Шпаргалка по "Химия"

12.заряд  ядра атома. Число протонов в ядре атома называют зарядом ядра атома и обозначают буквой Z. Это очень важная величина. А́томное ядро́ — центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относится атом. Размеры ядер различных атомов составляют несколько фемтометров, что в более чем в 10 тысяч раз меньше размеров самого атома. Число протонов в ядре  определяет непосредственно его электрический заряд, у изотопов одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов. Ядерные свойства изотопов элемента в отличие от химических, могут различаться чрезвычайно резко[1].Впервые заряды атомных ядер определил Генри Мозли в 1913 году. Свои экспериментальные наблюдения учёный интерпретировал зависимостью длины волны рентгеновского излучения от некоторой константы , изменяющейся на единицу от элемента к элементу и равной единице для водорода:, где и — постоянные.Из чего Мозли сделал вывод, что найденная в его опытах константа атома, определяющая длину волны характеристического рентгеновского излучения и совпадающая с порядковым номером элемента, может быть только зарядом атомного ядра, что стало известно под названием закон Мозли[2]. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и электронного облака. а) В состав ядра атома водорода входит только 1 протон, а электронное облако заполняется одним электроном. б) В ядре атома углерода 6 протонов и 6 нейтронов, а в электронном облаке – 6 электронов. в) Существует также изотопный углерод, ядре которого на 1 нейтрон больше. Содержание этого изотопа в природном углероде составляет чуть более 1% (об изотопах см. ниже). Линейные размеры атомов очень малы: их радиусы составляют от 0,3 до 2,6 ангстрема (1 ангстрем = 10–8 см). Радиус ядра около 10–5 ангстрема, то есть 10–13 см.

14.Постулаты  Бора. Первый постулат Бора (постулат стационарных состояний): в атоме существуют стационарные (не изменяющиеся со временем) состояния, в которых он не излучает энергии. Стационарным состояниям атома соответствуют стационарные орбиты, по которым движутся электроны. Движение электронов по стационарным орбитам не сопровождается излучением электромагнитных волн.В стационарном состоянии атома электрон, двигаясь по круговой орбите, должен иметь дискретные квантованные значения момента импульса, удовлетворяющие условию где т, - масса электрона, v - его скорость по n-й орбите радиуса rn, ℏ = h/(2p).Второй постулат Бора (правило частот): при переходе электрона с одной стационар ной орбиты на другую излучается (поглощается) один фотон с энергией равной разности энергий соответствующих стационарных состоянии (Еn и Еm - соответственно энергии стационарных состояний атома до и после излучения (поглощения)). При Ет<Еп происходит излучение фотона (переход атома из состояния с боль шей энергией в состояние с меньшей энергией, т. с. переход электрона с более удален ной от ядра орбиты на более близлежащую), при Ет>Еn- его поглощение (переход атома в состояние с большей энергией, т. е. переход электрона на более удаленную ядра орбиту). Набор возможных дискретных частот v = (Еn – Еm)/h квантовых переходов и определяет линейчатый спектр атома.

18.Спиновое  квантовое число электрона принцип Паули. Состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:1. Главное квантовое число n (n = 1, 2 ...).2. Орбитальное (азимутальное) квантовое число l (l = 0, 1, 2, ... n-1).3. Магнитное квантовое число m (m = 0, +/-1, +/-2, +/-... +/-l).4. Спиновое квантовое число ms (ms = +/-1/2 ).Для одного фиксированного значения главного квантового числа n существует 2n2 различных квантовых состояний электрона.Один из законов квантовой механики, называемый принципом Паули, утверждает:В одном и том же атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел, (т.е. не может быть двух электронов в одинаковом состоянии).Принцип Паули дает объяснение периодической повторяемости свойств атома, т.е. периодической системе элементов Менделеева. Принцип Паули в применении к атому гласит: в атоме каждый электрон обладает своим набором квантовых чисел, отличным от любого другого электрона. Кроме движения вокруг ядра, электрон вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин». Спиновое квантовое число ms характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по часовой стрелке или против). Спиновое квантовое число ms принимает два значения: +½ и –½. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↓↑.

19.Распределение электронов в атоме. Правило Гунда и Клечковского Максимальная емкость электронных оболочек  атомов. Электронные формулы элементов. Каждый электрон в атоме движется в первом приближении в центрально-симметричном некулоновском поле. Состояние электрона в этом случае определяется тремя квантовыми числами: n и m, физический смысл которых был выяснен. Таким образом, состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:

   Электронные  оболочки атомов представляют  собой пространственную конфигурацию  расположения электронов, обеспечивающую  минимальную энергию каждого  из электронов, а также, максимальную  устойчивость такой конфигурации. По правилу Гунда при заполнении электронами одинаковых по энергии орбиталей электроны располагаются в первую очередь по одиночке на каждой орбитали, и лишь потом начинается заселение этих орбиталей вторыми электронами. правила Клечковского: при увеличении заряда ядра атомов заполнение энергетических уровней происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного * и орбитального * квантовых чисел (n+l) к орбиталям с большим значением этой суммы.    Последовательное заполнение электронных оболочек В записи электронных формул (или конфигураций), отражающих эту последовательность, первая цифра равна n, буква после нее соответствует l, а правый верхний индекс равен числу электронов в этом состоянии (табл. 2.1). Например, электронная формула лития – 1s22s1, углерода – 1s22s22p2, хлора – 1s22s22p63s23p5. Заселенность электронных оболочек может быть представлена в виде квантовых ячеек (квадратов или горизонтальных линий) (рис. 2.2). В отличие от электронных формул, здесь используются не два, а все четыре квантовых числа. Видно, что энергия электронов в многоэлектронных атомах определяется как квантовым числом n, так и l; электроны отличаются значениями ml, а у спаренных электронов различны только спины. Свободная ячейка в нашем примере означает свободную p-орбиталь, которую может занимать электрон при возбуждении атома.

23.Формы  химической связи. Химические элементы встречаются в природе главным образом не в виде отдельных атомов, а в виде сложных или простых веществ.

24.Механизм  ковалентной связи. Различают несколько механизмов образования ковалентной связи: обменный (равноценный), донорно-акцепторный, дативный. При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими. например, при образовании молекулы трифторида бора из атомов три атомные орбитали бора, на каждой из которых имеется по одному электрону, перекрываются с тремя атомными орбиталями трех атомов фтора (на каждой из них также находится по одному неспаренному электрону). В результате спаривания электронов в областях перекрывания соответствующих атомных орбиталей появляется три пары электронов, связывающих атомы в молекулу.По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов. По донорно-акцепторному механизму происходит, например, присоединение фторид-иона к молекуле трифторида бора. Вакантная р-орбиталь бора (акцептора электронной пары) в молекуле BF3 перекрывается с р-орбиталью иона F−, выступающего в роли донора электронной пары. В образовавшемся ионе [BF4]− все четыре ковалентные связи бор−фтор равноценны по длине и энергии, несмотря на различие в механизме их образования. Атомы, внешняя электронная оболочка которых состоит только из s- и р-орбиталей, могут быть либо донорами, либо акцепторами электронной пары. Атомы, у которых внешняя электронная оболочка включает d-орбитали, могут выступать в роли и донора, и акцептора пар электронов. В этом случае рассматривается дативный механизм образования связи.

26.Металическая связь. Физические св-ва маталов. Общие представления о металлах . Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений. металлическая связь — это связь между атом-ионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными внешними электронами. Для металлов наиболее характерны следующие свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg. Все металлы делятся на две большие группы: Черные металлы. Цветные металлы. В зависимости от своей плотности металлы делятся на:Легкие.тяжелые. К легким металлам относятся: литий , натрий , калий , магний , кальций , цезий , алюминий , барий. К тяжелым металлам относятся: цинк , медь , железо , олово , свинец , серебро , золото , ртуть и др. В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на: 1. Легкоплавкие(ртуть,галлий) . 2. Тугоплавкие(хром) .Металлы, применяемые в строительстве, разделяются на две группы: черные и цветные. Металлы и металлические сплавы представляют собой кристаллические тела, состоящие из бесчисленного множества кристаллических образований, груПпи рующихся   в   виде  отдельных   прочно   связанных   между собой зерен.   Большинство   их   имеет кубическую  объемно   центрир0 ванную  (хром, ванадий, молибден, вольфрам и некоторые дру. гие) При затвердевании расплава металла вначале образуются мельчайшие кристаллы правильной формы, затем, по мере охлаждения, они увеличиваются в размерах и срастаются между собой в виде деформированных неправильной внешней формы кристаллов, называемых кристаллитами .Механические свойства металлов характеризуются их прочностью, твердостью, ударной вязкостью, усталостью и ползучестью.. Технологические свойства характеризуют способность металла подвергаться обработке. К ним относятся: пластичность, позволяющая получать металлические изделия ковкой, прокаткой волочением; обрабатываемость резанием; свариваемость, характеризуемая способностью металла давать прочные соединения путем их местного нагрева до пластичного или жидкого состояния.

27.Скорость  химической реакции.  Закон действующих  масс. Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.Количество вещества выражают в МОЛЯХ, а объем в ЛИТРАХ. В этом случае мы получаем удобную для работы величину - КОНЦЕНТРАЦИЮ вещества в моль/л, которая ИЗМЕНЯЕТСЯ в ходе реакции.Таким образом, скоростью реакции называют изменение концентрации какого-нибудь вещества, участвующего в реакции, за единицу времени (например, за секунду или за минуту). Отсюда другое определение скорости реакции:Скоростью химической реакции называется ИЗМЕНЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ реагента или продукта в единицу времени. Действующих масс закон один из основных законов физической химии; устанавливает зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ и соотношение между концентрациями (или активностями) продуктов реакции и исходных веществ в состоянии химического равновесия. Скоростью образования продукта реакции называется количество этого продукта, возникающее в результате реакции за единицу времени в единице объёма (если реакция гомогенна) или на единице площади поверхности (если реакция гетерогенна). Для исходных веществ аналогичным образом определяется скорость их расходования. Количества веществ выражают в молях.

28. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шатель. Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем. ы можем заметить важную закономерность: при попытке воздействовать на равновесную систему она «сопротивляется» такому воздействию. Действительно, добавление в равновесную систему H2 или I2 приводит к увеличению их расходования в прямой реакции. В итоге H2 или I2 в системе окажется меньше, чем было добавлено, зато возрастет количество HI. Наоборот, добавление HI приводит к более быстрому его расходованию в обратной реакции. Такая способность равновесных систем «сопротивляться» внешним воздействиям носит общий характер и известна под названием принципа Ле Шателье: Если на равновесную систему воздействовать извне, изменяя какой-нибудь из факторов, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то направление процесса, которое ослабляет это воздействие. ни одна из реакций не получает преимущества при изменении концентраций газов и положение равновесия не меняется. Таким образом, для смещения равновесия надо изменять только те параметры, которые являются для данной реакции определяющими. В рассмотренном случае давление не является таким фактором.

31.Понятие  изотопы, изобары. Изото́пы- разновидности атомов (и ядер) одного химического элемента с разным количеством нейтронов в ядре. Название связано с тем, что изотопы находятся в одном и том же месте (в одной клетке) таблицы Менделеева. Химические свойства атома зависят практически только от строения электронной оболочки, которая, в свою очередь, определяется в основном зарядом ядра Z (то есть количеством протонов в нём) и почти не зависит от его массового числа A (то есть суммарного числа протонов Z и нейтронов N). Все изотопы одного элемента имеют одинаковый заряд ядра, отличаясь лишь числом нейтронов. Обычно изотоп обозначается символом химического элемента, к которому он относится, с добавлением верхнего левого индекса, означающего массовое число. Изобары - , атомные ядра с одинаковым числом нуклонов А, но разными числами протонов Z и нейтронов N. ;

32.Моль-как мера количества вещ-ва. МОЛЬ - это КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА, равное 6,02.1023 структурных единиц данного вещества – молекул (если вещество состоит из молекул), атомов (если это атомарное вещество), ионов (если вещество является ионным соединением).Примеры:1 моль (1 М) воды = 6.1023 молекул Н2О,1 моль (1 М) железа = 6.1023 атомов Fe,1 моль (1 М) хлора = 6.1023 молекул Cl2,1 моль (1 М) ионов хлора Cl- = 6.1023 ионов Cl-.1 моль (1 М) электронов е- = 6.1023 электронов е-.Теперь мы имеем удобную единицу количества вещества моль, с помощью которой легко отмерять равные порции молекул или атомов простым взвешиванием.Разумеется, если мы увеличим или уменьшим взятое нами количество воды (18 г) и оксида кальция (56 г) в одинаковое количество раз, то и порции реагирующих молекул уменьшатся или возрастут во столько же раз.Допустим, 1,8 г воды полностью прореагируют с 5,6 г СаО, а 180 г Н2О тоже без остатка прореагируют с 560 г СаО. Другими словами 0,1 моль воды прореагирует с 0,1 моль СаО, а 10 моль воды прореагируют с 10 моль СаО и т.д.

34.Гибридизация  электронных орбиталий. Гибридизацией электронных орбиталей называют процесс их взаимодействия, приводящий к выравниванию по форме и энергии.Число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей. Гибридные орбитали выгоднее по геометрической форме, чем s- и р-орбитали, их электронная плотность распределена иначе, что обеспечивает более полное перекрывание с в-орбиталями атомов водорода, чем было бы у «чистых» s- и р-орбиталей.В молекуле метана и в других алканах, а также во всех органических молекулах по месту одинарной связи атомы углерода находятся в состоянии sр3-гибридизации, то есть у атома углерода гибридизации подверглись одна s- и три р-орбитали и образовались четыре одинаковые гибридные вр3-орбита-ли.В результате перекрывания четырех гибридных sр3-орби-талей атома углерода и в орбиталей четырех атомов водорода образуется тетраэдрическая молекула метана с четырьмя одинаковыми гамма-связями под углом в 109°28'