Лекции в ворде (Лекция по химии)

Посмотреть архив целиком




Лекция №1.

Литература:

Карпин. «Курс химии».

«Общая химия». Соколовская, изд. МГУ 1989г.

«Краткий курс физической химии». Кифеев.

Жуковский, Шварцман. «Физическая химия».

«Начало современной химии». изд. Мир, 1989г.

Разделы:

  1. Периодический закон Менделеева в свете строения атома.

  2. Химическая связь и строение молекулы.

  3. Введение в теорию твёрдого состояния.

  4. Основы химической термодинамики.

  5. Химическая кинетика.

  6. Растворы.

  7. Физико-химический анализ.

  8. Основы электрохимии. Коррозия металлов.

  9. Поверхностные явления.


Периодический закон Менделеева в свете строения атома.

Квантово-молекулярная теория описывает положение атома в определённый момент, в определённой точке. Всё строится на основе этой теории.

- уравнение Шрейденгера, где -энергия, -функция.

При решении этого уравнения появляются константы – квантовые числа.

s, p, d, f – состояния.


Принцип Баули. Правило Гунда.

Квантовые числа: n, l, m, p.

Если эти константы имеют реальные значения, то уравнение Шрейденгера имеет решение.

Квантовые числа – это такие числа m, l, n, p, при которых уравнение Шрейденгера имеет решение.

n – главное квантовое число, характеризует общий запас энергии электронов в атоме. l – побочное(обратимое), m – магнитное, p- спиновое

n

1

2

3

4

5

6

7


K

L

M

N

O

P

Q

Квантовые числа говорят о семи энергетических уровнях в атоме.

Энергетические уровни в атоме делятся на подуровни. Число подуровней определяется номером уровня.

kp (один подуровень).

ls/p (два подуровня).

ms/p/d (три подуровня).

ns/p/d/f (четыре подуровня).


Величина квантовых чисел говорит о семи энергетических уровнях в атоме.

Энергетические уровни в атоме делятся на подуровни, число подурвней определяется номером уровня.

n

l

m

s

F d p s

3 2 1 0

-3,-2,-1,0,1,2,3

-

d p s

2 1 0

-2,-1,0,1,2,

-

P s

1 0

-1,0,1

-

s

0

1

-

характеризует форму электронного облака

m – магнитное квантовое число, характеризующее ориентацию электронного скустка.

8- p

Максимальное значение m = 2l+1, m: -l, 0, +l.

p – характеризует собственный момент вращения электронного скустка h/2p.

Принцип Баули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел.

n, l, m, p

n, I, m, p

На р-подуровне в первом уровне может находиться 2 электрона с противоположными спинами.

Распределение электронов по уровням и подуровням описывается с помощью электронных формул и энергетических ячеек.

Согласно органическому принципу Баули электронная конфигурация на последовательном уровне может накапливаться в электронах.

H1 1s1

He2 1s2

Li3 1s22p1

C6 1s22p22p2

Правило Гунда: Суммарный спин электронов на подуровне должен быть максимален, т.е. электроны на подуровне стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.

Число неспор. электронов или свободных квантовых состояний определяется валентностью атома. В пределах электронного уровня электроны могут исходить с подуровня на подуровень.

s2р2=s1р3.

Валентность2 – валентность 4.

Постулат Луи де Броля: он связал импульс движения материального объекта с длиной волны этого объекта через следующую величину.

L = h/p = h/mv, p = mv.

Функция не является квантовым числом, а содержит эти квантовые числа.

Принцип неопределённости де Броля: если частица имеет макроскопические размеры, то длина волны для этой частицы сравнительно мала.

m = 1г, v = 4 м/c, =10-21cм.

В качестве валентных выступают S и р подуровни.

Характеристики атома.

Энергия ионизации атомов.

1).Энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и переместить его на бесконечно далёкий от него уровень. Причём атом становится полностью заряженным.

Эта энергия называется потенциалом ионизации. Li: 5,39 Эл. Вольт.

Энергия отрыва одного электрона от атома Li –75,6 ЭВ, для второго атома Li – 122,4 ЭВ…

Потенциал ионизации изменяется скачком 1.

Электронные оболочки имеют ступенчатые (слоистые) строения.

2). Энергия сродства к электрону – изменение энергии атома при его присоединении к нейтральному атому с образованием отрицательного иона при 01К.

А + е А-.

Электрон занимает нижнюю орбиталь с соблюдением правила Гунда.

Наиболее высокие энергии сродства у галогенов. Сумма всех энергий ионизации = Е полная.

3). Универсальная характеристика, объединяющая 1,2 электроотрицательность.

  • сумма энергии ионизации и энергии сродства. Чем больше электроотрицательность, тем легче атом превращается в заряженный ион.

Электроотрицательность: Li =1, Na =0.9, K = 0.8, Cs = 0.7, Be = 1.5, Mg = 1.2, B = 2, F = 4, p = 2.5.


Периодический закон Менделеева.

Формулировка Менделеева.

Свойства простых веществ, а также форма и свойства сложных элементов находятся в периодической зависимости от атомных весов этих элементов. Периодическая система – графическое отражение периодического закона.



О таблице Менделеева.

8 групп главных

побочные – переходные элементы.

22 не Ме

11 не Ме – газы


полупроводники элементарные

В,С Р S

Si As 6гр Se

Ge Sb Te

Sn


Главный базовый полупроводник – Si(кремний)

А3В5 GaP InP

AlP Ga As InAs

AlAs GaSb Isb

AlSb


AlN

CaN 6эВ AlxGa1-xAs – инфракрасное излучение.

InN


HgGaTe

PbTe

CuTe

CdTe


Современная трактовка таблицы:

Свойства элементов и мх соединений находятся в переодической зависимости от зарядов и ядер, атомов, элементов

Порядок заполнения электронных уровней и подуровней.



Правило Клечковского В.М.

Электрон заполн. Подуровень должен иметь минимально избыточной энергией по отношению к подуровню энергии.

Li 1822S1

Al18 1S22S22P63S23P63d0

K19 1S22S22P63S23P64S1



  1. Правило Клечковского.


Заполнение идет от n+1 меньших к n+l больших

4S 3d

4+0 < 3+2 (сначала 4S, потом 3d)


2. Правило

Если суммы n+l равны друг другу, тозаполнение уровней и подуровней происходит в напр главного квантового числа k

4p 3

4+1 3+2 => сначала , потом 4p


Лекция №2

Правило Клечковского.

Если сумма n+l равных

3d 4p 5S

3+2 = 4+1 = 5+0

4S


Явление правила проскока электронов.

Cr24 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3d4




Валентность как правило определяется S и P электронами (…..)


Схема заполнения уровней и подуровней по Клечковскому.


1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3d10 4p6 – 5S2 – 4d10 - 5p6 –6S2 – 5d1 – 4f4 - 5d2-10 – 6p6 – 7s2 - 6d1 –5f14 - 6d2-10 – 7p6


Лантонойды и октенойды.


Химическая связь и строение малекул.

Химический процесс – процесс разрыва одних и образования других связей.

Характеристикой свойств хим. Связи определяется химическое взоимодействие, т.е. форму движения малекул.

Энергия молекул складывается из: движения электронов в поле ядер, колебания ядер около полжения равновесия, вращение молекул вокруг центра масс.

Основной вклад вносит движение электронов в поле ядер.

Теория хим. Связи строется на решении квантовой задачи движение электронов в поле ядер.

Несколько методов решения.

Решение : различная притяженность для разных вычислений.

М

основные

етод валентных связей.

Молекулярных орбиталей


МВС (1) Пологается что каждая молекула состоит из атомов и для обьяснения электоронного строения применены атомные орбитали состав. ее атома.

ММО(2) Рассматривается молекула как единое целое.

Эфективн.ММО


Метод валентных связей.

  1. Химическая связь образуется парой электронов с противополжным спинами, которые локализованы между двумя атомами.

  2. Число связей, образованным данным атомом равно числу неспаренных частиц (ЭЛ-В) в основном и неспаренном состоянии.



  1. Аддитивность ( ) энергии связи и других св-в является средством локализации пры электронов.

  2. св-во молекул опр. св-ва связи.

  3. Направленность валентности определяется ортогональностью орбиталей (расположенностью).

  4. Валентно насыщеные молекулы могут образовывать соединения за счет донорного акценторного взоимодействия (наличее валент. Атомн. Орбитали и неподеленной пары электронов).

Направленность спинов:


Энергия связи.

Под ней понимается та энергия, которая выделяется в результате взоимодействия данных атомов , участвующих в реакции.

Если соединение двух атомно;

m0-атомарная энергия обр. (тепловой эффект ), есть енергия связи

Пример:


Метод молекулярных орбиталей:

Характеристики:

  1. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохраняющих индивидуальность атомов (индивидуальные характеристики).

    1. Каждый электрон принадлежит целой молекуле и движется в поле ядер.


Случайные файлы

Файл
151515.rtf
42804.rtf
26496.rtf
mineral.doc
17084.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.