Закон Авогадро. Следствия из этого закона.

Закон: в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое

число молекул.

Следствия:

· Массы равных объемов двух газов при одинаковых условиях будут относиться друг к другу как их молекулярные массы

· Масса любого вещества, равная его атомной (молекулярной) массе, будет содержать одно и то же число молекул – число Авогадро. Количество частиц, равное числу Авогадро, называется моль.

· При одинаковых условиях 1 моль любого газообразного вещества занимает один и тот же объем

· Относительная плотность одного газа по другому равно отношению их молярных масс

Строение атома Бора.

Электрон находится на орбите и движется по ней, он не излучает и не поглощает Е.

Согласно Планку, энергия квантована. Бор предложил, что энергия эл-ов может иметь лишь определенные значения, а орбиты – строго определенные радиусы.

Электрон, который поглощает фотон переходит на более высокую орбиту.

Постулаты бора:

· Из бесконечного числа орбит допускаются лишь определенные дискретные (кванты)

· Излучение света происходит при переходе на более низкую орбиту электрон испускает квант света

Чтобы электрон мог перейти с орбиты с энергией E₁ на орбиту с E₂ поглощаемый свет должен определяться уравнением Планка:

АшНю=E₂-E₁

Строение электронных оболочек атомов. Атомные орбитали. Квантовые числа.

Атомная орбиталь – область в пространстве, в которой вероятность нахождения электронной плотности максимальна.

 

Бор приписал орбиталям квантовые числа. Орбита с самой низкой энергией (ближайшая к ядру) характеризуется n=1. Следующему уровню энергии соответствует n=2. Если электрон получает достаточно энергии, чтобы совсем освободится от сил притяжения ядра, происходит ионизация атома.

Дальнейшее развитие теории Бора получила в работах Зоммерфельда. Он предположил, что каждое квантовое число определяет энергию круговой орбиты, а также задает набор эллиптических орбит с той же энергией. Он назвал n – главным квантовым числом и ввел второе квантовое число – l(эль), которое характеризует форму эллиптической орбиты (эксцентриситет). Второе квантовое число может принимать значения от (n-1) до 0. Если n=4, то l=3, 2, 1, 0. Каждому значению l сопоставляют букву

l=
	s	p	d	f	g

Если n=2, а l=0, то говорят, что это 2s электрон. Например:

1s
2s	2p
3s	3p	3d
4s	4p	4d	4f
5s	5p	5d	5f

Третье квантовое число m_l – максимально возможное число орбиталей.

Одна s-орбиталь

Три p-орбитали

Пять d-орбиталей

Семь f-орбиталей

Спиновое число m_s характеризует вращение по часовой стрелке (+0,5) или против (-0,5)

Принцип исключения Паули: Никакие 2 электрона не могут иметь одинаковые наборы 4х квантовых чисел.

 

Химическая связь. Ее типы и методы описания.

· Ионная (NaCl) (Рассказать Про Льюса, стремление атомов к заполнению внешней орбиталей)

· Ковалентная (П, НП):Электронные пары, кратность связи – кол-во электронных пар,длина связи – расстояние между центрами атомов (уменьшается при увеличении кратности),

Метод валентных связей

o Образуют эл-ны с противоположными спинами.

o Для образования ков. связи атомы должны быть максимально приближены друг к другу.

o Связь образуется в том направлении, где наибольшее перекрытие электронных облаков.

Метод молекулярных орбиталей рассматривает молекулу, как единое целое. Атомные орбитали заменяются молекулярными орбиталями. Рассчитывают распределение электронной плотности по всей молекуле.

 

В молекулах из одинаковых атомов – связь симметрична. А если атомы различны, то электроны связи могут быть смещены в сторону одного из них - электроотрицательность.

· Металлическая металлическая связь осуществляется в кристаллических решетках металлов, электроны распределены по всему кристаллу и не принадлежат своему атому. В металлах существует свобода перемещения электронной плотности.

Свойства металлов:

o Пластичность

o Электропроводность

o Теплопроводность

o Мет. блеск.

Если мало эл-ов - легкоплавкий, много – тугоплавкий

 

· Силы Ван-дер-Ваальса

I₂-I₂

Могут действовать на больших расстояниях, чем хим. связь.

Дипольные моменты.

o В электрическом поле частица поляризуется, появляется наведенный дипольный момент.

o Дисперсионные силы – система электрон-ядро представляется как диполь

Свойства:

o Легко растворяются друг в друге, образуя сплавы

o Высокая тепло- электропроводность

o Отрицательны й восстановительный потенциал

 

· Водородные связи:

Может образовывать только Н.

Из-за размеров – способность проникать в пустоты кристаллической решетки. А также встраиваться в электронные слои электронов в соединении.

Может быть образована только сильно электроотриц. элементами.

HF, H₂0

Результат – аномально низкие Т_{кипячения}

6. Понятие энтальпии. Энтальпия реакции. Энтальпия образования химических соединений.

Поскольку Большинство процессов в природе изобарные, то вводится понятие энтальпии:

H=U+PV

Энтальпия – функция состояния, определяющая удельное теплосодержание химической системы при постоянном давлении

Стандартная энтальпия образования – энергия реакции образования 1 моля сложного вещества из простых вещ-в в стандартных условиях.

Закон Лавуазье-Лапласа:

Тепловой эффект химической реакций, протекающих в прямом и обратном направлении, равны по величине и обратны по направлению.

Закон Гесса:

Тепловой эффект реакции не зависит от числа промежуточных стадий, а зависит от состояния исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие из з-на Гесса: Энтальпия химреакции равна разности сумм энтальпий образования продуктов и энтальпий образования исходных вещ-в (с учетом количеств реагирующих вещ-в, т.е. стехиометрических коэффициентов).

Энтальпия образования простых вещ-в равна нулю.