Вопрос 6
Электронная оболочка атома — область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях. Число электронов в каждой электронной оболочке не превышает определенного максимального значения.
Порядок заполнения электронных оболочек (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется Правилом Хунда.
Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.
Принцип наименьшей энергии
В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).
Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Структура периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Периодическая система состоит из периодов и групп. Порядковый номер элемента в периодической системе равен заряду ядра, или количеству протонов в нем, а также количеству электронов в оболочке нейтрального атома.
Период – последовательный ряд элементов, атомы которых различаются числом электронов в наружном слое. Каждый период начинается типичным металлом и завершается благородным газом. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа *внешнего электронного уровня.
Принадлежность элементов к группам и деление их на подгруппы зависит от структуры двух внешних слоев. В соответствии с количеством электронов в этих слоях элементы периодической системы разделены на 8 групп. Номер группы совпадает с числомвалентных электронов элемента. Валентными являются в первую очередь ns- и np-электроны (n – номер внешнего электронного слоя), а затем (n–1)d-электроны
Электронная структура
на s(2е)-подуровне *, имеется всего одна орбиталь *,которую принято изображать в виде клетки
дальше Р(6е) и d (10е) подуровни
периодическй закон:свойства элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра.
Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871):«свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
7.Химическая связь. Виды химической связи: ковалентная, ионная и металлическая. Полярная и неполярная ковалентная связь. Два механизма образования ковалентной связи (обычный и донорно-акцепторный). Понятие о дипольном моменте молекул.
Химическая связь— явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.
Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов.
а) Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметалла одного и того лее химического элемента. Такую связь имеют простые вещества, например О2; N2; C12. Можно привести схему образования молекулы водорода: (на схеме электроны обозначены точками). б) Ковалентная полярная связь образуется между атомами различных неметаллов. Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или отдачи электронов
Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).
Образование ковалентной связи
1. Простая ковалентная связь. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов —донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
Дипольный момент электрический, векторная величина, характеризующая асимметрию распределения положительных и отрицательных зарядов в электрически нейтральной системе.
8. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Характер изменения ее величины в рядах и периодах периодической системы Д.М. Менделеева. Степень окисления.
Энергия ионизации— разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I1), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.
Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).
Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э−(сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).
Под электроотрицательностью (ЭО) понимают относительную способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей.
Сте́пень окисле́ния(окислительное число, формальный заряд)— вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления иокислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
9.Химическая термодинамика. Открытые, закрытые и изолированные системы. Понятия о внутренней энергии, энтропии, энтальпии, изобарно-изотермическом потенциале. Расчет теплового эффекта химической реакции. Термодинамические условия возможности протекания химических реакций.
Хими́ческая термодина́мика — раздел физической химии, изучающий процессы взаимодействия веществ методами термодинамики.Основными направлениями химической термодинамики являются:
Классическая химическая термодинамика, изучающая термодинамическое равновесие вообще.
Термохимия, изучающая тепловые эффекты, сопровождающие химические реакции.
Теория растворов, моделирующую термодинамические свойства вещества исходя из представлений о молекулярном строении и данных о межмолекулярном взаимодействии.
Открытые системы обмениваются с окружающей средой и веществом, и энергией. Закрытые системы делятся на неизолированные и изолированные. Неизолированные системы не обмениваются с окружающей средой веществом, но обмениваются энергией. Изолированные системы не обмениваются ни веществом, ни энергией.
Вну́тренняя эне́ргия тела — это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы.
Энтропи́я-мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов
Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.
ГИББСА ЭНЕРГИЯ (изобарно-изотермический потенциал свободная энтальпия) - один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H - T·S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы.∆G=∆H-T∆S
Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.
Характер изменения энергии Гиббса позволяет судить о принципиальной возможности осуществления процесса. При ∆G<0 процесс может протекать, при ∆G>0 процесс протекать не может (иными словами, если энергия Гиббса в исходном состоянии системы больше, чем в конечном, то процесс принципиально может протекать, если наоборот— то не может). Если же ∆G=0 , то система находится в состоянии химического равновесия.
19. Растворы электролитов. Диссоциация средних, кислых и основных солей. Диссоциация кислот и оснований. Ступенчатая диссоциация. Приведите примеры. Использование законов Рауля и Вант-Гоффа для описания свойств электролитов. Изотонический коэффициент.
Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах
С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.
Диссоциация кислот
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H +).
Например,
HCl -> H + + Cl -
HNO 3 -> H + + NO 3 -
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :
Н3РО4 ↔ Н+ + Н2РО-4 (первая ступень) – дигидроортофосфат ион
Н2РО-4 ↔ Н+ + НРO2-4 (вторая ступень) – гидроортофосфат ион
НРО2-4 ↔ Н+ + PОЗ-4 (третья ступень) – ортофосфат ион
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.
Основания
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -).
Диссоциация щелочей |
Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов) |
Вспомните! Щёлочи – это основания, растворимые в воде. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также N Н4ОН |
Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H +) и гидроксид-ионы ( OH -). |
Примеры уравнений диссоциации щелочей KOH -> K + + OH -; NH 4OH ↔ NH +4 + OH - Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ba(ОН)2 -> Bа(ОН)+ + OH-(первая ступень) Ba(OH)+ ↔ Ba2++OH- (вторая ступень) |
Примеры уравнений диссоциации амфолитов Н2O ↔ Н+ + ОН- Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выразить уравнением: 2ОН- + Zn2+ + 2Н2О ↔ Zn (ОН)2 + 2Н2О ↔ [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+ |
Соли
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH+4) и анионы кислотных остатков.
Например, диссоциация средних солей :
(NH4)2SO4 -> 2NH+4+ SO2-4;
Na3PO 4 -> 3 Na + + PO 3- 4
Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:
Например,
Диссоциация кислых солей |
Диссоциация основных солей |
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. KHSO4 -> K + + HSO -4 HSO -4 ↔ H + + SO 2-4 |
У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg( OH )Cl -> Mg( OH )++ Cl - Mg ( OH )+↔ Mg2+ + OH- |
Использование законов Рауля и Вант-Гоффа для описания свойств электролитов. Изотонический коэффициент .
Законы Рауля, так же как и законы осмотического давления Вант-Гоффа, действительны только для разбавленных ( слабых) растворов. Законы Рауля не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток — растворов электролитов. Для учёта этих отклонений Вант-Гофф внёс в приведённые выше уравнения поправку — изотонический коэффициент i, неявно учитывающий диссоциацию молекул растворённого вещества:
; 
изотонический коэффициент i показывает, во сколько раз число частиц в растворе электролита больше числа частиц в растворе неэлектролита той же концентрации, (для растворов неэлектролитов i=1, а для растворов электролитов i> 1).