1. n-главное квантовое число; оно определяет главнейшую характеристику електрона-его энергию, а так же общий размер зарядового облака.

1. n-главное квантовое число; оно определяет главнейшую характеристику електрона-его энергию, а так же общий размер зарядового облака.

Для атома водорода: Еn=-13,6 1/n^2 (эВ)

N=1;2;3;4;…;бесконечность(знак)

K,L,M,N

2. l-орбитальное квантовое число(побочное, азимутальное); определяет форму электронного облака и орбитальный момент количества движения ОМКД.

|ОМКД|=h/2п*корень(l*(l+1))=h(счертой)*корень(l*(l+1)) Дж*с

L=0;1;2;3;4…..(n-1)

s,p,d,f.g

3. ml-магнитное орбитальное квантовое число; определяет проекцию ОМКД на направление внешнего магнитного поля.

Ml=0;+-1;+-2;+-3;+-4…………+-l

|ПОМКД|=h(c чертой) *ml Дж*с

В отсутствии внешнего магнитного поля состояния с различными значениями ml обладают одиночной Е и называется вырожденными

4. S-спиновое квантовое число; определяет собственный момент количества движения электрона(спин): S=1/2

|СМКД|= h(счертой)*корень(S*(S+1)) Дж*с

5. ms-магнитное спиновое квантовое число; определяет проекцию СМКД на направлении внешнего магнитного поля.

Ms=+-1/2

|ПСМКД|= h(c чертой) *ms=+- h(c чертой) /2Дж*с

6. волновая функция пси не имеет физического смысла(т.к. содержит мнимое число). Имеет физический смысл модуля этой функции |пси|^2-он определяет вероятность нахождения электрона в данном элементарном объеме.

7. Каждому электрону приписывается своя волновая функция, описывающая его поведение в атоме и называется орбиталью. Вид волновой функции, соответствующей данной орбитали, определяется пятью квантовыми числами: n, l ml, s, ms.

8. принцип исключения Паули-в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковыми значениями четырех квантовых чисел n, l ml, ms

9. правило Хунда – регулирует заполнение электронами вырожденных орбиталей(т.е.орбиталей с одинаковой энергией). Минимальной энергией атома соответствует состояние с максимальной мультиплетностью.

M=2*|S|+1

S-суммарное спиновое число = сумме магн-ых спиновых кван-ых чисел всех элементов в атоме.

10. правило клечковского:

1-е правило: из двух состояний элемента меньшей энергией обладает то состояние, для которого сумма квантовых чисел n+l меньше minE-min(n+l)

2-е правило: при одинаковой сумме квантовых чисел n+l меньшей энергией обладает состояние с меньшим значением главного квантового числа n minE-min n

11. 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». В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

12. Энергия ионизации –энергия, которую необходимо затратить,чтобы удалить один электрон внешнего уровня на бесконечно далекое расстояние от ядра. П периоде увел, в группе умен.

13. 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).

Э + e⁻ = Э⁻ + ε

Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).

14. Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой. 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. Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О₂, N₂, Cl₂. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью. 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.

15. Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %. Ненаправленность ионной связи. Ионы можно пред­ставить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределены во всех направлениях в пространстве. Поэтому каж­дый ион может притянуть к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Ненасыщаемость ионной связи. Взаимодействие двух ионов противоположного знака друг с другом не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. В силу этого, у них сохраняется способность притягивать ноны противоположного знака и по другим направлениям.

16. Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений. Свободно движущиеся электроны обусловливают высокую электро- и теплопроводность. Вещества, обладающие металлической связью, часто сочетают прочность с пластичностью, так как при смещении атомов друг относительно друга не происходит разрыв связей.

термодинамика

1. Изолированная система-система, которая лишена возможности(мыслится лишенной возможности) обмена веществом и энергией с окружающей средой и сохранающая свой объем постоянным.

Закрытая система-система, которая лишена возможности обмена веществом с окружающей средой. Объем не постоянный.

Открытая система-система, которая не лишена возможности обмена веществом и энергией с окружающей средой.

2. Гетерогенная система (от греч. heterogenes — разнородный), неоднородная физико-химическая система, состоящая из различных по физическим свойствам или химическому составу частей (различных фаз).

Гомогенная система (от греч. homogenes — однородный), физическая система, не содержащая частей, отличающихся по составу или свойствам и отделённых друг от друга поверхностями раздела.

Фаза в термодинамике, термодинамически равновесное состояние вещества, отличающееся по своим физическим свойствам от др. равновесных состояний (других фаз) того же вещества

3. Экстенсивное св-во пропорционально количеству вещества и обладает признаком аддитивности(т.е. Складываемости) ЭС выражается в единицах этого же вещества.

!Объем!

Интенсивное св-во не зависит от общего количества вещества в системе и выражается через его связь с экстенсивным свойством.!температура!

4. Теплота- количественная мера передачи энергии от одной системы к другой путем хаотического движения частиц из которого состоят системы.

Работа-количественная мера передачи энергии от одной системы к другой путем направленного в пространстве перемещения макромасс.

5. Внутренняя энергия системы-общий запас энергии системы(все виды энергии включая и неизвестные) за исключением кинетической и потенциальной энергии системы в целом.

6. Первый закон термодинамики(закон сохранения энергии для тепловых процессов)- определяет количественное соотношение между изменением внутренней энергии системы дельта U, количеством теплоты Q, подведенным к ней, и суммарной работой внешних сил A, действующих на систему. Q=дельтаU+p*дельтаV

7. Энтальпия-св-во системы,т.к.это сумма и ее изменение не зависит от пути перехода. H=U+pV

1) Изохорный(V=const):дельта V=0, pV=0 Qv=дельтаU

В изохорном процессе тепловой эффект равен изменению внутренней энергии системы.

2) Изобарный(p=const): Qp=дU+pдV=U2-U1+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=дH, где H=U+pV-энтальпия

дH<0 р-я экзотермическая(т.выделяется)

дH>0 р-я эндотермическая(т.поглащается)

8. Закон Гесса: суммарный тепловой эффект ряда последовательных химических реакций равен тепловому эффекту любого другого ряда реакций с теми же самыми начальными и конечными веществами.

Следствия:

Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции (закон Лавуазье — Лапласа).

ñ Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования (ΔHf) продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

ñ Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания(ΔHc) исходных веществ и продуктов реакции, умноженных на стехиометрические коэффициенты (ν):

ñ Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то ее (их) тепловой эффект равен нулю.

9. Второй закон термодинамики. В изолированной системе самопроизвольные процессы протекают в сторону разупорядоченности, хаоса. Энтропия-мера разупорядоченности, хаотичности S=Q/T

10. S=k*lnw, где k-постоянная Больцмана...k=R/Na=1,38 дж/к. Это уравнение свидетельствует о статистическом характере энтропии, а следовательно и о статистическом характере 2-го закона ТД.

11. Постулат Планка. Энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю(Планк,1912)

12. G=H-TS-свободная энергия Гиббса. при p,T=const в закрытой системе критерий самопроизвольности процесса:дG<0

дG=дH-T*дS => дH-T*дS<0

В изолированной системе дH=0 => -T*дS<0 => дS>0

Условие ТДР-minG

13. F=U-TS – свободная энергия Гельмгольца

При V,T=const в закрытой системе критерий самопроизвольности процесса: lF<0

дF=дU-T*дS => дU-T*дS <0

В изолированной системе дU=0 => -T*дS<0 => дS>0

Условие ТДР — min F

14. Закон действующих масс, один из основных законов физической химии; устанавливает зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ и соотношение между концентрациями (или активностями) продуктов реакции и исходных веществ в состоянии химического равновесия.

15. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. Ле Шателье — Брауна принцип (принцип смещения равновесия), устанавливает, что внешнее воздействие, выводящее систему из состояния термодинамического равновесия, вызывает в системе процессы, стремящиеся ослабить эффект воздействия. Так, при нагревании равновесной системы в ней происходят изменения (например, химические реакции), идущие с поглощением теплоты, а при охлаждении — изменения, протекающие с выделением теплоты. При увеличении давления смещение равновесия связано с уменьшением общего объёма системы, а уменьшению давления сопутствуют физические или химические процессы, приводящие к увеличению объема.

16.!!!

17. Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:

ñ 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

CO32−+ H2O = HCO3−+ OH−
Na2CO3+ Н2О = NaHCO3+ NaOH
(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

ñ 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

Cu2++ Н2О = CuOH++ Н+
CuCl2+ Н2О = CuOHCl + HCl
(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

ñ 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

2Al3++ 3S2−+ 6Н2О = 2Al(OH)3(осадок) + ЗН2S(газ)
Al2S3+ 6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2S
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

Дата добавления: 2015-11-04