Правило Гунда
Правило Гунда (Хунда) определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Гундом (Хундом) в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.
Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.
Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Гунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:
Принцип Паули
Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, ml, ms).
Атом лития имеет три электрона. Орбиталь с самой низкой энергией - 1s-орбиталь - может быть заселена лишь двумя электронами, причем у этих электронов должны быть разные спины. Если обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 - стрелкой, направленной вниз, то два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами на одной орбитали можно схематически представить так:
Третий электрон в атоме лития должен занимать орбиталь, следующую по энергии за самой низкой орбиталью, то есть 2s-орбиталь.
22. Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
на катоде идет процесс того вещества у которого более положительный электродный потенциал на аноде у которого более отрицательный электродный потенциал.
На отрицательно заряженном электроде - катоде происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катионов), а на положительно заряженном электроде - аноде идет электрохимическое окисление частиц (атомов, молекул, анионов).
25) Обменные реакции в растворах электролитов
В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. Например, уравнения реакций нейтрализации сильных кислот щелочами
HClO4 + NaOH →NaClO4 + H2O,
2HNO3 + Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 + 2H2O,
выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением
H+ + OH– → H2O,
из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов малодиссоциированного электролита – воды. Аналогично уравнения реакций
BaCl2 +H2SO4 → BaSO4 + 2HCl,
Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaNO3
выражают один и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO42— осадка малорастворимого электролита – сульфата бария
Ва2+ + SO42– → BaSO4↓.
На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl.
Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов
CH3COO– + Na+ + H+ + Cl– → CH3COOH + Na+ + Cl– ,
или в сокращенном виде
CH3COO– + H+ → CH3COOH.
Аналогично протекают реакции между щелочами и солями слабых оснований. Например,
FeSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2↓
Fe2+ + SO42– + 2 Na+ + 2 OH– → SO42– + 2 Na+ + Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2 OH– → Fe(OH)2↓.
Таким образом, реакции в растворах электролитов идут до конца если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа и образование слабого электролита. При написании ионно-молекулярных уравнений реакций, слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.
Все рассмотренные уравнения реакций являются необратимыми т.к. равновесие в них смещено вправо вследствие малой растворимости BaSO4 иFe(OH)2, образовании уксусной кислоты CH3COOH и воды H2O.
Однако в обменные реакции могут вступать растворы сильных и слабых электролитов, что может приводить к образованию слабых электролитов. Такие реакции являются обратимыми. Например:
FeS +
2HCl 
FeCl2 + H2S.
Запишем его в ионно-молекулярной форме, оставив в виде молекул нерастворимый сульфид железа (FeS) и слабодиссоциируемый газообразный сероводород (H2S). Сильные электролиты (HCl и FeCl2) запишем в виде ионов.
FeS + 2 H+ + 2Cl- Fe2+ +2Cl- + H2S.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
FeS + 2 H+ Fe2+ + H2S.
Взаимодействие кислой соли и щелочи приводит к образованию средней соли и воды. Например:
KHCO3 + KOH K2CO3 + H2O.
Запишем полное ионно-молекулярное уравнение
K+ + HCO3– + K+ + OH– 2K+ + CO32– + H2O.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
HCO3– + OH– CO32– + H2O.
При взаимодействии основной соли и кислоты образуется средняя соль и вода. Например:
NiOHNO3 + HNO3 Ni(NO3)2 + H2O.
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
NiOH+ + NO3– + H+ + NO3– Ni2+ + 2 NO3– + H2O
NiOH+ + H+ Ni2+ + H2O.
Амфотерные гидроксиды [Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и др.] растворяются в растворах щелочей с образованием комплексных солей. Например:
Zn(OH)2 + 2KOH K2[Zn(OH)4].
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
Zn(OH)2 + 2K+ + 2OH– 2K + + [Zn(OH)4]2–
Zn(OH)2 + 2OH– [Zn(OH)4]2–.
В сокращенном ионно-молекулярном уравнении сумма электрических зарядов левой части уравнения всегда равна сумме электрических зарядов правой части уравнения.
27. Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
Двойной электрический слой два весьма близких друг к другу слоя электрических зарядов разного знака, но с одинаковой поверхностной плотностью, возникающие на границе раздела двух фаз. Д. э. с. в целом электронейтрален.
Водородный
электрод, платиновая
пластинка, электролитически покрытая
платиновой чернью, погружённая
в раствор кислоты с
определённой концентрацией ионов водорода Н+ и
омываемая током газообразного водорода.
Потенциал водородного электродавозникает
за счёт обратимо протекающей реакции
Стандартный электродный потенциал (нормальный электродный потенциал) — потенциал электрода в растворе, в котором ионы, определяющие электродный процесс, имеют активность, равную единице. Величина Стандартного электродного потенциала измеряется относительно нормального водородного электрода, потенциал которого условно принимается равным нулю.
Уравнение Нернста. Выражает зависимость электродного потенциала от концентраций веществ, участвующих в электродных процессах.
E = E0 + (2,3RT/zF)*lg([Ox]/[Red]), где E0 - стандартный электродный потенциал, R - газовая постоянная, T - абсолютная температура, z - число электронов, участвующих в электродном процессе, F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), [Ox] и [Red] - произведения концентраций (активностей) веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной (Ox) и восстановленной (Red) формах.
При 25°C и упрощении констант уравнение принимает вид: E = E0 + (0,059/z)*lg([Ox]/[Red]).
28. Магнитное квантовое число связано с энергией магнитного взаимодействия электрона с внешним магнитным полем.
спиновое квантовое число определяет собственный момент количества движения электрона.