Tanulja meg a 11. fokozatú kémust

Az anyag építőelemei atomok, amelyek összekapcsolódnak és molekulákat vagy vegyületeket képeznek. Fontos tudni egy atom részét, mi az ionok és izotópok, és az atomok hogyan kapcsolódnak egymáshoz.

Az atomok három összetevőből állnak:

• protonok - pozitív elektromos töltés
• neutronok - nincs elektromos töltés
• elektronok - negatív elektromos töltés

A protonok és a neutronok képezik minden atom magját vagy központját. Az elektronok keringnek a magon. Tehát az egyes atommagok nettó pozitív töltéssel rendelkeznek, míg az atom külső része nettó negatív töltéssel rendelkezik. Kémiai reakciók során az atomok elveszítik, elnyerik vagy megosztják az elektronokat. A mag nem vesz részt a szokásos kémiai reakciókban, bár a nukleáris bomlás és a nukleáris reakciók változásokat okozhatnak az atommagban.

Az atomban levő protonok száma meghatározza, hogy melyik elem ez. Minden elemnek egy- vagy kétbetűs van

Azok a atomok, amelyek nettó pozitív vagy negatív elektromos töltést hordoznak ionok. Például, ha egy hélium atom elveszít két elektronot, akkor annak nettó töltése +2 lenne, amelyet He²⁺.

Az atomban lévő neutronok számának változása határozza meg, melyik izotóp egy elemről van szó. Az atomok nukleáris szimbólumokkal írhatók izotópuk azonosítása céljából, ahol a nukleonok száma (protonok plusz neutronok) felsorolása az elem szimbólum fölött és bal oldalán található, az alábbiakban felsorolt ​​protonok számával és az szimbólum. Például a hidrogén három izotópja:

¹₁H, ²₁H, ³₁H

Mivel tudod, hogy a protonok száma soha nem változik egy elem atomjánál, az izotópokat általában az elem szimbólummal és a nukleonok számával írják. Írhat például H-1, H-2 és H-3 a hidrogén három izotópjára, vagy U-236 és U-238 az urán két általános izotópjára.

Az atomszám egy atom azonosítja annak elemét és protonjainak számát. Az atomtömeg a protonok száma plusz a neutronok száma egy elemben (mivel az elektronok tömege annyira kicsi a protonokhoz és a neutronokhoz képest, hogy lényegében nem számít). Az atomsúlyt néha atommasszának vagy atomtömeg számnak hívják. A hélium atomszáma 2. A hélium atomtömege 4. Vegye figyelembe, hogy a periódusos rendszerbeli elem atomtömege nem egész szám. Például a hélium atomtömegét 4,003, 4 érték helyett adjuk meg. Ennek oka az, hogy a periódusos rendszer tükrözi az elem izotópjainak természetes mennyiségét. A kémiai számításokban a periódusos táblán megadott atomtömeget használja, ha feltételezzük, hogy egy elem mintája tükrözi az elem izotópjainak természetes tartományát.

Az atomok kölcsönhatásba lépnek, gyakran kémiai kötéseket képeznek egymással. Amikor kettő vagy több atom kötődik egymáshoz, molekulát képeznek. Egy molekula lehet egyszerű, például H₂vagy összetettebb, például C₆H₁₂O₆. Az aláírók jelzik a molekula minden egyes atomtípusát. Az első példa egy molekulát ír le, amely két hidrogénatomból áll. A második példa egy molekulát ír le, amely 6 szénatomból, 12 atom hidrogénből és 6 atomból álló oxigénből áll. Noha az atomokat bármilyen sorrendben meg lehet írni, a gyakorlat az, hogy először a molekula pozitív töltésű múltját írják le, majd a molekula negatívan töltött részét. Tehát a nátrium-klorid NaCl, és nem ClNa.

A periódusos rendszer a kémia fontos eszköze. Ezek a megjegyzések áttekintik a periódusos rendszert, annak felépítését és a periódusos rendszer tendenciáit.

1869-ben Dmitri Mendeleev a kémiai elemeket periodikus táblázatokba rendezte, hasonlóan a ma általunk használthoz, kivéve az elemeit a növekvő atomtömeg szerint rendezték el, míg a modern asztal növekvő atomtömeggel van rendezve szám. Az elemek felépítése lehetővé teszi az elemek tulajdonságainak tendenciáinak megismerését és az elemek viselkedésének előrejelzését a kémiai reakciók során.

A sorokat (balról jobbra mozogva) hívják időszakok. Egy időszak elemei ugyanazzal a legmagasabb energiaszinttel rendelkeznek egy fel nem használt elektronra. Az alsóbb szintek több energiánként vannak, amint az atomméret növekszik, tehát több elem van a táblázat alatt.

Az oszlopok (felülről lefelé mozogva) képezik az elem alapját csoportok. A csoportokban lévő elemek azonos számú valencia elektronnal vagy külső elektronhéj-elrendezéssel oszlanak meg, ami egy csoport elemeinek számos közös tulajdonságot ad. Az elemcsoportokra példa az alkálifémek és a nemesgázok.

A periódusos rendszer felépítése lehetővé teszi az elemek tulajdonságainak alakulásának áttekintését. A fontos tendenciák az atom sugara, az ionizációs energia, az elektronegativitás és az elektron affinitás szempontjából vonatkoznak.

• Atomi sugár
  Az atom sugara egy atom méretét tükrözi. Atomi sugár csökken balról jobbra haladva egy időszakban és növeli a fentről lefelé történő mozgást le egy elemcsoportot. Bár azt gondolhatja, hogy az atomok egyszerűen nagyobbak lesznek, mivel több elektronot nyernek, az elektronok egy héjában maradnak, míg a növekvő protonszám a héjakat közelebb húzza a maghoz. Egy csoport lefelé haladva az elektronok a magból távolabb találhatók új energiahéjakban, így az atom teljes mérete növekszik.
• Ionizációs energia
  Az ionizációs energia az az energiamennyiség, amely az elektron eltávolításához szükséges egy ionból vagy atomból gázállapotban. Ionizációs energia növeli a balról jobbra haladást egy időszakban és csökken a mozgatás fentről lefelé le egy csoportra.
• elektronegativitás
  Az elektronegativitás azt jelzi, hogy az atom kémiai kötést milyen könnyen képez. Minél nagyobb az elektronegativitás, annál nagyobb a vonzereje az elektron kötéséhez. elektronegativitás csökken egy elemcsoport lefelé történő mozgatásával. A periódusos rendszer bal oldali elemei általában elektropozitívak vagy inkább elektronokat adnak, mint elfogadnak.
• Elektron affinitás
  Az elektron affinitás azt tükrözi, hogy egy atom mennyire képes elfogadni az elektronot. Elektron affinitás elemcsoporttól függően változik. A nemesgázok elektron affinitása nulla közelében van, mivel tele vannak elektronhéjakkal. A halogének nagy elektron affinitással bírnak, mivel egy elektron hozzáadásával az atom egy teljesen kitöltött elektronhéjat eredményez.

Kémiai kötések könnyen érthető, ha szem előtt tartja az atomok és elektronok következő tulajdonságait:

• Az atomok a legstabilabb konfigurációt keresik.
• Az Octet-szabály kijelenti, hogy a külső orbitában 8 elektronnal rendelkező atomok a legstabilabak.
• Az atomok megoszthatják, megadhatják vagy elvehetik más atomok elektronjait. Ezek a kémiai kötések formái.
• Kötések az atomok vegyérték-elektronai, és nem a belső elektronok között fordulnak elő.

A kémiai kötések két fő típusa az ionos és a kovalens kötés, ám tisztában kell lennie a kötés több formájával:

• Ionos kötvények
  Ionos kötések akkor alakul ki, amikor az egyik atom elektront vesz egy másik atomtól. Példa: A nátrium-kloridot egy ionos kötés képezi, amelyben a nátrium vegyérték-elektronát klórra adományozza. A klór halogénatom. Az összes halogénnek 7 vegyértékértékű elektronja van, és még egyre van szükségük ahhoz, hogy stabil oktettet kapjanak. A nátrium egy alkálifém. Minden alkálifém 1 valens elektronmal rendelkezik, amelyet könnyen adományoznak kötés kialakításához.
• Kovalens kötések
  Kovalens kötések akkor formálódnak, amikor az atomok megosztják az elektronokat. Valójában a fő különbség az, hogy az ionos kötésekben lévő elektronok szorosabban kapcsolódnak egy atomhoz vagy a másik atommag, amelyek elektronjai a kovalens kötésben körülbelül ugyanolyan valószínűleg keringnek az egyik magon, mint a Egyéb. Ha az elektron szorosabban kapcsolódik az egyik atomhoz, mint a másikhoz, a poláris kovalens kötés kialakulhat. Példa: Kovalens kötések képződnek a hidrogén és a vízben lévő oxigén között, H₂O.
• Fémes kötvény
  Amikor a két atom mindkettő fémek, fémes kötés alakul ki. A fémek közötti különbség az, hogy az elektronok bármilyen fématom lehetnek, nem csupán két atom egy vegyületben. Példa: A fémes kötéseket láthatjuk tiszta elemi fémek mint például arany vagy alumínium, vagy ötvözetek mint például sárgaréz vagy bronz mintáin.

Kíváncsi lehet, hogy tudod megmondani, hogy a kötés ionos vagy kovalens-e. Megnézheti az elemek elrendezését a periódusos táblán vagy az elemtáblán electronegativities megjósolni a kialakuló kötés típusát. Ha az elektronegativitási értékek nagyon különböznek egymástól, akkor ionos kötés alakul ki. A kation általában fém, az anion nem metál. Ha mindkét elem fém, akkor fémes kötés alakul ki. Ha az elektronegativitási értékek hasonlóak, akkor várható, hogy kovalens kötés alakul ki. Két nemféma közötti kötések kovalens kötések. Poláris kovalens kötések alakulnak ki az elemek között, amelyek köztes különbségeket mutatnak az elektronegativitási értékek között.

Annak érdekében, hogy a vegyészek és más tudósok kommunikálhassanak egymással, a Nómenklatúra vagy az elnevezés rendszerét állapította meg a Tiszta és Alkalmazott Kémia Nemzetközi Szövetsége (IUPAC). Meghallja a közismert nevű vegyületeket (például só, cukor és szódabikarbóna), de a laboratóriumban szisztematikus neveket használna (pl. Nátrium-klorid, szacharóz és nátrium-hidrogén-karbonát). Íme néhány áttekintés a nómenklatúráról.

A vegyületek csak két elemből (bináris vegyületekből) vagy kettőből többből állhatnak. Bizonyos szabályok vonatkoznak a bináris vegyületek elnevezésére:

• Ha az egyik elem fém, akkor először nevezik.
• Egyes fémek egynél több pozitív ionot képezhetnek. Gyakori, hogy a töltést az ionon római számokkal tüntetik fel. Például a FeCl₂ jelentése vas (II) -klorid.
• Ha a második elem nem metál, akkor a vegyület neve a fém neve, amelyet a nem fém név egy szár (rövidítése) követ, amelyet az "ide" követ. Például a NaCl nevű nátrium-klorid.
• Két nem fémből álló vegyület esetében az elektropozitívabb elemet nevezik előbb. A második elem szárát elnevezzük, amelyet "ide" követ. Példa erre a sósav, amely hidrogén-klorid.

A bináris vegyületek elnevezésére vonatkozó szabályokon kívül az ionos vegyületekre vonatkozóan további elnevezési megállapodások léteznek:

• Néhány poliaatomikus anion oxigént tartalmaz. Ha egy elem két oxianiont alkot, akkor az egyik kevesebb oxigénnel az initben végződik, míg az a másik, amelyben több oxgyen es, az inában végződik. Például:
  NEM^2- nitrit
  NEM^3- nitrát