Шпаргалка по "Химии"

1.1

1.Строение электронных  оболочек атома. Квантовые числа, s-, p-, d-, f- состояния электронов. Принцип  Паули. Правило Гунда. Электронные  формулы и энергетические ячейки.

Состояние любого электрона в атоме может  быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел. n – главное квантовое число, l – побочное, m – магнитное, s – спиновое.

Главное кв.числ. характеризует собой  общий запас энергии системы, если уподобить электрон облаку, то главное кв.числ. характеризует собой  размеры этого облака. Электроны  одного и того же энергетического уровня  образуют электронную оболочку. Глав.кв.числ. принимает целочисленные значения от 1 до 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). Электроны одного и того же уровня могут различаться по энергетическому состоянию. Электронные уровни подразделяются на подуровни. Электроны одного и того же подуровня различны по величине момента количества движения mvr (m – масса, v  - скорость на орбите, r – радиус орбиты). Электроны различных подуровней имеют различную форму облака.

Энергетическое состояние электрона  на подуровне характеризуется с  помощью побочного кв.ч. (l=n-1). Max число  подуровней-4 (K – s; L – s, p; M – s, p, d; N – s, p, d, f).

m – магнитное кв.числ. – ориентация электронного облака  в пространстве ( –l,0,+l; summa=2l+1 ).  Спиновое кв.числ. – характеризует направление вращения электрона. Принимает два значения +0.5h/2p и -0.5h/2p (h=6.6*10^-34 Дж*с).

 Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч. Максимальное число электронов на подуровне – 2(2l+1). Число электронов на уровне – 2n². Максимальное число электронов на уровне  - 32.

Распределение электронов по уровням и подуровням  изображается с помощью электронных формул или ячеек.

Правило Гунда: суммарный спин данного подуровня должен быть максимален. Электроны стремятся занять max возможное число свободных квантовых состояний.

2.1

2. Понятие о волновых свойствах электрона. Уравнение Л. де Бройля. Электронные облака s-  и p- электронов.

Электрон находится  в непрерывном пульсирующем движении. О наличии волновых свойств электрона первым высказался французский учёный Л. де Бройль. Уравнение де Бройля: l=h/mV. l длина волны; (h=6.6*10^-34 Дж*с); m-масса; V-скорость частицы. Если макрочастица (тяжелая) l@0. Если электрон обладает волновыми свойствами, то пучок электронов должен испытывать действие явлений дифракции и интерференции. Волновая природа электронов подтвердилась при наблюдении дифракции электронного пучка в структуре кристаллической решётки. Поскольку электрон обладает волновыми свойствами, положение его внутри объёма атома не определено. Положение электрона в атомном объёме описывается вероятностной функцией, если её изобразить в трёхмерном пространстве, то получим тела вращения (Рис).

3.1                

3. Энергия ионизации атомов, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

Э.о. – энергия, которую  необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и  удалить его на бесконечно большое  расстояние. Атом превращается в + ион. Потенциал ионизации – напряжение, которое необходимо приложить, чтобы оторвать электрон от атома. Энергия ионизации (Электрон-Вольт) численно совпадает с потенциалом в Вольтах. Существует несколько ионизирующих потенциалов (1-ый = энергии связи, остальные > энергии связи). Наиболее важный – 1 (Li 1 – 5,39 B; 2 – 75,62 B; 3 – 122,4 B).  Скачкообразный характер потенциалов ионизации указывает на то, что электроны вокруг ядра расположены слоями. Чем больше э.о. тем более выражены неметаллические свойства элемента.

Энергия сродства к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к атому (атом превращается в – ион). Электроотрицательность – количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Энергия сродства + энергия ионизации = электроотрицательность. Чем больше электроотрицательность, тем легче его атомы превращаются в – ион.

5.1

5.1

5) Порядок заполнения  электронных слоев.

1s2è 2s2è2p6è 3s2è3p6è4s2è 3d10è4p6è 5s2è 4d10è 5p6è 6s2è 5d1è 4f14è 5d(2-10)è 6p6è7s2è6d1è 5f14è 6d(2-10)è 7p6. При застройке подуровней атома электрон поступает на энергетически более выгодный подуровень.

Все элементы в системе  элементов могут подразделяться на 4 семейства. K S-семейству. отн. гл. п/гр. 1, 2 гр., а также Н и Не. К Р-семейству  отн. Элементы 3-8 группы d- эл. поб. п/групп. f-28 элементов, лантаниды и актиниды. П.С. отражает порядок заполнения электронами квантовых слоев атомов различных элементов. Причины периодичности повторяемости свойств различных элементов в том, что в ряду элементов, расположеннчх в порядке возрастания зарядов их ядер возникает периодически повторяемый процесс застройки новых электронных оболочек. Чем меньше энергия ионизации, тем ярче проявляются Ме св-ва элементов. Однако по мере возрастания электронов на внешней оболочке атом с трудом теряет электроны и более охотно их приобретает. Если к нейтральному атому присоединить электрон, то атом превратится в положительно заряженный ион. Чем больше энергия сродства, тем ярче выраженны неметаллические св-ва. Сумма Энергии ионизации с энергией сродства  к электрону носит название электроотрицательности элемента.(Li-1, Na-0.9, K-0.8, Al-1.5, Sc-1.8, O-3.5, F-4) Чем больше ЭО, тем легче атомы превращаются в отрицательно заряженные ионы.           

6.1

6.Краткая характеристика основных видов связи.

Между атомами сущ. Хим.связь, приводящая к появлению устойчивых многоатомных образований.(молекулы, молекулярные ионы, кристаллы)

При возникновении химической связи выделяется энергия. Чем больше энергии выделится, тем прочнее  связь. Потенциальная энергия образования многоатомных объектов всегда меньше суммарной потенциальной энергии атомов, вступающих в связь.

Длинна связи –  кратчайшее межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле 1-2 А (Анстрем), 1А=10^(-8) см. Энергия связи – кол-во энергии выделившейся при её возникновении (энергия ХС – от 150 до 1000 кДж/моль). Насыщенность химической связи – ограничение числа валентных связей у данного атома в соединениях с ковалентной связью. Ориентация связи определяет стериохимию молекул (форму) Химическая связь есть результат той или иной перегруппировки электронов. Два основных вида химической связи – передача одного или нескольких электронов от атома к атому или смещение электронов от атома к атому в результате возникновения электронной пары.

Различные виды связи:

1. Ионная (электровалентность). Преобладают электростатические взаимодействия, возникает между элементами, которые значительно различаются по величинам электроотрицательности.
2. Атомная (ковалентная, неполярная и полярная). Элементы с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности. Имеет место смещение электронов и возникновение общих электронных пар.
3. Донорно-акцепторная (координационная). Разновидность ковалентной связи (различают валентно-насыщенную). Различие – в ковалентной  участники связи равноправны, в донорно-акцепторной – один участник – пару, др. – орбиту.

4) Водородная связь  – дополнительная связь, осуществляемая  атомами водорода, ковалентно соединёнными  в молекуле с атомами электроотрицательного  элемента.

5)Металлическая связь. “Коллектив” катионов взаимодействует с “коллективом” электронов.

7.1

7) Ионная связь. Механизм возникновения,  валентность элементов в ионных  соединениях.

Ионная связь –  такая связь, при которой преобладают  электростатические взаимодействия между атомами. И.с. возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности. (NaCl: Na – e è  Na^{+    ;} Cl + e è Cl^-  ;    Na⁺ + Cl^- è NaCl

Ионы натрия и хлора сближаются, пока силы притяжения не компенсируются силами отталкивания  одноимённых зарядов электронных оболочек. Ионы занимают в пространстве строго определённое место. Если взаимодействуют тв. Na и г. Cl, то образуется твердокристаллическая решётка NaCl. Если взаимодействие происходит в растворе – ионы Na и Cl – в сольватированном виде.  Вокруг ионов образуется оболочка растворителя. При кристаллизации из раствора образуется кристаллическая решётка. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретённых электронов. Координационное число показывает сколько ионов противоположного знака в растворе ион данного знака (к.ч. Na=6, к.ч. Cl=6). Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Весь кристалл представляет собой одну гигантскую молекулу. Соединений с чисто ионной связью не существует (имеет место определённая ковалентность). Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую температуру плавления и кипения. Соединения с ионной связью – проводники второго рода.

8.Ковалентная  связь. 

К.с. возникает между  элементами с одинаковым или близким  значением энергии сродства к  электрону.

(рис) Валентность атомов в  соединениях с ковалентной связью  определяется по числу электронных  пар. Механизм возникновения ковалентной связи: 1 – метод валентных связей, 2 – метод молекулярных орбиталей. В основе мех.в.с. лежит 3 положения: 

- Химическую связь  образуют 2 электрона с противоположно  направленными спинами. Имеет  место взаимное перекрытие электронных  орбиталей, при этом в пространстве между атомами возникает повышенная плотность электронного облака и к этой области притягиваются ядра атомов и оставшиеся электроны.

- Химическая связь  имеет ориентацию в направлении,  обеспечивающем максимально возможное  перекрытие орбиталей.

- Чем больше взаимное  перекрытие электронных орбиталей,  тем прочнее связь.

Валентными являются неспаренные электроны. Для определения  числа валентных электронов необходимо изобразить электронную оболочку атома  в форме энергетических ячеек. В  нормальных условиях S двух валентна а Cl – 1, однако в возбуждённом состояния S – может проявить валентность 4 и 6, а хлор – 3, 5, 7. Атомы серы и хлора можно возбудить. При возбуждении за счёт поступающей из вне энергии имеет место распаривание электронных пар и переход электрона на более удалённый подуровень. Затраченная энергия должна компенсироваться при протекании реакции с участием возбужденных атомов.

Метод молекулярных орбиталей: метод валентных  связей в целом  ряде случаев не может объяснить  механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно м.в.с в молекуле кислорода нет неспаренных электронов. Если в-во не имеет неспаренных электронов, то оно не имеет магнитного поля и выталкивается из внешнего магнитного поля (диамагнетик). Если вещество имеет собственное магнитное поле, оно втягивается во внешнее поле (парамагнетик). Кислород – парамагнетик. С т.з. вал связей трудно объяснить, что ряд веществ, теряя электроны, становятся прочнее. При возникновении химической связи электроны переходят на молекулярные орбитали. Различают два вида молекулярных орбиталей: связывающие и разрыхляющие. При возникновении связовающих волновые ф-ции электронов складываются таким образом, что в межъядерном пространстве  плотность электронного облака повышается, ядра притягиваютя к этой области.  В случае разрыхляющих орбиталей – между ядрами происходит разрежение электронной плотности и ядра отталкиваются. Разрежённые  электроны обладают избыточной энергией, если молекула теряет электрон, то она теряет его с разрыхляющей орбитали и становится прочнее.

11.3

Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. ЭДС, как алгебраическая сумма скачков  потенциалов. Медно-цинковый гальванический элемент – элемент Якоби-Даниэля.

{Рисунок}  При разомкнутой внешней цепи электроды приобретают равновесные потенциалы, которые отличаются и по знаку и по велечине.

Ме+mH₂O <-> Meⁿ⁺ + nH₂O + nē (1)

Замыкаем внешнюю цепь на сопротивление. ē – ы  идут от Zn k Cu. Равновесие (1) на Zn-ом электроде нарушилось. Для того, чтобы равновесие восстановилось, Zn-ый электрод начинает расстворяться, пополняя убыль электронов. Электроны, перешедшие Cu-му электроду восстанавливают его. В рез-те этого процесс равновесия (1) тоже нарушается. Чтобы равновесие восстановилось, из глубины рас-ра к Cu поступают новые порции катионов меди:

1. (-)   Zn-> Zn²⁺ + 2 ē    (окислитель)
2. (+)  Cu²⁺+ 2 ē->Сг⁰

• Zn+Cu²⁺<->Zn²⁺+Cu⁰

Zn+CuSO₄<->ZnSO₄+Cu

Поскольку в левом  отделении увеличивается концетрация  катионов Zn, в этом отделении будет  наблудаться недостаток анионов SO₄. В правом отделении за счет ухода катионов меди наблюдается избыток анионов SO₄. Избыточные анионы SO₄ через пористую перегородку проходят в левуюб часть. Цепь замыкается.

Гальванический элемент  – это любое устройство, позволяющее  получить электрический ток за счет проведения в этом устройстве химической реакции. Гальваническая цепь – это последовательная совокупнорсть скачков потенциалов на границах раздела фаз. Причиной возникновения эл. тока является разность потенциалов на электродах. MAX разность потенциалов, отвечающая обратимому протеканию процесса называется ЭДС элемента, E.

                      φ₄

(-) Zn ¦ZnSO₄¦CuSO₄ ¦Cu (+)

           φ₁           φ₂          φ₃

E= φ₁ + φ₂ + φ₃ + φ₄ (алгебраическая сумма скачков потенциалов на границе раздела фаз)

В электрохимии почти 100 лет шел спор о том, какие скачки потенциала определяют велечину ЭДС. Физики: φ₄ –основная роль. Химики: φ₁ и ?₃ т.к. на велечину ЭДС влияет езменение концетрации электролитов. В 1954г. было доказано, что вклад (φ₁ + φ₃ ) » φ₄