Билет 4. Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие

Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.

Ковалентные соединения

Ионные соединения

Правила Фаянса

Степень коваленттности велика в случае:1) больших зарядов на ионах С⁴⁺ - ков, Nа⁺ - ио; 2) малых размеров катиона С⁴⁺ - 0,015 нм – ков, Nа⁺ - 0,095 нм – ио; 3) больших размеров аниона I^- - 0,216 нм ков; F^- - 0,136нм ио.

тв в-ва с высокой температурой плавления >400*С, многие растворяются в полярных р-лях, большинство не растворяется в неполярных растворителях; расплавы соединений проводят эл ток, т к состоят из заряженных частиц; водные растворы проводят Эл ток; большинство ионных соединений устойчивы в виде кристаллических решеток.

Газообразные, жидкие или тв в-ва с низкой температурой плавления <300*С; многие не растворяются в полярных растворителях, большиноство растворимы в неполярных растворителях; р-ры и р-вы не проводят электричество.

Состояние системы, когда в ней протекает 2 проитвоположнонаправленных процесса с одинаковой скоростью называется хим равновесием.

Виды равновесия: 1) статическое состояние (стабильное, нестабильное, безразличное, метастабильное)

2) динамические процессы (равновесных концентраций продуктов реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных конц исх в-в в степенях стехиометричесикх коэффициентов есть величина постоянная и назыв константой равновесия данной реакции.

Физический смысл константы равновесия: показывает полноту протекания р-ии (∆G показывает глубину протекания)

К_р –> ∞ - необратимая, К_р=0 – не реагирует, ∆G = -RTlnK_равн

Истинное равновесие неизменно во времени и наступает в соответствии с принципом микроскопической обратимости: все элементарные стадии обратимой р-ции должны быть равновесными.

Равновесные концентрации исх в-в – концентрация в-ва, не прореагир. к моменту равновесия.

Равновесные концентрации продуктов р-ии – та концентрация в-в, кот образовались к моменту равновесия.

Динамическое равновесие подчиняется принципу Ле-Шателье: при всяком воздействии на систему, находящуюся в сост хим равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия.

1. Понятие о квантовой механике. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Уравнение Планка. Атомные спектры как характеристики энергетических уровней электронов. Корпускулярно-волновая природа электрона. Уравнение де Бройля.

Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе Паули, правиле Хунда.

Принцип Паули: в атоме не может быть электронов,имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел (на одной орбитали может быть не более двух электронов с различными спинами). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов. Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающих противоположно направленными спинами, называют спаренными, электроны,расположенные по одному на орбиталях- неспаренные. Принцип минимума энергии: Электрон в основном (невозб.) состоянии в атоме занимает такое положение, чтобы енергия была бы минимальной. Энергия электрона главным образом определяется суммой (n+l). Правило Клечковского: 1) В первую очередь заполняется та орбиталь где (n+l) min

2) Если (n+l) для нескольких орбиталей одинаковы, то в первую очередь заполняется та орбиталь, где n- меньше.

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d <4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p

Каждый период в таблице Менделеева начинается с заполнения нового эн. уровня.

На внешнем эн. уровне не может быть больше 8 электронов. У всех благородных газов (кроме Не) внешн.эн. уровень заполнен полностью - состояние этой оболочки самое устойчивое. В хим. реакциях атомы стремятся принять или отдать электроны так, чтобы на внешней оболочке было 8 электронов, при этом образуются ионы. Правило Хунда: При данном значении l (в пределах одного подуровня) электрон занимает такое положение, чтобы суммарный спин был бы макс.

. Орбиталь - функция, описывающая ост. электронов в атоме или молекуле и явл. обычной математ.функцией. Атомные спектры, спектры оптические, получающиеся при испускании или поглащении света (электромагнитных волн) свободными или слабо связанными атомами; такими спектрами обладают, в частности, одноатомные газы и пары. А. с. являются линейчатыми — они состоят из отдельных спектральных линий. А. с. наблюдаются в виде ярких цветных линий при свечении газов или паров в электрической дуге или разряде (спектры испускания) и в виде тёмных линий (спектров поглощения). Каждая спектральная линия характеризуется определённой частотой колебаний v испускаемого или поглощаемого света и соответствует определённому квантовому переходу между уровнями энергии E _i и E _k атома согласно соотношению: hv = E _i - E _k, где h — Планка постоянная). Наряду с частотой спектральную линию можно характеризовать длиной волны l = c/v, волновым числом 1/ l = v / c (c — скорость света) и энергией фотона hvчастота излучения. А. с. возникают при переходах между уровнями энергии внешних электронов атома и наблюдаются в видимой, ультрафиолетовой и близкой инфракрасной областях.

.

Дата добавления: 2015-04-24