Уравнение де Бойля.Уравнение Шредингера.Орбиталь

БЛОК.Стехиометрические законы.

1.Закон сохранения массы.

Масса веществ вступающих в реакцию равна массе вещ-в образующихся в результате реакции.(М.Ломоносов,1748-1756)

2.Закон постоянства состава.

Любое химически индивидуальное соединение имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения(Ж.Пруст,1801-1808)(закон справедлив для газообразных и жидких вещ-в)

3.Закон эквивалентов.

Вещ-ва взаимодействуют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентам(В.Рихтер,1793)

nэк(A)=nэк(B)

или

Массы(объемы)реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов(объемам эквивалентов)

mа/ mв=Мэк(а)/Мэк(в)

Vа/Vв=Vэк(а)/Vэк(в)

nэк(в)= zв* nв, z-эквивалентное число. Zа=(ню)в/(ню)а

Мэк(в)=mв/ nэк(в)

Элемента Мэ=А/|z|,z-заряд

Оксиды R2On Мэ(О)=Мокс/2n

Кислоті HnA Мэ(к-ты)=Мк-ты/n(основность)

Основания Kt(OH)m М(осн-я)=М/m

Соли KtnAm Мэ(соли)=Мсоли/|m*n|

4.Газовые законы.

1.Закон Авогадро

Равные объемы газов взятых при одинаковой температуре и одинаковом давлении содержат равное количество молекул.

Массы двух газов взятых в одинаковых объемах относятся друг к другу как их молекулярные массы или как численно равные их молярные массы

m 1/m2=М1/М2

2.Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу,умноженной на молярную массу второго газа

М1=D*M2, где D=M1/M2

М1=29* Dвозд, Dвозд-это плотность исследуемого газа по воздуху,29-это молярная масса воздуха

3.Закон парциальных давлений газов.

Давление смеси газов,химически не взаимодействующих друг с другом равно сумме парциальных давлений газов составляющих смесь(Дальтон)

р і=101,76 кПа

р і=хі* р общ

4.Бойля-Мариотта(Т=const)

P1/P2=V1/V2

5.Шарля(V=const)

P1/T1=P2/V2

6.Гей-Люссака(P=const)

V1\Т1=V2\T2

7.Объединенный газовый закон

P0V0/T0=R

R=8,314 для кПа

R=62,36 для мм рт ст

R=0,082 для атм

8.Менделеева-Клаперона

PV=нюRT

5. Способы выражения концентрации растворов.

1)дольные

w=m(вещ-ва)*100/m(р-ра)

2)молярная

См=ню/V=m/M*V

3)нормальная

Cн=ню(э)/V=m/Mэ*V

4)моляйная

Сm=ню(вещ-ва)*1000/m(р-ля)

5)титр

Т=m(в-ва)/V(р-ра)

6)формула пересчета

Cm=10*p* w /M

 

6. Важнейшие классы неорганических соединений.

Неорганические соединения по составу делятся на гомо- и гетеро-соединения. Гомосоединения - это вещества, состоящие из атомов одного элемента. Они подразделяются на металлы и неметаллы. Гетеро-соединения, или сложные вещества, состоят из атомов двух или более элементов. Они делятся на классы: оксиды, основания, кислоты, соли.
Основания и кислородсодержащие кислоты часто рассматриваются как гидраты оксидов и объединяются в единый класс гидрокси-дов, имеющих основный, амфотерный или кислотный характер.

II БЛОК.Строение атома

Ядерная модель атома

Модель строения атома, которую предложил Эрнест Резерфорд в результате эксперимента с рассеянием альфа-частиц. По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца. Планетарная модель атома соответствует современным представлениям о строении атома с учётом того, что движение электронов имеет квантовый характер 2.Постулаты Бора

Постулаты Бора-допущения,сформированные Нильсоном Бором в 1913г. В 1913 году Бор показал, что несовпадение с экспериментом выводов, основанных на модели Резерфорда, возникла потому, что поведение микрочастиц нельзя описывать теми же законами, что и макроскопических тел.
Бор предположил, что величины характеризующие микромир, должны квантоваться, т.е. они могут принимать только определенные дискретные значения.
Законы микромира - квантовые законы! Эти законы в начале 20 столетия еще не были установлены наукой. Бор сформулировал их в виде трех постулатов. дополняющих (и "спасающих") атом Резерфорда.

· Первый постулат:
Атомы имеют ряд стационарных состояний соответствующих определенным значениям энергий: Е₁, Е₂...E_n. Находясь в стационарном состоянии, атом энергии не излучает, несмотря на движение электронов.

· Второй постулат:
В стационарном состоянии атома электроны движутся по стационарным орбитам, для которых выполняется квантовое соотношение:
m·V·r = n·h/2·p
где m·V·r =L - момент импульса, n=1,2,3..., h -постоянная Планка.

Третий постулат:
Излучение или поглощение энергии атомом происходит при переходе его из одного стационарного состояния в другое. При этом излучается или поглощается порция энергии (квант), равная разности энергий стационарных состояний, между которыми происходит переход: e = h·u = E_m-E_n

Уравнение де Бойля.Уравнение Шредингера.Орбиталь

· Уравнение де Бройля

В 1924 г де Бройль предположил, что корпускулярно-волновая двойственность присуща не только фотонам, но и электронам.Поэтому электрон должен проявлять волновые функции и для него, как и для фотона должно выполнятся последнее уравнение, называемое уравнением де Бройля.

Следовательно,для электрона с массой m и скоростью v можно написать:

λ=h/mv

Где h- постоянная Планка, равная 6,63х10^-34 Дж с

m - масса частицы (для электрона 9,1х10^-31 кг)

v - скорость частицы

· Уравнение Шредингера

Шредингер в 1925г предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны.Подставив в это уравнение вместо длины волны ее значение из уравнения де Бройля, он получил новое уравнение, связывающее энергию электрона с пространственными координатами и так называемой волновой функцией ψ. Подобно амплитуде любого волнового процесса, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения.Однако ψ^2 всегда положительная.При этом чем больше ψ^2, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь свое действие.

Более точным будет следующее утверждение: вероятность обнаружения электрона в некотором малом обьеме ΔV выражается произведением ψ^2 ΔV.

Таким образом ψ^2 выражает плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства.

· Орбиталь

Атомные орбитали

Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция, полученная решением уравнения Шредингера для данного атома, задается главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.

Молекулярная орбиталь

Молекулярная орбиталь — множество состояний электрона в молекуле.

В теории молекулярной орбитали молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. Соответственно электроны воспринимаются как общие для всей молекулы, и рассматриваются их состояния применительно к молекуле, а не применительно к атому. Однако молекулярные орбитали образуются из атомных орбиталей входящих в молекулу атомов.

Образование молекулярных орбиталей из атомных изображают в виде энергетической диаграммы, где по вертикали откладывают значения энергии орбиталей. Слева и справа на диаграмме приводят энергетические уровни атомных орбиталей, в середине — уровни молекулярных орбиталей.