Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»



Сторінка8/10
Дата конвертації17.04.2017
Розмір1.73 Mb.
ТипНавчальний посібник
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях

Виникає питання, як у нейтральному атомі будуть розміщуватися електрони, кількість яких, як відомо, визначається зарядом атомного ядра. Повна енергія (Е) електрона — це його основна характеристика, яка враховується хвильовим рівнянням, і її величина визначає вірогідність знаходження електрона на тій чи іншій АО. Залежно від енергії, електрони в атомі посідають АО на певних енергетичних рівнях (К, L, М, N тощо). Рівні енергії електрона не можуть бути довільними, оскільки вони повинні бути кратними кванту енергії. Найближчий до ядра рівень має найнижчу енергію, наступні — щораз вищу. Принцип мінімуму енергії. У незбудженому атомі електрони характеризуються мінімальною енергією і, отже, перебувають на тих АО, які розміщені "ближче" до ядра. У багатоелектронних системах електронні оболонки формуються з дотриманням принципу мінімуму енергії, який стверджує:



Електрони, перш за все, заповнюють вакантні орбіталі з найменшим значенням енергії. Інакше кажучи, електрон найперше посяде ту АО, розміщення на якій дасть йому змогу більше часу перебувати біля ядра. Однак більшості атомів притаманна така послідовність розміщення АО за рівнями енергій:

Графічно співвідношення між енергетичними рівнями і підрівнями в багатоелектронних атомах, а також атомі гідрогену, який перебуває в зовнішньому електричному чи магнітному полі, показано на рис. 4.27, а; для порівняння, на рис. 4.27, б показано розподіл енергетичних рівнів, властивий вільному атому Гідрогену.



Правила Клечковського. Послідовність розміщення АО на енергетичних рівнях і підрівнях, яку показано на рис. 4.27, а, можна визначати за допомогою правил В. Клечковського (1951):

1. При зростанні заряду ядра послідовність заповнення електронами рівнів і підрівнів відбувається, починаючи від орбіталей з меншим значенням суми (n+l) до орбіталей з більшим значенням цієї суми.

2. При однакових значеннях суми (п+l) найперше відбувається заповнення орбіталей з меншим значенням п

У багатоелектронних атомах сильне притягання електронів до ядра з високим зарядом стрімко понижує рівні енергії АО. Це добре видно на рис. 4.28. на якому зображено рівні енергії атома Гідрогену в зовнішньому електричному полі і атома Купруму (масштаб щодо розміщення рівнів уздовж осі енергії не збережено, оскільки енергія притягання електрона до ядра атома майже в 1000 разів перевищує енергію притягання електрона до ядра атома Н). Більше того, в багатоелектронних атомах взаємний вплив електронів один на одного дещо змінює форми АО і порядок розміщення електронів на енергетичних рівнях. У випадку з атомом Купруму (рис. 4.28) це проявляється на "провалі" одного електрона з 4s-орбіталі на 3d-орбіталь. Тобто в атомі Купруму 4s-електрон зв'язаний з ядром слабше, ніж 3d-електрони. Натомість у збудженому атомі Гідрогену електрон, перейшовши на 4s-орбіталь, буде зв'язаний з ядром міцніше, ніж у випадку його перебування на 3d-орбіталі. Та все ж, попри особливі винятки, порядок заселення АО електронами в багатоелектронних атомах з зарядом ядра, в цілому, збігається з послідовністю розміщення АО на енергетичних рівнях і підрівнях (див. рис. 4.27). На рис. 4.29 показано залежність енергії АО від заряду ядра багатоелектронного атома. Для прикладу, розглянемо розподіл електронів за енергетичними рівнями і підрівнями в атомах С і Мn. В атомі Карбону (z = 6) перших два електрони посідають s-орбіталь першого рівня (п = 1, l = 0), наступні два — s-орбіталь 2рівня (п= 2, l = 0) і решта електронів — р-орбіталь цього ж 2рівня (п = 2, l = 1).



Тобто будову електронних оболонок атома Карбону можна описати електронною формулою 1s22s22. В атомі Мангану (z = 25) перший і другий рівні повністю заселені електронами; на третьому рівні цілком заселені лише s- та р-орбіталі, після яких наступними заповнюються s-орбіталі (n = 4, l = 0) четвертого рівня. Решта п'ять електронів посідають d-орбіталі 3рівня (n = З, l = 2),


Спінова мультиплетність

Для пояснення хімічних властивостей та спектральних характеристик атомів необхідно знати, як розміщуються електрони в межах одного підрівня, якщо цей підрівень складається з кількох рівноцінних АО. Якщо підрівень цілком заселений, це означає, що на кожній АО розміщується по 2 електрони (принцип Паулі). Якщо заселення підрівня не завершено, то, очевидно, існує кілька варіантів розміщення електронів на АО. У випадку атома Карбону йдеться про два електрони, які треба розмістити на трьох р-орбіталях рівня; у випадку атома Мn — п'ять електронів, які треба розмістити на п'ятьох d-орбіталях (для яких максимальна ємність — 10 електронів). Не допускаючи можливості розміщення двох електронів з однаковими спіновими числами s) на одній орбіталі (принцип Паулі), розглянемо варіанти розміщення двох електронів на трьох р-орбіталях:



Аби відповісти на запитання, якому саме варіантові (для багатоелектронного атома, який складається із Е електронів) варто надати перевагу, треба знайти значення сумарного магнітного квантового числа М як суму усіх т1 кожного електрона:



Так само обчислюють можливі значення сумарного спінового числа (М )



При цьому внесок електронів від цілковито заповнених підрівнів (для атома ) у випадку атома Мn — для п'яти 3d-електронів. Обчислення значень сумарних квантових чисел здійснюють окремо для різних варіантів розміщення електронів, наприклад, для варіанта а:



Для зручності результати обчислень значень для кожного з варіантів зведено в табл. 4.2, з якої видно, що для атома Карбону Мs набуває значення від +2 до -2 (варіанти а і в), а МL — від +1 до -1 (варіанти г, е, є, з, и, к):





Правило Гунда. Порядок заселення електронами атомних орбіталей з однаковим значенням l регламентується правилом Гунда (1927):

У межах одного незавершеного підрівня електрони розміщуються по одному на вільних АО, орієнтуючи свої спіни паралельно, тобто М за абсолютною величиною має мати максимальне значення.

Цю умову для атома С задовольняють шість станів: У разі однакових значень Ms із кількох варіантів обирають той стан, який характеризується найбільшим значенням Мь. Отже, можливе розміщення електронів на р-орбіталях атома Карбону показано чотирма рівноцінними варіантами. Так само, як азимутальне квантове число l електрона пов'язане з m;, а спін s — з ms, ML багатоелектронної системи залежить від сумарного орбітального моменту L, a Ms — від сумарного спінового моменту S, тобто



Для варіантів a i в ML може набувати значення + 2 і - 2 при L = 2, a Mg = 0, при S = 0. Для варіантів г, е, и, к L = 1 і S = 1 тощо. Значеннями L і S характеризують можливі електронні стани атома, які записують у вигляді 2S+1L термів атома. Терм атома Карбону для різних варіантів можна записати як 12, 31 тощо. Зазвичай замість цифрових значень L= 0, 1, 2, 3, 4... записують відповідні великі літери S, Р, D, F... (так само, як і для позначень атомних орбіталей s, р, d,...). Тому для атома Карбону терми будуть мати вигляд 1D, 3Р тощо. Індекс ліворуч угорі в термі атома вказує на кількість можливих станів орієнтації спінів електронів, і цю кількість часто називають спіновою мультиплетністю. Якщо мультиплетність дорівнює 1, то це відповідатиме Ms = 0 (бо 2-0 + 1 = 1), тобто у цьому випадку можливий лише один спосіб орієнтації двох електронів на одній АО, а саме:



Якщо мультиплетність дорівнює 3, то Мs = 1 (бо 2-1 + 1 = 3), орієнтація електронів на різних атомних орбіталях урізноманітнюється, а саме:



В основному стані електрони мусять мати максимальну кількість можливих орієнтацій спінів, тобто найбільшу спінову мультиплетність. У такому разі правило Гунда набуває нового формулювання: в основному стані атом має терм з максимальною мультиплетністю спіна. Якщо мультиплетність однакова, то з двох станів найстійкішим буде той, який описується найбільшим значенням L.

Отже, терм атома Карбону в основному стані — 3Р; це відповідає розміщенню електронів, зображеному варіантами г, к, е і и. Для атома Мn кількість варіантів розміщення п'яти електронів на п'яти (d-орбіталях 3рівня збільшується до 68). Однак, враховуючи рівноцінність деяких варіантів, для обчислювання Мs і МL можна обмежитися лише трьома основними:



Згідно з правилом Гунда, розміщення електронів на орбіталях атома Мn в основному стані відповідає варіанту р. Стани атома, які відповідають термам 4С і 2Т, менш стійкі і можуть з'являтися лише у разі збудження атома. Щоб оцінити кількість дозволених правилом Гунда варіантів розміщення електронів, треба побудувати основні варіанти розміщення електронів (як це зроблено для атома Мn) і для цих варіантів обчислити можливі терми атома.


Електронна будова атомів і періодична система елементів Д. І. Менделєєва

Якщо відомий заряд ядра і послідовність заселення електронами АО, можна графічно подати електронну структуру будь-якого елемента. Наприклад, для Ванадію графічна електронна структура буде такою:



Електронну структуру атома можна подавати у вигляді електронної формули. Для Ванадію електронна формула записується так:



Оскільки електронна оболонка атома Ванадію (ZV = 23) зберігає розміщення електронів, притаманне шляхетному газу Аргону (ZАг = 18), який передує Ванадію , то електронну формулу можна записувати у скороченому вигляді, для чого початкові електрони замінюють символом відповідного шляхетного газу. Для Ванадію матимемо:



Тепер розглянемо, яке саме місце посідатиме хімічний елемент у періодичній системі елементів залежно від того, якою електронною структурою характеризуються його атоми.

У 1869 р. видатний російський хімік Дмитро Іванович Менделєєв відкрив один з основних законів природи — періодичний закон, який у сучасному формулюванні звучить так:

Властивості хімічних елементів, так само, як і їхніх сполук, перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер їхніх атомів.

Періодичний закон — це основа сучасної хімії. Графічним виразником періодичного закону є періодична система елементів Менделєєва. Хімічні елементи в періодичній системі розміщуються суворо за порядком зростання зарядів ядер їхніх атомів. Оскільки заряд ядра визначає кількість електронів, то атоми кожного наступного елемента мають на один електрон більше, ніж атоми попереднього елемента. Сучасна періодична система містить 111 хімічних елементів, кожний із яких посідає в ній своє точно визначене місце — клітину в таблиці. У кожній клітині подано основну інформацію про елемент — назва елемента і (або) символ елемента, протонне число й усереднена відносна атомна маса елемента, а також може міститися інформація про електронну структуру валентного рівня. Найголовніші структурні одиниці періодичної системи елементів — періоди і групи.



Період — це горизонтальний ряд елементів, у якому вони розміщені за зростанням протонного числа і який розпочинається з лужного металу (або Гідрогену) та закінчується шляхетним (або інертним) газом.

Група — це вертикальний ряд подібних елементів, що належать до різних періодів.

Перші три періоди — "малі" — містять, відповідно, 2, 8 і 8 елементів, які Менделєєв назвав "типовими", бо вони формують головні підгрупи, і їхні властивості є типовими для елементів, які розміщуються під ними. Решта періодів (з 4 по 7), які містять 18, 18, 32 і 25 (сьомий період, який на сьогодні обмежується 111-м елементом, завершиться тоді, коли будуть синтезовані ядра 118-го елемента), називаються "великими". Великі періоди можна записувати у 2 ряди (парний і непарний), або в один довгий ряд. Отже, можливі два основні варіанти періодичної системи елементів — короткоперіодний (запропонований самим Менделєєвим) і довгоперіодний (сучасний). Короткоперіодний варіант складається з 11-ти рядів, причому кожний непарний ряд (за винятком 1-го) складається з 8-ми елементів (11-й ряд незавершений). Перші два елементи парних рядів великих періодів і всі елементи (за винятком перших двох) непарних рядів цих самих періодів утворюють головні підгрупи. У періодичній системі 8 елементів кожного періоду утворюють вісім головних підгруп, а решта 10 елементів кожного великого періоду — 8 побічних підгруп, причому 9-й і 10-й елементи об'єднують з 8-м, через що восьма побічна підгрупа формується з тріад елементів. Головні і побічні підгрупи короткоперіодної форми системи елементів відповідають групам А і Б довгоперіодної форми. Спробуймо це з'ясувати. Атом Гідротену містить один електрон, який розміщується на 1-му рівні. Рівень К, який містить лише одну орбіталь, насичується двома електронами — 1s2, які є присутніми в атомі Гелію, електронна формула записується як (Не). Ці два елементи Н і Не утворюють перший період. У разі збільшення заряду ядра на одиницю 3-й електрон потрапляє на 2-й рівень 2s-підрівень і, починаючи з третього елемента — Літію, — формується 2-й період. Подальше зростання заряду ядра зумовлює заповнення 2р-підрівня 2-го рівня, який вміщує 6 електронів. Насичення вісьмома електронами (електронний октет) 2-го рівня відповідає появі останнього в періоді елемента — пасивного, з погляду хімії, інертного газу Неону Ne. Одинадцятий електрон посідає місце на 3-му рівні і, починаючи від одинадцятого елемента — Натрію, — вже формується 3-й період. Третій період складається з восьми елементів, і тому наступний (19-й) електрон потрапляє на 4-й рівень. Рівень енергії, який відповідає p-орбіталі зовнішнього рівня, нижчий за рівень енергії, який відповідає орбіталям попереднього рівня (див. рис. 4.27). В атомів перших двох елементів 4-го періоду (К і Са) зовнішні електрони посідають s-орбіталь 4-го рівня.



Елементи, в атомах яких електрони заселяють зовнішні s- або р-орбіталі, називаються s- i р-елементами, і з цих елементів формуються головні підгрупи (або групи А довгоперіодного варіанта) системи елементів. Наступні 10 елементів 4-го періоду (від Скандію до Цинку) з'являються тоді, коли десять електронів по черзі заселять п'ять орбіталей попереднього 3-го рівня: (Аг).

Елементи, в атомах яких електрони заселяють передзовнішнi d-орбіталі, називаються d-елементами, і з цих елементів формуються побічні підгрупи (або групи Б довгоперіодного варіанта) системи елементів. Після Цинку в атомів елементів 4-го періоду продовжується заселення шістьма електронами трьох р-орбіталей 4-го рівня, починаючи від Галію і завершуючи Криптоном. Отже, 4-й період складається з 18-ти елементів. Максимальна кількість електронів на р--орбіталях пояснює, чому у кожному періоді (окрім 1-го) міститься по 8 елементів у головних підгрупах, а у великих періодах — ще й по 10 елементів у побічних підгрупах. З тієї ж причини, що й у Калію, у Рубідію (zRь = 37) — першого елемента 5-го періоду — останній електрон розміщується на 5-му рівні. Далі відбувається насичення s-орбіталі в атома Стронцію (38): (Кг)5s2, після чого заповнюються електронні оболонки наступних десяти (d-елементів: від Ітрію до Кадмію). Починаючи з Індію (zІп = 49), електрони заселяють три р-орбіталі 5-го рівня. П'ятий період завершується шостим після Індію p-елементом — шляхетним газом Ксеноном — — і, отже, вміщує 18 елементів. Шостий період уміщує в собі 32 елементи завдяки можливості заселення чотирнадцятьма електронами семи орбіталей 4-го рівня відразу після насичення двома електронами s-орбіталі 6-го рівня. При цьому утворюються електронні оболонки атомів перших двох елементів 6-го періоду: Цезію і Барію — . Оскільки рівні енергій орбіталей 5-го рівня і орбіталей 4-го рівня дуже близькі, в атомів елемента, що стоїть відразу за Барієм, — Лантану (zLа = 57) — останній у відліку електрон розміщується на орбіталі 5-го рівня: (Хе), але в наступних після Лантану чотирнадцяти елементів (окрім 7-го — Гадолінію і 14-го — Лютецію), цей 57-й електрон, як і наступні за ним, посідають орбіталі 4-го рівня. Приблизно така ж картина спостерігається в елементів 7-го періоду, які йдуть відразу після Актинію (zAс = 89). Отже, електрони семи орбіталей 4f- і 5f-підрівнів відповідають 14-ти елементам 6-го і 7-го періодів.

Елементи, в атомах яких електрони заселяют f- орбіталі останніми, формують або родину лантаноїдів (6-й період) або родину актиноїдів (7-й період).

Назва "лантаноїд" (або "актиноїд") означає "схожий з Лантаном (або з Актинієм)" і підкреслює схожість цих елементів з Лантаном (або Актинієм). І справді, відмінності у структурі електронних оболонок їхніх атомів (лантаноїдів або актиноїдів) виявляються лише на третьому від периферії рівні, тоді як хімічні властивості елемента зумовлюються електронами, що перебувають лише на зовнішньому і передзовнішньому рівнях його атомів. Тому у короткоперіодному варіанті системи елементів родина елементів розміщується у тій самій побічній (третій) підгрупі, як і Лантан (або Актиній). При цьому 6-й період формують атоми елементів, починаючи від Гафнію і завершуючи Меркурієм — Далі здійснюється забудова трьох р-орбіталей 6-го рівня у шести наступних р-елементів, і 6-й період завершується шляхетним газом Радоном — .


ЛІТЕРАТУРА:

  1. Оганесян Е.Т. «Неорганічна хімія», 1984.

  2. Глінка M.Л. «Загальна хімія», 1982.

  3. Сухомлінов А.К. «Практикум із неорганічної хімії», 1983.

  4. Льовітін Є.Я., Брізіцька А.М., Клюєва Р.Г. “Загальна та неорганічна хімія”- Х.: Прапор, Видавництво НФАУ, 2000.

  5. Ріпан Р., Четяну І. «Неорганічна хімія» - М.: Мир, 1971.

  6. Ахметов Н.С. «Неорганічна хімія», 1975.

  7. Хомченко Г.П. «Хімія для тих, що вступають до Вузів», 1991.

  8. Глінка М.Л. «Завдання і вправи з загальної хімії», 1987.

  9. Васильєва Я.Б. «Лабораторні роботи із загальної і неорганічної хімії», 1986.

  10. Хомченко Г.П. «Завдання з хімії», 1991.

  11. «Загальна і неорганічна хімія з елементами проблемного вивчення», 1990.

  12. «Хімія» - посібник для самоконтролю і самопідготовки, 1985.

  13. Лідін Р.А., Молочко В.А., Андрєєва Л.Л. «Хімічні властивості неорганічних речовин». М.: Хімія. – 1996.

  14. Голуб А.М. Загальна та неорганічна хімія. Ч.1, 1968; Ч.2, 1971.

  15. Голуб А.М. , Скопенко В.В. Основи координаційної хімії, 1977.

  16. Григор′єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія, 1979.

  17. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія, 1988; 1998.

  18. Василега-Дерибас М.Д., Фурсенко А.О. Методична розробка. Номенклатура і термінологія в загальній та неорганічній хімії (Історія, теперішній стан, наукові основи і правила), 1991.

  19. Манилов К.Р., Тютюнник В.М. Биография атома, 1984.

  20. Лазаров Д. Электрон и химические процессы, 1987.

  21. Михалічко Б.М. Курс загальної хімії, 2009.

  22. Цвєткова Л.Б. Загальна хімія: теорія і задачі, Частина 1, 2007.

  23. Середа А.С. Неорганічна хімія, 2008.

  24. Бодак О.І., Телегус В.С., Заречнюк О.С., Кінжибало В.В. Основи загальної хімії, 1991.

  25. Красовський О.М, Старчак В.Г. Загальна та неорганічна хімія у прикладах і завданнях, 1992.

  26. Василева М. Д. Чудодійні розчини, 1996.

  27. Перепелиця О.П. Властивості та екологічний вплив хімічних елементів. Довідник, 1997.

28. Лекційний матеріал.

ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК

Загальні поняття

Хімічний зв'язок — це наслідок ядерноелектронної взаємодії між атомами, яка зумовлює існування хімічних сполук—молекул, йонів, кристалів, радикалів тощо. Перебіг будь-яких хімічних реакцій завжди супроводжується перегрупуванням атомів у речовині. При цьому зв'язки, які існували між атомами до початку реакції зникають, а замість них виникають інші зв'язки. Не існує хімічних реакцій, під час перебігу яких зв'язки між атомами не змінювалися. До відкриття електрона (1898) зрозуміти природу хімічного зв'язку було неможливо, хоча поняттям валентності хіміки користувалися здавна. Поняття про валентність увів Е. Франкланд (1852). Валентність - це властивість атомів заданого елемента утворювати хімічні зв'язки або сполуки певного складу. У ті часи існували навіть певні уявлення про геометрію деяких молекул. Так, Вант Гофф з колегами дійшов висновку, що атоми карбону в багатьох органічних сполуках мають тетраедричну будову. Вернер (1893) створив теорію комплексних сполук, у якій стереохімія комплексних йонів посідала чільне місце. Аби молекула мала певну геометричну форму, між її складовими частинами мають бути зв'язувальні сили. У структурних формулах ці сили (хімічні зв'язки) між атомами зображають однією, двома або трьома рисками, наприклад, Н-Н, О=О тощо. Одна риска вказує на те, що між сусідніми атомами існує один зв'язок, дві—два зв'язки (або подвійний зв'язок), три—потрійний. Однак таке зображення є формальним і в жодному разі не дає цілковитого розуміння природи хімічних зв'язків. Незадовго до відкриття електрона Арреніус, працюючи з розчинами електролітів (1880—1890), зробив припущення про існування вільних йонів. Базуючись на цих припущеннях, він намагався дати пояснення силам, які сполучають атоми. І хоча ці намагання не були продуктивними (оскільки ще не був відкритий електрон), все ж вони дали поштовх розвиткові уявлень про електричний заряд як основу виникнення хімічного зв'язку. Теорію хімічного зв'язку почали розробляти відразу після відкриття електрона. Так, Льюїс (1916) дав тлумачення валентності. За Льюїсом хімічний зв'язок виникає тоді, коли між двома атомами локалізується пара електронів (поділена електронна пара). Кількість зв'язків, які заданий атом може утворювати з іншими атомами (тобто валентність атома), визначається кількістю неспарених електронів. У 1927 році ця теорія успішно витримала перевірку квантово-хімічними обчисленнями. Хімічні зв'язки можуть виникати як між окремими атомами, так і між складними хімічними частинками—молекулами та йонами. В усіх випадках відповідальними за його утворення є електронні оболонки атомів, які увійшли в контакт після зіткнення хімічних частинок. Унаслідок цього їхні електронні оболонки частково перекриваються. Це необхідна передумова виникнення хімічного зв'язку. При утворенні хімічного зв'язку повна енергія системи (сума кінетичної і потенціальної енергій) понижується порівняно з енергією ізольованих атомів, а електронна густина перерозподіляється між атомами, які взаємодіють. Залежно від характеру розподілу електронної густини в речовині, розрізняють п'ять основних видів хімічного зв'язку: йонний, ковалентний, металічний, вандерваальсовий і водневий, до того ж перші три —дуже міцні. Основні характеристики хімічного зв'язку визначаються будовою і властивостями взаємодіючих атомів, передусім електронною структурою валентних орбіталей та розмірами атомів. Електронні оболонки ізольованих атомів не мають чітко окреслених меж, однак їхні радіуси можна характеризувати положенням максимуму електронної густини зовнішнього (валентного) електронного шару. Теоретично обчислена відстань від ядра до головного максимуму електронної густини зовнішньої орбіталі вважається істинним (орбітальним) радіусом ізольованого атома. Будь-який атом має одне значення орбітального радіуса в нормальному стані і декілька значень у збуджених станах. У хімічних сполуках доводиться мати справу з радіусами атомів, сполучених між собою тим чи іншим хімічним зв'язком. Такі радіуси називаються ефективними. Ефективні (відносні) атомні радіуси обчислюють за експериментальними даними про між'ядерні відстані в молекулах і кристалах. Половина між'ядерної відстані відповідає ефективному атомному радіусу елемента. Розрізняють ковалентні і металеві ефективні атомні радіуси.

Ковалентні радіуси — це половина між'ядерної відстані в молекулах чи кристалах простих речовин. Металеві радіуси становлять половину відстані між центрами ядер у кристалах металів. Для характеристики розмірів катіонів і аніонів у кристалічних сполуках послуговуються поняттям йонного радіуса. Йонні радіуси обчислюють за між'ядерними відстанями в йонних кристалах, припускаючи, що ці відстані дорівнюють сумі радіусів катіонів і аніонів. Визначення йонних радіусів ґрунтується на експериментальному (рентгенографічному) визначенні розподілу електронної густини між катіоном і аніоном у структурах кристалів. За радіус катіона (або аніона) приймають відрізок на прямій, що сполучає катіон з аніоном, проведений від центра катіона (або аніона) до мінімальної електронної густини. Слабкі взаємодії проявляються між валентно незв'язаними атомами, які перебувають на далеких відстанях. Відстань між валентно незв'язаними атомами характеризують за допомогою вандерваальсових радіусів. Вандерваальсові радіуси—це половина усередненого значення між'ядерних відстаней між однаковими атомами сусідніх молекул, що дотикаються.


Поділіться з Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   10

Схожі:

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №3 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник до змістового модулю №1 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconКонтрольні роботи для студентів заочної форми навчання спеціальності «технологія парфумерно-косметичних засобів»

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник Для викладачів та студентів фармацевтичного факультету Запоріжжя 2014

Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник за кредитно-модульною системою для студентів вищих навчальних медичних закладів за спеціальністю «технологія парфюмерно-косметичних засобів»
Сторія україни: навчально-методичний посібник для студентів, працюючих за кредитно-модульною системою. (укладачі: кандидат історичних...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчально-методичний посібник для студентів І курсу факультету філології та журналістики стаціонарної форми навчання. Доп., розш. Полтава: пдпу, 2009. 61 с
Тарасова н.І.,Чередник л. А. Організація самостійної та індивідуальної роботи з античної літератури: Навчально-методичний посібник...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів 5-го, 6-го курсу медичних внз, лікарів-інтернів педіатрів, інфекціоністів та сімейних лікарів Запоріжжя, 2016р
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconМетодичні вказівки для студентів ІІ курсу фармацевтичного факультету для підготовки до семінарських занять з предмету
...
Навчальний посібник до змістового модулю №2 для студентів І курсу фармацевтичного факультету спеціальність «Фармація» та «Технологія парфумерно-косметичних засобів» iconНавчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029 «Інформаційна, бібліотечна та архівна справа»
Концепція професійного спрямування (Вступ до фаху) : навчальний посібник для студентів гуманітарного факультету, спеціальності 029...


База даних захищена авторським правом ©biog.in.ua 2017
звернутися до адміністрації

    Головна сторінка