5. Характеристика построения электрона в атоме. Квантовые числа. Физический смысл и цифровые значения квантовых чисел.

Атомы – мельчайшие частицы вещества, которые можно рассматривать как совокупность + и – заряда. В центре атома - ядро с зарядом +. Ядро состоит из р⁺ и n⁰. Число р⁺ = порядковый номер. Число n⁰ = атомная масса-число р⁺. Изотопы – атомы с одинаковым числом протонов. Вокруг ядра движутся e^-. Число e^- = заряд ядра. Движение e^- описывается квантовыми числами. n-опред.средний r квантового уровня или общую Е_е на данном уровне.( от 1 до бескон.). l – орбитальное. Опред. форму электр.облака(s-0, p-1, d-2, f-3). m – магнитное. Опред. пространственную ориентацию электр.облака(-l до +l). s – спиновое. Характеризует вращение е^- вокруг собственной оси по часовой стрелки и противи (– ½ и +1/2).

₄Be 1s²2s² n=2, l=0, m=0, s=-1/2

₄Be^* n=2, l=1, m=-1, s=+1/2

6. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса и его анализ. Общие уравнения.

Uх.р. опред. изменением концентраций реагирующих веществ в единицу времени.

Правило Вант-Гоффа: при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций изменяется в 2–4 раза.  - t-ый коэф., показывает, во сколько раз увеличилась Uх.р. U_T1 и U_T2 – скорости химических реакций при температурах Т₁ и Т_2.

Уравнение Аррениуса: k₀-пост.Аррениуса, Е_а-энергия активации. Зависимость Uх.р. от T имеет экспоненциальный характер.

7. Скорость химической реакции. Влияние на нее различных факторов.

Uх.р. опред. изменением концентраций реагирующих веществ в единицу времени. Uх.р. - количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.ΔC - изменение концентрации, Δt – период времени.

От n химических вещ-тв описывается законом действующих масс (ЗДМ): Uх.р. прямо пропорциональна произведению n реагирующих вещ-тв в степенях, равных стехиометрическим коэф. U=k[A]^a[B]^b N₂+3H₂=2NH₃ Uх.р.=k*C_N2*C_H2³

От t согласно правилу Ван-Гоффа- при изменении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций изменяется в 2–4 раза.

От катализатора( вещество, которое резко изменяет скорость реакции). При внесении катализатора реакция проходит через несколько промежуточных стадий, требующих меньшей энергии активации, чем прямая реакция без катализатора, что приводит к колоссальному возрастанию скорости реакции.

От Р. Влияет только на скорость реакций, в которых участвуют газы (хотя бы один). При повышении общего давления увеличиваются парциальные давления газов (их концентрации) и по ЗДМ возрастает скорость.

8. Закон действия масс. Константа скорости реакции, ее физические свойства. Расселение электронов в атоме по орбиталям. Правило Клечковского. Электронные формулы и семейства элементов. Конкретный пример.

ЗДМ- Uх.р. прямо пропорциональна произведению n реагирующих вещ-тв в степенях, равных стехиометрическим коэф. U=k[A]^a[B]^b N₂+3H₂=2NH₃ Uх.р.=k*C_N2*C_H2³

Константа U реакции. Зависит от t, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их n.

Расселение е^-: Последовательность заполнения е^- в атоме опр-ся наиб.их связи с ядром, а связь тем прочнее, чем меньше Е_е.

Правило Клечковского: е^- размещаются на те орбитали, для которых сумма значений n+l=m/n.

См.шпору(таблица)

Если для двух подуровней сумма n+l равна, то сначала идет заселение подуровня с меньшим значением n: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d-7p-8s.

Электронные семейства:

s-элементы. Последний е^- пополняет s-подуровень( I и II гр.)

р-элементы. Поступающие е^- пополняют р-подуровень внешнего уровня(III-VIII гр.)

d-элементы. Поступающие е^- пополняют d-подуровень предвнешнего уровня.

f-элементы. Поступающие е^- пополняют f-подуровень 3 уровня, считая от внешнего.

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹

9. Реакции в растворах электролита. Условия протекания. Практическая необратимость.

Условия необратимости(протекания до конца):

Образование осадка: К₂SО₄ + BаСl₂ BaSО₄ + 2КСl

2К⁺ + SО₄^2- + Bа²⁺ + 2Сl^-  BаSО₄ + 2К⁺ + 2Сl^-

SО₄^2- + Bа^2-  BаSО₄

Выделение газа:

Na₂S + 2HCl 2NaCl ₂ +H₂S

2Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + 2Cl^-  2Na⁺ + 2Cl^- + H₂S

S^2- + 2H⁺  H₂S

Образование малодиссоциирующего вещества:

NaОН + HСlNaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^-  Na⁺ + Cl^- + H₂O

OH^- + H⁺  H₂O

Электролиты-вещества, проводящие электрич.ток, при растворении в воде или иной степени диссоциируют на ионы.

А)Соль образована слаб.к-ой и сильным осн-ем.

СН₃СООNa^-+Н₂О =СН₃СООН +NaОН^- (pH>7 щелочн.среда)

Б)Соль сильн.к-ты и слаб.осн-ия.

NH₄+H₂O=NH₄OH+HCl

NH₄⁺+H₂O=NH₄OH+H⁺ (pH<7 кисл.среда)

В)Соль слаб.осн-ия и слаб.к-ты.

NH₄CH₃COO=NH₄OH+CH₃COOH

NH₄⁺+CH₃COO^-+H₂O=NH₄OH+CH₃COOH

Г) соль сильн.к-ты и сильн.осн-ия

NaCl+H₂O=NaOH+Cl

Na⁺+Cl^-+H₂O=Na⁺+OH^-+H⁺+Cl^-

9. Распределение ионов по орбиталям согласно правилу Гунда. Электронно-графические формулы. Конкретный пример.

Правило Гунда:  в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным. 

M_s=1/2+1/2+1/2=+3/2

 3d⁵ ₃₂Ge 1s²2s²2p⁶3s²3p3d¹⁰4s²4p²

4

3

2

1

11. Количественные характеристики химической связи. Энергия, длина, валентные углы, дипольный момент.

Химическая связь – это силы, которые удерживают атомы в молекуле.

 Энергия связи (Е_связи) – энергию, которую необходимо затратить для ее разрыва. Чем больше энергия связи, тем устойчивее молекула.

Химическая связь характеризуется углом между линиями, соединяющими ядра атомов.

Длина связи среднее расстояние между ядрами, отвечающее минимуму энергии системы. Зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрытия.

Валентные углы - углы между связями в молекуле. Зависят от природы атомов и характера связи. Структуру см.на шпоре(таблица)

Диполе – система, в которой имеются 2 электрич.заряда, которая меняется по величине и противоположна по знаку.

Дипольный момент – произведение длины поляна элементарный заряд. M=e^-*l, где е^-=1,602*10^-19

дипольный момент  полярность.

М=0, если неполярные молекулы(H₂, N₂, O₂)

М почти точно равен вектору отрицательности.

12. Понятие об энергии активации. Активированный комплекс.

Энергия активации – доп.энергия, которую нужно затратить, чтобы перевести молекулы в 1 моль в активное состояние.

Уравнение Аррениуса.

K₀-предэкспонициальный множитель. Зависит от: числа столкн.молекул в малой степени, числа способов столкновения.

Суть теории активированного комплекса:

1) частицы реагентов при взаимодействии теряют свою кинетическую энергию, которая превращается в потенциальную, и для того чтобы реакция свершилась, необходимо преодолеть некий барьер потенциальной энергии; 2) разница между потенциальной энергией частиц и упомянутым энергетическим барьером и есть энергия активации; 3) переходное состояние находится в равновесии с реагентами; 4) в тех реакциях, где энергия активации существенно ниже энергии разрыва химических связей, процессы образования новых связей и разрушения старых связей могут полностью или частично совпадать по времени.

13. Осмос. Осмотическое давление. Примеры осмоса в жизни.

Осмос – процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку от раствора с меньшей n растворенного вещества к раствору с большей n.

Осмотическое давление π – внутреннее давление растворенного вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации.

По Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре.

Если растворы характеризуются одинаковыми осмотическими давлениями, то по Вант-Гоффу такие растворы называются изотоническими. Т.к. при растворении реальное число частиц может отличаться от числа растворенных молекул, Вант-Гофф ввел понятие изотонического коэффициента i.

Примеры: режем лимон на дольки и посыпаем сахаром. Сок потек из лимона наружу, как бы стремясь как можно сильнее разбавить образовавшийся на его поверхности концентрированный раствор сахара.

 После того как нашинкованную капусту перетрут с солью, ее объем резко уменьшается, а сама капуста становится влажной.

14. Состояние сильных электролитов в растворах. Кажущаяся степень диссоциации сложных электролитов. Ионная атмосфера (шуба). Активная концентрация и диэлектрическая проницаемость. Ионизирующая способность растворителей.

Сильные электролиты – которые в водных растворах диссоциируют практически полностью. (соли, щелочи и сильные к-ты)

Активная n – отношение числа его молекул , распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул.

Р-ры сильн.электролитов при больших n обладают  электропроводностью. В водных р-х сильных электролитов существуют только катионы и анионы. отличаются от р-ов слабых электролитов тем, что в них нет недиссоциированных молекул. Диссоциация электролитов в р-ре происходит под действием полярных молекул растворителя. Наличие ионов в р-ре предопределяет его электропроводность. n – число молекул, распавшихся на ионы. N – общее число молекул. Степень дис-ии зависит от природы растворителя и растворенного вещ-ва, n р-ра и t. По величине разделяют: сильные(α ≥0.7), средние(0.3< α<0.7), слабые(α ≤0,3).

Из-за полной дис-ии каждый ион притягивает ион противопол.щнака, в рез-те он оказывается окруженным «роем» шарообразных ионов противопол.знаков ионной атмосферой «шубой» - повышенная концентрация ионов противоположного знака в объёме, окружающем данный ион в растворе. Она тормозит движение ионов, что приводит к сниж-ию электропроводности и созд. Эффект неполной дис-ии. Поэтому на практике для характеристики конц-ии сильн.электролитов исп-ся акт.диссоциация(активность).

Активность – кажущаяся n компонентов с учётом различных взаимод-ий м/ж ними в р-ре. f-коэф.активности.С – конц-ия.

Диэлектрическая проницаемость (ε) – физ. величина, характериз.св-ва  диэлектрической среды и показыв.завис-ть электрической индукции от напряжённости эл.поля. Влияет на U р-ии м/ж одноимен. и разноимен. ионами.  Показывает, во сколько раз сила взаимод-ия 2 эл. зарядов в среде меньше, чем в вакууме. ε = Е/Е_вак._.