Лекция 1 14.09.12.

Периодический закон:

Д.И. Менделеева

Строение атома

1. Формулировка

2. История развития теории строения атома

1. Закон Мозли

2. Ядерная модель атома

1. Основные положения квантовой механики

2. Квантовые числа

3. Строение электронных оболочек атома

4. Периодический закон в свете электрического строения атома

1 марта 1969г.

Свойства простых тел, а также формулы и свойства соединений элементов находящихся в периодической зависимости от величины их атомных весов

К началу XX века были сделаны открытия которые подтверждали, что атом- это сложная частица.

Ученые стали работать над созданием модели атома.

В 1913г Мозли определил физический смысл порядкового номера элементов в системе.

Порядковый номер – заряд ядра атома.

Резерфорд предложил ядерную модель атома :

Положительно заряженное ядро вокруг которого вращаются по орбиталям отрицательные электроды

+

В 1913г Нильс Бор предложил постулаты:

Основные положения квантовой механики – механика микрочастиц

1925-1926гг. Гейзенгер, Шредингер

Они опирались на квантовую теорию света.

Все частицы микромира ( электроны) обладают двойственной природой.

В основе этой теории лежит принцип неопределённости.

Основные положения

1. Волновой характер движения электрона, электронная двойственной природы- частица, движения которой подчиняются волновым законом.

2. Вероятностный, статистический метод описания состояния электрона в атоме. Состояние электрона в атоме не определено, можно говорить только о вероятности его состояния с большей или меньшей точностью. Электрон может находиться в любой точке атома, т.е. размещается по атому, т.е. создаёт «электронное облако».

Орбиталь – часть электронного облака с максимальной плотностью, т.е. с максимальной вероятностью нахождения электорона в атоме.

Квантовые числа

Состояние электрона в атоме можно описать четырьмя квантовыми числами.

1. Главное квантовое число n – характеризует энергию электрона в атоме. Принемает значения n=1,2,3,4…∞

n=1 E-min

+

n=1 n=2 n=3

энергетический уровень

б) побочное квантовое число( орбитальное) ƿ

энергетические уровни распределяются на подуровни. ƿ характеризуетэнергетические подуровни и форму орбитали.

n=1 ƿ=0 (S) шар m=0 – 1 орбиталь, 2 электрона

n=2 ƿ=0 (S)

ƿ=1 (P) 8 объемная 8-ка m=-1,0,1 – 3 орбитали, 3 ориентации, 6 электронов

n=3 ƿ=0 (S)

ƿ=1 (P)

ƿ=2 (d) 2 объемные 8-ки m=-2,-1,0,1,2 5 орбиталей 10 электронов

n=4 ƿ=0 (S)

ƿ=1 (p)

ƿ=2 (d)

ƿ=3 (f) m=-3,-2,-1,0,1,2,3 7 орбиталей 14 электронов

в) магнитное квантовое число. m- характеризует ориентацию орбитали в пространстве.

Г) Спиновое S – характеризует вращение электрона вокруг собственной оси. S=±

Принципы электронного строения атома

Принцип наименьшей энергии. Электроны дополняют орбитали в порядке возрастания энергии.

Энергия зависит от суммы n+1

∑n+1 1 2 3 4 4 5 5 6

Последние заполненные орбитали 1s 2s 2p 3s3p4s 3d4p4d

лекция 2 28.09.12.

S+16 2 8 6

p

s

1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

d

3

2

3

1. Периодический закон в свете электронного строения атома

2. Структура периодической системы

3. Причина периодичности изменения свойств элементов. Изменение кислотно основных свойств и их соединений в зависимости от положения их в периодической системе.

Химическая связь

1. Энергетическая характеристика атомов

2. Природа химической связи

3. Параметры химической связи

4. Виды химической связи

5. Метод В С. Ковалентная связь

6. Ионная связь

1)Электроны наружного слоя могут отрываться и присоединяются к другим атомам. Атом превращается в ион. Это энергетическими затратами.

А) энергия ионизации (I) – энергия необходимая для отрыва электрона от атома. I – мера металличности атома. Чем меньше I, тем более выражены металлические свойства.

Б) сродство к электрону € – это энергия выделяющаяся при присоединении электрона к атому.

Е – мера не металличности атома. Чем больше Е, тем активней не металл.

В) Электроотрицательность (э.о.) – это способность атома притягивать к себе электроны связи.

2) химические свойства – это совокупность сил, действующих между атомами, связанными в молекулу. При взаимодействии атомов действует электростатические силы притяжения и отталкивания. Валентными электронами называются электроны наружного слоя участвующие в образовании химической связи. Условия образования химической связи – это минимум потенциальной энергии молекулы.

3)

А) энергия связи – энергия, необходимая для разрыва связи.

Б) длинна связи – это расстояние между ядрами взаимодействующих атомов. В момент образования химической связи силы притяжения и отталкивания равны.

В) валентный угол- угол между воображаемыми линиями, проведёнными между ядрами атомов. 4) При образовании связи происходит перераспределение электронной плотности атомов. В зависимости от характера перераспределения различают 3 основные виды связи:

• Ковалентная

• Ионная

• Металлическая

• И др.

Для рассмотрения природы химической связи существует 2 метода:

А) метод валентных связей.(В.С.)

Б) метод молекулярных орбиталей (МО)

Рассмотрим образование химической связи в молекуле H

Гейтнер и Лондон при изучении молекулы водорода установили, что взаимодействовать между собой могут только атомы, имеющие электроны с противоположными спинами. Т.е. электронные перекрываются. Между ядрами атомов образуются области повышенной электронной плотности.

Общая электроная пара, которая связывает атомы. Такую двухэлектроную связь и называют ковалентной.

5) основные положения метода В.С.

1. связь образуется путем перекрывания электронных облаков, образуемых электронами с противоположными спинами. Образуется общая электронная пара.

2. Связь направлена в сторону максимума перекрывания облаков.

А) Насыщаемость

Б) поляризуемость

В) направленность

Атом образует определенное количество связей.

В образовании связи учитываются все валентные электроны. Количество валентных электронов возрастает.

Азот образовал новую связь по донорно- акутпарному механизму.

Максимальная волентность атома – это число неспаренных электронов+ число свободных электронных пар или свободных орбиталей.

Поляризуемость – если молекула состоит из одинаковых атомов, то общая электронная пара располагается между ядрами симметрично.

Электронная плотность равномерна – связь неполярная ковалентная. При образовании молекулы из разных атомов общая электронная пара притягивается к более электроотрицательному атому.

Лекция3 12.10.12

Химическая термодинамика

Система - это совокупность взаимодействующий в-в мысленно или фактически обособленая от окр. Среды

Системы:

Гомогенные - 1фаза (растворы), гетерогенные – много фаз (вода со льдом(+пар))

Фаза - часть системы однородная по составу и свойствам отделённая от других частей системы только поверхностью раздела: изолированные, закрытые(обмениваются энергией), открытые(обмениваются и веществом и энергией)

Параметры:

Объем, плотность, масса, температура.

Переход системы из одного состояния в другое может протекать с некоторыми постоянными параметрами

P=const- изобарный

T=const – изотермический

V=const - изохорный

Внутренняя энергия-энергия движения и взаимодействие атомов, молекул, ядер, др. частиц.

∆U=U_кон-U_нач

Абсолютное значение определить невозможно

U-термодинамическая функция состояния(не зависит от пути и способа перехода-определяется только начальным и конечным состоянием)

Q-количественная мера хаотического движения частиц данной системы или вещества

A-количественная мера направленного движения частиц (функция пути, положительной считается работа против внешних сил)

Q=∆U+A-первый закон термодинамики

Если V=const, то A=p∆V. ∆V=0 Q=∆U

Если P=const, то Q=∆U+p∆V,

Q=U₂-U₁+pV₂-pV₁=U₂+pV₂-(U₁+pV₁)

H=U+pV Q=H₂-H₁=∆H

∆H>0 погл. Тепла, эндотермический процесс

∆H<0 выдел. Тепла, экзотермический процесс

Закон Гесса тепловой эффект зависит от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от пути.

CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O, ∆H⁰=-802.34 кДж

Тепловой эффект реакции равен разнице между суммами теплот (энтальпии),образования продуктов реакции и исходных веществ, с учетом их стехиометрических коэффицентов

2-е

Число микросостояний (X_i,Y_i,Z_i)

Термодинамической вероятность состояния системы

Больцман

R-8,31

∆S=S₂-S_!>0

S-характеризует вероятность нахождения вещества в данном состояние, мера хауса

S₁-менее упорядоченный

II закон термодинамики-в изолированных системах самопроизвольно протекают только процессы с ростом энтропии

∆S>0 Энтропия растет в процессах связанных: с повышением температуры, увеличение числа частиц и энергии теплового движения

∆S<0 Энтропия уменьшается в процессах: кристаллизация, конденсация, сублимация, понижения T, уменьшение объема, выпадения осадка

Носителями энтропии являются газы