а) (1 моль) любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем (молярный объем любого идеального газа равен 22.4 л/моль).

б) Плотности идеальных газов при одинаковых температуре и давлении прямо пропорциональны их молярным массам

Закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803): Если два простых или сложных вещества образуют друг с другом более одного химического соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как небольшие целые числа.

Например, хлористый кальций CaCl₂ образует с водой 4 соединения:

CaCl₂▪H₂O, CaCl₂▪2H₂O, CaCl₂▪4H₂O, CaCl₂▪6H₂O
т. е. массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl₂, относятся как 1 : 2 : 4 : 6

Закон постоянства состава (Жан Луи Пруст, 1799): Каждое химическое соединение имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа его получения.

Этому закону в большинстве случаев подчиняются химические соединения, имеющие молекулярную структуру. Отклонения от закона могут быть вызваны не только изменениями атомного состава соединений, но и наличием в природе изотопов элементов. Например, в молекулах воды, образованных протием, дейтерием или тритием атомный состав постоянен (на 1 атом кислорода приходятся 2 атома водорода), но процентные содержания кислорода в этих соединениях переменны и составляют, соответственно: 88.89%, 80.00% и 72.73 %

Закон сохранения массы (М. Ломоносов, 1748): Масса веществ, вступающих в химическую реацию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции

Закон эквивалентности (И.Рихтер, 1800): Все вещества реагируют в эквивалентных отношениях (пропорциональных их эквивалентам)

СВОЙСТВА И СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВ

Аллотропия (и см Полиморфизм) ‒ существование веществ в природе в виде двух или большего числа простых веществ, отличающихся друг от друга внутренним строением и свойствами (например, белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, а красный и черный ‒ атомную, т.е. вещество состоит из одних и тех же атомов ‒ атомов фосфора, но они имеют разную структуру). Явление аллотропии вызывается:

▪ различным числом атомов в молекуле (например, кислород O₂ и озон О₃)

▪ образованием различных кристаллических форм одного и того же химического элемента {например, разновидности углерода: алмаз, графит, карбин, фуллерены (С₆₀, С₇₀ и др.)}

Вещества аморфные − конденсированные сильно вязкие вещества, сохраняющие свою форму не растекаясь (атомы и молекулы в них расположены упорядоченно). Их атомарная структура имеет ближний порядок (т.е. присутствует закономерность в расположении соседних атомов или молекул). Они, как правило, обладают изотропными свойствами, не имеют определенной точки плавления, при нагревании постепенно размягчаются с последующим переходом в жидкое состояние (чем выше температура, тем ниже вязкость аморфного вещества). К аморфным веществам относятся стекла, естественные и искусственные смолы, клеи, воск, парафин и др. (стекло является твердотельным состоянием аморфных веществ)

Растворы − однородные молекулярные физико-химические смеси переменного состава из двух или более веществ и продуктов их взаимодействия

Свойства веществ магнитные
зависят от магнитных свойств электронов и атомов элементов. Все вещества по магнитным свойствам делятся на:

‒ диамагнитные ‒ вещества, не имеющие неспаренных электронов. Они намагничиваются навстречу внешнему воздействующему магнитному полю (выталкиваются из него). К диамагнитным веществам относятся атомы гелия (Не), молекулы водорода (Н₂), тетраоксид азота (N₂О₄) и др. В некоторых случаях атомы и молекулы, не имеющие неспаренных электронов, не всегда диамагнитны. Например, полярна и диамагнитна молекула озона (имеет sp²-гибридизацию)

‒ парамагнитные ‒ вещества, имеющие неспаренные электроны (магнитные моменты атомов этих веществ имеют произвольную ориентацию). При приложении внешнего магнитного поля магнитные моменты атомов упорядочиваются (атомы ориентируются в направлении воздействующего магнитного поля, втягиваясь в него). К парамагнитным веществам относятся атомарный водород (H), ион (Н₂⁺), диоксид азота (NO₂) и др.

‒ ферромагнитные ‒ особый класс веществ, способных сохранять магнитные свойства в отсутствие внешнего магнитного поля (в котором они сильно намагничиваются, создавая собственное магнитное поле). Такие вещества представляют собой постоянные магниты (их магнитная восприимчивость значительно больше единицы). Этим свойством обладают железо, кобальт, никель, гольмий и др.
Примечание.

Сталь остается намагниченной и после прекращения воздействия внешнего магнитного поля, а чистое железо размагничивается. Отметим, что пищевая нержавеющая сталь практически немагнитна

Системы дисперсные ‒ системы из двух или более составляющих, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц внутри другого вещества. Дисперсные системы широко распространены в природе и используются в химических реакциях. В таких системах различают:

‒ дисперсную фазу (мелкораздробленное вещество)

‒ дисперсионную среду (однородное вещество, в котором распределена дисперсная фаза).

Все дисперсные системы отличаются друг от друга размерами частиц (т.е. степенью дисперсности или раздробленности). Например, в тумане дисперсной фазой являются частички воды, а дисперсионной средой ‒ воздух; в молоке ‒ дисперсной фазой являются частички жира, а дисперсионной средой ‒ жидкость. К дисперсным двухфазным системам относятся также:

‒ истинные (или обычные) растворы

‒ коллоидные растворы

‒ суспензии

‒ эмульсии

Смесь веществ ‒ дисперсная система, состоящая из атомов или молекул нескольких распределенных друг в друге твердых, жидких или газообразных веществ. В смеси каждое из составных веществ сохраняет свои физические и химические свойства (т.е. может быть выделено в виде индивидуального вещества). Свойства смеси определяются совокупностью свойств ее компонентов. В природе большинство веществ встречаются не в чистом виде, а в виде смесей. Пример использования: гелиево‒кислородная смесь для аквалангистов

Состояния веществ

У твердых веществ средняя потенциальная энергия притяжения молекул намного больше их средней кинетической энергии, поэтому молекулы располагаются упорядоченно (вещества имеют кристаллическое строение). Пространственный каркас, образованный условными линиями, соединяющими узловые точки пространства, называют кристаллической решеткой. Кристаллические вещества обычно существуют в виде макротел (например, кристалл поваренной соли, самородок золота и др.). Диффузия углерода в железо не зависит он наличия вакансий в кристаллической структуре, так как размеры атомов углерода значительно меньше размеров атомов железа, поэтому они могут располагаться между атомами железа

У жидких веществ средняя потенциальная энергия притяжения молекул соизмерима с их средней кинетической энергией, поэтому молекулы в жидкости размещаются очень близко друг к другу. Такое агрегатное состояние является промежуточным между твердым и газообразным. Плотность жидкости при нормальном давлении значительно больше плотности газов. Для жидкостей характерна большая подвижность частиц и малое свободное пространство между ними, поэтому они сохраняют свой объем, принимая форму содержащего их сосуда. Одно из главнейших свойств жидости ‒ текучесть. За исключением жидких кристаллов свойства жидкости 'изотропны' (одинаковы) по всем направлениям. При нагревании свойства жидкостей (в т.ч. теплопроводность и вязкость) меняются в сторону сближения со свойствами газов.

В газообразных веществах средняя кинетическая энергия молекул превышает среднюю потенциальную энергию их взаимодействия, поэтому молекулы газа движутся хаотически в пределах занимаемого ими объема
Примечание.

Например, скорость атома кислорода при температуре (27 ^оС) примерно равна 10⁵ см/с. Атом кислорода, ударяющийся o поверхность твердого тела со скоростью 10⁷ см/с, проникает в его глубину примерно на 10‒12 атомных расстояний. Молекулы воды при ее кипячении движутся со скоростью до 650 м/с

Чистое вещество ‒ (в соответствии с законом постоянства состава) содержит атомы или молекулы (ионы) только одного вещества независимо от способа его получения. Чистое вещество имеет постоянный состав и структуру (например, поваренная соль) и может быть химическим элементом или химическим соединением

СОЕДИНЕНИЯ, ХИМИЧЕСКОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

Амфотерные вещества ‒ соединения, проявляющие в зависимости от условий как оснóвные, так и кислотные свойства [например: оксид (Al₂O₃), гидроксид Al(OH)₃]

Восстановители ‒ вещества, атомы или ионы которых отдают электроны в процессе реакции, повышая свою валентность (окисляются). Примером восстановителя является водород в реакции образования воды:

2H₂ + O₂ = 2H₂O

Гидроксиды ‒ соединения общей формулы 'металл(ОН)_n' (n ‒ степень окисления металла). Они являются основаниями или амфотерными соединениями. Характерный пример гидроксида ‒ Zn(OH)₂

Кислоты ‒ сложные вещества, состоящие из атомов водорода (которые могут быть замещены на атомы металлов) и кислотных остатков. Кислоты в водных растворах способны диссоциировать на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка. Молекулы кислот являются донорами протонов. Кислоты бывают: сильные (HNO₃) и слабые (HBr); одноосновные (HCl) и многоосновные (H₃PO₄); кислородсодержащие (H₂SO₄) и бескислородные (HCN), и могут классифицироваться по другим признакам
Примечание.

Кислотный остаток - часть кислоты без атомов водорода (например, в серной кислоте H₂SO₄ кислотным остатком будет SO₄). Степень окисления кислотного остатка равна числу атомов водорода [в данном случае это (−2), так как водород имеет постоянную степень окисления (+1) и имеется 2 атома водорода]

Комплексы гидратные − ионы в водных растворах; в других типах растворителей − сольватные комплексы. В обоих типах комплексов полярные молекулы жидкости электростатически взаимодействуют с заряженными ионами

Металлиды ‒ интерметаллические соединения, состоящие из двух металлов, например: Mg₃Sb₂, CuZn₃, CsNa₂ и др. Их свойства резко отличаются от свойств составных элементов. Например, при температуре плавления галлия всего 29 ^оC и натрия ‒ 98 ^оС галлид натрия Na₅Ga₈ плавится при температуре 556 ^оС. У всех металлидов все валентные электроны обобществлены, образуя 'электронный газ' как в металлах, поэтому они хорошо проводят электрический ток

Оксиды (окислы, окиси) ‒ сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых обычно кислород (O). Примеры оксидов: ржавчина железа, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Практически все химические элементы (за исключением благородных газов) образуют оксиды. Оксиды щелочных и щелочно‒земельных металлов, растворяясь в воде, образуют щелочи, например:

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Основания ‒ сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксила (OH). Они могут быть:

▪ растворимые (NaOH, Ba(OH)₂)

▪ нерастворимые (Fe(OH)₂)

▪ амфотерные (Al(OH)₃).
Молекулы оснований являются акцепторами протонов. Примеры широко распространенных оснований: KOH, MgOH, Cu(OH)₂, и др.

Соединения молекулярные ‒ могут быть:

▪ электронодефицитные (образуют трехцентровые связи; характерны для III группы элементов); например, диборан B₂H₆ имеет 3▪2 + 6 = 12 валентных электронов, а образует только 8 связей)

▪ электронодостаточные (у которых все валентные электроны центрального атома участвуют в образовании двухцентровых связей; характерны для IV группы элементов), например: метан CH₄, этан C₂H₆, силан SiH₄, герман GeH₄

▪ электроноизбыточные (имеющие свободные электронные пары; характерны для элементов V, VI и VII групп элементов), например: NH₃, H₂O, HF; (такие соединения водорода имеют уникальное сочетание неподеленных электронных пар и способны образовывать водородные связи)

Соли ‒ класс химических соединений, состоящих из катионов металла и анионов кислотного остатка (например, NaCl)

Щелочи ‒ основания, хорошо растворимые в воде (гидроксиды щелочных металлов). Щелочи в водных растворах способны диссоциировать на катионы и анионы (OH^‒).

ФАЗОВЫЕ СОСТОЯНИЯ

Фаза ‒ однородная по составу и строению составная часть равновесной системы, отделенная от других ее частей межфазной границей раздела. Каждое твердое вещество и каждая из несмешивающихся жидкостей представляют собой самостоятельную фазу. Например, смесь воды со льдом является фазовой системой (между ними существует граница раздела). Существуют системы, состоящие из одной фазы (например, соляная кислота не имеет границы раздела, а состав и строение ее фазы одинаковы). В зависимости от дискретности составных частиц фаза может быть:

‒ сплошной (пространство между любыми точками фазы не содержит межфазной границы); сплошные фазы иногда называют 'средами', например, 'жидкая среда''

‒ дисперсной (состоящей из большого количества отдельных частиц)

В зависимости от числа фаз системы делятся на:

‒ гомогенные ‒ состоящие из одной сплошной фазы

‒ гетерогенные ‒ состоящие из двух и большего количества сплошных и/или дисперсных фаз

Переход фазовый ‒ переход вещества из одного агрегатного состояния в другое. При фазовом переходе скачкообразно изменяются физические параметры вещества: плотность, внутренняя энергия и др. Hапример:

− плавление (переход вещества из твердого состояния в жидкое)

− сублимация (переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое)

− кристаллизация (переход вещества из жидкого состояния в твердое)

− испарение (переход вещества из жидкого состояния в газообразное)

− конденсация (переход вещества из газообразного состояния в жидкое или из газообразного в твердое)
Примечания:

1. У некоторых веществ (кремния, германия, сурьмы, галлия, висмута, воды и некоторых сплавов) их объем при плавлении не увеличивается, а уменьшается

2. Кристаллизация используется как метод очистки твердых веществ вследствие их различной растворимости в определенном растворителе. Понижение температуры приводит к уменьшению растворимости, поэтому требуемое вещество выделяется в виде кристаллов

Температура критическая фазового перехода ‒ значение температуры в критической точке (при температуре выше критической газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении)

Точка критическая ‒ сочетание значений температуры и давления, при которых исчезает различие в свойствах жидкой и газообразной фаз вещества

Энергия межмолекулярного взаимодействия [кДж/моль] ‒ теплота испарения жидкостей (возгонки кристаллов) [иначе ‒ количество энергии, необходимое для преодоления сил межмолекулярного притяжения при фазовых переходах веществ]. Она имеет следующие значения (кДж/моль) для некоторых веществ:

‒ для аргона ‒ 7.607

‒ для метана ‒ 8.197

‒ для воды ‒ 40.660

‒ для этилового спирта ‒ 38.58

ХАРАКТÉРНЫЕ ЧИСЛА

............................................................................................................

Квантовые числа ‒ числовые характеристики, однозначно определяющие электронное состояние конкретного электрона в атоме. Этo:

▪ главное квантовое число (n) ‒ определяет размер орбитали (расстояние от ядра до орбитали и энергетическое состояние электрона в атоме)

▪ орбитальное квантовое число (l) ‒ определяет форму орбитали

▪ магнитное квантовое число (m_l) ‒ определяет симметрию орбитали

▪ спиновое квантовое число (s) ‒ отражает 'внутреннее' состояние частицы (используется при описании многоэлектронных атомов).

Первые три числа связаны с движением электрона в пространстве (они определяют геометрические особенности атомных орбиталей).

Главное (радиальное) квантовое число (n) ‒ набор и размеры орбиталей, на которых могут располагаться электроны. Оно может принимать значения {1, 2, 3, 4, 5, 6, 7}, соответствующие электронным уровням (слоям) {К, L, M, N, О, Р, Q}, т.е. K ‒ соответствует (n=1), L ‒ (n=2), и т.д. Число соответствует номеру периода и определяет общую энергию электрона на данной орбитали (интервал энергий электронов, находящихся на этом уровне). По номеру периода можно определить число электронных уровней атома и внешний электронный уровень. С увеличением главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются. Каждому значению числа 'n' соответствует (n) значений орбитального квантового числа (l). Главное квантовое число определяет также число подуровней данного электронного уровня
Например.

Элемент кадмий (Cd) расположен в 5‒ом периоде (n = 5), следовательно, его электроны раcпределены по 5 электронным уровням и внешним будет пятый электронный уровень

Орбитальное (побочное, азимутальное, вспомогательное, дополнительное) квантовое число (l) ‒ определяет момент количества движения (момент импульса) электрона и пространственные формы электронных облаков. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует определенное буквенное обозначение подуровня: '0' → s, '1' → p, '2' → d, '3 → f, '4' → g. Все орбитали с одинаковым значением 'l' имеют одинаковую геометрическую форму (подобны), отличаясь размерами. Энергия электронов с различными орбитальными квантовыми числами тем выше, чем больше число (l). Число (l) может принимать значения от 0 до (n ‒1), т.е. (l = n ‒ 1). Например, если n = 2, то l = 0, 1; если n = 3, то l = 0, 1, 2). Количество подуровней совпадает со значением главного квантового числа (n).

Связь между номером электронного уровня и орбитальным квантовым числом ‒ см. 'Электронный уровень'
Примечание.

Каждой паре значений главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел соответствуют определенные уровни энергии, которой может обладать электрон. Вследствие межэлектронного отталкивания энергия электронов, имеющих одно и то же значение (n), но разные значения (l), становится различной

Магнитное квантовое число (m_l) ‒ определяет ориентацию орбитального магнитного момента (равного 'l') в пространстве относительно внешнего магнитного поля и принимает целочисленные значения от '-l' до '+l', т. е. всего (2l + 1) значений. Например, если l = 2, то m_l = {-2, -1, 0, 1, 2}. Это число не влияет на энергию электрона. Общее число возможных значений m_l показывает, сколькими способами можно использовать орбитали данного уровня в пространстве (т.е. общее число орбиталей на подуровне). Если атом находится во внешнем магнитном поле, то его электроны должны располагаться на орбитах так, чтобы проекции их магнитных моментов на направление поля были целыми числами:

Физический смысл магнитного квантового числа

Численное значение проекции магнитного момента является магнитным квантовым числом. Связь между орбитальным и магнитным квантовыми числами выражается правилом:

при l = 0, m = 0, число орбиталей равно 1 (число электронов на орбитали − 2)

при l = 1, m = {‒1, 0, +1}, число орбиталей равно 3 (число электронов на орбиталях данного типа − 6)

при l = 2, m = {‒2, ‒1, 0, +1, +2}, число орбиталей равно 5 (число электронов на орбиталях данного типа − 10)

при l = 3, m = {‒3, ‒2, ‒1, 0, +1, +2, +3}, число орбиталей равно 7 (число электронов на орбиталях данного типа − 14), т.е. любому значению (l) соответствует (2l +1) возможных форм электронных облаков

Магнитное квантовое число обозначает соответствующую конкретную орбиталь по осям координат (x,y,z) по примеру: 2p_x, 3d_xy, 4f_{z(x² ‒ y²)}

Пространственные конфигурации s‒, p‒ и d‒орбиталей

Схема изменения энергии подуровней с ростом заряда ядра

Спиновое квантовое число (s) (или спин) ‒ характеризует ориентацию собственного вращательного момента электрона относительно внешнего магнитного поля и может принимать только два значения: (+¹/₂) и (‒¹/₂), соответствующие противоположным направлениям спина. Спин показывает, какое из двух разрешенных состояний занимает электрон на данной орбитали; его обычно обозначают как '↑' и '↓'. На каждой орбитали могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами. Суммарный спин двух электронов с противоположными значениями спина равен нулю: (+¹/₂) + (‒¹/₂) = 0, т.е. как и остальные квантовые числа спин может отличаться на единицу

Число (постоянная) Авогадро (N_A) ‒ показывает число составных частей (атомов, молекул, ионов и др.), содержащихся в одном грамм‒атоме любого химического элемента. Оно равно N_A = 6.022▪10^‒23моль^‒1. Физическая суть его состоит в том, что каждая группа из (6.02▪10²³) частиц вещества является (1 моль) вещества. Для примера: число N_A атомов цинка (Zn) весит 65 г (молярная масса равна 65 г/моль), число N_A атомов алюминия (Al) весит 27 г, число N_A молекул воды (H₂O) весит 18 г, а число N_A молекул поваренной соли (NaCl) весит 58.5 г.
Примечание.

На практике сначала вычисляют массу вещества, соответствующую данному количеству вещества (г/моль), а затем отвешивают требуемую порцию вещества (г)

Число координационное ‒ число ближайших к данному атому соседних частиц (атомов, молекул или ионов), непосредственно окружающих данную частицу, например, в кристаллах. Для комплексов координационное число иногда называют координационной валентностью). С увеличением степени окисления комплексообразователя координационная валентность тоже увеличивается (для сравнения: [Cu⁺(NH₃)₂]⁺ и [Сu₂⁺(NH₃)₄]²⁺)

Число (постоянная) Лошмидта (N_L) ‒ число атомов, молекул или ионов в 1 см³ идеального газа при нормальных условиях. Оно равно (2.68675▪10¹⁹ см^‒3) для объема (1 моль) идеального газа при нормальных условиях, равного (22.4 л)
............................................................................................................

УРОВНИ, ПОДУРОВНИ

Уровень электронный (устар. ‒ энергетический уровень) ‒ совокупность орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа (n), т.е. совокупность орбиталей с близкими значениями энергий . Чем выше уровень, тем большей энергией обладают электроны. Электронные уровни подразделяются на s‒, p‒, d‒, f‒подуровни.

Число электронных уровней атома равно номеру периода, в котором находится химический элемент (т.е. у первого периода имеется один уровень, у второго ‒ 2 уровня и т.д.). Общее число орбиталей на одном уровне (общее число облаков в одном слое) равно (n²). С увеличением главного квантового числа (n) энергия орбиталей увеличивается. Энергия электронов зависит не только от номера оболочки, но и от величины заряда ядра.

Для первого электронного уровня (n = 1) квантовое число (l = 0), форма орбитали ‒ сферическая (облако не ориентировано в пространстве), имеется только один (1s) подуровень (одна s‒орбиталь).

Для второго электронного уровня (n = 2) квантовое число (l) может принимать 2 значения (иметь орбитали s‒ и p‒типа):

а) l = 0 (одна s‒орбиталь ‒ сфера бóльшего размера, чем на первом уровне)

б) l = 1 (одна p‒орбиталь ‒ гантелевидная сфера) т.е. на этом уровне имеются два подуровня: 2s‒ и 2p‒ (три p‒орбитали)

Для третьего электронного уровня (n=3) квантовое число (l) может принимать 3 значения (иметь орбитали s‒, p‒ и d‒типа):

а) l = 0 (одна s‒орбиталь ‒ сфера бóльшего размера, чем на втором уровне);

б) l = 1 (одна p‒орбиталь ‒ гантель бóльшего размера,чем на втором уровне)

в) l = 2 (одна d‒орбиталь сложной формы) т.е. на этом уровне могут быть 3 электронных подуровня: 3s, 3p и 3d (всего может находиться до 10 электронов на пяти d‒ орбиталях).

Для четвертого электронного уровня (n=4) квантовое число (l) может принимать 4 значения (иметь орбитали s‒, p‒, d‒ и f‒типа); орбитали f‒типа имеют еще более сложные формы. Формы электронных облаков (d) и (f) электронов также намного сложнее (могут быть семь f‒орбиталей)

Формы электронных облаков для 1s‒, 2р‒, 3d‒электронов ‒ см. (http://him.1september.ru/article.php?ID=200501001)

Максимальное число электронов на каждом уровне (в каждой оболочке) равно (2n²), где n ‒ порядковый номер уровня. Таким образом, на первом уровне не может быть больше двух электронов, а втором ‒ не больше 8, на третьем ‒ 18 и на четвертом ‒ 32.
Примечание.

Экспериментально обнаружено до 32 электронов на всех уровнях, начиная с четвертого подуровня; всего может находиться до 14 электронов на семи f‒орбиталях. У всех известных химических элементов электроны находятся только на первых 7 уровнях, но только первые 4 из них могут быть заполнены

Дуплет − электронный уровень из двух электронов

Энергия орбиталей, имеющих разную геометрическую форму, но находящихся на одном электронном уровне, различна и увеличивается в последовательности: E_s < E_p < E_d < E_f, поэтому на одном уровне могут быть выделены различные электронные подуровни. Разница между энергиями электронных уровней определяет частоту кванта света, излучаемого или поглощаемого при переходе с одного уровня на другой

Подуровни вырожденные ‒ несколько энергетически равноценных орбиталей, соответствующие одному и тому же электронному подуровню

Подуровень электронный (или подоболочка) ‒ является частью электронного уровня, т.е. состоит из группы однотипных атомных орбиталей, имеющих одинаковое значение квантового числа (n), но разные значения (l). Подуровни состоят из атомных орбиталей. Подуровни данного уровня обозначаются в зависимости от числа l:

s (если l = 0)

p (если l = 1)

d (если l = 2)

f (если l = 3).
Подуровни данного атома обозначаются в зависимости от чисел (n) и (l), например:

2s (п = 2, l = 0)

3d (n = 3, l = 2) и т. д.
Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня (n). Подуровни данного уровня имеют разную энергию (чем больше l, тем больше энергия) и разную форму орбиталей, составляющих эти подуровни:

s-орбиталь имеет сферическую форму

p-орбиталь имеет гантелеобразную форму, и т. д.

Обозначение подуровня состоит из символа подуровня и номера электронного уровня. Например, '3p²' означает p‒подуровень третьего уровня, содержащий 2 электрона на данном подуровне. Подуровень содержит (2l + 1) орбиталь (например, d-подуровень содержит пять d-орбиталей). Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня (n), тогда

1s‒подуровень образует первый электронный уровень

2s‒ и 2р‒подуровни образуют второй электронный уровень

3s‒, 3p‒ и 3d‒подуровни образуют третий электронный уровень

3d‒, 4p‒, 4d‒ и 4f‒подуровни образуют четвертый электронный уровень...
В соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня различают орбитали s ‒, р‒, d‒ и f‒ типов. Распределение электронов по (K, L, M, N, O)‒слоям и (s, p, d, f, g)‒орбиталям в зависимости от значений квантовых чисел (n) и (l):

______Число электронов:______

n__l______s__p__d__f__g___Итого:

1__0__К__2_______________2

2__1__L__2__6____________8

3__2__M__2__6_10________18

4__3__N__2__6_10_14_____32

5__4__O__2__6_10_14_18__50
из которого видно, что, например, слой M (n = 3) состоит из одной 3s‒орбитали, трех 3p‒орбиталей и пяти 3d‒орбиталей, и максимальное количество электронов в М‒слое равно 18.

Распределение электронов по уровням (например, для натрия) можно представить в виде схемы: ₁₁Na)²)⁸)¹

ОБЛАКА, ОРБИТАЛИ

Атомная орбиталь (электронное облако, часть подуровня) ‒ пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электронов (не более двух) с определенными значениями квантовых чисел:

‒ главным (n)

‒ орбитальным (l)

‒ магнитным (m)

Орбитали различаются энергией, формой и расположением в пространстве относительно ядра. Общее число орбиталей на одном уровне равно (n²) {максимальная электронная емкость уровня (т.е. число электронов на нем) равна 2n²}. Орбитали атомов в основном состоянии бывают s‒, p‒, d‒ и f‒типов.

Орбитали с одинаковыми значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел являются орбиталями одного подуровня; заполнение их электронами определяется правилом Хунда (т.е. сначала они заполняются одиночными, а не спаренными электронами).

Орбитали одного подуровня, имеющие разные числа (m), имеют одинаковую энергию, т.е. энергия орбитали не зависит от магнитного квантового числа (m). Энергия орбитали возрастает с увеличением номера электронного уровня (в пределах одного уровня s‒ электроны находятся ближе находятся к ядру, чем p‒электроны).

При отсутствии внешнего магнитного поля все орбитали одного подуровня данного уровня имеют одинаковую энергию. Каждой орбитали соответствует строго определенный уровень энергии: чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали.

Электроны в атоме занимают орбитали с наименьшими из возможных значениями энергии, т.е. каждая новая орбиталь заполняется только после того, как будут заполнены все предыдущие, более устойчивые (с минимальной энергией) орбитали. Устойчивые атомные орбитали могут быть использованы для образования связей.

Орбиталь может:

‒ быть 'пустой' (пустая орбиталь не содержит ни одного электрона)

‒ содержать один (неспаренный) электрон

‒ содержать два (спаренных) электрона с противоположными спинами

Электроны занимают орбитали одного подуровня сначала по одному, и только потом ‒ по два (аналогично занятию мест в салоне автобуса: сначала пассажиры занимают места по одному на двойном свободном сиденье, и только при отсутствии свободных двойных мест садятся на свободные вторые места).

Для каждой формы орбитали существуют (2l + 1) равноценные ориентации в пространстве. Например, при:

а) (l = 0) для s‒орбитали такое положение одно и сответствует m=0 (сфера симметрична и не может иметь ориентацию в пространстве

б) (l = 1) для p‒орбитали имеются 3 равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = {‒1, 0, +1}

в) (l = 2) для d‒ орбитали имеются 5 ориентаций в пространстве (2l+1=5): m={‒2, ‒1, 0, +1, +2}
Следовательно, число орбиталей на любом электронном подуровне равно числу возможных значений (m), например:

▫ 2p‒, 3p‒, 4p‒,... орбиталей р‒подуровней ‒ по три (p = 3, т.е. p−подуровень трижды 'вырожден')

▫ 3d‒, 4d‒, 5d‒ и других d‒орбиталей − по пять (d = 5, т.е. d−подуровень 5 раз 'вырожден'), и т.д.
Внутри одного электронного уровня энергия орбиталей возрастает от s‒орбитали к p‒орбитали: 2s < 2p; 3s < 3p.

Атомные орбитали, близкие по энергии, могут перекрываться (смешиваться), т.е. может происходить их гибридизация. Форма орбитали зависит от орбитального квантового числа (l) и вида подуровня (s‒, p‒, d‒ или f‒).
Орбитали могут быть изображены квантовыми ячейками по примеру: одна пара скобок '[_]' соответствует одной ячейке, например:

s ‒ [_]

p ‒ [_] [_] [_] ...
Модели различных электронных орбиталей ‒ см. http://him.1september.ru/article.php?ID=200300704

Атомные орбитали валентных электронов под воздействием зарядов ядер других атомов молекулы преобразуются в молекулярные орбитали.

Порядок заполнения орбиталей (http://www.hemi.nsu.ru/ucheb126.htm) на первых, наиболее близких к ядру электронных уровнях атома:

Заполнение орбиталей электронами происходит снизу вверх
Примечание.

При добавлении электрона к атому с уже заполненной 8‒электронной оболочкой он занимает орбиталь с более высоким уровнем энергии

Диаграмма орбитальная ‒ (http://www.hemi.nsu.ru/ucheb126.htm) условное обозначение уровней и подуровней (орбитали изображаются квадратами, спины электронов ‒ стрелками) ‒ см. Квантовые ячейки ‒ рисунок к статье 'Атомная орбиталь'

Диаграмма энергетическая ‒ графическое представление каждому энергетическому состоянию электрона в атоме соответствующего ему уровня (внизу ‒ основное состояние атома, расположенные выше ступени ‒ возбужденные состояния). На такой диаграмме орбитали располагают по возрастанию магнитного квантового числа (m), например, для 3d‒подуровня квантовые ячейки будут располагаться в следующей последовательности (m): {‒2, ‒1, 0, +1, +2}

Энергетическая диаграмма электронных уровней и подуровней (http://him.1september.ru/article.php?ID=200300704)

Облако электронное ‒ часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью не менее 90%

Оболочка электронная ‒ группа подоболочек, имеющих одно и то же значение 'n' и располагающиеся на близких энергетических уровнях. Оболочки обозначаются заглавными буквами из набора {K, L, M, N, O, P, Q} или цифрами от 1 до 7. Каждая оболочка состоит из подуровней, которые обозначаются буквами из набора {s, p, d, f, g, h, I} или цифрами от 0 до 6. Например, первая оболочка (K) состоит из одного подуровня (1s), вторая (L) ‒ из двух подуровней (2s и 2p), а третья (М) ‒ из 5 подуровней (3s, 3p, 3d), и т.д.

Орбиталь вакантная (пустая, свободная) ‒ орбиталь, не содержащая ни одного электрона (например, в катионе водорода Н⁺ нет электронов; оболочка иона N₃⁺ также пуста)

Орбиталь валентная − характеризует максимальное число связей, образуемых атомом. В общем случае каждая валентная орбиталь атома превращается в одну орбиталь молекулы, которая может обладать свойствами связывающей или несвязывающей орбитали.

Орбиталь вырожденная ‒ молекулярные орбитали с одинаковой энергией. Заполнение вырожденных орбиталей электронами происходит последовательно по одному на каждую из них

Орбитали гибридные ‒ одинаковые по форме орбитали различной симметрии, практически не отличающиеся по значению энергии, образующиеся в результате усреднения энергий подуровней. Число гибридных орбиталей равно числу орбиталей, участвующих в образовании химической связи. По сравнению с атомными орбиталями они более вытянуты (в направлении образования связей), обеспечивая лучшее перекрывание электронных облаков. После образования химической связи гибридные орбитали стабилизируются. Гибридные орбитали в отдельной молекуле неустойчивы. Они располагаются на максимально возможном расстоянии друг от друга. Если одна или две p‒орбитали не участвуют в гибридизации, они остаются в прежнем виде и не несут электронов или не участвуют в образовании двойных (sp²‒гибридизация) и тройных (sp³‒гибридизация) связей. Энергия гибридных и негибридных атомных орбиталей соответствует ряду:

1s < 2s < 2sp < 2sp² < 2sp³ < (2p_x = 2p_y = 2p_z)
Энергия гибридных атомных орбиталей уменьшается при увеличении доли s‒орбиталей в гибридизированном состоянии: sp³ (25% s‒орбиталей) > sp² (33.3% s‒орбиталей) > sp (50% s‒орбиталей)

Орбиталь заполненная ‒ орбиталь с двумя электронами

Орбиталь молекулярная ‒ образуется при слиянии двух или нескольких атомных орбиталей в результате образовании между атомами химической связи (одно из возможных состояний электронов в молекуле). Число молекулярных орбиталей всегда равно числу составляющих атомных орбиталей. Валентные электроны связывающихся атомов располагаются на вновь образованных молекулярных орбиталях. На одной молекулярной орбитали возможно наличие только одного или двух электронов. Электроны занимают молекулярную орбиталь с наименьшей энергией и распределяются по ней аналогично распределению электронов по атомным орбиталям отдельных атомов. В отличие от атомных, молекулярные орбитали являются многоцентровыми. При перекрывании двух атомных орбиталей образуются две молекулярные: связывающая и разрыхляющая. Существуют также несвязывающие молекулярные орбитали. По аналогии с атомными s‒, p‒, d‒, f‒орбиталями молекулярные орбитали обозначаются σ‒, π‒, δ‒, ϕ‒ соответственно. Более подробно о молекулярных орбиталях ‒ см. http://ru.wikipedia.org/wiki/Теория_молекулярных_орбиталей
Примечание.

Атомные и молекулярные орбитали заполняются в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда

Орбитали молекулярные несвязывающие ‒ орбитали, энергии которых не изменяются при образовании молекулы. Энергия такой орбитали равна энергии исходной атомной орбитали. Электроны, находящиеся на таких орбиталях, участия в образовании химической связи не принимают. Например, атом углерода ( С) имеет 4 валентные орбитали и 4 валентных электрона, поэтому молекула С₂ может являться как донором, так и акцептором электронных пар, в результате чего образуются:

− графит (если каждый атом углерода связан тремя ковалентными связями с другими атомами углерода)

− алмаз (если каждый атом углерода связан четырьмя ковалентными связями с другими атомами углерода).

Несвязывающие молекулярные орбитали имеются также в свободных радикалах (например, в радикале СН₃) и катионах вида ⁺СН₃. Молекулы и ионы, имеющие несвязывающие орбитали, образуют ковалентные связи по донорно‒акцепторному механизму

Орбитали молекулярные разрыхляющие ‒ орбитали, при переходе на которые электронами затрачивается энергия (такая орбиталь имеет бóльшую энергию по сравнению с исходными атомными орбиталями). Например, переход электронов с атомных 1s‒ орбиталей на разрыхляющую молекулярную требует затрат энергии. На разрыхляющей орбитали электрон чаще всего находится вне межядерного пространства, вследствие чего ядра атомов отталкиваются друг от друга (поэтому молекулярная орбиталь не может связать атомы)

Орбитали молекулярные связывающие ‒ орбитали, у которых при переходе электрона на молекулярную орбиталь выделяется энергия (такая орбиталь имеет меньшую энергию по сравнению с исходными атомными орбиталями). На связывающей орбитали электроны большую часть времени находятся в межядерном пространстве, поэтому электронная плотность между ядрами максимальна, что способствует химическому связыванию атомов. Для образования устойчивой молекулы необходимо, чтобы число электронов на связывающей молекулярной орбитали было больше, чем на разрыхляющей орбитали

Например, при образовании молекулы водорода (H₂) из двух атомов водорода (Н) вместо двух атомных орбиталей возникают две двухцентровые молекулярные орбитали:

▪ одна ‒ связывающая (энергетически более выгодная)

▪ другая ‒ разрыхляющая (энергетически менее выгодная, чем исходные атомные орбитали).

Орбиталь с неспаренным электроном ‒ орбиталь с одним электроном

Орбиталь электроотрицательная − более устойчивая валентная орбиталь одного атома, чем валентная орбиталь другого атома двухатомной молекулы

Подоболочка электронная (или подуровень) − часть электронной оболочки, состоящая из орбиталей одного вида {например, три р-орбитали составляют р-подоболочку (p-подуровень), и т.д.}

Проскок (провал) электрона ‒ отступления от общего правила заполнения электронных оболочек (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и т.д), обеспечивающие атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с обычным заполнением электронных оболочек. Например, устойчивому состоянию атома хрома соответствует распределение электронов

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s ¹3d⁵, а не распределение

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s ²3d⁴ т.е. происходит проскок электрона с 'ns'(4s)‒подуровня на '(n‒1)d'(3d)‒подуровень. Проскок электрона наблюдается также у атомов меди:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰

Слой электронный ‒ образуется электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный уровень

Слой электронный внешний ‒ наиболее удаленный от ядра электронный слой. Число электронов во внешнем слое у элементов главных подгрупп равно номеру группы

Форма орбитали. Орбитали p‒типа вытянуты вдоль одной из осей оординат (x, y, z) и обозначаются, соответственно, p_x, p_y, p_z. Орбитали d‒ и f‒типа располагаются под определенными углами между собой. Возможные формы некоторых орбиталей показаны ниже (http://students.by/articles/41/1004178/1004178a3.htm). Геометрические размеры сферических орбиталей увеличиваются в последовательности 1s‒2s‒3s, а гантелеобразные ‒ в последовательности 2р‒3р.

Энергия атомной орбитали ‒ энергия электрона данной орбитали (находящегося в этом состоянии). Энергия атомных орбиталей одного электронного уровня у многоэлектронных атомов разная. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали, а при заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим (n). В пределах каждого подуровня орбиталь имеет одинаковую энергию. Изменение энергии орбитали обусловливает изменение конфигурации электронных облаков. C учетом гибридизации энергия орбиталей подчиняется последовательности: 1s‒2s‒2sp‒2sp²‒2sp³‒2p. Например, электронная формула атома углерода:

▫ 1s²2s²2p² ‒ в основном состоянии

▫ 1s²2s¹2p³ ‒ в возбужденном состоянии

▫ 1s²(2sp)²2p² ‒ при sp‒гибридизации

▫ 1s²(2sp²)³2p¹ ‒ при sp²‒гибридизации

▫ 1s²(2sp³)⁴ ‒ при sp³‒гибридизации
Примечание.

Хотя в молекуле метана СН₄ энергии s‒ и p‒орбиталей различны, все четыре (С‒Н)‒связи имеют одинаковую длину (0.154 нм) и валентные углы ≈109^о

Ячейка квантовая электронная ‒ графическое изображение атомной орбитали в виде квадратика с вертикальными стрелками в зависимости от значения спина имеющегося электрона, например, (↑↓). Если рядом с квантовыми ячейками указать символы орбиталей, например, s^(↑↓), в результате образуется орбитальная диаграмма атома

ГИБРИДИЗАЦИЯ

Гибридизация атомных орбиталей ‒ изменение формы и энергии атомных орбиталей при образовании ковалентной связи (т.е. выравнивание орбиталей по форме и энергии ‒ см. http://hybridation.ru/default.htm). Процесс гибридизации требует затрат энергии. При образовании химических связей орбитали перекрываются и усредняются по форме и энергии (например, гибридизация двух сферических орбиталей может привести к возникновению гантелеобразной формы результирующей орбитали).

В гибридизации могут участвовать:

▪ s‒, p‒, d‒орбитали

▪ s‒ и d‒орбитали (без p‒орбиталей)

▪ только p‒ и d‒орбитали (т.е. могут включаться как s‒ и p‒электроны, так и d‒ и f‒электроны), например, sp³d‒ и sp³d²‒гибридизации.
Форма гибридизированных орбиталей может быть самой причудливой:

За исключением молекулы водорода, две s‒орбитали не могут сильно перекрываться вследствие сферического распределения заряда, поэтому образующиеся связи наименее прочны. Молекулы с такими типами связи образуют щелочные металлы.

При гибридизация s‒ и р‒орбиталей происходит смещение электронного облака в направлении образования связи с другими атомами, т.е. область перекрывания s‒ и р‒гибридных орбиталей в этом случае больше, чем для чистых s‒ и р‒орбиталей (прочность образуемых связей увеличивается). Основные виды гибридизации:

sp‒гибридизация: одна s‒орбиталь и одна p‒орбиталь гибридизируются в две равноценные гибридные sp‒орбитали, направленные друг к другу под углом 180^o (молекулы c такой гибридизацией имеют линейную геометрию, например, как в молекулах BeCl₂: Cl‒Be‒Cl). Две sp‒орбитали могут образовывать две s‒связи (например, в молекулах BeH₂ или ZnCl₂). Еще две p‒связи могут образоваться, если на двух p‒орбиталях, не участвующих в гибридизации, находятся электроны (как в ацетилене ‒ C₂H₂). Такая гибридизация характерна для атомов элементов главной подгруппы II−ой группы периодической системы

sp²‒гибридизация: одна s‒орбиталь и две p‒орбитали гибридизируются в 3 равноценные sp²‒орбитали, лежащие в одной плоскости (с разными углами между орбиталями). При такой гибридизации орбитали могут перекрываться как по условной линии, соединяющей ядра атомов, так и вне ее. Три sp² ‒ орбитали могут образовывать 3 гибридные связи (как в молекуле BF₃). Дополнительная связь может образоваться, если на p‒орбитали, не участвующей в гибридизации, находится электрон (например, в этилене C₂H₄). Такую гибридизацию имеют:

‒ атом азота (в азотной кислоте HNO₃)

‒ связи в мономерной молекуле AlCl₃, образованные одним электроном атома алюминия и одним электроном атома хлора.
Примечание.

Так как на внешнем уровне у алюминия нет неподеленных электронных пар, все три участвующие в образовании связей орбитали гибридизируются в sp²‒молекулу, а орбитали атомов хлора, образующие только одну связь, остаются негибридизированными. В результате координации (см. Химические связи) пустой p‒орбитали атома алюминия с неподеленными пáрами p‒электронов хлора кратность всех трех связей составляет ⁴/₃

sp³‒гибридизация: одна s‒орбиталь c шаровой симметрией и три p‒орбитали гибридизируются в 4 симметричные гибридные sp³‒орбитали с углом между связями близким 109^о. Такая гибридизация возникает если центральный атом молекулы образует менее 4‒х связей, но еще имеет неподеленные электронные пары. Молекулы c sp³‒гибридизацией имеют тетраэдрическую или близкую к ней форму (как, например, у соединений CH₄). Аналогичную (sp³‒) гибридизацию имеют, например:

‒ молекула воды (H₂O) ‒ валентный угол (Н−О−Н) равен 105^о

‒ молекула аммиака (NH₃) ‒ валентный угол равен 107^о

‒ молекула соляной кислоты HСl (имеет три неподеленные электронные пары)

‒ комплексный ион (NH₄⁺)
Примечание.

Ковалентные связи в молекуле NH₃ образованы за счет частично sp³‒ гибридизированных орбиталей (неподеленная пара атома азота пространственно ориентирована).

Орбиталь граничная ‒ самая высокоэнергетическая заселенная орбиталь (заполнена целиком или частично) или самая низкоэнергетическая незаселенная орбиталь (полностью или частично вакантная)

Орбиталь молекулярная однозаселенная ‒ наполовину заполненная самая высокоэнергетическая заселенная орбиталь радикала

Состояние гибридное ‒ особое состояние атома при образовании химических связей в процессе гибридизации. С увеличением разницы в энергиях исходных атомных орбиталей уменьшается устойчивость их гибридного состояния и прочность образуемых атомами химических связей. При переходе атома в гибридное состояние s‒ и р‒электроны обмениваются энергией, а их энергии выравниваются. При изменении гибридного состояния у атома изменяется и длина связи между атомами

Тип гибридизации атома ‒ гибридные орбитали данного атома в молекуле одного типа. Например, молекула соляной кислоты (HСl) имеет sp³‒гибридизацию атомных орбиталей, атом углерода ( С ) в молекуле этилена (C₂H₄) ‒ sp²‒гибридизацию, а атом углерода ( С) в молекуле ацетилена (C₂H₂) ‒ sp‒гибридизацию

ПРАВИЛА и ПРИНЦИПЫ

Правило 18 электронов: если все s‒, p‒ и d‒орбитали металла заполнены электронными парами, то такие соединения являются устойчивыми
Примечания:

1. Например, наличие NO−группы в соединении рутения − нитрозамине [RuNO(NO₂)₂(NH₃)₂OH] приводит к образованию им очень устойчивой 18−электронной конфигурации газа криптона. Это приводит к уникальной термической и химической стойкости подобных соединений (они наиболее перспективны для использования в атомной промышленности)

2. Аналогично, у меди на внешнем энергетическом уровне имеется один электрон, но перед внешним электроном находится полностью заполненный 18−электронный энергетический уровень: Cu)²)⁸)¹⁸)¹. Это приводит к уменьшению радиуса атома меди из−за увеличения силы притяжения между ядром и d−электронами, поэтому медь химически достаточно инертна

1‒ый постулат Бора: электроны обращаются вокруг ядра по строго определенным стационарным орбитам, не излучая и не поглощая энергии

2‒ый постулат Бора: при переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или испускает квант энергии

Правило Клечковского (1951) определяет порядок заполнения электронных оболочек: Энергия атомных орбиталей возрастает в соответствии с увеличением значения (n+l), а при одинаковом значении суммы ‒ энергия меньше у атомных орбиталей с меньшим значением (n)

Правило Маделунга (1910) : Из двух оболочек ниже по энергии располагается та, для которой величина (n=l) оказывается наименьшей. Если для двух оболочек значения сумм (n=l) совпадают, то ниже по энергии лежит оболочка с меньшим значением (n)

Правило октета: Атом в химических реакциях стремится приобрести 8‒электронную конфигурацию инертного газа, а химические элементы Н, Li, Be и B ‒ двухэлектронную (как у атома Не)

Правило Хунда (1927) определяет порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня: Атом в основном (устойчивом) состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня (т.е. энергия электронной системы минимальна, если ее суммарный спин максимален)
Примечание.

По этому правилу при заполнении электронами орбиталей с одинаковыми значениями главного (n) и орбитального (l) квантового числа электроны располагаются в первую очередь по одиночке на каждой орбитали, и только потом начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами с противоположными спинами (т.е. на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных электронов). Это правило наиболее характерно проявляется у атома азота: 1s²2s²2p³ [у него на втором электронном уровне имеются 3 одинаковые 2р‒орбитали (2p_x, 2p_y и 2p_z), и на каждой из этих р‒орбиталей оказывается по одному электрону]. Следовательно, его результирующий спин будет равен:

¹/₂ + ¹/₂ + ¹/₂ = ³/₂
(его внешний электронный уровень заполнен не полностью: нехватает трех электронов). Такое заполнение объясняется тем, что в соседних квантовых ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга чем одинаково заряженные отрицательные частицы

Принцип наименьшей энергии: Суммарная энергия всех электронов атома, находящегося в основном состоянии, минимальна

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в порядке возрастания их энергии (в первую очередь заполняются ближайшие к ядру уровни и подуровни). В основном состоянии атома каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (связь его с ядром в этом случае наибольшая). Электроны заполняют электронные подуровни в порядке увеличения их энергии; порядок определяется значением суммы главного и побочного квантовых чисел (n + l).

С учетом того, что энергия электронов определяется, в основном, значениями главного и орбитального квантовых чисел, основные правила заполнения уровней и подуровней следующие:

а) В первую очередь заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел (n) и (l) является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как:

в первом случае (n+l) = 4 + 0 = 4 (s‒подуровень, l=0)

во втором (n+l) = 3 + 2 = 5 (d‒подуровень, l=2)
поэтому сначала заполняется подуровень 4s, а затем 3d

б) В случае равенства значений сумм (n) и (l) сначала заполняются подуровни с минимальным значением (n). Например, на подуровнях 3d, 4p, 5s сумма значений (n) и (l) равна 5, поэтому происходит заполнение подуровней с меньшими значениями (n) в сторону их увеличения, т.е. 3d ‒ 4p ‒ 5s. С учетом этого заполнение электронных уровней происходит в следующем порядке:

1s‒2s‒2p‒3s‒3p‒4s‒3d‒4p‒5s‒4d‒5p‒6s‒4f‒5d‒6p‒7s‒5f‒6d...

Принцип Паули (1925): В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором их квантовых чисел (n, l, m, s). Иначе ‒ на каждой орбитали может находиться не более двух электронов c противоположными спинами, т.е. электроны обязательно должны различаться одним, двумя или тремя квантовыми числами

МОМЕНТЫ

Вектор момента количества движения вращающейся частицы направлен вдоль оси ее вращения в сторону, определяемую правилом буравчика

Момент атома магнитный. В многоэлектронном атоме каждый из электронов обладает собственным орбитальным и спиновым механическим и магнитным моментами. Суммарный магнитный момент равен векторной сумме моментов всех атомов

Момент атома магнитный орбитальный ‒ геометрическая сумма орбитальных магнитных моментов всех электронов атома

Момент импульса атома орбитальный ‒ геометрическая сумма моментов импульса всех электронов атома

Момент количества движения электрона ‒ равен m_e▪v▪r = ^n▪h/_2п, где

m_e ‒ масса электрона;

v ‒ скорость электрона;

r ‒ радиус орбиты электрона;

n = 1, 2, 3...

ħ ‒ постоянная Планка
Энергия электрона может принимать только строго определенные значения, характеризуемые величиной целочисленного коэффициента (n); не существует состояния вещества, при котором энергия его частиц была бы равна нулю

Момент электрона магнитный ‒ электрон обладает собственным магнитным моментом, обусловленным его спином. В системах с четным числом электронов полный магнитный дипольный момент может быть равен нулю
Примечание.

При взаимодействии магнитных моментов атома или внешнего магнитного поля с магнитным моментом электрона происходит расщепление спектральных полос на две, три или более тонкие линии. В зависимости от взаимной ориентации магнитных моментов атома и внешнего магнитного поля энергия электрона данного уровня может как увеличиваться, так и уменьшаться

Момент электрона магнитный орбитальный P_m = ^{e▪v^‒}/_2п▪r [где s ‒ площадь орбиты электрона; n^‒ ‒ единичный вектор нормали (s); v^‒ скорость электрона]. Ниже показано направление орбитального магнитного момента электрона (http://ens.tpu.ru/POsOBIE_FIs_KUsN/электромагнетизм/06‒1.htm)

Электрон, движущийся воруг ядра, имеет орбитальный момент импульса k▪L = m▪v^‒r, противоположный орбитальному магнитному моменту электрона [k ‒ коэффициент пропорциональности, равный k = ‒(^e/_2m), где m ‒ масса электрона]

Момент электрона магнитный спиновый (P^‒_ms) ‒ направлен противоположно его спину:

P^‒_ms = k▪L_{s_‒} (где k ‒ коэффициент пропорциональности, равный k = ‒(^e/_m)

Спин ‒ собственный момент импульса электрона L_s (внутреннее свойство микрочастицы, определяющее ее магнитные свойства, приблизительно соответствующее угловому моменту микрообъекта, вращающегося вокруг собственного центра масс). Для разных частиц спин имеет разные значения. Например, для электрона спин равен (+ ¹/₂) или (‒ ¹/₂). Если спины двух электронов противоположны, эти электроны 'обобществляются' (они принадлежат одновременно обоим ядрам атомов) и совершают совместное движение в поле обоих ядер

ЭКВИВАЛЕНТ(ы)

Эквивалент (или эквивалентное количество вещества) ‒ реальная или условная частица, способная принимать (отдавать) единичный протон (электрон) в химических реакциях. Иначе, эквивалент ‒ такая часть атома (иона или молекулы), которая химически равноценна одному иону водорода в конкретном кислотно-основном взаимодействии или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Например, в реакции

NaOH + ¹/₂H₂SO₄ = ¹/₂Na₂SO₄ + H₂О
эквивалент серной кислоты равен ¹/₂H₂SO₄, (¹/₂ - фактор эквивалентности). Примеры таких частиц-эквивалентов:

‒ реальной (ион натрия): NaOH + HCl = NaCl + H₂O

‒ условной (мнимой) [¹/₂Zn(OH)₂]: Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O
(где ¹/₂ ‒ фактор эквивалентности, 2 ‒ число эквивалентности)

Эквивалент вещества ‒ число моль вещества, эквивалентное (1 моль) катионов водорода в рассматриваемой реакции

Эквивалент химический ‒ условная единица, меньше или равная соответствующей ей формульной единице (атома, молекулы, иона, радикала и др.). Значения химического эквивалента зависят от химической реакции, в которой участвует данное вещество. Он показывает, какая масса данного вещества вступает в соединение с массой водорода, равной его атомной массе (или замещает эту массу в химических реакциях). Например, для атомарного кислорода относительная атомная масса равна 16, а валентность ‒ (2), так что его химический эквивалент равен 16 : 2 = 8 (т.е. чтобы из кислорода и водорода получилась вода, на каждую единицу массы водорода должно приходиться восемь единиц массы кислорода, в результате получается 9 единиц массы воды)

Грамм‒эквивалент химического элемента ‒ частное от деления атомной массы на его валентность (например, если атомная масса трехвалентного железа равна 55.847, то грамм‒эквивалент его будет равен 55.847 : 3 =18.62 грамм). Для разных веществ он определяется по‒разному:

‒ грамм‒эквивалент кислоты ‒ равен количеству ее в граммах, содержащее (1 грамм‒эквивалент) водорода, способного замещаться металлом с образованием соли

‒ грамм‒эвивалент основания ‒ равен количеству его в граммах, необходимое для полного взаимодействия с (1 грамм‒эквивалентом) кислоты

‒ грамм‒эквивалент соли ‒ равен количеству ее в граммах, содержащее (1 грамм‒эквивалент) металла

Единица эквивалентного объема ‒ [л/моль]

Количество вещества эквивалентное [моль](n_{eq_B}):

‒ для химического элемента ‒ равно количеству вещества, соединяющегося с атомарным водородом или замещающее его в химических соединениях

‒ для кислоты ‒ равно количеству вещества, деленному на основность кислоты (число ионов водорода)

‒ для основания ‒ равно количеству вещества, деленному на кислотность основания (число гидроксильных групп)

‒ для соли ‒ равно количеству вещества, деленному на сумму зарядов образующих ее катионов или анионов
Примечание.

Эквивалентные количества вещества в конкретной реакции всегда одинаковы и для некоторого вещества (B) между эквивалентным количеством вещества и формульным его количеством существует зависимость: n_{eq_B} = z_{_B}n_{_B}. Например, запись вида '6 моль K₂Cr₂O₇(экв.)' означает (6 моль) эквивалентного количества дихромата калия, условно состоящего из эквивалентов ¹/₆K₂Cr₂O₇, если в данной реакции z(K₂Cr₂O₇) = 6 (т.е. если в некоторой реакции эквивалентное число дихромата калия равно 6, то формульному количеству этого вещества, равному 1 моль, соответствует эквивалентное количество вещества 6 моль)

Количество эквивалентов вещества (n_eq) [моль▪эквивалент]: Масса вещества, количество эквивалентов вещества и эквивалентная масса связаны соотношением: m = n_eq▪M_eq

Концентрация эквивалента молярная с_H [моль экв. / л] ‒ количество моль эквивалентов вещества, содержащихся в (1 л) раствора, например:

с_H(H₂SO₄) = 0.1 моль экв / л = 0.1 мэкв / мл

с_H(¹/₂ H₂SO₄) = 0.1 моль / л {где ¹/₂ ‒ фактор эквивалентности (если он равен единице, более правильно использовать термин молярная концентрация)}

Масса вещества молярная эквивалентная [г/моль▪экв.] ‒ масса (1 моль) эквивалента

Масса эквивалентная ‒ масса одного эквивалента данного вещества
Примечание.

Эквивалентная масса вещества (М_{eq_B}) в конкретной реакции всегда в эквивалентное число раз (z_B) раз меньше молярной массы этого вещества

Молярная масса эквивалентов вещества (M_eq) ‒ масса (1 моль) эквивалентов (равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества: M_eq = f_eq▪M)

Фактор эквивалентности (f_eq) ‒ отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе {иначе - число, показывающее, какая часть моля вещества равноценна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции (или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции)}. Значение фактора эквивалентности обратно эквивалентному числу (z) этого вещества в конкретной реакции. Фактор эквивалентности всегда меньше или равен единице. При определении фактора эквивалентности необходимо обязательно указывать реакцию, в которой участвует рассматриваемое вещество. В реакциях кислотно-основного взаимодействия фактор экивалентности равен

▪ f_eq = 1 / (число ионов водорода, отдаваемое или присоединяемое одной молекулой или одним ионом)
а в окислительно-восстановительных реакциях фактор равен

▪ f_eq = 1 / (число электронов, отдаваемое или присоединяемое одной молекулой или одним ионом в данной полуреакции)

Примеры фактора эквивалентности:

▫ для соединений: f_eq(NH₄OH) = 1; f_eq(KMnO₄) = ¹/₅, и т. д.

▫ в реакции: NaOH + ¹/₂H₂SO₄ = ¹/₂Na₂SO₄ + H₂О для серной кислоты он равен f_eq(H₂SO₄) = ¹/₂

▫ в полуреакции: I₂ + 2ē = 2I^‒ {f_eq (I₂) = ¹/₂, f_eq(I^‒) = 1}

Число эквивалентное (или число эквивалентности) (z_{_B}) ‒ число эквивалентов некоторого вещества условно 'содержащихся' в одной формульной единице (1 моль) этого вещества. Оно может быть отнесено веществу только в случае участия его в конкретной химической реакции. Для одних веществ его значение изменяется от реакции к реакции, а для других ‒ остается постоянным. Методы нахождения эквивалентных чисел веществ неодинаковы для разных видов реакций, в частности:

▪ в обменных реакциях эквивалентное число для некоторого реагента (на одну формульную единицу) определяется суммарным зарядом тех ионов, которые обменивают с ним другой реагент (эквивалентные числа продуктов устанавливают по значениям этого числа для реагентов). Например, для реакции, описываемой ионным уравнением:

Cr³⁺ + 6OH^‒ = [Cr(OH)₆]^3‒
эквивалентное число иона z(Cr³⁺) = 6 [один ион Cr³⁺ присоединяет шесть ионов ОН^‒: z(ОН^‒) = 1, тогда эквивалентное число [Cr(OH)₆]^3‒ равно 6],
а для реакции, выраженной молекулярным уравнением

Cr₂(SO₄)₃ + 12KOH = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3K₂SO₄
эквивалентное число Cr₂(SO₄)₃ равно 12 [другой реагент (КОН) обменивает с одной формульной единицей сульфата хрома^(III) 12 ионов (ОН^‒) или, что то же самое, 12 ионов (К⁺)]

▪ в окислительно‒восстановительных реакциях эквивалентные числа продуктов (восстановленной формы окислителя и окисленной формы восстановителя) устанавливаются по эквивалентным числам реагентов. Например, для реакции

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 7H₂O + 2KCl

Cr₂O₇^2‒ + 14H⁺ + 6Cl^‒ = 2Cr³⁺ + 3Cl₂ + 7H₂O

Cr₂O₇^2‒ + 14H⁺ + 6e‒ = 2Cr³⁺ + 7H₂O

2Cl^‒ ‒ 2ē= Cl₂
по числу электронов, участвующих в соответствующих полуреакциях, в расчете на одну формульную единицу Cr₂O₇^2‒; Cr³⁺; Cl^‒ и Cl₂ соответственно:

z(Cr₂O₇^2‒) = 6, z(Cr³⁺) = 3, z(Cl^‒) = 1, z (CL₂) = 2
тогда эквивалентные числа веществ равны:

z (K₂Cr₂O₇) = 6, z (CrCl₃) = 3, z(HCl) = 1

ПРОЧИЕ ТЕРМИНЫ:

Абсорбция ‒ объемное поглощение вещества из раствора (газовой смеси) твердым телом (жидкостью)

Адсорбент - материал, на поверхности которого происходит адсорбция, например: активированный уголь, речной песок, порошки оксидов Al₂O₃ и SiO₂, вата

Адсорбция ‒ поглощение вещества из раствора или газовой смеси поверхностным слоем твердого тела (жидкости)

Агрегация (или агрегирование) ‒ процесс объединения элементов в одну систему

Амальгама ‒ жидкие или твердые сплавы ртути с другими металлами. Амальгамы используют при золочении металлических изделий, в производстве зеркал, при электролитическом получении редких металлов, при холодной сварке в микроэлектронике, в стоматологии в качестве материала зубных пломб

Ангидриды кислот − исходные кислотные оксиды (образующие кислоты), например:

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

Ангидрúт ‒ безводный сульфат кальция (CaSO₄). При добавлении к нему воды он увеличивается (примерно на 30%) в объеме и постепенно превращается в гипс (CaSO₄▪2H₂O)

Аспира́тор ‒ газовый пробоотборник, предназначенный преимущественно для контроля качества воздуха, а также для изучения состава промышленных выбросов (для определения содержания в них вредных веществ, примесей, пыли). В основе принципа аспиратора лежит пропускание заданного объема исследуемого газа через фильтр. По известному значению объема прошедшего через фильтр газа и количества частиц и веществ, осевших на нем, можно косвенно судить о концентрации данных веществ в газе

Аспира́ция ‒ процесс отбора газа

Аффинаж ‒ процесс получения высокочистых благородных металлов путем отделения от них загрязняющих примесей. Он может осуществляться химическим способом, рафинированием металлов или электролизом (чистый металл осаждается на катоде)

Броуновское движение ‒ хаотическое движение молекул, взаимодействующих друг с другом

Вещества неорганические (или минеральные) − вещества, не содержащие углерода (за исключением CO, CO₂, угольной кислоты H₂CO₃ и ее солей). Они встречаются в природе (например: самородное золото, графит, сера, песок). Все неорганические вещества могут быть классифицированы по различным критериям, например: степени сложности, составу, химическим свойствам и другим признакам

Вискозиметр ‒ прибор для определения вязкости вещества. Вязкость измеряется в пуазах (Па▪с). Принцип действия основан на подсчете времени протекания заданного объема воды через узкое отверстие или трубку, при заданной разнице давлений. Чаще всего жидкость из резервуара вытекает под действием собственного веса (в таком случае вязкость пропорциональна разнице давлений между жидкостью вытекающей из капилляра и жидкостью на том же уровне вытекающей из очень толстой трубки). Капиллярный вискозиметр является наиболее точным и универсальным, с его помощью измеряются вязкости от 10 мкПа▪с(газы) до 10 кПа▪с. Имеются вискозиметры, основанные на законе Стокса, когда вязкость определяется по времени прохождения шариком некоего расстояния, чаще всего под воздействием его собственного веса.

Водород равновесный − равновесная смесь орто‒ и параводорода при заданной температуре. Молекулярный водород в зависимости от спина может иметь две модификации (т.е. с разными свойствами): ортоводород и параводород.
Примечание.

Система из двух атомов водорода образует 4 разные спиновые конфигурации. Молекулы воды существуют в форме двух спиновых изомеров: 'орто−вода' (с параллельными спинами атомов водорода) и 'пара−вода' (с антипараллельными спинами атомов водорода)

Восстановитель − вещество, в состав которого входят атомы, отдающее электроны во время химической реакции (иначе − это донор электронов). На катоде катионы восстанавливаются. Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряженный окислитель:

(восстановитель − ē) ↔ сопряженный окислитель
Несвязанный (свободный) электрон является сильнейшим восстановителем

Восстановление − процесс присоединения электронов атомом или ионом вещества, при этом его степень окисления понижается (например, восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода и других веществ). Пример реакции восстановления рения:

2KRe⁷⁺O₄ + 7H₂⁰ = 2Re⁰ + 6H₂¹⁺O + 2KOH¹⁺

Вырождение ‒ состоит в том, что значение некоторого параметра, характеризующего систему, одинаково для различных состояний системы

Высаливание − процесс выделения вещества из раствора путем введения в раствор другого хорошо растворимого в данном растворителе вещества−высаливателя. Высаливаемое вещество может выделяться в виде новой фазы (твердого осадка, жидкой или газовой фазы) или − в случае экстракции растворителем − переходить в фазу последнего. Высаливаемое вещество и высаливатель могут быть электролитами и неэлектролитами. Высаливание применяют в гетерогенных процессах извлечения и разделения в системах 'жидкость − жидкость' и 'жидкость − твердое вещество' для переведения ценного компонента в осадок или другую жидкую фазу.
Примечание.

Всаливание − эффект, противоположный высаливанию (т.е. увеличение растворимости одного вещества в присутствии другого)

Газ − вещество, обладающее сжимаемостью, способное заполнять весь объем сосуда, в котором он находится. Условия идеальности:

1) диаметр молекул значительно меньше среднего расстояния между ними

2) средняя кинетическая энергия молекул значительно больше средней потенциальной энергии их взаимодействия

3) молекулы упруго взаимодействуют между собой и со стенками содержащей ее емкости

Газ идеальный − газ, образованный из одноатомных молекул. Например, при температуре ниже 100 ^oК водород начинает вести себя как одноатомный газ

Газы инертные (благородные) (гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, рaдон) ‒ отличаются очень низкой химической активностью (за исключением радона и ксенона). Они бесцветны, не имеют запаха, могут образовывать соединения с фтором [например: XeF₂, Xe(OH)₄, Na₄XeO₆ и др.], которые могут существовать при комнатной температуре)

Галогены (или галоиды) ‒ химические элементы седьмой группы (F, Cl, Br, J, At). Они обладают высокой химической активностью, которая падает от начала (F) к концу (At) этой группы. При взаимодействии с металлами образуют соли без кислорода (например, хлористый натрий NaCl)

Галургия ‒ раздел химической технологии, включающий изучение состава и свойств природного сырья и разработку способов промышленного получения из него минеральных солей. В качестве сырья используются отложения солей (поваренной, калийной и магниевых), а также минерализованные (океанская и морская) вода и природные рассолы (соляных озер, подземные и также образовавшиеся при испарении морской воды)

Гигроскопичность ‒ свойство некоторых веществ поглощать водяные пары из воздуха. Примеры гигроскопических веществ ‒ мед, мета(эта)нол, глицерин, концентрированные серная кислота и безводный хлорид кальция (последний настолько гигроскопичен, что в конце‒концов распадается в воде, которую поглощает). Из‒за присутствия водяных паров в атмосфере, гигроскопические материалы должны храниться в запечатанных контейнерах (пример ‒ поглощение сахаром воды при хранении его рядом с открытой емкостью с водой)

Гидратация ‒ связывание частиц (атомов, ионов или молекул вещества) с водой, не сопровождающееся разрушением молекул воды

Гидраты ‒ соединения веществ (имеющих постоянный или переменный состав) с водой, и образующиеся в результате гидратации

Гидрофильность (хорошая смачиваемость), гидрофобность (плохая смачиваемость) ‒ характеристики интенсивности молекулярного взаимодействия поверхности тел с водой. Гидрофильность (фобность) относится не только к телам, у которых оно является свойством поверхности, но и к отдельным молекулам, их группам, атомам, ионам. Гидрофильностью обладают вещества с ионными кристаллическими решетками (оксиды, гидроксиды, силикаты, сульфаты, фосфаты, глины и т.д.), вещества с полярными группами (ОН, NO₂ и др.). Гидрофобностью обладают большинство органических веществ с углеводородными радикалами, металлы, полупроводники и т. д.

Дегидратация ‒ потеря воды веществом (например, в результате нагревания):

М(ОН)₂ = МО + Н₂O
где М = {Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni}

Декантáция ‒ отделение твердой фазы системы от жидкой сливанием раствора с осадка (отделенная жидкость называется 'декантáт')

Дериватизация − получение производных анализируемого вещества, обладающих лучшими с точки зрения используемого метода аналитическими свойствами (например: иным ультрафиолетовым спектром, флуоресценцией, термической стабильностью, летучестью и др.)

Десорбция − удаление адсорбированного (ранее поглощенного) вещества с поверхности адсорбента. Десорбция обратна адсорбции и происходит при нагревании, уменьшении концентрации адсорбируемого вещества в среде, окружающей адсорбент, а также вытеснением (например, острым водяным паром) или комбинацией этих методов

Димеризация ‒ образование нового вещества путем соединения двух структурных элементов (молекул или частиц) в комплекс (димер) со слабыми ковалентными связями. Если в процессе димеризации образуются циклические димеры, процесс называют циклической димеризацией. Димеры неорганических соединений обычно образуются в газовой фазе за счет координационных и водородных связей {например: 2АlСl₃ → Аl₂Сl₆; 2NO₂ → N₂O₄; 2HF → H₂F₂ или (HF)₂ и др.}

Диссоциация ‒ разделение (распад) молекулярных комплексов или молекул на две или большее число частиц или разделение пары ионов на свободные ионы. При растворении солей в воде диэлектрическая проницаемость воды повышается. Диссоциация − обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы протекает процесс соединения ионов (ассоциация)

Дистилляция − процесс разделения растворов (жидких смесей) на компоненты, имеющие разные температуры кипения. Процесс происходит путем частичного испарения с последующей конденсацией образовавшихся паров (наглядный пример, дистилляция алкоголя)

Жидкость − тело, обладающее несжимаемостью, текучестью и подвижностью, способное изменять свою форму под воздействием внешних сил и температурных изменений

Жидкость ионная − жидкость, состоящая из ионов (обычно это любые расплавленные соли, например, хлорид натрия при температуре выше 800 ^oС или соли, температура плавления которых ниже 100 ^oС). Основное их применение − энергетика, химия, биотехнологии. В твердом состоянии − это порошки или воскобразные субстанции, в жидком − имеют слегко желтоватый цвет. Одно из характерных свойств ионных жидкостей это их высокая вязкость, которая затрудняет работу с ними

Золь ‒ коллоидная система с жидкой дисперсной средой, в которой частицы дисперсной фазы не связаны между собой в структуру

Зона валентная ‒ энергетическая область разрешенных электронных состояний в твердом теле, которую занимают электроны, участвующие в образовании химической связи (иначе ‒ энергетические зоны, образованные связывающими молекулярными орбиталями)

Зона запрещеная ‒ разрыв между энергетическими зонами (иначе ‒ энергетическая зона, разделяющая валентную зону и зону проводимости). При наличии запрещенной зоны электроны не могут свободно перемещаться из валентной зоны в зону проводимости. Если ширина запрещенной зоны составляет (0.1‒3.0) эВ, электроны могут переходить из одной зоны в другую (при этом вещество проявляет полупроводниковые свойства). При ширине запрещенной зоны больше 3.0 эВ электроны не могут перейти из валентной зоны в зону проводимости (вещество проявляет электроизоляционные свойства). Так как у металлов наблюдается перекрывание валентной зоны и зоны проводимости, запрещенная зона у них практически отсутствует, поэтому они хорошо проводят электрический ток (вследствие преодоления электронами запрещенной зоны ‒ переходом электронов из валентной зоны в зону проводимости)

Зона проводимости ‒ частично заполненная или пустая (при абсолютном нуле температуры) энергетическая зона, расположенная выше валентной зоны (иначе ‒ зона, объединяющая несвязывающие орбитали)

Индикаторы ‒ химические вещества, изменяющие окраску, вызывающие люминесценцию или образующие осадок при изменении концентрации какого‒либо вещества в растворе. Они могут быть 'обратимыми' (изменение окраски при изменении состава раствора может быть многократно повторено) или 'необратимыми' (подвергаются необратимым химическим превращениям) и 'внутренними' (вводимыми в исследуемый раствор) или 'внешними' (реакция с индикаторами проходит вне анализируемой смеси). Чаще всего индикаторы используют для определения конца химической реакции (конечной точки титрования). Цвет индикаторов изменяется вследствие присоединения или отдачи протонов его молекулами (из‒за замены одних хромофорных групп другими или с образованием новых хромофорных групп). Примеры некоторых индикаторов: фенолфталеин, индигокармин, лакмусовая бумага и др. (цвет индикатора 'лакмусовая бумага' после реакции с кислотой легко запоминается: 'Kрасный цвет = Kислота')

Иониты (или сорбенты ионообменные) ‒ обычно твердые нерастворимые вещества аморфной или кристаллической структуры, содержащие ионообменные и/или комплексообразующие группы, способные к обмену ионов при контакте с растворами электролитов. Широко используются при очистке или опреснении воды

Ионофоры ‒ вещества, осуществляющие перенос катионов щелочных/щелочноземельных металлов или (NH₄⁺) через биологические мембраны. К ним относятся многие антибиотики

Карбен ‒ соединение углерода с 6 валентными электронами (два заместителя и электронная пара с двумя несвязывающими электронами) в синглетном или триплетном состоянии. У синглетного карбена два несвязывающих электрона со спаренными (антипараллельными) спинами находятся на одной орбитали (он обладает диамагнитными свойствами). У триплетного ‒ два неспаренных электрона (с параллельными спинами) находятся на двух орбиталях одинаковой энергии (он обладает парамагнитными свойствами). Синглетные и триплетные карбены имеют разную геометрию и разную (высокую) химическую активность

Карбин ‒ аллотропная форма углерода на основе sp‒гибридизации его атомов. Он может быть линейным или образовывать циклические структуры вида '=С=С=С=С=' или '‒С≡С‒С≡С‒С≡С‒' (вследствие совпадения у углерода валентности и координационного числа)

Катализ ‒ изменение скорости химической реакции под воздействием катализаторов

Катализатор ионный ‒ обычно состоит из иона, инициирующего цепь, и иона противоположного заряда, например, трехфтористый бор BF₃ или хлорид FeCl₃

Квант ‒ неделимая порция (типа атома вещества) какой‒либо физической величины в физике.

Коагуляция ‒ естественный самопроизвольный физико‒химический процесс слипания коллоидных частиц и выпадения хлопьевидного осадка (или образованию геля) из коллоидного раствора (т.е. процесс расслаивания коллоидного раствора на твердую фазу и дисперсионную среду). Дисперсная система при этом стремится достигнуть состояния с минимальной внутренней энергией

Конденсированное состояние ‒ обобщенное название твердого и жидкого состояний. В конденсированной фазе атомы всегда находятся очень близко друг к другу, поэтому для перехода вещества в такую фазу (например, в жидкость) между атомами должны быть силы притяжения, а чтобы вещество занимало ненулевой объем, должны существовать и силы отталкивания между ними

Кондуктометр ‒ прибор для измерения электропроводности растворов (определения составов растворов, концентраций кислот, оснований и солей)

Коррозия электрохимическая - процессы взаимодействия металлов с электролитами в виде водных растворов

Коэффициенты стехиометрические − коэффициенты перед формулами веществ в химических уравнениях. Коэффициенты в обеих частях химического уравнения можно увеличивать или уменьшать в одно и то же число раз. Например, если уравнять коэффициенты, исходя из (1 моль) гидроксида натрия (NaOH), то уравнение примет вид:

¹/₃FeCl₃ + NaOH = ¹/₃Fe(OH)₃ + NaCl = FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl
(т.е. оно также будет правильным, так как соблюдается закон сохранения массы веществ)

Кратность вырождения ‒ число одинаковых значений некоторого параметра состояний системы

Металлы благородные (или драгоценные) ‒ золото, серебро, платина и металлы этой группы (иридий, осмий, палладий, родий, рутений). Они отличаются высокой химической стойкостью и красивым внешним видом в изделиях
Примечание.

Осмий - самый тяжелый химический элемент (его удельный вес 22.48 г/см³). Он тяжелее твердого водорода (самого легкого твердого вещества, удельный вес которого 0.076 г/см³) в 296 раз

Металлы перехóдные (переходные элементы) ‒ химические элементы побочных подгрупп Периодической системы, у которых в общем случае на ns‒орбитали содержится один или два электрона, а остальные валентные электроны находятся на (n‒1)d‒орбитали. Так как число валентных электронов меньше числа орбиталей, простые вещества, образованные этими элементами, являются металлами. К ним относятся: титан, ванадий, хром, марганец, кобальт, никель, медь, цинк и много других. Начиная с d‒элементов III группы Периодической системы, элементы в низшей степени окисления образуют соединения с оснóвными свойствами (например: Mn(OH)₃ ‒ слабое основание, Mn(OH)₂ ‒ основание средней силы ), в высшей степени окисления ‒ кислотные (например: H₂MnO₄‒ сильная кислота, HMnO₄‒ очень сильная кислота), а в промежуточной ‒ амфотерные (например, Mn(OH)₄). Кроме того, перехóдные элементы склонны к образованию комплексных соединений

Металлы щелочные ‒ химические элементы [главной подгруппы] первой группы Периодической системы: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций. При взаимодействии их с водой образуются растворимые гидроксиды (щелочи)

Металлы щелочноземельные ‒ химические элементы главной подгруппы второй группы Периодической системы (кроме бериллия и магния): кальций, барий, стронций, радий. При взаимодействии их оксидов ('земли' по терминологии алхимиков) с водой сообщают ей щелочные свойства. Кроме радия соли этих металлов широко распространены в виде минералов

Навеска − представляет собой строго определенное количество вещества, необходимое для выполнения анализа. В зависимости от требуемой точности результата, времени выполнения операции, форм вещества, используемого метода анализа навеска может быть различной

Нормальные условия: температура 0 ^оС (273 ^оК), атмосферное давление ‒ 101.325 кПа (1 атм ≈ 10⁵ Па) или 760 мм ртутного столба. Отличаются от стандартных!
Примечание.

Стандартные условия (или стандартные состояния) − состояние вещества при 25 ^оC (298 К) и 1 атм (1.013▪10⁵ Па). Простые вещества в стандартных условиях должны находиться в наиболее устойчивых аллотропных модицикациях (например, для углерода - это графит, а не алмаз). Простые вещества в стандартном состоянии являются точкой отсчета стандартных изменений энтальпии при образовании сложного вещества

Нуклеофил (нуклеофильная частица) ‒ соединение с двойными углерод−углеродными связями [электроноизбыточный химический реагент, способный взаимодействовать с электронодефицитными соединениями (электрофилами)]. Иначе ‒ частица, имеющая неподеленную пару электронов, которая может быть использована для образования новой ковалентной связи (по донорно‒акцепторному механизму). Нуклеофил не обязательно является отрицательным ионом. Примеры нуклеофилов: анионы (Cl^‒, Br^‒, I^‒) и соединения с неподеленной электронной парой [аммиак NH₃ (молекула имеет при атоме азота неподеленную электронную пару и является нуклеофилом, будучи электронейтральной) и вода H₂O].

Нуклеофильность ‒ относительная величина, характеризующая реакционную способность нуклеофилов на скорость химической реакции

Обратный осмос ‒ прохождение воды (или других растворителей) через полупроницаемую мембрану из более концентрированного раствора в менее концентрированный в результате воздействия давления, превышающего разницу осмотических давлений обоих растворов. При этом мембрана пропускает растворитель, но не пропускает некоторые растворенные в нем вещества. Явление используется при очистке воды от примесей или для опреснения воды

Окисление − процесс отдачи электронов атомом или ионом вещества, при этом его степень окисления повышается. Атомы окисляемого вещества являются донорами электронов, а атомы окислителя − акцепторами электронов. В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может распасться на более стабильные и более мелкие составные части (свободные радикалы), при этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряженный восстановитель:

(окислитель + ē) ↔ сопряженный восстановитель
Примеры реакций окисления: горение (выделяется тепло и свет), коррозия металлов

Окислитель − вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие электроны во время химической реакции (иначе − это акцептор электронов). В зависимости от фазы реакции (жидкой или газообразной) в качестве окислителя могут быть использованы самые разные вещества. Например, элементарный фтор может быть получен электролизом из расплавов фторидов (Na₂NiF₄, Na₂SiF₆ и др.). Электрохимическими методами можно окислять практически любые вещества на аноде, в растворах или расплавах. У анода анионы окисляются. Окислителями являются кислород (O), озон (О₃), галогены. Большинство металлов при взаимодействии с окислителями в кислых растворах переходит в катионы. Их заряд определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (например: Na⁺, Са²⁺, Fe²⁺ и Fe³⁺, Al³⁺)

Oртоводород ‒ у него ядерные спины направлены одинаково, т.е. параллельны

Осадитель ‒ реагент, содержащий в своем составе катион или анион, образующий с определяемым ионом труднорастворимое соединение

Осмос ‒ явление односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворенного вещества (меньшей концентрации растворителя). Оно наблюдается в средах, где подвижность растворителя больше подвижности растворенных веществ. Особым является случай осмоса при использовании полупроницаемой мембраны

Параводород ‒ у него ядерные спины направлены противоположно друг другу, т.е. антипараллельно

Пассивация − образование устойчивой оксидной пленки на металлах под действием концентрированных кислот, которая после этого не реагирует с кислотой). Например, в серной кислоте пассивируются Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb, а в азотной − Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th и U.

Пиролиз ‒ разложение (термолиз) соединений (преимущественно органических) без доступа воздуха под действием высокой температуры

Плотность вещества [г/мл или г/см³] ‒ отношение его массы к объему. Например, плотность воды равна (1.00 г/мл), а ртути ‒ (13.55 г/мл)

Полимерия ‒ особый вид изомерии, при которой вещества, имеющие одинаковый состав, обладают различной молекулярной массой (например, кислород и озон)

Промоторы ‒ вещества, сами по себе не являющиеся катализаторами данной реакции, но усиливающие действие основного катализатора

Разность гомологическая − постоянная группа атомов (структурных единиц), на которую два или более соединений отличаются друг от друга, например, метан (CH₄), этан (C₂H₆) и пропан (C₃H₈) структурно отличаются друг от друга на метиленовые звенья (−CH₂−)

Расплав ‒ жидкое (расплавленное) состояние веществ при критической точке плавления, расположенной между температурами плавления и кипения. Расплавы могут быть металлическими, ионными, полупроводниковыми и др., а по типу образуемых химических соединений ‒ солевыми, оксидными и др.

Раствор титрованный − раствор реактива, имеющий точно известную концентрацию. Например, при объемном анализе концентрацию титрованных растворов выражают числом грамм эквивалентов вещества или числом грамм−молекул в (1 л) раствора

Расчеты стехиометрические ‒ нахождение значений количеств (масс и объемов) реагентов и продуктов, участвующих в химических реакциях. Они могут быть проведены:

▪ по уравнению реакции (с применением формульных величин)

▪ по закону эквивалентов (с применением эквивалентных величин)

Рафинирование ‒ очистка вещества (например, меди) от посторонних примесей. Вещества после рафинирования приобретают дополнительные положительные свойства (к примеру, ароматное подсолнечное масло превращается в масло без запаха). Рафинированию обычно подвергают цветные металлы, сахар, растительное масло, спирт и др.

Реактивы (реагенты химические) − химические препараты, предназначенные для химического анализа. В большинстве случаев они представляют собой индивидуальные вещества, а также некоторые смеси веществ и растворы сложного состава специального назначения. В зависимости от степени чистоты и назначения различают и, соответственно, маркируют химические реактивы:

▪ особой чистоты (о.с.ч.)

▪ химически чистые (х.ч.)

▪ чистые для анализа (ч.д.а.)

▪ чистые (ч.)

▪ очищенные (очищ.)

▪ технические продукты в мелкой таре (техн.)

Ректификация ‒ процесс разделения бинарных или многокомпонентных жидких смесей на практически чистые компоненты, отличающиеся температурами кипения, за счет непрерывного или периодического противоточного массо‒ и теплообмена между паром и жидкостью (т.е. разделение жидких смесей путем многократных испарениий жидкости и конденсации паров). Ректификация широко применяется для получения ректификованного этилового спирта, нефтепродуктов (бензин, керосин, соляра), а также кислорода, азота и инертных газов
Примечание.

При дистилляции производится лишь однократный цикл частичного испарения ‒ конденсации, при этом достигается лишь предварительное (грубое) разделение жидких смесей

Реактор химический ‒ агрегат для проведения химических реакций. В зависимости от условий протекания реакций и технологических требований реакторы предназначены:

▪ для реакций в гомогенных или в гетерогенных системах

▪ для низкого, среднего и высокого давлений

▪ для низких и высоких температур

▪ для периодического, полунепрерывного или непрерывного действия

Релаксация ‒ процесс установления в системе термодинамического равновесия после неравновесного состояния

Ряд гомологический − ряд родственных (преимущественно органических) соединений с однотипной структурой, каждый последующий член которого отличается от предыдущего на гомологическую разность (группу) атомов

Свойства коллигативные ‒ свойства растворов, зависящие только от числа частиц в растворе и не зависящие от их природы. Например, электропроводность ‒ неколлигативное свойство растворов

Система взаимная - вода и две соли, не имеющие общего иона (например, NaCl + CuSO₄ + H₂O)

Система трехкомпонентная (или тройная) − система из воды и двух солей с общим ионом, а также металлические сплавы и сплавы солей, сульфидов, оксидов и т.п.

Система четырехкомпонентная (или четверная)− система из воды и трех солей с общим ионом (например, КСl + NaCl + MgCl₂ + H₂O)

Смесь рацемическая ‒ эквимолярная смесь правых и левых изомерных молекул

Смесь эквимольная ‒ содержит равные количества веществ. Например, эквимольная смесь HSO₃F и SbF₃ известна под названием 'магическая кислота'

Сода питьевая (иначе ‒ сода пищевая, бикарбонат натрия, гидрокарбонат натрия, натрий двууглекислый) формулы NaHCO₃. Широко применяется в быту для различных целей
Внимание!. Ни в коем случае н_е_л_ь_з_я__п_у_т_а_т_ь питьевую (или пищевую) соду NaHCO₃ и техническую (или кальцинированную) соду Na₂CO₃, так это может вызвать тяжелый химический ожог желудочно‒кишечного тракта

Соединения бинарные ‒ сложные (обычно двух‒ и реже трехэлементные) вещества, состоящие из катионов и бескислородных (реальных или условных) анионов (например: AgF, KСl, Ag^(I)Ag^(III)O₂ и др.)

Соединение комплексное − химическое соединение, образующее в твердом состоянии кристаллическую решетку, узлы которой содержат комплексные ионы, способные существовать в растворе и расплаве. Комплексные соединения образуют как металлы (например:

4Au + 8NaCN + O₂ + 2H₂O = 4Na[Au(CN)₂] + 4NaOH)
так и неметаллы

Сорбенты ‒ твердые тела или жидкости, избирательно поглощающие из окружающей среды газы, пары или растворенные вещества. В зависимости от характера поглощения различают:

▪ абсорбенты (образующие с поглощенным веществом твердый или жидкий раствор)

▪ адсорбенты (тела, поглощающие/сгущающие вещество на своей сильно развитой поверхности)

▪ химические поглотители (связывающие поглощаемое вещество, вступая с ним в химическое взаимодействие)

▪ иониты (поглощающие из растворов ионы одного типа с выделением в раствор эквивалентного количества ионов другого типа).
В качестве сорбентов широко используется активированный уголь, силикагель, оксид алюминия (Al₂O₃), диоксид кремния (SiO₂), ионообменные смолы, и др.

Состояние неравновесное ‒ состояние системы, вызванное внешним воздействием

Состояние переходное (или активированный комплекс) ‒ короткоживущая молекула, возникающая в химической реакции при переходе от начального состояния (реагента) в конечное (продукт)

Спирт этиловый ректификованный (ректификат) ‒ cпирт высокой степени очистки (до 98%), выработанный промышленным способом из различного зерна, картофеля, сахарной свеклы, сахара‒сырца и другого крахмало‒ и сахаросодержащего сырья (за исключением фруктов и ягод) в перегонных аппаратах непрерывного действия (ректификационных колоннах)

Сплавы ‒ системы, состоящие из двух или нескольких металлов или металлов и неметаллов, обладающие характерными для металлического состояния свойствами. Примеры сплавов: бронза − сплав меди и олова, латунь − сплав меди и цинка, сталь − сплав железа с углеродом, и др.

Степень диссоциации ‒ отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества к общей концентрации вещества в растворе. Увеличение степени диссоциации воды придает воде свойства ионных веществ:

2H₂O = H₃O⁺ + OH⁻
(ионное равновесие всегда смещено в ту сторону, где ионы связаны полнее)

Стехиометрůя ‒ раздел химии, рассматривающий состав вещества (показывающий, какие элементы в нем присутствуют и в каких числовых отношениях для их атомов), а также массовые или объемные соотношения между реагентами в химических реакциях. Стехиометрия базируется на базовых законах:

‒ сохранения массы вещества

‒ постоянства состава

‒ кратных отношений

‒ простых объемных отношений

‒ законе Авогадро)
и других, на основании которых можно рассчитать необходимые количества веществ для осуществления химической реакции

Субстрат − простейшие структуры или образования, которые остаются неизменными при любых преобразованиях вещества и обусловливают его конкретные свойства (например, атомы при химических реакциях)

Схема реакции - условная запись, дающая качественную информацию о химической реакции. Она показывает информацию о реагентах, продуктах реакции (их требуемых формулах: молекулярных, структурных и др.) и условиях протекания реакции (наличии катализатора, внешнем воздействии), термохимическую и другую информацию. Простейшим примером схемы реакции является уравнение экзотермической реакции с указанием величины выделяемого количества тепла

Текучесть − свойство жидких веществ занимать предоставленный ей объем (явление используется, например, при отливке деталей из металлов). Разные жидкости обладают разной текучестью (например: моторное масло и вода). В отличие от газов жидкости практически несжимаемы

Точка Кюри (температура Кюри) ‒ является температурой фазового перехода второго рода: происходит переход ферромагнетик ‒ парамагнетик, который сопровождается исчезновением макроскопического магнитного момента (т.е. вещество при данной температуре теряет свои магнитные свойства)

Точка плавления ‒ температура, при которой происходит плавление вещества. Например, пока лед полностью не растает, температура льда будет оставаться равной 0 ^оС, т.е. во время фазовых превращений вещества температура его остается постоянной. Самая низкая температура плавления у элемента цезия - всего 28.5 ^oС

Упаривание − уменьшение количества или объема какого−либо состава или раствора при выпаривании лишней жидкости при нагреве (типа упаривания каши, чтобы она была менее жидкой)

Физические константы ‒ величины, количественно отражающие свойства веществ (например, температура плавления золота)

Физические процессы:

▫ конденсация ‒ процесс превращения пара в жидость

▫ замерзание ‒ процесс превращения жидкости в твердое состояние

▫ кипение ‒ процесс перехода вещества из жидкого состояния в газообразное

▫ сублимация ‒ процесс перехода вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое

Фононы ‒ элементарные упругие волны в кристалле (элементарные возбуждения кристалла). Они являются результатом коллективного движения атомов кристаллов. Фононы являются квазичастицами (т.е. почти частицами). При низких температурах их число в кристалле незначительно.

Термолиз ‒ некаталитический процесс разложения химических соединений (одной или нескольких ковалентных связей) под воздействием повышенной температуры

Титрование − методы количественного анализа в химии, основанные на измерении объема раствора реактива известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом

Фосфóры (или кристаллофóры) − вещества, обнаруживающие рекомбинационную люминесценцию (т.е. поглощающие ультрафиолетовое и другие коротковолновые излучения и излучающие дневной свет). Наиболее известный фосфóр − ZnS

Фотолиз ‒ расщепление одной или нескольких ковалентных связей в молекуле в результате поглощения света или фотохимический процесс, в котором такое расщепление играет решающую роль

Фунгициды − химические вещества для борьбы с грибными болезнями растений и для протравливания семян (бордосская жидкость, серный цвет, меркуран, формалин и др.)

Хроматография ‒ динамический сорбционный метод разделения и анализа смесей веществ. Основан на распределении веществ между двумя фазами:

▫ неподвижной (твердая фаза или жидкость, связанная на инертном носителе)

▫ подвижной (газовая или жидкая фаза, элюент).

Хромофоры ‒ ненасыщенные группы атомов (−СН=СН−, −CH=N−, −N=N−, нитрогруппа NO₂, нитрозогруппа −N=O и др.), обуславливающие цвет химического соединения. Окраска веществ вызывается расщеплением уровней энергии d‒электронов в поле лигандов, что позволяет возможным переход (при поглощении квантов света) d‒электронов с низшего уровня на высший. Например, хромофорная карбонильная группа (=С=О) поглощает цвет в области (280 нм), хотя кетоны с такой же группой − бесцветные вещества. Существуют группы атомов, сообщающие окрашенному веществу способность закрепляться на тканях (−ОН, −NH₂, −SH и др.), а также группы атомов, способствующие углублению окраски (ауксохромы)

Шлам − порошкообразная субстанция, выпадающая в осадок при электролизе металлов (золота, меди, цинка и др.), нерастворимые отложения в паровых котлах, илистый осадок руды (при мокром обогащении), осадок, образующийся при отстаивании или фильтрации жидкости, и т.п.

Эксимер ‒ димéр в электронно‒возбужденном состоянии, который в основном состоянии обычно диссоциирован

Экстракция − процесс разделения смеси жидких или твердых веществ с помощью избирательных (селективных) растворителей (или экстрагентов). Он включает в себя три последовательные стадии:

▫ смешивание исходной смеси веществ с экстрагентом

▫ механическое разделение двух образующихся фаз

▫ удаление экстрагента из обеих фаз и его регенерацию с целью повторного использования.

После механического разделения получают экстракт (раствор извлекаемого вещества в экстрагенте) и остаток исходного раствора (или рафинат) или твердого вещества. Выделение экстрагированного вещества из экстракта и одновременно регенерация экстрагента производится известными методами (дистилляцией, выпариванием, кристаллизацией, высаливанием и др.)

Электриды ‒ группа соединений, имеющих электронное строение и обладающие в твердом состоянии электронной проводимостью (например: соединения лантана, церия, метилртуть CH₃Hg)

Электролиз − совокупность химических реакций, протекающих под воздействием электрического тока на электродах, помещенных в раствор (или расплав) электролита. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их к противоположно заряженным электродам. Электроды могут быть универсальными окислителями или восстановителями при плавном изменении (повышении или понижении) напряжения и тока в цепи. Вследствие этого электрохимические методы окисления и восстановления находят широкое применение. Например, литий может быть получен электролизом соли из расплава по реакции:

2LiCl → 2Li^{на катоде} + Cl₂^{на аноде}↑

Электролиты ‒ вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток вследствие диссоциации, хотя сами исходные вещества ток не проводят. При растворении в воде они диссоциируют на положительные и отрицательные ионы. В качестве электролитов обычно используют растворы кислот, солей и оснований. Электролиты полностью или частично состоят из ионов и обладают ионной проводимостью. Содержание свободных ионов в растворе электролитов определяют по его электрической проводимости. Электролиты являются проводниками второго рода и по степени диссоциации делятся на:

▪ слабые (диссоциирующие не полностью, причем степень диссоциации уменьшается с ростом концентрации; к ним относят слабые кислоты и основания p−, d−, f− элементов): HClO, Fe(OH)₂, H₂CO₃, NH₃▪H₂O и др.

▪ средней силы (H₂SO₄, H₃PO₄)

▪ сильные (диссоциирующие полностью независимо от концентрации раствора): растворы солей (например, Al₂(SO₄)₃), сильных кислот (например, HClO₃, HCl, HI) и щелочи (например, Ca(OH)₂)

Вода ‒ очень слабый электролит
Примечание.

Между этими группами нет четкой границы, так как одно и то же вещество в одном растворителе может проявлять свойства сильного электролита, а в другом − слабого

Электролиты могут быть:

▪ настоящие {находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор; к ним относят все типичные соли, образующие в твердом состоянии ионную кристаллическую решетку (например NaCl, K₂SO₄ и др.)}

▪ потенциальные {в индивидуальном состоянии они не содержат ионов, но образуют их при переходе вещества в раствор; к ним относят вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например Hcl)}
Примечание.

К неэлектролитам относится большая часть органических соединений (например: диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза)

В зависимости от агрегатного состояния электролиты подразделяют на:

▪ твердые (электропроводность которых определяется перемещением анионов или катионов по свободным позициям в структуре вещества, причем, количество позиций, занимаемых ионами проводимости, намного больше количества самих ионов, например: RbAg₄I₅, Ag₆WO₄I₄ и др.

▪ жидкие (все остальные).

Растворители электролитов выступают донорами или акцепторами протонов и электронов. К протонным растворителям относят воду, спирты и др., а в качестве электронодонорных ‒ эфиры. Неполярные растворители (например, серо− и углеводороды) не обладают донорно−акцепторными свойствами по отношению к протону или электрону

Электрофил (электрофильная частица) ‒ любые атом, молекула или ион, способные присоединить пару электронов в процессе образования новой связи (т.е. заряженная положительно или имеющая дефицит электронов). Он имеет вакантную электронную орбиталь на валентном уровне (незаполненные электронные оболочки (АlCl₃, ВF₃, FeCl₃). При взаимодействии с какой‒либо частицей, имеющей пару электронов, электрофил может принять эту пару на свою свободную орбиталь, образуя новую связь. Как и в случае нуклеофила, электрофил может быть электронейтральной молекулой (например, ВН₃). К электрофилам относят также cоединения с карбонильными группами и галогены. Типичным представителем электрондефицитного соединения является диборан B₂H₆

Электрофильность ‒ характеризует относительную реакционную способность электрофила по отношению к общему субстрату

Электрофорез ‒ явление перемещения частиц дисперсной фазы в жидкой или газообразной среде под действием внешнего электрического поля, что дает возможность использовать его для покрытия поверхностей мелкими частицами с глубоким проникновением их в углубления и поры. Если обрабатываемая поверхность заряжена отрицательно, явление называется катафорезом, а если положительно ‒ анафорезом. Явление широко используется на производстве (при покраске автомобилей), при изучении состава растворов, разделения и анализа компонентов в химии

Электрофуг ‒ уходящая группа, которая не уносит связывающую электронную пару

Элиминирование − отщепление двух атомов или групп атомов от соседних атомов углерода с образованием между ними π− связи, при этом атомы углерода переходят из (sр³ в sp²) или из (sр² в sp−) гибридное состояние. Обычно исходными веществами являются представители разных классов органических соединений

Энергия диссоциации связей − энергия, необходимая для разрыва молекулы на изолированные атомы в их основном состоянии

Эффект тепловой (химической реакции) - при постоянном объеме равен изменению внутренней энергии реагирующих компонент. В зависимости от теплового эффекта химические реакции разделяются на:

‒ экзотермические {сопровождающиеся выделением теплоты (например, при сгорании газа ацетилена в кислороде выделяется большое количество тепла, используемого при газовой сварке или резке металлов); почти все реакции с участием кислорода относятся к этому типу}

‒ эндотермические {реакции, сопровождающиеся поглощением теплоты (например, если размешать на столе в мокром снаружи стакане снег с поваренной солью, то стакан примерзает столу)}

Приложение

КРИСТАЛЛЫ

Кристаллы ‒ твердые тела с регулярным расположением составляющих частиц, образующие правильные симметричные многогранники ‒ кристаллическую решетку (в узлах решетки расположены центры частиц кристалла: атомы, молекулы или ионы). Кристалл ‒ это одна большая молекула, состоящая из одинаковых повторяющихся структур атомов. Пример наиболее известного кристалла ‒ пищевая каменная соль. Характерная черта кристаллов ‒ по строению одной ячейки можно узнать строение всего монокристалла (явление дальнего порядка).
.................................................................................................

У кристалличесих тел наблюдается ярко выраженная анизотропность некоторых механических, оптических или электрических свойств в зависимости от направления (например, пластинка слюды легко расщепляется на тонкие листочки вдоль определенной плоскости).

В любом кристаллическом твердом теле имеется периодическое электрическое поле, создаваемое частицами, находящимися в узлах кристаллической решетки. Увеличение энергии кристалла приводит к появлению в нем слабой упругой волны.

В узлах атомных кристаллических решеток находятся нейтральные атомы, связанные друг с другом ковалентными связями (например, в кристаллах алмаза или кремния). Поскольку в таких кристаллах атомы связаны четырьмя ковалентными связями с другими аналогичными атомами, такие решетки очень прочны (алмаз режет стекло!). Кроме того такие кристаллы очень тугоплавки.

В узлах ионных кристаллических решеток находятся положительные или отрицательные ионы. Такие решетки характерны для соединений с ионной связью, например, в кристаллах поваренной соли (NaCl) и нитрида натрия (NaNO₃). Вещества с ионной кристаллической решеткой обладают наибольшими температурами плавления и кипения.

В узлах металлических кристаллических решеток расположены положительные ионы металлов, а валентные электроны могут свободно перемещаться между ними, образуя 'электронный газ' (он определяет электропроводность металлов). Вследствие этого металлические решетки имеют большую тепло‒ и электропроводность, а также высокую пластичность. В то же время галлий, являясь металлом, образует не металлическую кристаллическую решетку, а решетку молекулярного типа, содержащую молекулы галлия Ga₂. Вследствие этого у него очень низкая температура плавления (29.8 ^оС) и он способен сохраняться в жидком состоянии ниже температуры плавления (т.е. быть переохлажденным)

В узлах молекулярных кристалличесих решеток расположены молекулы. Такой тип кристаллов имеют йод, твердый водород и хлор.
Примечание.

Высокая электропроводность объясняется высокой подвижностью свободных электронов (электрический ток есть направленное движение электронов).

Вода кристаллизационная ‒ вода, присутствующая в определенных местах кристаллической решетки (как бы замороженная в ней). Лишаясь ее, кристаллы теряют свою форму и рассыпаются. Она выделяется в определенном интервале температур с поглощением тепла и не входит в состав внутренней сферы комплексных соединений (легче отщепляется при нагревании)

Дефекты кристаллической решетки. Структура кристаллической решетки может быть нарушена. Все дефекты кристаллической решетки делят на две группы: геометрические и энергетические. При наличии в решетке геометрических дефектов кристаллическая решетка локально искажается. При наличии энергетических дефектов атомы остаются на своих местах, но энергия одного или группы атомов оказывается повышенной.
Геометрические дефекты, в свою очередь, делятся на точечные, линейные, поверхностные и объемные. Точечный дефект представляет собой отсутствие атома в узле решетки. Протяженность точечных дефектов во всех направлениях мала. Протяженность линейных дефектов (дислокаций) велика в одном направлении и мала в двух других направлениях. Поверхностные дефекты имеют большую протяженность по двум направлениям и малую по одному. Объемные дефекты имеют большую протяженность по всем направлениям

Изоморфизм ‒ свойство атомов, молекул или ионов замещать друг друга в кристаллической решетке. Изоморфизм может быть:

▪ несовершенным ‒ когда проявляются не все признаки сходства

▪ совершенным ‒ при родстве вещества как по химическому составу, так и по типу химической связи, по форме кристаллов, по структуре, по валентности и по размерам замещающих друг друга частей. Совершенный изоморфизм проявляется, в частности, для KH₂PO₄ и KH₂AsO₄, минералов переменного состава, а также в силикатах.

Кристалл диамагнитный − кристалл с отрицательной магнитной восприимчивостью (при помещении его в магнитное поле вектор намагниченности располагается перпендикулярно к внешнему магнитному полю). Наиболее сильные диамагнетики − Bi, Sb, C, Te, As, Hg и др. Палочка из диамагнитного вещества отталкивается от обычного магнита. Большинство химически чистых соединений являются диамагнитными

Кристаллит ‒ мелкий кристалл, не имеющий определенной формы. При увеличении температуры изменяется размер ячеек кристалла, следовательно, изменяется и размер всего тела (т.е. происходит его тепловое расширение).

Монокристалл ‒ состоит из строго повторяющихся одинаковых ячеек. Ячейи в кристалле плотно упакованы

Ось симметрии ‒ линия, при повороте вокруг которой на 360^о фигура совпадает с собой (n) раз. Существуют инверсионные и зеркально‒поворотные оси.
Примечание. Число 'n' называется порядком оси). Кристаллы не могут иметь оси симметрии 5‒го, 7‒го и 9‒го порядка

Пироэлектрики ‒ кристаллы, у которых при изменении температуры на их гранях возникает электрический заряд

Плоскость кристалла главная ‒ плоскость, которая проходит через световой луч и оптическую ось кристалла

Плоскость симметрии ‒ делит фигуру на две части, каждая из которых является зеркальной по отношению к другой.

Поликристалл ‒ агрегаты из большого числа маленьких кристаллических зерен, хаотически ориентированных друг относительно друга. Поликристаллами является большинство твердых технических материалов. В поликристаллах явление дальнего порядка имеет место в пределах одного кристаллита

Полиморфизм ‒ явление существования некоторых веществ в различных кристалличесих формах (т.е. они могут отличаться по внутреннему строению) и, соответственно, иметь разные физико‒химические свойства (полиморфные модификации). Например, двуокись кремния (SiO₂) существует в природе в трех модификациях: кварц, тридимит и кристобалит. Если рассмотривать различия в строении кристаллических решеток простых веществ, то понятия аллотропия и полиморфизм совпадают

Положения равновесия ‒ положения частиц в кристалле, при которых энергия системы минимальна. Минимум энергии достигается при периодическом расположении частиц, образующих кристалл.
Практически все кристаллы имеют элементы симметрии (центры, оси или плоскости симметрии).

Радиус металлический − равен половине расстояния между атомами в кристалле, соединенных металлической связью

Сингония ‒ подразделение кристаллов по конфигурации их элементарной ячейки (группа видов симметрии, обладающих одним или несколькими одинаковыми элементами симметрии и имеющих одинаковое расположение кристаллографических осей). Всего существует 47 простых форм кристаллов: 32 вида ‒ низшей и средней сингонии и 15 ‒ высшей сингонии. Все известные кристаллы могут быть могут быть сгруппированы в 6 подгрупп. Кристаллы могут иметь разные формы и размеры. Простые формы средних и низших сингоний никогда не встречаются в высшей, и наоборот. Все кристаллы по сингонии могут быть разделены на группы:

▪ низшая ‒ ромбической. моноклинной и триклинной формы

▪ средняя ‒ тригональной, тетрагональной и гексагональной формы (в них одно из главных направлений совпадает с главной осью симметрии кристалла, а оптическая индикатриса ‒ эллипсоид вращения; они имеют только одну оптическую ось, совпадающую с осью вращения эллипсоида)

▪ высшая ‒ кубической и близкой к ним формы (в этой сингонии кристаллизуются наиболее симметричные кристаллы):

Тип кристалла структурный ‒ характеризуется относительным расположением атомов в пространстве (без учета расстояния между ними). Основные структурные типы ячеек кристаллической решетки:

‒ [простая] кубическая

‒ кубическая гранецентрированная

‒ кубическая объемно‒центрированная

‒ гексагональная плотнейшая упаковка, и др.

Узлы кристаллической решетки ‒ вершины, центры граней, середины ребер фигур, в которых могут располагаться частицы вещества (атомы, молекулы или ионы).

Центр симметрии ‒ точка, делящая пополам любую проходящую через нее прямую, проведенную до пересечения с границами фигуры

Например, кубический кристалл имеет:

▪ центр симметрии ‒ центр куба (точка пересечения диагоналей куба)

▪ плоскости симметрии:

▫ три плоскости симметрии, проходящие через середины параллельных ребер

▫ шесть плоскостей симметрии, проходящие через противолежащие ребра

▪ оси симметрии:

▫ три оси симметрии, проходящие через центры противолежащих граней

▫ четыре оси симметрии, проходящие через противолежащие вершины

▫ шесть осей симметрии, проходящие через середины противолежащих ребер

Ячейка кристалла элементарная ‒ многократно повторяющееся в кристалле сочетание атомов, молекул или ионов (одна ячейка является как бы уменьшенной копией всего кристалла, так как он состоит из таких ячеек)
.................................................................................................

АЛФАВИТНЫЙ СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ ТЕРМИНОВ А А.Е.М. или Атомная единица массы Абсорбция Агрегация Агрегирование Адсорбент Адсорбция Аллотропия (и см. Полиморфизм) Амальгама Амфигены Аналоги электронные полные Ангидриды кислот Ангидрúт Анион‒радикал Анион-супероксид Анионы Анионы многоэлементные Анионы одноэлементные многоатомные Аспиратор Аспирация Атом Атом асимметрический Атомная масса абсолютная Атомная масса элемента относительная Атомный вес (устар.) Атомный номер Атомное число Атомный радиус Атомы нейтральные Аффинаж Аэрогены Б Бирадикал В Валентность Валентность главная Валентность ионная Валентность наивысшая (максимальная) Валентность ненасыщенная (свободная) Валентность нескомпенсированная Валентность нестандартная Валентность нулевая (нуль‒валентные соединения) Валентность побочная Валентность промежуточная Валентность формальная Валентные возможности атомов Вещества аморфные Вещества амфотерные Вещества полярные Вещества простые Вещества сложные (иначе ‒ химические соединения) Вещество Вещества неорганические (минеральные) Вещества сложные Вещество чистое Взаимодействия ион-дипольные Взаимодействия невалентные Вискозиметр Вода кристаллизационная Водород равновесный Восстановители Восстановитель Восстановление Вырождение Высаливание Г Газ Газ идеальный Газы инертные (благородные) Галогены Галоиды Галургия Гетеровалентность Гибридизация sp‒гибридизация sp²‒гибридизация sp³‒гибридизация Гибридизация атомных орбиталей Гигроскопичность Гидратация Гидраты Гидроксиды Гидроксоний Гидролиз Гидролиз соли Гидроний Гидрофильность Гидрофобность Грамм‒атом Грамм-ион Грамм‒эквивалент химического элемента Группа Группа уходящая Группировки атомов Группы функциональные Д Движение броуновское Дебай Дегидратация Действие буферное Действие поляризующее Декантăция Дериватизация Десорбция Дефект массы Дефекты кристаллической решетки Диаграмма орбитальная Диаграмма энергетическая Димер Димеризация Диполь Диоксиген Диссоциация Диссоциация электролитическая Дистилляция Длина диполя Доля вещества массовая Доля компонента объемная Доля мольная Дуплет Е Единица валентности Единица массы атомная Единица формульная Единица эквивалентного объема Емкость буферная Ж Жидкость ионная З Закон Авогадро Закон кратных отношений Закон постоянства состава Закон сохранения массы Закон эквивалентности Заряд иона Заряд формальный Заряд ядра Зарядовое число Знак химического элемента Золь Зона валентная Зона запрещенная Зона проводимости И Изобары Изомерия Изомеры Изомеры конформационные (конформеры) Изомеры структурные Изоморфизм Изотоны Изотопы Индивид химический Индикаторы Ион Ион атомный Ион молекулярный Ион несольватированный Ион озонидный Ион отрицательный Ион парамагнитный Ион простой Ион сложный Ион‒дипольные взаимодействия Ион-надпероксид Ион-пероксид Ион‒радикал Ионизация Иониты Ионофоры Ионы биполярные Ионы гидратированные Ионы изоэлектронные Ионы кластерные Ионы комплексные Ионы многоатомные Ионы одноатомные Ионы сложные К Карбен Карбин Катализ Катализатор ионный Катализаторы Катион‒радикал Катионы Катионы многоэлементные Квант Кислоты Коагуляция Количество вещества Количество вещества формульное Количество вещества эквивалентное Количество эквивалентов вещества Комплексное соединение Комплексы гидратные Кондуктометр Константы физические Конфигурация атома электронная Конфигурация электронная высокоспиновая Конфигурация электронная низкоспиновая Конформация Конформеры Концентрация Концентрация свободных радикалов Коррозия электрохимическая Коэффициенты стехиометрические Кратность вырождения Кристалл диамагнитный Кристаллит Кристаллофóры Кристаллы Критическая температура фазового перехода Кюри точка (температура) Л Лошмидта число (постоянная) Льюис М Макромолекулы Масса атома Масса атома относительная Масса атома средняя абсолютная Масса атомная абсолютная Масса вещества молярная эквивалентная Масса молекулярная Масса молекулярная относительная Масса молярная Масса молекулы (молекулярная) абсолютная Масса эквивалентная Масса эквивалентов вещества молярная Материал Материя Мезомеры Металлиды Металличность Металлы Металлы благородные Металлы драгоценные Металлы перехóдные Металлы щелочноземельные Металлы щелочные Миграция Микродиполи мгновенные Модель атома Молекула Молекула гетеронуклеарная Молекула гомонуклеарная Молекула нерадикальная Молекула радикальная Молекула устойчивая Молекулы изоэлектронные Молекулы неполярные Молекулы полярные Молекулы эксимерные Молизация Моль Момент атома магнитный Момент атома орбитальный магнитный Момент импульса атома орбитальный Момент количества движения электрона Момент молекулы дипольный Момент связи дипольный Момент электрона магнитный Момент электрона орбитальный магнитный Момент электроная спиновый Монокристалл Мономеры (мономерные молекулы) Монорадикалы Н Навеска Надпероксид−ион Нейтрон Неметалличность Неметаллы Номер атомный Нормальность раствора Нуклеофил Нуклеофильность Нуклůд Нуклŏны О Облако электронное Оболочка электронная Обратный осмос Объем газа молярный Окислитель Окислители Окислитель Оксиды (окислы, окиси) Оксоний Орбита стационарная Орбиталь атомная Орбиталь валентная Орбитали гибридные Орбиталь граничная Орбиталь молекулярная однозаселенная Орбитали молекулярные разрыхляющие Орбитали молекулярные связывающие Орбиталь вакантная (пустая, свободная) Орбиталь заполненная Орбиталь молекулярная Орбиталь молекулярная вырожденная Орбитали молекулярные несвязывающие Орбиталь с неспаренным электроном Орбиталь электроотрицательная Ортоводород Осадитель Осмос Осмос обратный Основания Ось симметрии П Пара радикальная Пара электронная Пара электронов неподеленная Пара электронов несвязанная Параводород Пассивация Переход фазовый Период Периодическая система Перооксид−ион Пиролиз Пироэлектрики Плоскость кристалла главная Плоскость симметрии Плотность вещества Плотность электронная Подгруппа Подгруппы главные Подгруппы побочные Подоболочка электронная Подуровни вырожденные Подуровень электронный Показатель водородный (рН) Поликристалл Полимерия Полимеры Полиморфизм Положения равновесия Полуметаллы Поляризация Поляризация ионов Поляризуемость связи Полярность молекулы Порядок оси Постулат Бора Потенциал ионизации Правило 18 электронов Правило Клечковского Правило Маделунга Правило октета Правило Хунда Признаки химических явлений (реакций) Принцип наименьшей энергии Принцип Паули Продукты реакции Произведение воды ионное Промоторы Проскок (провал) электрона Противоионы Протон Процессы физические Р Радикал супероксидный Радикалы Радикалы свободные Радиус атомный Радиус иона (ионный) Радиус металлический Размеры атомов Разность гомологическая Расплав Раствор Раствор титрованный Расчеты стехиометрические Рафинирование Реагенты Реагент основной Реагенты химические Реактивы Реактор химический Реакции химические Реакции экзотермические Реакции эндотермические Ректификат Ректификация Релаксация Ряд гомологический Ряд естественный химических элементов С Свойства Свойства веществ магнитные Свойства коллигативные Свойства металлические Свойства неметаллические Свойства физические Свойства химические Связь 'генетическая' Связь химическая Сечение захвата Сингония Система взаимная Системы буферные Системы дисперсные Система тройная Система четверная Слой электронный Слой электронный внешний Смеси буферные Смесь веществ Смесь молекулярная Смесь рацемическая Смесь эквимольная Сода кальцинированная Сода (питьевая, пищевая) Соединения бинарные Соединения ионные (гетерополярные) Соединения комплексные Соединения многоэлементные Соединения молекулярные Соединения нуль-валентные Соединения химические Соединения электронодефицитные Соединения электронодостаточные Соединения электроноизбыточные Соли Сольватация Сольватация неспецифическая Сольватация специфическая Сольваты Сольволиз Сорбенты Сорбенты ионообменные Состав вещества качественный Состав вещества количественный Состояние атома валентное Состояние атома возбужденное Состояние атома невозбужденное Состояние атома нормальное Состояние атома основное Состояние атома стабильное Состояние гибридное Состояние конденсированное Состояние неравновесное Состояние переходное Состояния веществ Состояния вещества агрегатные Спаривание электронов Спин Спирт этиловый Сплавы Сродство к электрону Степень диссоциации Степень ионизации Степень окисления Степень полярности Стехиометрůя Строение атомное Строение молекулярное Строение химическое Субстрат Супероксид Супероксид‒анион Схема реакции Т Текучесть Температура фазового перехода критическая Термолиз Тип гибридизации атома Тип кристалла структурный Титрование Точка критическая Точка Кюри Точка плавления Тример Тринитротолуол Тротил У Узлы кристаллической решетки Упаривание Уравнение химическое Уровень электронный Условия нормальные Условия стандартные Учение атомно‒молекулярное Ф Фаза Фазы веществ Фактор эквивалентности Фононы Форма орбитали Брутто‒формула Формула графическая Формула истинная Формула комбинированная Формула молекулярная Формула простейшая Формула пространственная Формула рациональная Формула структурная Формула структурная развернутая Формула структурная сжатая Формула химическая Формула электронная Формула электронно‒графическая Формула электронно‒точечная Формула эмпирическая Фосфóры Фотолиз Фунгициды Х Химические соединения (см. Сложные вещества) Химия Химия неорганическая Химия органическая Хроматография Хромофоры Ц Центр симметрии Ч Частицы химические Частицы элементарные Числа квантовые Числа магические Числа характȇрные Число Авогадро Число азимутальное квантовое Число атомное Число валентное Число вспомогательное квантовое Число главное (радиальное) квантовое Число дополнительное квантовое зарядовое Число координационное Число магнитное квантовое Число массовое Число окислительное Число орбитальное квантовое Число побочное квантовое Число спиновое квантовое Число эквивалентное (эквивалентности) Ш Шлам Щ Щелочи Э Эквивалент Эквивалент вещества Эквивалент химический Эксимер Экстракция Электриды Электровалентность Электролиз Электролиты Электролиты настоящие Электролиты потенциальные Электрон Электронвольт Электроны валентные Электроны неспаренные Электроны свободные Электроны связанные Электроны спаренные Электроотрицательность Электроотрицательность относительная Электропроводность мольная Электропроводность удельная Электрофил Электрофильность Электрофорез Электрофуг Элемент химический Элементы‒аналоги Элементы металлические Элементы переходные Элиминирование Энергия атомной орбитали Энергия внутренняя молярная Энергия диссоциации Энергия ионизации Энергия межмолекулярного взаимодействия Энергия сродства к электрону Энергия электрона Эффект тепловой химической реакции Я Явления Явления физические Явления химические Ядра дважды магические Ядра магические Ядра магические самосопряженные Ядра полумагические Ядро атома Ячейка квантовая Ячейка кристалла элементарная Ячейка электронная

© Copyright Анемов Евгений Михайлович (lemisko@mail.ru) Размещен: 13/05/2012, изменен: 13/05/2012. 296k. Статистика. Справочник: Естествознание химия Иллюстрации/приложения: 23 шт.
Аннотация: Базовая терминология по строению вещества и началам химии.

Анемов Евгений Михайлович: другие произведения.

Строение вещества и начала химии. Базовая терминология

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА И НАЧАЛА ХИМИИ

ВЕЩЕСТВО

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

ФОРМУЛЫ

СТРОЕНИЕ И СВОЙСТВА АТОМА

ЭЛЕКТРОНЫ

ВАЛЕНТНОСТЬ, СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

СЛОЖНЫЕ ЧАСТИЦЫ

ИОНЫ

РАДИКАЛЫ

ДИПОЛИ

ИЗО‒термины

ЕДИНИЦЫ ИЗМЕРЕНИЯ

ЗАКОНЫ:

СВОЙСТВА И СОСТОЯНИЯ ВЕЩЕСТВ

СОЕДИНЕНИЯ, ХИМИЧЕСКОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ

ФАЗОВЫЕ СОСТОЯНИЯ

ХАРАКТÉРНЫЕ ЧИСЛА

УРОВНИ, ПОДУРОВНИ

ОБЛАКА, ОРБИТАЛИ

ГИБРИДИЗАЦИЯ

ПРАВИЛА и ПРИНЦИПЫ

МОМЕНТЫ

ЭКВИВАЛЕНТ(ы)

ПРОЧИЕ ТЕРМИНЫ:

КРИСТАЛЛЫ