БТПп1 / химия / Новая папка / Химия экз 1

БорЭлектрон может вращаться вокруг Ядра не полюблю орбита а лишь постройка определённой дозволенной отвечающим квантовой условиям. Электронный прощаюсь подавали на орбите энергии не поглощает и не излучает. Электронный случает и поглощает квант энергии переходя с орбиты на другую.энергия распр-ся перед-ся ..планка

Принцип наименьшей энергии. Электроны занимают в атоме орбитали с наименьшей энергией. Последовательность расположения АО по уровням энергии при заполнении электронами определяется правилом Клечковского: электроны в невозбужденном атоме располагаются на тех уровнях,где энергия наим. меньше сумма (n+l), так как энергия электронов зависит от n и l и не зависит от ml и ms.(если энергия одинаковая то идут где меньше n).Принцип Паули. В слож атоме не может быть двух электронов, имеющих четыре одинаковых квантовых числа. должен отличаться спиновым квантовым числом.Правило Хунда. При заполнении энергетического подуровня, электроны стремятся заполнить свободные орбитали, сначала по одному, а затем по второму с противоположными спинами.Эле-ны запол-ся так,чтобы сумма спин кв числа была максимальной. принцип неопределенности Гейзенберга: невозможно описать с высокой степенью точности местонахождение электрона (координаты), и его энергию (импульс) в один и тот же момент времени.Осн.кв.мех-ки.Валентные электронны-Электронные внешнего и предвесеннего Энергетических ур в стадии заполне-я.

Радиус ядра уменьш слева направо в периоде, так как число электронов на вн. Энерг.ур. растёт, а большее число электронов притягивается ядром сильнее.Свойства элементов зависят от электр-х оболочек.Взаимод-ть могут только те электроны которые находятся дальше от ядра(на внешнем(sp) и предвнешнем (d)энерг.ур. но только активные(т.е. неспаренные).

Сверху вниз(уменьшается электроотр=МЕ растет !=ЗЯ сильно растет=ИП уменьшается)(уфд Радиус почти не меняется=Зя увеличивается. МЕ уменьшается!!!.ЭИ увеличивается.!)Слева-(увел.Электроотр=ме уменьшается=ЭИ увел.)уфд рад медленно уменьш-ся поэтому Ме-лы.ЭИ почти не изм.Восстановит-е св-ва характеризуют метал-сть. Чем больше ЗЯ. Тем способность отдавать меньше.(сродство больше)Чем больше радиус,тем способ-ть отдавать больше.(сродство меньше)(у ф и д элементов рад. почти не меняется. Т.к число эл-в в предвнеш уровне возрастает и происходит отталкивание. Ничья!.происходит сжатие)

Ков-я-образ-ся засчет общ=х эл-х пар.(за счет маг-х полей).Энергия станет меньше(выигрышь) обр-ся мол-ла.(облад-т насыщ. И напр-тью,а Ионная нет)НЕП.-ЗЯ и эл. Свопадают.Полярная-атомы отлич-ся своей электроотриц-ью..Чем больше длина связи.тем связь более полярна=легче рвется связь.(эль-длина связи).ионной, если разность электроотрицательностей элементов больше 1,9.

Процесс распада молекул на ионы(катионы и анионы) называется электролитической диссоциацией: NaCl Na+ + Cl . Диссоциация электролитов на ионы сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными молекулами растворителя. Произведение постоянных величин - также постоянная величина: Kд·[H2O] = [H+ ]·[OH– ]. Таким образом, произведение молярных концентраций ионов водорода [H+ ] и гидроксильных групп [OH– ] в любом водном растворе есть величина постоянная (при данной температуре) и называется ионным произведением воды (КВзависит от температуры. С повышением температуры увеличиваются концентрации [H + ] и [OH– ]. Ипв(моль2./л2)степень диссоциации вода распадается на молекулы отрицательным значением десятичного логарифма молярной концентрации ионов [H + ], который назван водородным показателем, и обозначается рН.произведением растворимости-раствор насыщенный малораство-го вещ-ва (эл-та)Дисперс.средой-вещ-во распр-е в небольшом кол другого вещ.Дисперсионные силы вид межмолекулярного взаимодействия возникающий Между двумя неполярн. молекулами. У неполярных молекул центра тяжести + и- зарядов в 1 месте. Но e двигается по орб. с 96%. И в не на 4 проц. Когда у молекулы возникает дипольный момент.Молекула на тысячной доли секунды становится полярный и молекулы способны протягиваются . Скор хим р-Изменение количества массы реагентов в единицу времени в единице объема. По катиону слаб основ и с кислота пш меньше 7.Элктроотр-ть-усл.вел-на способ-ть атома химического элемента, находясь в молекуле, притягивать к себе общие электронные

Электролиз - окислительно-восст-й процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.ЭО(Li=1/c=2,1/cl=3/O=3,5) Ион-атом или молекула.кол-во протонов не свопадает с числом эл-в)p>e заряд положит-й.катионH+1+e/. гибридизации Л. Полингом. при образ. связей орбитали разной симметрии смеш-тся и переходят в гибр ат.орб-ли один-й формы, один-й усред-й энергии и симметрично расположенные вокруг центрального атома, что обеспечивает равноценность образ-х ими связей.Ур. Шрёдингера описывает волновые и корпускулярные свойства электрона в атоме водорода.

1. Если ПК = ПР, ΔG = 0 – система находится в состоянии равновесия (раствор насыщенный).

2. Если ПК < ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка.

3. Если ПК > ПР, ΔG > 0 – возможен только обратный процесс – выпадение осадка

По Аниону слаб кислота  По катиону слаб основ и с кислота пш меньше 7

Решениями уравнения Шредингера являются энергии электрона и волновая функция ψ(пси). Решения его возможны только при определенных дискретных значениях энергии электрона: Е1, Е2, … Еn.

Геом.структуру мол-наличие неподеленных электронных пар на гибридных орбиталях

Тепловой эффект химической реакции при постоянном объёме (Qv) равен изменению внутренней энергии: Qv= - ΔU. Тепловой эффект реакции при постоянном давлении (QР) равен изменению энтальпии: QР= - ΔН. Энтальпию Н можно рассматривать как энергию расширенной системы: Н = U + РV. Тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ в модификациях устойчивых в стандартных условиях, называется стандартной теплотой образования (стандартной энтальпией образования) данного вещества: ∆Hºобр (кДж/моль).

ы. Данное заключение отражено в законе Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или объеме, не зависит от пути протекания реакции и определяется состоянием исходных веществ и продуктов реакции. Из закона Гесса вытекают 5 26 следствий. Тепловой эффект химической реакции при стандартных условиях, как одно из следствий, равен разности сумм стандартных энтальпий образования продуктов реакции и стандартных энтальпий образования исходных веществ, с учётом числа молей соответствующих веществ: ∆Hº = Σ прод ∆Hºобр.(прод.) – Σ исх.∆Hºобр.(исх.), где прод - количество вещества (моль) продукта реакции, исх - количество вещества (моль) исходных реагентов, ∆Hºобр.(прод.) и .∆Hºобр.(исх.)– энтальпии образования продуктов и исходных реагентов [кДж/моль] соответственно. В химических процессах одновременно действуют две силы: стремление частиц объединиться за счёт прочных связей, что уменьшает энтальпию системы ΔН0. Энтропия S [Дж/(моль К)] является мерой свободы или мерой беспорядка. Две эти силы всегда направлены навстречу друг другу. При их равенстве система находится в равновесии. Результат действия энтальпийного (ΔН) и энтропийного (TΔS) факторов отражает термодинамический потенциал. В условиях постоянных температуры и давления этот потенциал называется энергией Гиббса G или изобарно–изотермическим потенциалом: ΔG = ΔН – TΔS. Изменение энергии Гиббса (ΔG) является мерой самопроизвольного протекания химической реакции: реакция может протекать самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса (ΔG=G2–G1

При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении - возрастают неметаллические. Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача. 2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

Неподеленная пара-донор.свободная орбиталь-акцептор.(Соли аммонияNH4+,HNO3,CO,N2O5,H3O,соли аминов и аминокислот.

Правило Актета-Вокруг каждого атома эл-та вращ-ся по 8 эл-в.

4. Если ПК = ПР, ΔG = 0 – система находится в состоянии равновесия (раствор насыщенный).

5. Если ПК < ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка.

6. Если ПК > ПР, ΔG > 0 – возможен только обратный процесс – выпадение осадка