Шпоры по общей химии - файл n1.doc

приобрести
Шпоры по общей химии
скачать (92.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc93kb.24.08.2012 09:04скачать

n1.doc

Строение Атома.

Орбиталь – область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона.

Главное квантовое число (n) – характеризует энергетический уровень. Определяет энергию и размеры электронных орбиталей.

Орбитальное квантовое число (l) – определяет форму атомной орбитали. Характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. (s – 0; p – 1; d – 2; f – 3).

Квантовые числа- нужны для того чтобы определяет местоположение электронное окно ядерного пространства.

Магнитное квантовое число (m) – характеризует ориентацию орбитали в пространстве. (от –l до +l)

Спиновое квантовое число (s) – спин электрона. (+1/2 - ; -1/2 - )Энергитический уровень- уровень, если группа орбиталей имеет одинаковое значение главного квантового числа n.

Электронная конфигурация-pfgbcm hfcghtltktybz ‘ktrnhjyjd d fnjvt/ Принцип минимальной энергии. Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме в порядке возрастания числа n. (1s 2s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f 6p 7s 6d 5f )Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов , обладающих одинаковым набором квантовых чисел. Правило Гунда. Заполнение орбитали одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами.

Энергия ионизации(I1). Энергия необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента называется первой энергией ионизации I1.[кДж/моль, эВ]. Характеризует восстановительную способность элемента. Первая энергия определяется электронным строением элементов и её изменение имеет периодический характер. Наименьшее значение имеют щелочные элементы находящиеся в начале периода, наибольшее – благородные газы, находящиеся в конце периода. По группе сверху вниз – уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону(Eср). Энергетический эффект присоденения моля электронов к молю нейтральных атомов. Eср выражается в кДж/моль или в эВ. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения её – элементы с электронной конфигурацией s2 (He, Be, Mg, Zn) ,с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As).

Электроотрицательность(ЭО). Способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Возрастает по периоду, убывает по группам у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V – побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы(минимум у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов VII – VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения s-элементы I подгруппы, наибольшие значения – p-элементы VI и VII групп.Электроотрицательность=

Основное(устоичивие) состояние атома-такое состояние,которое характеризуется минимальной энергией.Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии.

Теория Бора:

1электроны могут двигаться по стационарным орбитам.

2 При переходе с одной орбиты на другую.

Атомный радиус:

Атомный радиус не имеет строго определенной гранулы.

Атомный радиус- орбитальный радиус не имеет теоритических расчетов, расстояние от ядра до наиболее удаленный от него max электронной плотности. Эффективный радиус- это расстояние между центрами двух смежных атомов в кристалле.

Химическая связь.

Химическая связь- различные виды взаимодествия обуславливающие устойчивость существующих двух или много атомных соединений.Основные черты химической связи:

1снижение общей энергией с-иы по сравнению с энергией суммарных энергией изолированных частиц из которой эта с-ма состоит.

2Перераспределение электронной плотности химической связи.

Основные виды химической связи:

1Ковалентная,2Ионная3Металическая4Водородная5Вондервальские взаимодействия.Энергия связи(Eсв). Кол-во энергии, выделяющейся при образовании химической связи, называется энергией химической связи[кДж/моль]. Для многоатомных соединений принимают среднее её значение. Чем больше Eсв тем устойчивее молекула.Длина связи(lсв). Расстояние между ядрами в соединении. Чем больше длина связи – тем меньше энергия связи.Ковалентный угол-угол между вообр. Прямыми,соединяющие центры ядер

Кратность связи-число электронных пар, по средствам которых осуществляется между атомами в молекуле.

Вид взаимодействия, обуславливающий устойчивое существование многоатомных соединений: молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.Ионная. Электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Возникает в случае большой разности ЭО атомов. Не обладает направленностью и насыщеностью.

Ковалентная. Связь образованная за счет обобществленной пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома. Обладает направленностью и насыщенностью. Если связь образована двумя одинаковыми атомами, то она неполярная. Если один из атомов притягивает электроны сильнее другого, то связь полярная. Мерой полярности служит электрический момент диполя.Полярная- возникает тогда когда соединение у атомов разная электроотрицательность.

Неполярная- если,ковалентная связь образуется из атома с одинаковой электроотрицательностью.

Эл.плотность- смещена в сторону более электроотр. Атома.

Металлическая.

Водородная. образованная положительно поляризованным водородом молекулы A-H и отрицательным атомом B другой или той-же молекулы. Межмолекулярная- связь между молекулами.

Внутримолекулярная- связь внутри молек. Энерг.водорода связи электроотриц. И с уменьшением размера атома.

Степень окисления- положит. Или отрицательное число,которое присваивает степень окисления.

1в простом веществе=0

2в ионном соединение степень окисления равна заряду данного иона.3ковалентных соединениях степень окисления всегда будет равна 14 в щелочных металлов степень окисления=+1(1группа)щелочная +2(2группа)

5В мол.алг.сумма всех степень окисления =0.

Комплексные соединения-соединения сложные с ковалентной связью образ по донорно акцепторному механизму.

Комплексы бывают:1анионые 2 катионные 3 нейтральные.

Комплекс:1внутренняя сфера(то,что в квадратных скобках)2внешняя сфера(то,что за квадратными скобками)

K [Fe(CN)]

Комплекс образоват.- атом или ион имеющий вакантн.орбиталь.Чаще всего компл. Образ. Dэлементы 6,7,1,2, группы Лиганды-атомы ионы или молекулы они координир.около комплексов образов.

Одномолекулярные лиганды- лиганды одного типа молекул ионов.

Разноименные лиганды- лиганды 2-х типов молекул и ионов.

К-во лигандов- координационное число скординированых вокруг компл.образователей.

Внешняя сфера- компенсирует заряд внутри атомные комплексы-комплексы у которых внутренняя сфера имеет отрицат.заряд.Нейтральные компл- комплексы у которого внешняя сфера отсутствует,внутренняя сфера имеет нейтр.заряд или нуливой

Гибридизация- смещение Эл.оболочки происходит от орбит. с близкик

Ионная связь- электростатичность взаимодествие + и – ионов в соедин.возник при большей разнице в электроотрц.и возм.между 1 и 2 группой и галогенами.Т.к. ионная связь не имеет сферич.х-ра не имеет направленности и ненаправленности.

Метод валентных связей.

А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрытия АО с образованием электронных пар. Б) атомы вступающие в химическую связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами(энергия притяжения атомов) вносит основной вклад в энергию химической связи. Дополнительный вклад в энергию связи дают кулоновские силы взаимодействия частиц.В) в соответствии с принципом Паули химическая связь образуется лишь при взаимодействии электронов с разными спинами.Г)характеристики химической связи(энергия, длина, полярность) определяются типом перекрывающихся АО.

Метод валентных связей. Ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

Валентность. Способность атома присоединять или замещать определённое число других атомов с образованием химических связей.

При переходе в возбуждённое состояние, один из спаренных электронов переходит в свободную орбиталь той же оболочки.

Порядок и энергия связи. Порядок связи n=(Nсв-Nр)/2. Nсв – число e на связывающих молекулярных орбиталях, Nр – число e на разрыхляющих молекулярных орбиталях.

Если Nсв = Nр, то n=0 и молекула не образуется. С увеличением n в однотипных молекулах растёт энергия связи. В отличии от метода АО, в методе МО допускается, что связь может быть образована одним электроном.

Термодинамика.

Энтальпия(теплота) образования(H). Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298Ки давлении 100кПа. Энтальпия простых веществ при н.у. принята равной нулю.

-для изобарных.

Энергия- общая колич. Мера движения и взаим. Всех видов материй.

Теплота(Q)-размерность ДЖ или количественная мера харатич.колории движ.частиц.данной с-мы или тела.

Работа(А)-количественная мера направлен.движением частиц мера энерг.перед.с-мы и другой по действием сил.

Параметри состояния- величины позвол. Состояния с-мы их можно непосредственно изменить:1экстенсивные пропорцион. Экстенсив. Кол-во вещества.2Интенсивные не зависим.от кол-ва вещества.Внутренняя энергия- все виды энерг. С-мы,энергия частиц молекул, кроме кинетич. И потенциальной с-мы энергии как целого.





Если системе сообщ.определенное количество тепла тела могут обмен энергии и кол-ом теплоты и работы при этом энергитический уровень не исчезает не появ.неоткуда.

Тепловой эффект- изменение энергии с-мы при протекании хим. Процесса,с-ма не совершает никакой другой работы,кроме работы расширения.Закон Гесса. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных вещест и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям энергий, можно определить энтальпию, и наоборот.

Q=[Cc+(mCв)] T

Cc – теплоёмкость сосуда калориметра.

Cв – удельная теплоёмкость реагирующей смеси и или воды

m – масса реагирующей смеси или воды.

Энтропия. Мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. В отличии от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю(третий закон термодинамики). Энтропия растёт по мере повышения температуры.

Второй закон термодинамики для изолированных систем. В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Энергия Гиббса. – критерий самопроизвольного протекания реакции.(для изобарно-изотермических процессов).

G = H - TS G = Gкон - Gнач

G = - RTlnKравн G = -zFE

G = S,  - удельная поверхностная энергия.

Если G<0 то реакция может протекать самопроизвольно.

Константа химического равновесия(только газы).

Константа равновесия-атом произведений равн.концентрации продукта в степени хим.коэффициентов к произвольной степени стихий

Пример:










Kравн = [L]l[M]m/[D]d[B]b

Крравн(RT)

Kр = exp(-H/(RT)+ S/R)

Принцип Ле Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Химическая кинетика.

Х.К-изучает механизм реакций и скорость

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы.

Vср = -Dc/Dt

Vмг = dc/dt

Vпр=Kпр*[A]a[B]b

Vобр=Kобр*[С]с[В]d

Порядок реакции. Суммы порядков реакции по реагентам.

K = lnc/t

Правило Ван-Гоффа. V2 = V1T/ 10

Уравнение Аррениуса. K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то: V = V0exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T)

Энергия активации. Энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.

Молекулярность реакции. Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью.

Фотохимические реакции. E = h=hc/

Идеальным раствором называют раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы.

Закон Рауля. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя.

Tкип=KэCm

Температура кристализации раствора ниже температуры кристализации чистого растворителя.

Tзам=KкCm

Осмотическое давление. V=nRT =nRT/V =cRT

 - осмотическое давление. С – молярная концентрация раствора.

Активность.
a=с - коэффициент активности.

Закон распределения. При постоянной температуре соотношение равновесных концентраций между несмешивающимися жидкостями(фазами) является величиной постоянной, независит от ближнего кол-ва компонентов. Kрас=CA/CB

CA и CB –молярные концентрации вещества в жидкостях. Kрас – коэффициент распределения.

Степень диссоциации(). Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к обьщему числу молекул растворённого электролита.

Катализ

Катализ- распространенное явление,при котором изменен.скорость реакции при ведении малых количеств посторон.в-в.

Катализатор- в-ва которые ускоряют.

Ингиторы- в-ва которые замежляют.

Ферменты-биокатализатор.

Закон Генри. Растворимость газов в жидкости пропорциональна их парциальному давлению над жидкостью.

_______

= n+mm+nn-m

pH=-lg aH+
Буферные растворы. Растворы, pH которых относительно мало меняется при добавлении в них небольших количеств кислоты или основания.
Произведение растворимости(ПР). Произведение активности ионов электролита, содержащегося в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная.
ПР=(nCрАm+)n(mCрBn-)m
Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворёнными в ней солями.

Степень гидролиза . Сгидр концентрация гидролизованных молекул. С – исходная концентрация растворённых молекул.

= Сгидр

Законы Фарадея.

  1. количество вещества, испытавшего электрохимические превращения на электроде, прямо пропорционально количеству прошедшего электричества.

  2. Массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов.

F=96500Кл(А*с)
E=-[G/(nF)] n – число молей эквивалентов.
i=I/S Плотность тока.
 = 0+(0.059/n)*lnCM
m = MэIt/

Строение Атома
Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации