Главная страница
Навигация по странице:

  • Характеристики атома. Энергия ионизации атомов.

  • О таблице Менделеева.

  • Лекции по химии. Лекция 1. Литература Карпин. Курс химии. Общая химия. Соколовская, изд. Мгу 1989г


    Скачать 10.13 Mb.
    НазваниеЛекция 1. Литература Карпин. Курс химии. Общая химия. Соколовская, изд. Мгу 1989г
    АнкорЛекции по химии.doc
    Дата22.04.2017
    Размер10.13 Mb.
    Формат файлаdoc
    Имя файлаЛекции по химии.doc
    ТипЛекция
    #5409
    КатегорияХимия
    страница1 из 8
      1   2   3   4   5   6   7   8


    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:

    1. Периодический закон Менделеева в свете строения атома.

    2. Химическая связь и строение молекулы.

    3. Введение в теорию твёрдого состояния.

    4. Основы химической термодинамики.

    5. Химическая кинетика.

    6. Растворы.

    7. Физико-химический анализ.

    8. Основы электрохимии. Коррозия металлов.

    9. 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.

    m = 1г, v = 4 м/c, =10-21cм.

    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.

    А + е А-.

    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



    1. 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

    4p 3

    4+1 3+2 => сначала , потом 4p

    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



      1   2   3   4   5   6   7   8
    написать администратору сайта