Формулой атома

Квантовое число в квантовой механике — характеризует численное значение какой-либо квантованной переменной микроскопического объекта (элементарной частицы, ядра, атома и т. д.), характеризующее состояние частицы.

Некоторые квантовые числа связаны с движением в пространстве и характеризуют вид волновой функции частицы. Это, например, радиальное (главное) ,орбитальное , магнитное и спиновое число.

Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень.

Орбитальное квантовое число – число, определяющее форму электронного облака. Характеризует число плоских узловых поверхностей.

Магнитное квантовое число — параметр, который вводится при решении любого движения заряженной частицы.

Спиновое квантовое число - квантовое число, определяющее величину спина (спин - собственный момент импульса элементарных частиц) квантовой системы (атома, иона, атомного ядра, молекулы)

Заполнение электронами энергетических уровней: В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, четыре квантовых числа которых одинаковы (т.е. каждая атомная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электронами, причем с антипараллельными спинами.)

Электронная формула атома: Электронные слои атомов заполняются электронами в порядке, который предписывает правило Клечковского. Порядок заплнения атомных орбиталей по мере увеличения энергии следующий:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈ 6d < 7p < 8s

4)свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов. Металические свойства увеличиваются слева направо,восстановительные уменьшаются слева направо.

5) Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, комплекса, кристалла и т.д.)

Правило октета. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую электронную конфигурацию, как у благородных газов, которые имеют на внешней оболочке восемь (октет) электронов. Стремление к созданию устойчивой электронной конфигурации получило название правило октета. Это справедливо как для ионной, так и ковалентной связей.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору); либо по дативному механизму, когда оба атома или обе частицы одновременно выступают в роли и донора, и акцептора электронов

Ионная связь – это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами

Металлическая связь – делокализация электронов в металлах с образованием зон проводимости

6)

6.1) Хими́ческая термодина́мика — раздел физической химии, изучающий процессы взаимодействия веществ методами термодинамики.

6.2) Термодинамическая система – это тот объект, который изучает техническая термодинамика. Термодинамической системой называется любая совокупность материальных тел, заключенная внутри заданных или произвольно выбранных границ.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Термодинамические системы подразделяются на:

- гомогенные – однородные по составу и физическим свойствам во всем объеме. Например, воздух, вода, металл и т.п., находящиеся в заданном объеме

- гетерогенные – состоящие из разнородных тел, отделенных друг от друга поверхностями раздела. Например, кислород и азот в газообразном состоянии, находящиеся в емкости с непроницаемой перегородкой. Если эту перегородку убрать и газы перемешаются, то система будет уже гомогенной

6.3) Термодинамические функции:

Внутренняя энергия- Определяется в соответствии с первым началом термодинамики, как разность между количеством теплоты, сообщенным системе, и работой, совершенной системой надвнешними телами:

.

Энтальпия-Определяется следующим образом:

,

где  — давление, а  — объём.

Энтропия-термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности термодинамической системы, то есть неоднородность расположения и движения её частиц.

ΔS=ΣSпродукта-ΣSисходного вещества

Функция (энергия или свободная энергия) Гиббса:

G=H-TS (p, T=const)

6.4)

1,2,3 законы термодинамики:

1) Внутренняя энергия тела есть суммарная энергия его мо-

лекул.

,

2) Второй закон термодинамики: самопроизвольно протекают только те реакции, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Второй закон термодинамики имеет несколько формулировок. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии:. dS> 0.

Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц.

3) энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю .

6.5) Термохи́мия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Ещё одной из задач термохимии является измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплотфазовых переходов.

Термохимические уравнения-хз

6.6) Реакции, в которых энергия выделяется, называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ

Реакции, в которых энергия поглощается, называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ

6.7) Закон Гесса- Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данноехимическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы).

6.8) 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.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q_v(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q_p(изобарный процесс).

В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH_r^O. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

6.9)  Энтальпией образования химических соединения называют энтальпию реакции образования данного соединения из простых веществ. В качестве простых веществ выбирают химические элементы в их естественном фазовом и химическом состоянии при данной температуре.

6.10) критерием самопроизвольного протекания химических реакций является отрицательное значение энергии Гиббса: ΔG < 0

 Для экзотермических реакций (ΔH < 0) величина ΔG также, как правило, меньше нуля, поскольку в уравнении ΔG = ΔH - TΔS при ΔS > 0вычитаемое будет всегда отрицательным, а при ΔS < 0 - положительным, но небольшим по значению вплоть до очень высоких температур, и, следовательно, не превышающим отрицательного значения ΔH.

   Для эндотермических реакций (ΔH > 0), имеющих ΔS < 0, их протекание в заданном направлении невозможно ни при какой температуре, т.к. всегда ΔG > 0. Для реакций с ΔS > 0 их протекание возможно, но только при таких высоких температурах, когда вычитаемое (- TΔS)превысит положительное значение энтальпии реакции.

Таким образом, принципиальную возможность протекания химического процесса и его направление можно определить, рассчитав значениеΔG.

   По значению стандартной энергии Гиббса реакции можно рассчитать значение константы равновесия K и сделать вывод о положении равновесия. Для рассчета энергии Гиббса реакции необходимо использовать выражение:

ΔG° = -RTlnK = -RT·2.3lgK

где R - универсальная газовая постоянная: 8.31441 Дж/(моль·K).

6.11) нагревание вещества без фазовых переходов сопровождается непрерывным ростом энтропии; при фазовом переходе происходит скачкообразное изменение энтропии.

6.12) Энергия Гиббса – критерий самопроизвольного протекания химических реакций:

G=H-TS Gпростых веществ=0 Если энергия Гиббса : <0-то реакция идет

>0-то не идет =0-то одинакова в 2 стороны

7)

7.1) Химическая кинетика- наука о механических химических реакциях и законах их протекания во времени

Химическое равновесие- состояние, при котором ΔG=0

7.2) Скорость химических реакций: 1) Чем выше концентрация, тем выше скорость

2) При повышении температуры на 10 градусов, скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз

3) Чем меньше энергия активации, тем выше скорость

7.3) Факторы: Концентрация- Чем выше концентрация, тем выше скорость.

При постоянной температуре, скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ взятых в степенях, равным их стехиометрическим коэффициентам.

Температура: При повышении температуры на 10 градусов, скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз.

Энергия активации- энергия, которую должны затратить молекулы, чтобы при их столкновении образовалось новое вещество.

Чем меньше энергия активации, тем выше скорость.

Природа вещества: Энергия активации < 40 кДж/мольК- реакция со взрывом

Энергия активации > 120 кДж/мольК- скорость реакции очень медленная

Энергия активации = 40-120 кДж/мольК-скорость лежит в границах, поддающимся экспериментальному определению.

Катализаторы:

Катализаторы-ускоряют реакцию

Ингибиторы-замедляют.

7.4) Энергия активации(Еа)- энергия, которую должны затратить молекулы, чтобы при их столкновении образовалось новое вещество.

lnV1/V2=Ea/r*(1/T1-1/t2), R-универсальная постоянная = 8,3 Дж/мольК

7.5) Правило Вант Гоффа:

V= ΔC/ Δt, C-изменение концентрации; Δt=t2-t1; ΔC-C2-C1

7.6) Уравнение Аррениуса:

V=A*e^(-Ea/RT)

lnV1/V2=Ea/r*(1/T1-1/t2), R-универсальная постоянная = 8,3 Дж/мольК

7.7) Закон действующих масс(Гульберг и Вааге):

При постоянной температуре, скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ взятых в степенях, равным их стехиометрическим коэффициентам.

άА= βВ= δD, V=kA^ά*B^β.

7.8) Особеенности гетерогенных реакций:

1) скорость зависит от площади

2) скорость определяется скоростью подвода реагента и отвода его от реактивной поверхностиж

3) Концентрация веществ, находящихся в твердом состоянии не учитывается

7.9)

Химическое равновесие- состояние, при котором ΔG=0

7.10)

Смещение равновесия в зависимости от:

1) температуры- При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса. При понижении-в сторону экзотермического

2) давления- Только для газов. При увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону реакции, т.е. в сторону понижения давления.

3)концентрации- При изменении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, при уменьшении-в сторону его образования

7.11)Принцип Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказывается какое-либо воздействие, то равновесие смещается в сторону то реакции, при которой данное воздействие ослабляется

7.12) к1/к2= [Hcl]^2/[H2][Cl2]=Kp, когда К=1- это химическое равновесие

ΔG=-RTlnKp Kp= e^(- ΔG/RT)

8) *Растворы –  гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов.

*Растворимостью называют способность данного вещества растворяться в том или ином растворителе. Количественно растворимость характеризуется массой вещества или количеством вещества, которое может раствориться при данной температуре в определенном количестве растворителя.

Раствор, в котором при данной температуре вещество больше растворяться не может, называют насыщенным.

Если вещество еще может растворяться в данном растворе, то оно называется ненасыщенным.

* Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащегося в определенном объеме или массе раствора или растворителя.