Значение химии как науки. Закон эквивалента. Раствор. Химическая термодинамика. Гомогенные процессы. Химические свойства металлов, страница 4

  II.  Растворимые Аноды. Электроны в цепь посылает сам анод, а не анеоны раствора, при этом анод растворяется.

…

Законы Фарадея. 1. Масса образующегося при электролизе вещества пропорционально кол-ву прошедшего через раствор электричества. m=kq,  k-эл.-химический эквивалент.

2. При электролизе разл. хим. соединений равный кол-ву электричества приводит к Эл-хим. превращению эквивалентных кол-ву веществ.

k=mэ/F;      q=I*t

m=mэ*I*t/F

формула Фарадея.   F-число фарадея. F=96500Кл/м

Физич. смысл: это кол-во электричества необходимое для одного моля вещ-ва.

 

Строение атома.

Атом- это электронейтральная система, состоящая из +  заряж. ядра и – заряж. электронов вне ядра.

Электрон: q=-1, масса в а.е.м.=0,000549.

протон: q=1, масса=1

нейтрон: q=0, масса=1.

A=Z+N.  N-число Эл.      A-массовое число, Z-число протонов.

Изотопы- это атом имеющий один заряд ядра и разные массы.    

Изобары- это атомы имеющие одно массовое число и разный заряд ядра.

Квантовая механика. В основу легли представления о двойственных в природе электрона. Электрон одновременно явл. как материальной частицей и волной. Частица: обладает массой, зарядом, собственный момент вращения. Волна: дифракция, интерференция, нелокализованность в пространстве.

Принцип Гейзенберга: Нельзя одновременно с дост. точностью опред. координаты частицы и её скорость. Чем точнее координаты тем менее точно опред. скорость, импульс.

Волновая функция электрона. (пси).    - этоамплитуда колебания волны.

Атомная орбиталь- это пространство с наибольшей вероятностью нахожд. электрона.

Уравнение Шрёдингера.

 - связывает энергию электрона с пространственными координатами. U-пот. энергия, E-полная энергия, волновая функция.

Что даёт уравн. Шрёдингера?

1) Находим волновую функцию от координат. 2) Находим знач. энергии электрона.

Знач. Энергии зависит от 3-х величин.

1) n-гл. квантовое число.  Характеризует общий запас электрона на опред. энергетическом уровне, а так же размер Эл. облака. Его знач. n=1,2,3,4…  и опред. буквами KLMN.

2) l-побочное квантовое число (орбитальное). Характеризует энергию электрона на подуровне и форму Эл. облака. Принимает знач. от 0 до (n-1).   s,,p,d,f.

            3) m_e-магнитное квантовое число. Хаар. энергию электрона на орбитали и простр. ориентацию.

Кол-во орбиталей –(2l+1)

m_e=-l…..l

Атомная орбиталь- это совокупность положения электронов в атоме характеризуемая опред. значениями 3-х атомных чисел.

Принцип (запрет) Паули: - В любой многоэлектронной системе не может быть двух электронов у которых все их квантовые числа были бы одинаковы.

Следствие: 1) Макс. число Эл. на уровне x_n=2n²

2)макс. число на подуровне. x_e=2(2+1)

3)  макс. кол-во Эл. на орбитали.

Правило Гунда: В главном подуровне эл. стремятся занять максимльное число свободных орбиталей, чтобы суммарное спиновое число было максимальное.

Распределение эл. в атоме. Правило Клечковского. Распределение эл. по эровням и подуровням подчин. требованиям минимума энергии.

Реалный порядок отличается тем, что в связи с движ. электронных уровней где много эл. атомоврезко увелич. зависимость энергии не только от n но и . И порядок заполнения электронов опред. суммой (n+) в соответствии с правилами Клечковского. 1) При увелич. номера элемента послед. заполнения электронами орбитали происходит от орбитали с меньшим знач. (n+) к орбит. с большим знач. (n+) к орбитали с большим знач. (n+).

2) если (n+) для 2-х орбит. одинаковы заполн. сначала орбиталь с меньшим значением n.

Реальный порядок заполнения: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p