- •Содержание
- •Предисловие
- •ЧАСТЬ I. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- •ГЛАВА 1. Важнейшие понятия и законы химии
- •§1.1. Основные понятия химии
- •§ 1.2. Основные стехиометрические законы химии
- •§ 1.3. Атомно-молекулярная теория
- •§ 1.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 2. Строение атома и периодический закон
- •§ 2.1. Развитие представлений о сложном строении атома
- •§ 2.2. Модели строения атома
- •§ 2.3. Квантовые числа электронов
- •§ 2.4. Электронные конфигурации атомов
- •§ 2.5. Ядро атома и радиоактивные превращения
- •§ 2.6. Периодический закон
- •§ 2.7. Задачи с решениями
- •§ 3.1. Природа химической связи
- •§ 3.2. Ковалентная связь
- •§ 3.3. Валентность элементов в ковалентных соединениях
- •§ 3.4. Пространственное строение молекул
- •§ 3.7. Межмолекулярные взаимодействия
- •§ 3.8. Агрегатные состояния вещества
- •§ 3.9. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 4. Основные положения физической химии
- •§ 4.2. Химическая кинетика и катализ
- •§ 4.4 Задачи с решениями
- •§5.1. Растворы
- •§ 5.2. Электролиты и электролитическая диссоциация
- •§ 5.3. Ионные уравнения реакций
- •§ 5.4. Задачи с решениями
- •§ 6.1. Основные типы химических реакций
- •§ 6.3. Количественные характеристики ОВР
- •§ 6.4. Электролиз растворов и расплавов электролитов
- •§ 6.5. Задачи с решениями
- •ЧАСТЬ II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- •§ 7.1. Классификация простых и сложных веществ
- •§7.2. Оксиды
- •§ 7.3. Основания (гидроксиды металлов)
- •§ 7.4. Кислоты
- •§7.5. Соли
- •§ 7.6. Гидролиз солей
- •§ 7.7. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 8. Подгруппа галогенов
- •§8.1. Общая характеристика галогенов
- •§ 8.2. Химические свойства и получение галогенов
- •§ 8.4. Кислородсодержащие кислоты галогенов
- •§ 8.5. Задачи с решениями
- •§9.1. Общее рассмотрение
- •§ 9.2. Химические свойства водорода
- •§ 9.3. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 10. Элементы подгруппы кислорода
- •§ 10.2 Химические свойства кислорода
- •§ 10.4 Сероводород. Сульфиды
- •§ 10.5 Оксид серы (IV). Сернистая кислота
- •§10.7 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 11. Подгруппа азота и фосфора
- •§11.1. Общая характеристика
- •§ 11.2 Химические свойства простых веществ
- •§ 11.3. Водородные соединения азота и фосфора
- •§ 11.4 Кислородные соединения азота и фосфора
- •§ 11.5. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 12. Подгруппа углерода и кремния
- •§ 12.2. Химические свойства углерода и кремния
- •§ 12.3. Кислородные соединения
- •§ 12.4 Карбиды и силициды
- •§ 12.5. Задачи с решениями
- •§ 13.1 Общее рассмотрение
- •§ 13.2 Химические свойства металлов
- •§ 13.3. Соединения s-металлов
- •§ 13.4 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 14. Алюминий
- •§ 14.1 Общее рассмотрение
- •§ 14.2 Соединения алюминия
- •§ 14.3 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 15. Главные переходные металлы
- •§15.1 Общая характеристика
- •§ 15.2. Хром и его соединения
- •§ 15.3 Марганец и его соединения
- •§ 15.4 Железо и его соединения
- •§ 15.6 Серебро и его соединения
- •§ 15.7 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 16. Основные понятия органической химии
- •§16.1. Структурная теория
- •§ 16.2. Классификация органических соединений
- •§ 16.4. Изомерия органических соединений
- •§ 16.6. Классификация органических реакций
- •§ 16.7. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 17. Предельные углеводороды
- •§17.1. Алканы
- •§ 17.2. Циклоалканы
- •§ 17.3. Задачи с решениями
- •§ 18.1. Алкены
- •ГЛАВА 19. Алкины
- •ГЛАВА 20. Ароматические углеводороды
- •ГЛАВА 21 Гидроксильные соединения
- •§ 21.2. Многоатомные спирты
- •§21.3. Фенол
- •§21.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 22. Карбонильные соединения
- •ГЛАВА 23. Карбоновые кислоты и их производные
- •§23.1. Карбоновые кислоты
- •§23.2. Функциональные производные карбоновых кислот
- •§23.3. Жиры
- •§23.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 24. Углеводы
- •§24.1. Моносахариды
- •§24.2. Сахароза
- •§24.3. Полисахариды
- •§24.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 25. Амины. Аминокислоты
- •§25.1. Амины
- •§25.2. Аминокислоты
- •§25.3. Белки
- •§25.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 26. Нуклеиновые кислоты
Квантовая механика имеет сложный математический ап¬
парат, поэтому сейчас важны лишь те следствия теории, ко¬ торые помогут разобраться в вопросах строения атома и мо¬ лекулы. С этой точки зрения, наиболее важным следствием из
квантовой механики является то, что вся совокупность слож¬
ных движений электрона в атоме описывается пятью кванто¬
выми числами: главным п, побочным I, магнитным т,, спино¬ вым s и проекцией спина т,. Что же представляют собой
квантовые числа?
§ 2.3. Квантовые числа электронов
Главное квантовое число п определяет общую энергию
электрона на данной орбитали. Оно может принимать лю¬ бые целые значения, начиная с единицы ( и = 1,2,3, ...). Под
главным квантовым числом, равным оо, подразумевают, что
электрону сообщена энергия, достаточная для его полного
отделения от ядра (ионизация атома).
Кроме того, оказывается, что в пределах определенных
уровней энергии электроны могут отличаться своими энерге¬ тическими подуровнями. Принадлежность различным поду¬
ровням данного энергетического уровня, отражается побоч¬
ным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом
/. Это квантовое число может принимать целочисленные зна¬ чения от 0 до и 1 (/ = 0,1, ..., и 1). Принято обозначать
численные значения / следующими буквенными символами:
Значение/ |
0 12 3 4 |
Буквенное обозначение |
s р d f g |
В этом случае говорят о s-> р-, d-, /-, g-состояниях электро¬
нов, или о s-, р-, d-,f-, g-орбиталях.
Орбиталь совокупность положений электрона в атоме, т.е. область пространства, в которой наиболее вероятно на¬
хождение электрона.
Побочное (орбитальное) квантовое число I характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном
уровне, определяет форму электронного облака, а также ор¬
битальный момент р момент импульса электрона при его
вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого
квантового числа орбитальное)
23
P = nJF(7+iy. |
(2.6) |
Подчеркнем, что форма электронного облака зависит от
значения побочного квантового числа /. Так, если I = 0 (s-
орбиталь), то электронное облако имеет шаровидную форму
(сферическую симметрию) и не обладает направленностью в
пространстве (рис. 2.1).
г
Рис.2.1. Форма электронного облака j-о^битали
При / = 1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму
гантели, т.е. форму тела вращения, полученного из
"восьмерки (рис. 2.2). Формы электронных облаков d-t /- и g-
электронов намного сложнее.
2
Рис. 2.2. Формы электронных облаков р-орбиталей
Движение электрона по орбите вызывает появление маг¬
нитного поля. Состояние электрона, обусловленное орби¬
тальным магнитным моментом электрона, характеризуется
третьим квантовым числом магнитным т,. Это квантовое
число характеризует ориентацию орбитали в пространстве,
выражая проекцию орбитального момента импульса на на¬
правление магнитного поля.
Соответственно ориентации орбитали относительно на¬
правления вектора напряженности внешнего магнитного по¬
ля, магнитное квантовое число mt может принимать значения
любых целых чисел, как положительных, так и отрицатель-
24
ных, от -/ до +/, включая 0, т.е. всего (21 + 1) значений. На¬ пример, при / = 0, т, = 0; при / = 1, т, = -1, 0, +1; при I = 3,
например, магнитное квантовое число может иметь семь (2/ + 1 = 7) значений: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.
Таким образом, т, характеризует величину проекции век¬
тора орбитального момента количества движении на выде¬
ленное направление. Например, ^-орбиталь ("гантель") мо¬ жет ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, так как в случае I = 1 магнитное квантовое чис¬
то может иметь три значения: -1, 0, +1. Поэтому электрон¬
ные облака вытянуты по осям х, у и z, причем ось каждого из них перпендикулярна двум другим (рис. 2.2).
Для полного объяснения всех свойств атома в 1925 г. была выдвинута гипотеза о наличии у электрона так называемого
спина ( сначала для наглядности считалось, что это яв¬
ление аналогично вращению Земли вокруг своей оси при
движении ее по орбите вокруг' Солнца). Спин это чисто
квантовое свойство электрона, не имеющее классических ана-
чогов. Строго говоря, спин это собственный момент им¬
пульса электрона, не связанный с движением в пространстве.
Для всех электронов абсолютное значение спина всегда рав¬
но s = 1/2. Проекция спина на ось z (магнитное спиновое чис¬ ло т,) может иметь лишь два значения: т,=+^12 или тг=~^/2.
Поскольку спин электрона s является величиной постоян¬ ной, его обычно не включают в набор квантовых чисел, ха¬
рактеризующих движение электрона в атоме, и говорят о че¬
тырех квантовых числах.
§ 2.4. Электронные конфигурации атомов
Так как при химических реакциях ядра реагирующих
атомов остаются без изменения (за исключением радиоак¬
тивных превращений), то химические свойства атомов зави¬ сят от строения их электронных оболочек.
Выше показано, что состояние электронов можно описать
набором четырех квантовых чисел, но для объяснения строе¬
ния электронных оболочек атомов нужно знать еще три
основных положения: 1) принцип Паули, 2) принцип наимень¬
шей энергии и 3) правило Гунда.
25
Принцип Паули. В1925 г. швейцарский физик В.Паули
установил правило, названное впоследствии принципом
Паули (или запретом Паули):
В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.
Хотя бы одно из квантовых чисел п, I, т, и т, должно обя¬
зательно различаться проекцией спина. Поэтому в атоме мо¬
гут быть лишь два электрона с одинаковыми и, / и т,: один с
т, = +*/2, другой с т3 = - */2. Напротив, если проекции спи¬
на двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из
квантовых чисел п, I или mt.
Зная принцип Паули, посмотрим, сколько же электронов
в атоме может находиться на определенной "орбите" с глав¬
ным квантовым числом и. Первой "орбите соответствует п -
1. Тогда / = 0, т, =0 и т, может иметь произвольные значе¬ ния: +1/2 или -1/2. Мы видим, что если и = 1, таких электро¬
нов может быть только два.
В общем случае, при любом заданном значении и элек¬
троны прежде всего отличаются побочным квантовым чис¬ лом /, принимающим значения от 0 до л 1. При заданных и и
/ может быть (2/ + 1) электронов с разными значениями маг¬ нитного квантового числа т,. Это число должно быть удво¬ ено, так как заданным значениям п, lw.ni, соответствуют два
разных значения проекции спипа т,.
Следовательно, максимальное число электронов с одина¬
ковым квантовым числом п выражается суммой
Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне мо¬ жет быть не больше 2 электронов, на втором 8, на третьем
18 и т.д.
Рассмотрим атом водорода iH. В нем имеется один элек¬
трон, и спин этого электрона может быть направлен произ¬ вольно (т.е. т, - +1/2 или т, - -1/2), и электрон находится в
л-состошши на первом энергетическом уровне с и = 1 ( на¬ помним еще раз, что первый энергетический уровень состоит
из одного подуровня |
1j, второй энергетический уровень |
из двух подуровней |
Ъ и 2р и т.д.). Подуровень, в свою |
26
очередь, делится на квантовые ячейки (энергетические со¬ стояния, определяемые числом возможных значений гп/, т.е. 2/
+ 1). Ячейку принято графически изображать прямоугольни¬
ком, направление спина электрона стрелками.
Поэтому состояние электрона в атоме водорода iH можно
представить как 1л1, или, что то же самое
В атоме гелия гНе квантовые числа п - 1, / = 0 и /и, = О
одинаковы дня обоих его электронов, а квантовое число т,
отличается. Проекции спина электронов гелия могут быть т,
- +12 или т, - -*/2. Строение электронной оболочки атома
гелия гНе можно представить как 1j2 или, что то же самое
Изобразим строение электронных оболочек пяти атомов
элементов второго периода периодической таблицы Менде¬
леева:
То, что электронные оболочки бС, iNhsO должны быть
заполнены именно так, заранее не очевидно. Приведенное
расположение спинов определяется так называемым правилом
Гунда (впервые сформулировано в 1927 г. немецким физиком
Ф.Гундом).
27
Правило Гунда. При данном значении I (т.е. в пределах
определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
Если, например, в трех /?-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т.е. размещаться на трех разных
/ьорбиталях:
В этом случае суммарный спин равен ^/2, поскольку его про¬
екция равна т, = + 42 + */2 + 42 = 3/2. По этой же причине
именно так, как приведено выше, расположены электроны в
атомах углерода, азота и кислорода.
Принцип наименьшей энергии. В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что
отвечает наибольшей связи его с ядром).
Энергия электрона в основном определяется главным
квантовым числом п и побочным квантовым числом /, по¬
этому сначала заполняются те подуровни, для которых сум¬
ма значений квантовых чисел ли/ является наименьшей. На¬
пример, энергия электрона на подуровне 4у меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае п + / = 4 + 0 = 4, а во втором п + / = 3 + 2 =5; на подуровне 5s (п + / = 5 + 0 = 5)
энергия меньше, чем на 4d (п + / = 4 + 2 = 6); на 5р (п + / = 5 + 1 = 6) энергия меньше, чем на 4/(и + / = 4 + 3 = 7) и т.д.
Таким образом, электрон занимает в основном состоянии
уровень не с минимальным возможным значением п, а с наи¬
меньшим значением суммы п + /.
Втом случае, когда для двух подуровней суммы значений
пи / равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим
значением п. Например, на подуровнях 3rf, 4р, 5s сумма зна¬ чений п и / равна 5. В этом случае происходит сначала за¬
полнение подуровней с меньшими значениями п , т.е. 3d-4p-
5s и т.д. Последовательность заполнения электронами уров¬
ней и подуровней приведена в решении к задаче 1.
Принцип наименьшей энергии справедлив только для основ¬
ных состояний атомов. В возбужденных состояниях электро¬
ны могут находиться на любых орбиталях атомов.
28