7. Будова багато електронних атомів. Послідовність заповнення атомних орбіталей електронами. Провал електрона

Будова багатоелектронних, їх енергетичні рівні та форми орбіталей залежать від дії трьох сил: електростатичного притягування до ядра; електростатичного розштовхування електронів; магнітної спін-орбітальної взаємодії

Принцип мінімуму енергії стверджує що, електрони в першу чергу заповнюють вакантні орбіталі з найменшим значенням енергії. Цей принцип цілком узгоджується з уявленням про те, що система набуває мінімальної енергії.

Згідно з принципом включення, або забороною (Паулі) кожний електрон в атомі має індивідуальний набір 4 квантових чисел. Спарені електрони ( по 2 ) не спарені, підрівень, заповнений тільки еквівалентними спареними електронами, називають замкненими або заповненим.

Принцип максимальної мультиплетності – найстійкішим для заданої електронної конфігурації є стан з найбільшим абсолютним значенням сумарного спінового моменту, тобто електрони розміщуються на вироджених орбіталей так, щоб число неспарених електронів було максимальним.

Провал електрона – типовими прикладами є стани атомів Хрому й Купрум, у яких один 4S- електрон переходить на 3d- підрівень:

8. Вплив різних факторів на гідроліз. Буферні суміші

Буферні суміші – суміші концентрованих розчинів слабкої к-ти або основи та її солі, що утворена сильною основою (або к-тою) пр. суміш оцтової к-ти й ацетату Натрію ( кислий буферний розчин), суміш гідроксиду й хлориду амонію (лужний .буферний розчин)

Гідроліз – окремий вид реакції сольволізу, тобто обмінного розкладу розчиненої речовини та розчинника вплив температури на гідроліз можна спостерігати під час нагрівання розчину хлориду Ферум (+3), коли з’являється осад суміші основних солей і гідроксидів Ферум (+3), що свідчить про підсилення гідролізу солі. У присутності лугів гідроліз пригнічується, а в кислому середовищі гідроксид – іони зв’язуються і гідроліз підсилюється. Щоб змістити рівновагу вліво, до розчину додають відповідну кислоту

9. Енергія активації. Її зв’язок з константою швидкості.

Енергія активації — характерний параметр процесів, зокрема хімічних реакцій, кінетика яких описується рівнянням Арреніуса. ,

де — енергія активації, R — газова стала, T — температура, A - певний передекспоненційний множник, який слабо залежить від температури.

Енергія активації описує потенціальний бар'єр, який повинні подолати частинки для того, щоб реакція відбулася. При підвищенні температури, доля частинок із кінетичною енергією, достатньою для подолання бар'єру, збільшується.

Енергія активації вимірюється зазвичай у кДж/моль або ккал/моль.

В фізиці закон Арреніуса частіше записують у вигляді

де — стала Больцмана. При такому записі енергія активації записується в розрахунку на одну частинку і має розмірність енергії. Найчастіше її значення приводиться в електронвольтах.

10. Відхилення від законів Рауля та Генрі. Області застосування цих законів.

На основі закону Рауля можна визначати молекулярну масу речовин (неелектролітів). Розчини електролітів не підлягають закону Рауля внаслідок електролітичної дисоціації (через збільшення кількості часточок у розчині).

11.Метод молекулярних орбіта лей. Енергетичні діаграми молекул елементів другого періоду.

Основна ідея методу МО – про деталізацію електронної густини по всій молекулі – добре узгоджується з хвильовими властивостями електрона. В основі методу МО лежать уявлення про молекулу як єдину систему,а не сукупність атомів ,що зберігають свою індивідуальність. Кожен електрон належить молекулі в цілому й рухається в усередненому полі всіх її ядер і електронів.Відповідно до методу МО всі електрони певної молекули перебувають не на атомних ,а на відповідних молекулярних орбіталях,яка описується відповідною хвильовою функцією і характеризується відповідною енергією та формою. Електрони розміщуються на них згідно з принципом Паулі і правилом Гунда в міру підвищення їхнього енергетичного рівня.Стан молекули описується сукупністю електронних молекулярних орбіта лей ,кожна з яких х-зується своїм набором молекулярних квантових чисел.(n,ᶩ,λ, ). Квантові числа n і ᶩ мають ті ж самі особливості ,що й головне та орбітальне для АО(атомні орбіта лі). Квантове число λ подібне до магнітного числа і х-зує розташування МО відносно атомних ядер . Додатному та від’ємному значенням λ відповідають дві аналогічні МО. Різні МО х-зуються певними числами λ і мають свої буквені позначення : σ(λ=0),π(λ=±1),δ(λ=±2),ϕ(λ±3). Кожен електрон х-зується спіновим квантовим числом ,яку може мати лише два значення. Тобто в молекулі на кожній молекулярній орбіта лі може розмістися не більше двох електронів з антипаралельними спінами. При заповненні електронами молекулярних орбіталей дотримуються принципів і правил, якими користуються при заповненні АО: принципом найменшої енергії, принципом Паулі та правилом Хунда. Таким чином, суть теорії молекулярних орбіталей полягає в тому,щоб поширити квантово-механічні закономірності, які встановлені для атомів, на молекули.МО багато центрова ,на відміну від АО,оскільки число ядер у молекулі не менше 2-х.Хвильова функція основного стану молекули в нульовому наближенні задається як добуток одновалентних хвильових функцій,заповнених МО: = * *… .Є декілька способів визначення форми та енергії молекулярних орбіталей на основі відомих атомних орбіталей. Найпоширенішим є спосіб знаходження молекулярних орбіталей, як лінійної комбінації (додавання та віднімання) вихідних атомних орбіталей. Такий варіант називають методом лінійної комбінації атомних орбіталей і скорочено позначають МО ЛКАО.За цим методом обчислення МО здійснюють на основі валентних АО,які використовують для утворення зв’язку. Для утворення молекулярних орбіта лей завдяки комбінуванню атомних орбіта лей треба,щоб останні мали близькі значення енергії,значною мірою перекривалися і мали однакову симетрію відносно лінії зв’язку ядер атомів у молекулі .Розглянемо особливості методу МО-ЛКАО на прикладі молекул водню.Хім. зв’язок у молекулі водню здійснюється двома електронами.При цьому тан електрона у вихідному атомі описується хвильовою функцією ,а стан електорона в іншому атомі- .Відповідно до методу МО-ЛКАО лінійна комбінація АО здійснюється або додаванням ,або відніманням : = ± ,де -коеф.,що показують внесок відповідних АО у формування МО.Енергію утворення МО обчислюють ,підставивши функцію у вираз =Q±β,де Q-це кулонівський і β-обмінний інтеграли.Якщо =Q+β ,то енергія системи зменшується.Цьому випадку відповідає симетрична функція = + ,для якої характерне позитивне перекривання ,тобто додавання АО.При додаванні АО виникає зв’язувальна молекулярна орбіталь (ЗМО) .І навпаки при відніманні . А при відніманні АО утворюється розслаблю вальна молекулярна орбіталь .Число МО завжди = сумарному числу вихідних АО ,а число електронів на МО однакове з числом електронів на АО.Метод МО замість поняття валентності використовують поняття порядку зв’язку(яке=частці від ділення різниці числа електронів на ЗМО і РМО на число взаємодіючих атомів.)Якщо пз = 0,то система нестійка і зв’язок не виникає.