3. Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.

Состояние системы, когда в ней протекает 2 проитвоположнонаправленных процесса с одинаковой скоростью называется хим равновесием.

Виды равновесия: 1) статическое состояние (стабильное, нестабильное, безразличное, метастабильное )

2) динамические процессы ( равновесных концентраций продуктов реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных конц исх в-в в степенях стехиометричесикх коэффициентов есть величина постоянная и назыв константой равновесия данной реакции.

Физический смысл константы равновесия: показывает полноту протекания р-ии (∆G показывает глубину протекания)

К_р –> ∞ - необратимая, К_р=0 – не реагирует, ∆G = -RTlnK_равн

Истинное равновесие неизменно во времени и наступает в соответствии с принципом микроскопической обратимости: все элементарные стадии обратимой р-ции должны быть равновесными.

Равновесные концентрации исх в-в – концентрация в-ва, не прореагир. к моменту равновесия.

Равновесные концентрации продуктов р-ии – та концентрация в-в, кот образовались к моменту равновесия.

Динамическое равновесие подчиняется принципу Ле-Шателье: при всяком воздействии на систему, находящуюся в сост хим равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия.

Билет 4

1. Понятие о квантовой механике. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Уравнение Планка. Атомные спектры как характеристики энергетических уровней электронов. Корпускулярно-волновая природа электрона. Уравнение де Бройля.

Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе Паули, правиле Хунда.

Принцип Паули: в атоме не может быть электронов ,имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел (на одной орбитали может быть не более двух электронов с различными спинами). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов. Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающих противоположно направленными спинами , называют спаренными, электроны ,расположенные по одному на орбиталях- неспаренные. Принцип минимума энергии: Электрон в основном (невозб.) состоянии в атоме занимает такое положение, чтобы енергия была бы минимальной. Энергия электрона главным образом определяется суммой (n+l ). Правило Клечковского: 1) В первую очередь заполняется та орбиталь где (n+l ) min

2) Если (n+l ) для нескольких орбиталей одинаковы, то в первую очередь заполняется та орбиталь, где n- меньше.

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d <4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p

Каждый период в таблице Менделеева начинается с заполнения нового эн. уровня.

На внешнем эн. уровне не может быть больше 8 электронов. У всех благородных газов ( кроме Не ) внешн.эн. уровень заполнен полностью - состояние этой оболочки самое устойчивое. В хим. реакциях атомы стремятся принять или отдать электроны так, чтобы на внешней оболочке было 8 электронов, при этом образуются ионы. Правило Хунда: При данном значении l ( в пределах одного подуровня ) электрон занимает такое положение, чтобы суммарный спин был бы макс.

Квантовые числа электрона.

Движение электрона в атоме описывается квантовыми числами: главным – n, побочным – l, магнитным – m и спиновым – s. Квантовое число n – главное. Оно определяет энергию электрона в атоме водорода и одноэлектронных системах (He⁺, Li²⁺ и т. д.). n принимает значения от 1 до ∞. Чем меньше n, тем больше энергия взаимодействия электрона с ядром. При n = 1 атом водорода находится в основном состоянии, при n > 1 – в возбужденном. В многоэлектронных атомах электроны с одинаковыми значениями n образуют слой или уровень, обозначаемый буквами K, L, M, N, O, P и Q. Буква K соответствует первому уровню, L – второму и т. д.

Орбитальное квантовое число l характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до n – 1. Кроме числовых l имеет буквенные обозначения

l	=	0	1	2	3	4	…
l	=	s	p	d	f	g	…

Электроны с одинаковым значением l образуют подуровень. Квантовое число l определяет квантование орбитального момента количества движения электрона в сферически симметричном кулоновском поле ядра.

Квантовое число m_l называют магнитным. Оно определяет пространственное расположение атомной орбитали и принимает целые значения от –l до +l через нуль, то есть 2l + 1 значений. Расположение орбитали характеризуется значением проекции вектора орбитального момента количества движения M_z на какую-либо ось координат (обычно ось z). Орбитали одного подуровня (l = const) имеют одинаковую энергию. Такое состояние называют вырожденным по энергии. Так p-орбиталь – трехкратно, d – пятикратно, а f – семикратно вырождены. Квантовые числа n, l и m_l не полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Экспериментально установлено, что электрон имеет еще одно свойство – спин. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое квантовое число s имеет только два значения s = ±1/2, представляющие собой две проекции углового момента электрона на выделенную ось. Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и характеризуют энергию электрона, его спин, форму электронного облака и его ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое происходит перестройка электронного облака, то есть изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов энергии. Орбиталь- функция, описывающая ост. электронов в атоме или молекуле и явл. обычной математ.функцией.

СПЕКТР - в физике, совокупность всех значений какой-либо физической величины, характеризующей систему или процесс. Чаще всего пользуются понятиями частотного спектра колебаний (в частности, электромагнитных и акустических), спектра энергий, импульсов и масс частиц (см. Спектроскопия, Масс-спектрометрия). Спектр может быть непрерывным и дискретным.