Взаимодействие между молекулами

1. Вандерваальсовы силы: ориентационная, индукционная

и дисперсионная составляющие. Полная энергия

…межмолекулярного взаимодействия…………………….….……….20

2. Водородная связь….……………………….…………………….…..22

Лекция 5

Строение кристаллов. Химическая связь в твердых телах

1. Кристаллическая решетка. Координационное число ………....….23

2. Энергия кристаллической решетки. Типы кристаллов:

молекулярные, ковалентные, ионные (ионная связь) и

металлические (металлическая связь)……………………….…….24

 

Химическая термодинамика

Лекция 6

Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики

1. Термодинамика. Химическая термодинамика. Термоди-

намические системы. Энергия. Внутренняя энергия……….…....28

2. Теплота. Работа. Первое начало термодинамики…………..…….30

Лекция 7

Энтальпия. Закон Гесса

1.Энтальпия. Закон Гесса.Тепловой эффект химической реакции.

2. Теплота образования. Теплота сгорания.

Следствия из закона Гесса……………………………………….32

Лекция 8

Энтропия. Второе начало термодинамики

1. Второе начало термодинамики. Энтропия…………………….….35

2. Свободная энергия Гельмгольца. Свободная энергия

Гиббса…………………………………………………………..…….37

Химическое равновесие

Лекция 9

Основные представления химической кинетики.

1. Скорость химической реакции. Энергия активации

химической реакции…………………………………………..……..…38

2. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа……….………….40

Лекция 10

Кинетические представления о химическом равновесии

1. Необратимые и обратимые реакции. Химическое

равновесие…………………………………………………………….42

2. Принцип Ле Шателье……………………………………….………44

Лекция 11

Фазовое равновесие Катализ.

1. Фазовое равновесие. Правило фаз. Диаграмма состояния

однокомпонентной системы…………………….…………….…….46

2. Гомогенный и гетерогенный катализ…………………………......49

Растворы

Лекция 12

Химическое равновесие в растворах

1. Термодинамика растворения. Растворение газов в

жидкостях. Закон Генри. Давление пара растворов.

…Закон Рауля…………………………….……………….….………..50

2.Кипение и замерзание растворов.…………………………..……...53

Лекция 13

Водные растворы электролитов

1. Растворы электролитов. Степень электролитической

диссоциации. Слабые электролиты. Константа

диссоциации ………………………………………………………..55

2. Ионное произведение воды. Водородный показатель

Произведение растворимости.……………………………………..57

Электрохимия

Лекция 14

Электрохимические процессы

1. Электродный потенциал……………………………….……...…...59

2. Гальванический элемент Даниэля-Якоби

Электродвижущая сила элемента………………………………….61

Лекция 15

Потенциалы металлических электродов.

1. Стандартный водородный потенциал. Водородная шкала

потенциалов………………………………………………………..…..64

2. Потенциал металлического электрода. ………..……….….……...65

Библиографический список ………………………………………..67

Строение вещества

Лекция 1

Строение атома

 

Квантовые числа. Атомные орбитали

 

Состояние электрона в атоме любого химического элемента характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным, орбитальным, магнитным и спиновым.

 

Главное квантовое число

 

Главное квантовое число п определяет энергию и размеры электронного облака. Энергия электрона, прежде всего, зависит от расстояния до ядра. Чем ближе электрон расположен к ядру, тем меньше его энергия, поэтому главное квантовое число характеризует расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое).

Главное квантовое число n = 1 ¸ ¥, причем при п=1 электрон находится на первом энергетическом уровне, расположенном на минимально возможном расстоянии от ядра. Полная энергия такого электрона наименьшая.

С другой стороны, электрон, находящийся на наиболее удаленном от ядра энергетическом уровне, обладает максимальной энергией, поэтому при переходе электрона с более удаленного уровня на менее удаленный выделяются кванты энергии.

 

Орбитальное квантовое число

 

Орбитальное квантовое число l определяет форму электронного облака. Различным формам электронного облака соответствуют различные значения энергии, т.е. в пределах одного энергетического уровня происходит его расщепление на энергетические подуровни. Орбитальное квантовое число

l= 0 ¸ (n-1). Энергетические подуровни обозначаются: s(l=0), р(1=1), d(l=2), f(l=3).

При п=1; 1=0. Такому значению l соответствует форма электронного облака в виде сферы. Электроны, l которых равно 0, называются s-электронами. На первом энергетическом уровне могут находиться только s-электроны, которые образуют один энергетический подуровень 1s.

При п = 2; I = 0, 1. Значению l = 1 соответствует электронное облако в виде «объемной восьмерки». Электроны, l которых равно 1, называются р-электронами. На втором энергетическом уровне могут находиться и s-, и р-электроны, которые образуют два энергетических подуровня 2s и 2р.

При п = 3; l = 0. 1, 2. Значению 1=2 соответствует форма электронного облака в виде «четырехлепесткового соцветия». Электроны, l которых равно 2, называются d - электронами. На третьем энергетическом уровне могут находиться и s-, и р-, и (d-электроны, которые могут образовывать три энергетических подуровня Зs, Зр, 3d.

При n = 4; l = 0, 1, 2, 3. Значению l = 3 соответствует сложная, трудно изображаемая форма электронного облака. Электроны, l которых равно 3, называются f-электронами. На четвертом энергетическом уровне могут находиться и s-, и р-, и с/-, и /-электроны, которые могут образовывать четыре энергетических подуровня 4s, 4p, 4d, 4f.

Количество подуровней в уровне равно номеру уровня, но не превышает 4.

 

Магнитное квантовое число

 

Магнитное квантовое числоm_l характеризует пространственную ориентацию электронного облака. Магнитное квантовое число

m_l = - l ¸ l.

При l = 0; m_l = 0, т.е. у s-электронного облака отсутствует ориентация.

При l = l, m_l = -1, 0, 1. Три значения m_l соответствуют трем ориентациям р-электронных облаков в пространстве по направлениям координатных осей X, Y, Z:: р_x, р_у, р_z.

При l = 2; m_l = -2, -1, 0, 1, 2. Этим пяти значениям m_l соответствует пять пространственных положений d-электронных облаков, причем три d-орбитали имеют диагональное расположение между осями X, Y, Z (d_xy, d_xz d_yz; ); две остальные d-орбитали направлены вдоль осей координат (d_x2y2, d_z2).

При l = 3; m_l = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. Этим семи значениям m_l соответствуют семь пространственных положений f –электронных облаков.

Атомные орбитали

 

Совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых тремя квантовыми числами п, l, m_l, называется атомной орбиталыо.

На s-подуровне содержится только одна атомная орбиталь, на р-подуровне - 3, на d-подуровне - 5, а на f -подуровне - 7.

 

Спиновое квантовое число

 

Наличие у электронов собственного механического момента, связанного с его вращением вокруг собственной оси, получило название спина (spin, англ. - веретено).

Величину и ориентацию этого спина характеризует спиновое квантовое число

m_l = - 1/2, 1/2.

Поскольку спин - величина векторная, то электроны, имеющие одинаковое направление, называют параллельными, противоположное - антипараллельными.

Таким образом, состояние электрона в атоме однозначно характеризуется четырьмя квантовыми числами.

 

Многоэлектронные атомы. Правило Клечковского.

Принцип Паули. Следствие из принципа Паули. Правило Хунда

 

Если атом находится в основном (т.е. в невозбужденном) состоянии, то его электроны занимают самые низкие по энергиям орбитали. Однако в многоэлектронном атоме энергия орбитали зависит не только от притяжения электронов к ядру, но и от отталкивания каждого из них от остальных. В многоэлектронном атоме внутренние электронные слои экранируют (заслоняют) внешние электронные слои от действия заряда ядра, поэтому энергия притяжения электронов внешних уровней меньше, чем энергия притяжения электронов внутренних уровней.

Взаимное влияние электронов друг на друга приводит к изменению последовательности заполнения орбиталей в многоэлектронном атоме по сравнению с последовательностью заполнения орбиталей в атоме водорода.

 

Правило Клечковского

 

Заполнение энергетических подуровней происходит в порядке возрастания суммы двух квантовых чисел (п + I), а при равенстве этих сумм - в порядке возрастания п:

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

 

Исключения из правила Клечковского наблюдаются для атомов элементов с полностью или наполовину заполненными d- и f-подуровнями.

 

Принцип Паули (принцип запрета)

 

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел.

Согласно принципу Паули на одной орбитали, характеризуемой тремя квантовыми числами п, l, m_l могут находиться только два электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа.

На первом, состоящем из одной s-орбитали энергетическом уровне, могут находиться только два электрона, на втором уровне, включающем одну s- и три р-орбитали, могут находиться 2+6=8 электронов.

На третьем уровне, состоящем из одной s-, трех р- и пяти d-орбиталей, могут находиться 2 + 6 + 10 = 18 электронов.

На четвертом уровне максимальное число электронов равно 32.

Следствие из принципа Паули: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно

N_max = 2n².

Энергетические уровни и подуровни, которые содержат максимальное число электронов, называются завершенными или замкнутыми.

Правило Хунда

Данный энергетический подуровень электроны стремятся заполнять таким образом, чтобы суммарный спин их был максимальным.

ЛЕКЦИЯ 2

123456789Следующая ⇒

Поделиться: