Лекция по химии (Лекции в ворде)
Описание файла
Файл "Лекция по химии" внутри архива находится в следующих папках: lekcii-doc, Теория, лекции. Документ из архива "Лекции в ворде", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из 2 семестр, которые можно найти в файловом архиве НИУ «МЭИ» . Не смотря на прямую связь этого архива с НИУ «МЭИ» , его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "лекции и семинары", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "Лекция по химии"
Текст из документа "Лекция по химии"
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:
-
Периодический закон Менделеева в свете строения атома.
-
Химическая связь и строение молекулы.
-
Введение в теорию твёрдого состояния.
-
Основы химической термодинамики.
-
Химическая кинетика.
-
Растворы.
-
Физико-химический анализ.
-
Основы электрохимии. Коррозия металлов.
-
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.
k – p (один подуровень).
l – s/p (два подуровня).
m – s/p/d (три подуровня).
n – s/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.
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.
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
-
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
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.
1 S2 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.
-
Химическая связь образуется парой электронов с противополжным спинами, которые локализованы между двумя атомами.
-
Число связей, образованным данным атомом равно числу неспаренных частиц (ЭЛ-В) в основном и неспаренном состоянии.
-
Аддитивность ( ) энергии связи и других св-в является средством локализации пры электронов.
-
Направленность валентности определяется ортогональностью орбиталей (расположенностью).
-
Валентно насыщеные молекулы могут образовывать соединения за счет донорного акценторного взоимодействия (наличее валент. Атомн. Орбитали и неподеленной пары электронов).
Направленность спинов:
Энергия связи.