- •1. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа
- •2. Скорость химической реакции
- •3. Правило Хунда
- •4.Водородная и металлическая химические связи
- •Металлическая связь
- •Периодический закон и периодические свойства элемента
- •6.Тепловой эффект химической реакции
- •7.Ковалентная и ионная химические связи
- •8.Электролитическая диссоциация воды
- •9.Строение атома и химические свойства элементов
- •10.Основные свойства олигомеров и полимер. Полимеризация
- •11.Сигма и p-связь
- •12.Как влияет на скорость химической реакции катализатор. Что такое
- •13. Гальванический элемент-химический источник
- •14. Реакции поликонденсации
- •15.Донорно-акцепторная химическая связь
- •16.Что такое химическое равновесие реакции
- •25. Валентность. Степень окисления элементов
- •26. Общая характеристика металлов. Химические/физические свойства металлов
- •28. Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Диссоциация
- •По фазовому составу реагирующей системы:
1. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа
В 1924 г. французский физик Луи де Бройль высказал идею о том, что материя обладает как волновыми, так и корпускулярными свойствами. Согласно уравнению де Бройля (одному из основных уравнений квантовой механики),
т. е. частице с массой m, движущейся со скоростью v соответствует волна длиной λ; h — постоянная Планка.
Длину волны такой частицы называют длиной волны де Бройля. Для любой частицы с массой т и известной скоростью v длину волны де Бройля можно рассчитать. Идея де Бройля была экспериментально подтверждена в 1927 г., когда были обнаружены у электронов как волновые, так и корпускулярные свойства. В 1927 г. немецким ученым В. Гейзенбергом был предложен принцип неопределенности, согласно которому для микрочастиц невозможно одновременно точно определить и координату частицы X, и составляющую рх импульса вдоль оси х. Математически принцип неопределенности записывают следующими уравнениями:
ΔxΔpx ≥ h;
ΔxΔpy ≥ h;
ΔxΔpz ≥ h.
Отсюда следует, что при точном определении координаты х микрочастицы исчезает информация о ее импульсе Δpx, так как при х=0 величина Δpx→∞. Если удастся снизить погрешность Δp,то будет велика погрешность Δх. Источник этих погрешностей заключен не в приборах, а в самой природе вещей.
Поскольку постоянная Планка очень мала, то ограничения, накладываемые принципом неопределенности, существенны только в масштабах атомных размеров. Согласно принципу неопределенности, невозможно утверждать, что электрон, имеющий определенную скорость, находится в данной точке пространства, здесь можно использовать лишь вероятностное описание.
Для описания свойств электрона используют волновую функцию, которую обозначают буквой Ψ (пси). Величину |Ψ|2 называют плотностью вероятности. Наглядное представление о распределении электронной плотности атома дает функция радиального распределения. Такая функция служит мерой вероятности нахождения электрона в сферическом слое между расстояниями r и (r+dr) от ядра. Чем больше величина |Ψ|2, тем больше вероятность нахождения электрона в данной области атомного пространства.
В квантовой механике вместо термина «орбита» используют термин «орбиталь», которым называют волновую функцию электрона. Соответственно орбиталь характеризует и энергию и форму пространственного распределения электронного облака. Расчеты в квантовой механике проводят с помощью предложенного в 1926 г. австрийским ученым Э. Шредингером уравнения, которое является математическим описанием электронного строения атома в трехмерном-пространстве.
В простейшем случае уравнение Шредингера может быть записано в виде
где h — постоянная Планка; m — масса частицы; U — потенциальная энергия; Е — полная энергия; х, у, z — координаты; Ψ — волновая функция.
Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.
1.Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)
2.Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями, l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m), l = 2 – d-орбиталями (5 типов), l = 3 – f-орбиталями (7 типов).
3.Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: рx, рy, рz.
4.Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называем огоспином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: и .