Современные представления о строении атома формулируются в соответствии с принципом наименьшей энергии, правило Клечковского, принципом Паули и правилом Гунда.

Принцип наименьшей энергии. Электроны в невозбуждённом атоме распределяются по энергетическим уровням так, чтобы их суммарная энергия была минимальна. Максимальное число электронов на подуровне е _l =2(2 l +1); уровне е _n = 2n²

Правило Клечковского. Заполнение энергетических подуровней происходит от подуровней с более низкого энергетического уровня в порядке: 1s<2s<2р<3s<3р<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f ≈6d<6р

Квантовые числа Главное n – определяет энергию (номер) уровня; орбитальное l «эль»– определяет энергию и форму атомной орбитали подуровня; магнитное ml – характеризует число атомных орбиталей в подуровне; спиновое ms – характеризует направление собственного момента количества движения электрона; ms ±=1/ 2. n = 1(К), 2(L), 3(M), 4(N), 5(O), 6(P), 7(Q)…∞

l = 0(s), 1(p), 2(d), 3(f), 4(q)…(n-1); m_l = - l,…,-1,0,+1,…+ l.

Принцип Паули.В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырёх квантовых чисел.Правило Гунда. Заполнение электронами подуровня осуществляется таким образом, чтобы спиновое число было максимальным. Уравнение ЛуиДе Бройля, λ=h/v, где h=6.36 1034 (постоянная Планка). Уравнение ПланкаЭнергия электронов в атоме квантуется, Е = h۷, частота- ۷.

2.4. Периодический закон Д.И. Менделеева Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов. 2.5. Атомы с различным числом протонов и нейтронов, но с одинаковой их суммой называются изобарами. Атомы с одинаковым числом нейтронов – изотонами (n₁=n₂), с одинаковым числом протонов – изотопами (p₁=p₂). В ряду атомов ⁴⁰₂₀Са, ⁴²₂₀Са, ⁴⁰₁₈Аr, ⁴⁰₂₉К изотопы - ⁴⁰₂₀Са (20 р, 20 n), ⁴²₂₀Са (20 р, 22 n). изотоны - ⁴²₂₀Са (20 р, 22 n), ⁴⁰₁₈Аr (18 р, 22 n), изобары - ⁴⁰₂₀Са (20 р, 20 n), ⁴⁰₁₈Аr (18 р, 22 n), ⁴⁰₂₉К (19 р, 21 n).

2.6. Сродство к электрону Еср - энергия, выделяющаяся при присоеди-нении электрона атомом с образованием аниона. Количественная мера неметаличности атома. Энергия ионизации атомов Еион - энергия, необходимая для отрыва электрона от атома с образованием катиона. Наименьшая у щелочных металлов. Атомы объединяются в молекулы посредством химической связи. А + е- = А^- + Еср; А + Еион = А⁺ + е- 2.7. Причина образования хим. связи – при сближении атомов между их внешними валентными электронами спротивоположными спинами происходит притяжение с уменьшением энергии системы, следовательно образование хим. связи сопровождается выделением, а разрыв - поглощением энергии. Энергия связи – энергия, выделяющаяся в процессе образования связи (Есв, кДж/моль) и длина связи – расстояние между центами ядер соединяемых атомов, (rсв, пм) характеризуют её прочность.

2.8. Ковалентная (или объединённая) химическая связь- образующаяся за счет объединения одной или нескольких электронных пар, примерно одинаково сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов. Есв 100-1000 кДж/моль. Образуется между атомами элементов электоотрицательности которых одинаковы (неполярная) или различаются не слишком сильно (полярная): Н₂, F₂, НF, СН₄, СО₂, Н ₂О, NН_3. Насыщаемость. Валентные электроны, участвующие в образовании ковалентной связи, не могут участвовать в образовании дополнительных связей. Направленность связи или пространственная конфигурация объясняется с учётом гибридизации, т.е. смешения различного типа атомных орбиталей с возникновением того же числа гибридных орбиталей одинаковых по форме и энергии: тип молекулы АВ_{2 _}(где А- центральный атом) sp¹ тип гибридизации, угол связи 180◦, пространственная конфигурация линейная, тип молекулы АВ₃ - sp² - 120, треугольная, тип молекулы АВ_{4 -} sp³ - 109, тетраэдрическая, тип молекулы АВ₅ - sp³d – тригональная бипирамида, тип молекулы АВ₆ sp³ d² – октаэдрическая. Кратность ковалентной связи характеризуется числом общих электронных пар между соединяемыми атомами: одна пара – простая (ординарная) связь (всегда σπ), Две пары – двойная (σ и π), три – тройная (σ и две π). Ковалентная связь (рисунки):

ординарная	двойная	тройная	донорно-акцепторная

 

2.9. Ионная связь – сильное взаимодействие общей электронной пары с ядром только одного из соединяемых атомов, что приводит к образованию электростатически притягивающихся разноимённо заряженных ионов..Электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, катион взаимодействует со всеми анионами, находящимися поблизости, т.е. ионная связь не обла- дает направленностью и насыщаемостью. Металлическая связь – между атомами металлов (в узлах решётки атомы и катионы металла между которыми перемещаются обобществленные электроны или «электронный газ»). Характерна для твёрдых и расплавленных металлов, для газообразных – ковалентная. 2.10. Межмолекулярное взаимодействие (Межмолекулярные взаимодействия): ион-ионное – между противоположно заряженными ионами, Есв=140-460 кДж/моль, увеличивается с ростом зарядов ионов и уменьшением их радиуса; ион-дипольное – между ионом и полярной молекулой (или полярной группой с постоянным дипольным моментом μ), Есв=40-140 кДж/моль, увеличивается с ростом зарядов и уменьшением их радиуса; диполь-дипольное (ориентационное) – между полярными молекулами, обладающими постоянным дипольным моментом, Есв=2-4 кДж/моль. индукционное – между неполярной молекулой и ионом или молекулой с постоянным ионом, Есв=1-2 кДж/моль; дисперсионное - между неполярными молекулами, движение электронов в молекуле и колебания ядер вызывают появление в молекуле мгновенного диполя, под действием которого в соседней молекуле индуцируется также мгновенный диполь, Есв<2 кДж/моль. Ван дер Ваальсовы силы (ван-дер-ваальсово взаимодействие) – диполь-дипольные, индукционные и дисперсионные взаимодействия. Водородная связь – между атомом водорода и электроотрицательными атомами F, О, N (чаще всего другой молекулы), Есв=10-40 кДж/моль. Наличие водородной связи отражается на физических свойствах веществ (температуры плавления, кипения, вязкости, плотности, растворимости). Гидрофильно-гидрофобное взаимодействие - ион-дипольное или диполь-дипольное взаимодействие, когда один из типов молекул имеет сродство к воде, второй – не имеет.

2.11. Агрегатное состояние - проявление взаимодействия между частицами вещества. В твердом состоянии расстояния между частицами вещества сопоставимы с размерами самих частиц, что обеспечивает их сильное взаимодействие и ограниченное движение (колебание, вращение).

В зависимости от степени упорядоченности частиц твёрдые вещества могут быть кристаллическими (строгая повторяемость элементарной ячейки, ближний и дальний порядок) и аморфными (бесформенными, стеклообразными, переохлаждёнными жидкостями). Многие кристаллы обладают анизотропностью – неодинаковость некоторых свойств вещества по разным направлениям. Аморфные вещества изотропны – т.е. одинаковы по свойствам во всех направлениях.

Жидкое состояние – как в твёрдом состоянии частицы из-за достаточно сильного взаимодействия удерживаются вместе в определённом объеме, но для их взаимного расположения характерен только ближний порядок в небольших постоянно меняющихся ассоциатах или кластерах (время их жизни 10^-5 - 10^-10 с), свободный объем, доступный для поступательного движения частиц около 3%, поэтому жидкости практически несжимаемы. Жидко-кристаллическое состояние характеризуется текучестью жидкостей и анизотропностью кристалла, возможно для молекул со стержненобазной или дискообразной формой с сильными межмолекулярными взаимодействиями. Парообразное, газообразное и плазменное – сильно разряженные состояния, с доступным для поступательного движения частиц объёмом более 99,8%. Газ - однородная система, пар – неоднородная, смесь из отдельных молекул и их неустойчивых ассоциатов.

Плазма - состояние вещества при сверхвысоких температурах: тысячи градусов Цельсия – холодная плазма; сотни тысяч – горячая плазма.

 

Тема 5

2.13. Виды дисперсных систем: грубая, коллоидные и истинные (молекулярные и ионные) растворы. Растворы могут быть в зависимости от размера частиц, мм (10^-6): ионные (<10^-3), молекулярные (10^-2-10^-3), коллоидные(10^-1-10^-2). Гетерогенные системы (взвеси, суспензии, эмульсии) имеют размер частиц > 10^-1.

2.14. Признаки химической реакции при растворении вещества. Подавляющее большинство химических реакций протекает в растворах. Сам процесс растворения часто можно рассматривать как химическую реакцию, т.к. между частицами растворенного вещества и растворителя возникают Ван-дер-Ваальсовы, водородные и донорно-акцепторные связи; образуются кристаллогидраты; процесс растворения сопровождается тепловым эффектом, иногда изменением цвета, объема (кроме растворов, близких к идеальным).

2.15. Основные способы выражения концентраций растворов: массовая доля W, молярная концентрация С, молярная концентрация эквивалента С_э, моляльная концентрация b.

W =m_в-ва:m_р-ра × 100, % С=m_в-ва : М ×v, моль/л С_э=m_в-ва : М_э×v, моль/л

b = nВ/mА, моль/кг

2.16. Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш») — количественне выражение кислотности, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности [H⁺] водородных ионов, выраженной в молях на литр http://ru.wikipedia.org/wiki/водородный показатель. Для сильных электролитов степень диссоциации α близка к 1.

Расчет рН для кислот:	Расчет рН для оснований (гидроксидов):
рН = -lg [H+]; [H-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов H+, образующихся из одной молекулы кислоты «эн»)	рН = 14- рOН; рOН = -lg [OH-]; [OH-] = α∙С ∙n (произведение степени диссоциации (произносится «альфа»), молярной концентрации «це» и количества ионов OH-, образующихся из одной молекулы гидроксида «эн»)

2.17. Гидролиз солей - разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой. Гидролиз идёт с образованием слабого электролита. Реакцию среды (рН) при гидролизе определяют катионы сильных оснований и анионы сильных кислот.

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации α таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.). Для слабых электролитов α = √ Кд/C, где Кд – константа диссоциации (из хим. справочников), С - молярная концентрация, моль/л.	Сильные кислоты	Сильные основания
HCl	LiOH
HClО4	NaOH
HI	KOH
HВr	CsOH
HNO3,	RbOH
H2SO4	Ba(OH)2
HMnO4	Ca(OH)2
H2CrO4	Sr(OH)2

 

Тема 6

2.18. Химическая термодинамика (термодинамика) – изучает законы, которые описывают энергетические эффекты, сопровождающие химические процессы. Первый закон термодинамики – энергия не исчезает и не возникает из ничего, а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях (1842 г., нем. врач Ю. Мейер).

Термодинамическая система – фактически или мысленно выделяемая пространственная совокупность, выделяемая из окружающей среды (автомобиль, ёмкость, молекула белка, человеческий организм и т.п.).

Гомогенная термодинамическая система– однородная система, в которой нет частей, различающихся по свойствам и разделённых поверхностями раздела (воздух, вода, истинные растворы).Гетерогенная –разнородная, состоящая из 2-х и более частей, между которыми есть поверхность раздела, где свойства системы резко меняются. Фазы – гомогенные системы, образующие гетерогенную (Молоко разделяют как минимум на 2 фазы: водный раствор солей, лактозы, белков и жировую фазу).Параметры, характеризующие состояние термодинамической системы: масса, количество вещества, объём, температура (Т), давление (р), концентрация (с). Функции состояния системы рассчитывают исходя из значений параметров её состояния: внутренняя энергия U (полная энергия всех частиц этой системы на молекулярном, атомном и ядерном уровнях); энтропияS, Дж/моль К (функция меры неупорядоченности системы, т.е. неоднородности расположения и движения её частиц); энтальпия Н, кДж/моль (функция энергетического состояния системы при изобарно-изотермических условиях); энергия ГиббсаG, кДж/моль (обобщённая функция, учитывающая неупорядоченность и энергетику системы при изобарно-изотермических условиях). Экзотермические процессы сопровождаются выделением энергии из системы в окружающую среду, в результате энтальпия системы уменьшается, ΔНэкзо<0. Эндотермические процессы – с поглощением энергии системой из окружающей среды ΔНэндо>0. Термохимические уравнения – указывающие значение энтальпии реакции. Термодинамические функции или их изменения, измеренные при нормальных условиях (1 моль, 760 мм рт.ст.=101325 Па, 298 К=25º С) называются стандартными и обозначаются с верхним индексом «º».

2.19. Закон Гесса. Энтальпия реакции т.е. тепловой эффект реакции, зависит только от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов и не зависит от пути, по которому протекает реакция. Следствия из него: 1) энтальпия реакции равна разности суммы энтальпий образования всех продуктов реакции и суммы энтальпий образования всех исходных веществ ΔНр = ∑ΔНпрод - ∑ΔНисх. 2) энтальпия прямой реакции численно равна энтальпии обратной реакции, но с противоположным знаком ΔНпр = - ΔНобр.

Стандартные энтальпии образования простых веществ = 0, сложных веществ = энтальпии реакции их получения из простых веществ. Второй закон термодинамики: в изолированных системах самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, при которых энтропия системы возрастает, ΔS =∑Sпрод - ∑Sисх.>0. Т.о. энтальпийный фактор процессов заключается в стремлении системы к достижению минимума энергии, а энтропийный – к неупорядоченности. Функцией, учитывающей противоположности этих тенденций является энергия Гиббса ΔG = ΔH – TS; ΔGº = ∑ΔGº прод - ∑ΔGº исх.

2.20. Химическая кинетика (химическая кинетика)– раздел химии, изучающий механизмы химических реакций и скорости их протекания. Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени, Δс/Δt, моль/ (л с). Количественная зависимость скорости реакции выражается основным постулатом химической кинетики, называемым закон действующих масс: Скорость простой гомогенной реакции ( скорость химической реакции ) аА + bB → cC + dD при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций произведению концентраций реагирующих веществ, возведённых в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, υ = kCn^A(A)Cn^В(В), где k – константа скорости конкретной реакции.

Необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ. Обратимые – процессы, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная.

2.21. Химическое равновесие – такое состояние обратимого процесса, при котором, при неизменных внешних условиях, скорости прямой и обратной реакций равны, а также постоянны равновесные концентрации исходных и конечных веществ.

2.22. Закон действующих масс (для равновесных реакций): отношение произведений равновесных концентраций продуктов реакции к исходным, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является постоянной величиной, называемой константой равновесия К. Для уравния: аА + bB ↔ cC + dD

[C]c [D]d К = --------------- [А]а [В]b

Константа химического равновесия, как и константа скорости реакции, зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентраций реагирующих веществ, давления и присутствия катализатора (катализатор ускоряет наступление равновесия, а не смещение).

2.23. Принцип Ле-Шателье.: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие путём изменения концентрации реагентов, давления или температуры, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие. Катализатором называют вещество, участвующее в реакции и увеличивающее её скорость, но остающееся химически неизменным в результате реакции. Катализатор меняет механизм реакции, направляя её с меньшими значениями энергии активации, способствует активной ориентации молекул в пространстве или возрастанию энтропии переходного комплекса.

2.24. Правило Вант-Гоффа ( Вант-Гофф ): с увеличением температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза. γ (гамма) – температурный коэффициент Вант-Гоффа, показывающий во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на каждые 10 градусов. Для ферментативных реакций γ может достигать 9.

Cост. Полянская И.С. ( гиперссылки могут использоваться для выполнения индивидуальных проектов )

Подробнее см. Лекции курса