Строение Атома

Строение Атома.

Орбиталь – область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона.

Главное квантовое число (n) – характеризует энергетический уровень. Определяет энергию и размеры электронных орбиталей.

Орбитальное квантовое число (l) – определяет форму атомной орбитали. Характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. (s – 0; p – 1; d – 2; f – 3).

Магнитное квантовое число (m) – характеризует ориентацию орбитали в пространстве. (от –l до +l)

Спиновое квантовое число (s) – спин электрона. (+1/2 - ; -1/2 - )

Принцип минимальной энергии. Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.

Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме в порядке возрастания числа n. (1s 2s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f  6p 7s 6d 5f )

Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов , обладающих одинаковым набором квантовых чисел.

Правило Гунда. Заполнение орбитали  одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.

Энергия ионизации(I1). Энергия необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента называется первой энергией ионизации I1.[кДж/моль, эВ]. Характеризует восстановительную способность элемента. Первая энергия определяется электронным строением элементов и её изменение имеет периодический характер. Наименьшее значение имеют щелочные элементы находящиеся в начале периода, наибольшее – благородные газы, находящиеся в конце периода. По группе сверху вниз – уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону(Eср). Энергетический эффект присоденения моля электронов к молю нейтральных атомов. Eср выражается в кДж/моль или в эВ. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения её – элементы с электронной конфигурацией s2 (He, Be, Mg, Zn) ,с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As).

Электроотрицательность(ЭО). Способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Возрастает по периоду, убывает по группам у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V – побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы(минимум у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов VII – VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения s-элементы I подгруппы, наибольшие значения – p-элементы VI и VII групп.

Атомный радиус. По группе – возрастают. Al – Ga убывают.

Химическая связь.

Вид взаимодействия, обуславливающий устойчивое существование многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.

Ионная. Электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Возникает в случае большой разности ЭО атомов. Не обладает направленностью и насыщеностью.

Ковалентная. Связь образованная за счет обобществленной пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома.  Обладает направленностью и насыщенностью. Если связь образована двумя одинаковыми атомами, то она неполярная. Если один из атомов притягивает электроны сильнее другого, то связь полярная. Мерой полярности служит  электрический момент диполя св [кл/м, D дебай = 3.3*10-3 кл/м] равный  произведению эффективного заряда  на  длину диполя lд 

св=lд

Растёт с увеличением ЭО.

Металлическая.

Водородная. Химическая связь образованная положительно поляризованным водородом молекулы A-H и отрицательным атомом B другой или той-же молекулы.

Вандервальсовы взаимодействия.

Диполь-дипольное взаимодействие. Молекулы ориентируются таким образом, что положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого.

Индукционное взаимодействие. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные диполи. Между постоянными и наведёнными диполями возникает притяжение. Энергия зависит от поляризуемости и увеличивается с увеличением размера молекулы.

Энергия вандервальсова взаимодействия. Eв = a/lв6 + b/lв12

a и b – постоянные.

Энергия связи(Eсв). Кол-во энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией химической связи[кДж/моль]. Для многоатомных соединений принимают среднее её значение. Чем больше  Eсв тем  устойчивее молекула.

Длина связи(lсв). Расстояние между ядрами в соединении. Чем больше длина связи – тем меньше энергия связи.

Метод валентных связей.

А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрытия АО с образованием электронных пар.

Б) атомы вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами(энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц.

В) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с разными спинами.

Г)характеристики химической связи(энергия, длина, полярность) определяются типом перекрывающихся АО.

Метод валентных связей. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

Валентность. Способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов с образованием химических связей.

При переходе в возбуждённое состояние, один из спаренных электронов переходит в свободную орбиталь той же оболочки.

Донорно-акцепторный механизм: образуется общая электронная пара за счёт неподелённой пары электронов одного атома и вакантной орбитали другого атома.

Метод молекулярных орбиталей. Электроны в молекуле распределены по МО, которые подобно АО характеризуются определённой энергией и формой. МО охватывают всю молекулу. Молекула рассматривается как единая система.

1.       Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируется МО.

2.       Энергия одних МО оказывается выше, других – ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО, полученная из набора АО, приблизительно совпадает с средней энергией этих АО.

3.       Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энергии, при это соблюдается принцип запрета Паули и правило Гунда.

4.       Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей симметрией.

5.       Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания атомных орбиталей.

Порядок и энергия связи. Порядок связи n=(Nсв-Nр)/2. Nсв – число e на связывающих молекулярных орбиталях, Nр – число e на разрыхляющих молекулярных орбиталях.

Если Nсв = Nр, то n=0 и молекула не образуется. С увеличением n в однотипных молекулах растёт энергия связи. В отличии от метода АО, в методе МО допускается, что связь может быть образована одним электроном.

Комплексные соеденения. Сложные соединения у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно акцепторному механизму

              Назвние начинается с названия отрицательного лиганда, с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом, с указанием римской цифрой его степени окисления. H2O(аква), NH3(амин), CO(карбонил), NO(нитрозил). Число лигандов обозначается  приставками ди-, три-, тетра-, пенто- и др. или бис- трис тетракис- пентакис- гексакис- для комплексов у которых в названии уже используется приставки ди- три-… [Zn(NH3)2Cl]Cl – хлорид хлордиаминцинка.

Химические системы. Системой называется совокупность находящихся во взаимодействии веществ или частиц, мысленно или фактически обособленая от окружающей среды.

Давление. 1атм. = 760мм. рт. ст. 1атм. = 101325 Па. 105 Па В газовых смесях давления равно сумме парциальных давлений газов, если бы они были одни. Pсм = pi

p=p/pст

Концентрация. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

Молярная концентрация вещества. В, cв  - отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к обьёму этой системы. Единица измерения моль/м3 или моль/л.

Молярная доля вещества. В, xв – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к обьщему количеству вещества(в молях)Измеряется в %.

Объемная доля вещества. В, в – отношение обьёма компонента, содержащегося в системе, к обьёму системы.

Массовая доля вещества. В, в  - отношение мыссы данного компонента, содержащегося в системе, к обьщей массе этой системы.

Предельно допустимая концентрация(ПДК).

PV=nRT

n – число молей газа.

NA = 6.022*1023

R=8.31 Дж/(моль*К)

VA=22.4 л.

0=M/VA

n=m/M

Давление паров. p=Aexp(-B/RT), A и B – константы.

Изобарический p=const

Изохорический V=const

Изотермический T=const

U – внутренняя энергия

H – энтальпия

S – энтропия

G – энергия Гиббса

F – энергия Гельмгольца

Работа A=pV(p=const)+A’

H=U+pV

H характеризует систему при постоянном давлении

Тепловой эффект химической реакции. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы.

При постоянном давлении – это H – энтальпия реакции. В стандартных условиях H0

Если теплота выделяется то H<0, реакция экзотермическая. Если H>0 то реакция эндотермическая, теплота поглощается.

Термохимические уравнения. Раздел химим, из-учающий тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений, получил название термохимии.

              Уравнения процессов, в которых указаны тепловые эффекты, называются термохимическими.

Энтальпия(теплота) образования(H). Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298Ки давлении 100кПа. Энтальпия простых веществ при н.у. принята равной нулю.

Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных вещест и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям энергий, можно определить энтальпию, и наоборот.

Q=[Cc+(mCв)] T

Cc – теплоёмкость сосуда калориметра.

Cв – удельная теплоёмкость реагирующей смеси и или воды

m – масса реагирующей смеси или воды.

Энтропия. Мера неупорядоченности состояния системы.  W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. В отличии от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю(третий закон термодинамики). Энтропия растёт по мере повышения температуры.

Второй закон термодинамики для изолированных систем. В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Энергия Гиббса. – критерий самопроизвольного протекания реакции.(для изобарно-изотермических процессов).

              G = H - TS

              G = Gкон - Gнач

              G = - RTlnKравн

              G = -zFE

              G = S,  - удельная поверхностная энергия.

Если G<0 то реакция может протекать самопроизвольно.

Константа химического равновесия(только газы). Kравн = [L]l[M]m/[D]d[B]b

Кр=Кравн(RT) 

Kр = exp(-H/(RT)+ S/R)

Принцип Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы.

Vср = -Dc/Dt

Vмг = dc/dt

Vпр=Kпр*[A]a[B]b

Vобр=Kобр*[С]с[В]d

Порядок реакции. Суммы порядков реакции по реагентам.

K = lnc/t

Правило Ван-Гоффа. V2 = V1T/ 10

Уравнение Аррениуса. K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e.  Ea – энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:

              V = V0exp[-Ea/(RT)]

              Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T)

Энергия активации. Энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.

Молекулярность реакции. Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью.

Фотохимические реакции. E = h=hc/

Идеальным раствором называют раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.

Закон Рауля. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.

Tкип=KэCm

Температура кристализации раствора ниже температуры кристализации чистого растворителя.

Tзам=KкCm

Осмотическое давление. V=nRT =nRT/V =cRT

 - осмотическое давление. С – молярная концентрация раствора.

Активность.
a=с   - коэффициент активности.

Закон распределения. При постоянной температуре соотношение равновесных концентраций между несмешивающимися жидкостями(фазами) является величиной постоянной, независит от ближнего кол-ва компонентов. Kрас=CA/CB

CA и CB –молярные концентрации вещества в жидкостях. Kрас – коэффициент распределения.

Степень диссоциации(). Отношение числа молекул, диссоциированных  на ионы, к обьщему числу молекул растворённого электролита.