Ответы на билеты. Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано с помощью набора четырех квантовых чисел

• Название: Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано с помощью набора четырех квантовых чисел
• Анкор: Ответы на билеты.doc
• Дата: 24.12.2017
• Размер: 250.5 Kb.
• Имя файла: Ответы на билеты.doc
• Тип: Документы; #12815
• Категория: Химия
• страница: 1 из 5

1. 
   Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано с помощью набора четырех квантовых чисел. n – главное квантовое число, определяет общий энергетический уровень электрона, размеры электронного облака, принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7… Группа электронов одного энергетического уровня образует слой. Электронным слоям присвоены буквенные обозначения: n = 1 – K, n = 2 – L, M, N, O, P, Q – наиболее отдаленный от ядра. Уровни делятся на подуровни s ,p ,d ,f, число подуровней равно номеру уровня. Форму электронного облака характеризует побочное (орбитальное) квантовое число l. l = n-1: 0, 1, 2… Для s – l = 0, p – l = 1, d – 2, f – 3. Магнитное квантовое число m определяет ориентацию электронных облаков в пространстве для электронов одного подуровня. m(-l,+l). Четвертое квантовое число s – спиновое, оно определяет вращение электрона вокруг собственной оси по или против часовой стрелки. s = +1/2 или -1/2[h/2pi]. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел. Правило Гунда: суммарный спин электронов данного подуровня должен быть максимальным.
   
2. 
   Электрон в настоящее время не рассматривается как материальная точка, движущаяся по законам классической физики. Он обладает одновременно и корпускулярными и волновыми свойствами. Электрон как бы размазан в облако. Электрон проявляет интерференцию и дифракцию, но действует как одна частица. Уравнение де-Бройля: p = m*v, p = h/λ => λ = h/(m*v). Движение электрона – пульсирующее, его положение в атоме неопределенное. s-облака обладают шаровой симметрией, p-облака имеют форму гантели.
   
3. 
   Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить на отрыв электрона с нормального уровня и удаление его на бесконечно далекий уровень. Если энергию ионизации выразить в электрон-вольтах, то она численно совпадает с потенциалом ионизации. Скачкообразное изменение потенциала ионизации указывает на то, что электроны в атоме располагаются слоями. Энергию ионизации можно считать мерой металличности элемента, чем она меньше, тем ярче металлические свойства. Сродство атома к электрону – количество энергии, которое выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, это мера неметалличности элемента. Сумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону – электроотрицательность.
   
4. 
   Менделеев, 1869: свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Периодическая система элементов – графическое изображение периодического закона. В системе 7 периодов, начинаются с активных щелочных металлов, слева направо металлические свойства ослабевают, заканчиваются инертными газами. Элементы от Sc до Zn не имеют аналогов в малых периодах и называются переходными от металлов к неметаллам. В малых периодах валентность по кислороду слева направо возрастает на 1. 8 групп, их элементы проявляют одинаковую валентность по кислороду (есть исключения). Элементы главных подгрупп проявляют определенную валентность по водороду (4 группа – валентность 4, влево и вправо убывает на 1). Металлы – гл подгр 1 гр, неметаллы – гл подгр 7 гр, полупроводники: B, C, Si, Ge, P, As, Sb, S, Se, Te, I. Современная формулировка: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величин зарядов ядер атомов элементов.
   
5. 
   1s2-2s2-2p6-3s2-3p6-4s2-3d10-4p6-5s2-4d10-5p6-6s2-5d1-4f14-5d10-6p6-7s2-6d1-5f14-6d10-7p6. Ограничение принципа Паули: внешний электронный уровень атомов может состоять максимум из двух подуровней: s, p (кроме Pd). 1правило: застройка электронных орбиталей происходит в направлении увеличения n+l. 2правило: заполнение электронных орбиталей происходит в направлении увеличения n. Провал электрона – часто электроны перескакивают с последнего уровня на предпоследний с выделением энергии. 4 семейства: s – Эл гл подгр 1, 2 гр; p – Эл гл подгр 3-8 гр; d – переходные элементы; f – антаниды, октиниды.
   
6. 
   При возникновении химической связи выделяется энергия. Чем больше энергии выделится, тем прочнее связь. Потенциальная энергия образования многоатомных объектов всегда меньше суммарной потенциальной энергии атомов, вступающих в связь. Длинна связи – кратчайшее межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле. Энергия связи – кол-во энергии выделившейся при её возникновении. Насыщенность химической связи – ограничение числа валентных связей у атомов в соединениях с ковалентной связью. Направленность связи – определяет форму молекул. Химическая связь есть результат той или иной перегруппировки электронов. Виды связи: Ионная: преобладают электростатические взаимодействия, возникает между элементами, которые значительно различаются по величинам электроотрицательности. Атомная: элементы с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности, имеет место смещение электронов и возникновение общих электронных пар. Донорно-акцепторная: один участник дает электрон, другой – орбиту. Водородная связь: дополнительная связь, осуществляемая атомами водорода, ковалентносоединёнными в молекуле с атомами электроотрицательного элемента. Металлическая связь: “Коллектив” катионов взаимодействует с “коллективом” электронов.
   
7. 
   Ионная связь – такая связь, при которой преобладают электростатические взаимодействия между атомами, возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности (NaCl). Ионы натрия и хлора сближаются, пока силы притяжения не компенсируются силами отталкивания одноимённых зарядов электронных оболочек. Ионы занимают в пространстве строго определённое место. Если взаимодействуют тв Na и г Cl, то образуется твердокристаллическая решётка NaCl. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретённых электронов. Координационное число показывает сколько ионов противоположного знака связаны с ионом данного знака (к.ч. Na=6, к.ч. Cl=6). Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Соединений с чисто ионной связью не существует (имеет место определённая ковалентность). Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую температуру плавления и кипения. Соединения с ионной связью – проводники второго рода.
   
8. 
   Ковалентная связь возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с ковалентной связью определяется по числу общих электронных пар. Для определения относительных зарядов в атомах с ковалентной связью надо мысленно связь разорвать и руководствоваться следующим правилом: при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящему, а в группах от ниже стоящего к выше. Механизм возникновения ковалентной связи объясним методом валентных связей. Есть 3 положения: 1 - Химическую связь образуют 2 электрона с противоположно направленными спинами. Имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей, при этом в пространстве между атомами возникает повышенная плотность электронного облака и к этой области притягиваются ядра атомов и оставшиеся электроны. 2 - Химическая связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрытие орбиталей. 3 - Чем больше взаимное перекрытие электронных орбиталей, тем прочнее связь. Валентными являются неспаренные электроны. Для определения числа валентных электронов необходимо изобразить электронную оболочку атома в форме энергетических ячеек. При возбуждении за счёт поступающей из вне энергии имеет место распаривание электронных пар и переход электрона на более удалённый подуровень. Энергия связи – выделяющаяся при образовании связи.
   
9. 
   В случае ковалентной связи взаимное перекрытие электронных облаков в пространстве определяет форму молекулы. 1)AA, AB, BB: этот тип молекул характерен для Н₂, галогенов, и соединений Н с галогенами. Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая ядра взаимодействующих атомов сигма-связью. 2)А₂В: этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н₂О, Н₂S ( Н₂О – угол –105⁰, Н₂S – 92⁰ 33’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса. 3)А₃В: элементы главной подгруппы 5 группы (N, P, As, Sb) NH₃ 4)А₄В: главная подгруппа 4 группа (Si, C, Ge, Sn) СН₄ – электроны последнего уровня углерода – s²p², после возбуждения - sp³. Гибридизация электронных облаков. s²p² ® sp³ ® q⁴ требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется большей прочностью молекулы. Все связи энергетически равноценны. 5)АВ₃ – характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B, Al, Ga, In, Tl) BCl3 s²p ® sp² ® q³. 6)АВ₂: для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl₂ (линейная структура, угол – 180⁰) s2 ® sp à q² . 7)Сигма и пи - связь. Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной – это сигма-связь. C₂Н₄, при образовании молекул этилена происходит неполная гибридизация электронов оболочки атомов углерода. s²p² ® sp³ ® sp²p ® q³p. Так как сигма связь действует по кратчайшему расстоянию между ядрами, то повышение электронной плотности образуется между ядрами, происходит их стягивание. При образовании пи-связи электронные облака перекрываются в меньшей степени, чем при сигма-связи, поэтому пи-связь менее прочная.
   
10. 
    Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. эoА>эоВ => общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса. Такая структура молекулы носит название полярная структура. Полярная молекула HCl. Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название полярная ковалентная связь. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. Расположение электронных пар в молекуле определяет относительную ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относительно атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов (полярная связь). При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент: µ=ē*l, l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем: ē

4,8*10^-10 эл.стат.ед. µ=D*10^-18, D-единица Дебая. Для полярных соединений D=0-4, для ионных соединений D=4-11, для ковалентных соединений D=0. Наличие полярных структур молекул приводит к тому, что могут возникать ассоциаты. Возникновение ассоциатов есть результатт проявления водородных связей (Н2О)x. Общая электронная пара смещена к атому кислорода. Атом Н практически лишен электронной оболочки. Несимметричная структура воды приводит к поляризации связи => наличие водородных связей => аномальные свойства воды. 1) максимальная плотность при +4C – (h2o)2, при 0 – (h2o)3, при 100 – h20, 2) Вода обладает максимальной теплоемкостью среди всех жидкостей.

Комплексные соединения – высшего порядка образованные из соединений первого порядка без возникновения новых электронных пар, а за счет проявления донорно-акцепторной связи. Соединения первого порядка или валентно насыщенные соединения: H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, HgJ2, CuSO4, FeCl3 и т.д. могут давать соединения высшего порядка или комплексные соединения: NH3+ HCl=[NH4]Cl, AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl, CuSO4+4NH3= [Cu(NH3)4]SO4, 2KJ+HgJ2= K2[HgJ4], FeCl3+6H2O=[Fe(H2O)6]Cl3. [Cu(NH3)4]SO4: Cu-комплексообразователь, 4-координационное число, ( )-внутренняя сфера, [ ]-внешняя сфера, NH3-лиганды. Рассмотрим механизм возникновения комплексных соединений: NH3+HCl=[NH4]Cl. Константа нестойкости, двойные соли: К4[Fe(CN)₆]₄=желтая гравитая соль = 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4-. Комплексный ион может распадаться на простые соли, например, [Fe(CN)₆]^4-= Fe²⁺ + 6CN^-. Kn - константа нестойкости молекулярного иона: Kn = ([Fe²⁺]*[CN^-]^6) / [Fe(CN)₆]^4. Очевидно: чем меньше Kn , тем прочнее комплексное соединение. Наряду с комплексными соединениями существуют так называемые двойные соли: K₂Al₂(SO₄)₄24H₂O. В отличие от комплексных соединений, у которых очень прочная внутренняя сфера, двойные соли при диссоциации сразу распадаются на простые ионы: K[MgCl₃] = K⁺ + Mg²⁺ + 3Cl-.

Между валентнонасыщенными и в сумме электронейтральными молекулами вещества в различных агрегатных состояниях действуют силы притяжения и отталкивания, имеющие электростатическую природу. Относительная интенсивность этих сил во многом определяет физико-химические свойства вещества. Например, проявление сил отталкивания объясняет малую сжимаемость жидкостей и твердых тел. Силы притяжения лежат в основе таких явлений, как сжимаемость газов, адсорбция и т.д. Силы отталкивания есть результат взаимного отталкивания одноименно заряженных электронных оболочек. Силы отталкивания проявляются лишь на очень маленьких расстояниях и быстро убывают с увеличением расстояния: Eотт =A*r^-n , n=12, r - расстояние между молекулами, A, n - константы, характеризующие конкретное вещество. Различают: a) ориентационные: они проявляются в случае, если молекула - ярко выраженный диполь. Такие молекулы стремятся расположиться упорядоченно, т.е. уменьшить Eизб в системе, Еор = -(2*μ1^2* μ2^2)/(3*k*T*R^6), μ-дипольные моменты. б) деформационное: если одна из молекул полярна, а вторая – неполярна, но легко поляризуема, то под действием электростатического поля, создаваемого полярной молекулой неполярная молекула деформируется и становится диполем, Едеф = (μ1^2*a1+ μ2^2*a2)/r^6, a - коэффициент, характеризующий поляризуемость. в) дисперсионное: если молекулы неполярны, возникает так называемые мгновенные диполи в случае многоатомных молекул в электронной оболочке в одних местах сгущение, а в других - разряжение электронов, на какой-то момент времени молекула - диполь. Дисперсионные силы суммируются, это преобладающий вид взаимодействия, Eдисп= (3h₁₂ *I₁*I₂) / (2r^6* (I₁+I₂)), где I₁ ,I₂ - величины, связанные с энергией ионизации. Ориентационное взаимодействие преобладает, если молекулы - яркие диполи. В общем виде: Eприт=-B*r^-m, m=6. Eсум = Eприт+Eотт = A*r^-n -B*r^-6. Eсум – потенциал Леннарда-Джонса. Эти силы действуют на расстояниях 3-5 A.

В настоящее время различают 4 основных агрегатных состояния вещества: газ\жид\тверд\плазма. В газ\жид\тв cостоянии вещество не утрачивает своей химической индивидуальности (до 10^6 гр.цельсия). А в плазме электронные оболочки разрушаются. Газообразное состояние - высокотемпературное состояние, в этом стостоянии Епоступ движения молекул >> Eмежмолек притяжения. Молекулы газа перемещаются хаотически на значительных расстояниях друг от друга. По мере понижения температуры Eкинет. частиц уменьшается и становится соизмерима с Емежмолек притяжения. Частицы не утрачивают способность к перемещению, но могут перемещаться только близко др от др: газ переходит в жидкость. Наименее изученное агрегатное состояние – жидкое, в этом состоянии существует очень много видов взаимодействия между частицами. При дальнейшем понижении температуры Епоступ движения частиц = 0 . Частицы занимают строго фиксированное положение в пространстве, жидкость переходит в состояние твердого тела. При этом расположение частиц в пространстве не хаотично, а определяется или видом хим связи или типом межмолекулярного взаимодействия. Характерный признак твердого состояния - “дальний порядок” в расположении частиц, упорядоченное расположение частиц простирается на расстояние >> размеров частиц. В жидком состоянии - “ближний порядок”, упорядоченное расположение частиц простирается на расстояние размеров частиц. В газе порядка нет.

Вещества в стеклообразном или аморфном состоянии твердые только на ощупь. Частично твердое состояние - кристаллическое. Чтобы понять, как соотносятся кристаллическое, стеклообразное или аморфное состояние, мы рассмотрим P-t диаграмму (зависимость P пара вещества от температуры). AO - тв, OB - жид. При охлаждении по мере убывания t , темп нарастания вязкости > скорость кристаллизации => может быть, что жидкость затвердевает, а процесс кристаллизации пройти не успел, жидкость переходит в переохлажденное (стеклообразное) состояние. Постепенно стекло “расстекловывается” и становится мутным (идет процесс кристаллизации). Если кристаллическое стекло измельчить до кусков из нескольких молекул, это будет аморфное состояние вещества. Pпара будет выше, чем над кристаллическим веществом a``, т.к. Sповерхности больше => легче испаряется, a``` - более сильное измельчение. Согласно закону Коновалова-Гиббса, если сосуществуют две фазы одного и того же вещества при данной температуре, то более устойчивая фаза - та, при которой Pпара ниже. Например, углерод: крист. - алмаз, графит, карбит, полиугулен, фулерен, аморф. - сажа.

Кристалл - тв тело, ограниченное в силу своих внутр свойств плоскими гранями. Монокристалл - отдельный, хорошо образованный, правильно ограненный, типичный кристалл данного вещества, выросший из одного центра кристаллизации, о чем свидетельствует его внутренняя структура. Поликристаллическое тело - совокупность огромного числа беспорядочно ориентированных сросшихся монокристалликов. Кристаллическим веществам присуще строго определенная температура плавления. Веществам со стеклообразным и аморфным состояниями присущ температурный интервал размягчения. Кристаллическим веществам присуща определенная геометрическая форма. Анизотропия свойств (векториальность свойств – зависимость их от направления): электропроводность, теплопроводность. Скалярные свойства от выбранного направления не зависят (теплоемкость). Для веществ в аморфном и стеклообразном состояниях присуща изотропия свойств. Поликристаллы - квазиизотропны. Закон постоянства междугранных углов: в процессе роста кристалла доступ вещества к различным растущим граням может быть не равномерным => число граней, их форма и размеры могут быть различными, а углы, под которыми сходятся грани постоянны для данного типа кристалла. Закон: кристаллы одной и той же модификации данного вещества при пост темп, давлении могут иметь различное кол-во, форму и размеры граней, но углы, под которыми сходятся грани, остаются постоянными для данного типа кристалла.