химия ответы на билеты 25-28

25.Если в раствор, содержащий ОВ пару погрузить инертный электрод, то на границе металл-раствор установится равновесие. Равновесие возникает и при погружении металла в раствор, содержащий ионы того же металла. На границе металл-раствор возникает разность потенциалов, называемая ОВ или электродным потенциалом. ОВ потенциалы отдельных пар определяется в стандартных условиях (т=298К,активности ионов в р-ре 1моь/л относительно стандартного водородного электрода, потенциал которого в этих условиях принят за 0). Определяемых в этих условиях ОВ потенциал отдельных пар называют стандартным электрическим потенциалом(f₀). F₀ – является количественной количественной характеристикой ОВ свойств данной ОВ пары при стандартных условиях. Положительное значение потенциала имеют ОВ пары, в которых окислительная форма присоединяет электроны легче, чем Н⁺ в эталонной паре. Отсюда следует что чем больше, т.е. положительнее значение f₀ , тем сильнее окислитель. Отрицательное значение потенциала имеют ОВ пары, в которых окислительная форма присоединяет электроны труднее, чем Н⁺ в эталонной паре, т.е. чем меньше значение f₀ (отрицательнее), тем сильнее восстановитель. При взаимодействии 2-х сопряженных пар окислителем всегда будет окисленная форма той пары, потенциал которой имеет более положительное значение, а восстановителем ОВ пара, с меньшим значением ОВ потенциала. Для определения направления реакции можно также пользоваться величиной ее ЭДС(электродвижущей силы). Разность стандартных потенциалов 2-х сопряженных ОВ пар, участвующих в реакции называют стандартной ЭДС реакции.

E⁰_P=F⁰OX/RED₁-F⁰OX/RED₂

Изменение стандартной энергии Гиббса связано с ЭДС ОВР соотношением:

ΔG_Р=-Z*F*E⁰_Р-И

z-число передаваемых электронов в ходе реакции в расчете на 1моль в-ва

f-постоянная фарадея(96,5 кдж/в). Очевидно что при ΔG≤0, если Е⁰≥0,т.е. f⁰Ox/Red₁≥f⁰Ox/Red₂. Т.о. возможность самопроизвольного протекания реакции определяется положительным значением Е⁰ реакции.

26

Эрнест Резерфорд в 1911 предложил планетарную модель атома. Атом состоит из «+» заряженного ядра,в котором сосредоточена почти вся масса атома, и вращающегося вокруг него электрона. Заряд ядра равен сумме зарядов электронов. Развитая Резерфордом модель атома имела ряд недостатков:

1. не могла объяснить устойчивость атома

2. электрон должен был бы упасть на ядро после изменения энергии в виде э/магн волн ,при его вращении, однако этого не происходит.

3. при приближении к ядру длина волн, излучаемых электроном должна непрерывно изменятся, образуя сплошной спектр, а в действительности данного не происходит. Устранил данные противоречия в 1913г Нильс Бор, опираясь на теорию Планка. Исходя из планетарной модели атома Резерфорда, он выдвигает 2 постулата:

1. электрон в атоме вращается вокруг положительно заряженного ядра по определенной траектории

2. вращаясь по орбите электрон не излучает и не поглощает энергию. Основной недостаток теории Бора – это соединение классической механики с квантовой, в частности он считал что для электрона как и для протона –объектов видимого макромира должно существовать понятие траектории движения. Однако нельзя распространять законы макромира на микромир. Современное описание строения атома исходит из квантово теории. В основе ее лежит представление о корпускулярно-волновой двойственности . была установлена двойственная природа света , который представляет собой поток материальных частиц-фотонов. В 1924 г Бройль предположил что двоственная природа присуща и любым другим материальным частицам.

ʎ=н/р

Это уравнение Бройля говорит о существовании некой волны, сопровождающей каждую движущуюся частицу. Для объяснения кажущейся двойственности

Гейзенберг вывел соотношение неопределенности:

Δр*Δх≥н∕2

Δр-неопределенность в значении импульса

Δх- неопределенность в положении электрона

Чем точнее определена координаты частицы, тем более неопределеннее становится ее импульс и наоборот. Из соотношения Гейзенберга следует важнейший вывод: понятие о траектории движения, в применении к движению электрона вокруг ядра теряет всякий смысл. Т.к. электрон обладает волновыми свойствами, то его состояние можно описать с помощью уравнения волнового движения, предложенным Шредингером. Это уравнение связывает энергию электрона в атоме с волновой функцией обозначаемой ψ.

Ψ-эта функция координат. Квадрат этой функции характеризует вероятность обнаружения частиц в данной точке поля.

Ψ является мерой электронной плотности в данном объеме. Для описания нахождения электрона в атоме принято представление об электронном облаке. Пространство вокруг ядра в котором наиболее вероятно нахождение электрона называется орбиталью. В нем сосредоточено 90% электронного облака. Уравнение Шредингера имеет решение только при некоторых определенных значениях энергии электрона. Решение этого уравнения дает следующую информацию об электроне:

1. можно определить Ψ функции

2. можно определить дискретный набор энергий, которыми могут обладать электроны в атоме.

27. квантово-механическая модель атома. Главное , орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа. Размеры, форма и пространственная ориентация орбиталей.

в основу квантово-механической модели атома положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно , а с определенной долей вероятности. Поэтому в квантово-механической модели атома применяется понятие орбитали- область пространства в которых существует вероятность пребывания электрона.

Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми.

1. N- главное квантовое число,которое определяет энергию электрона в атоме, размер электронного облака, принимающий значение от 1 до ∞; равно номеру периода, чем больше N, тем больше запас энергии электрона, больше размер электронного облака и тем слабее электрон связан с ядром.

2. L-орбитальное или побочное квантовое число-харктеризует энергетическое состояние электрона в пределах данного уровня, т.е. электроны находящийся на одном и том же энергетическом уровне

Имеют различный запас энергии. Показывает число подуровней ,определяет форму электронного облака,принимает значения от 1 до (N-1). Электроны находящиеся на этих подуровнях называются соответственно S,P,D,F электронами.

S электроны образуют орбитали в форме шара

P электроны образуют орбитали в форме гантелей

D электроны образуют орбитали в форме розетки

F электроны образуют орбитали более сложной формы

3. m- магнитное квантовое число- характеризует ориентацию электронного облака в пространстве, принимает значения от (-L) до (+L) , включая 0. т.е всего (2L+1) значений. Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел M,L,N, т.е. определенными размерами, формой и ориентацией электронного облака в пространстве называют атомной орбиталью.

4. S- спиновое квантовое число: характеризует вращение электрона вокруг собственной оси- по часовой стрелке или против. Принимает 2 значения ½ и (-½ ), в зависимости от того параллельно или антипараллельно ориентируются собственное магнитное поле электрона, относительно магнитного поля, обусловленного вращением электронов вокруг ядра.

Размер , форма и ориентация электронного облака в пространстве .

Орбитали могут иметь разную форму. Каждый новый уровень в атоме начинается S орбиталью, которая имеет сферическую форму.  Начиная со второго электронного уровня помимо s-орбитали появляются также три р-орбитали. Они имеют форму объемных восьмерок, именно так выглядит область наиболее вероятного местонахождения р-электрона в районе атомного ядра. Каждая р-орбиталь расположена вдоль одной из трех взаимоперпендикулярных осей, в соответствии с этим в названии р-орбитали указывают с помощью соответствующего индекса ту ось, вдоль которой располагается ее максимальная электронная плотность. Затем появляются пять d- орбиталей. Четыре d-орбитали имеют форму объемных четырехлистников, называемых иногда «клеверным листом», они отличаются лишь ориентацией в пространстве, пятая d-орбиталь представляет собой объемную восьмерку, продетую в кольцо. Начиная с шестого электронного уровня, у атомов появляются семь f-орбиталей, их заполнение электронами происходит в атомах лантаноидов и актиноидов. f-Орбитали имеют довольно сложную конфигурацию. Размер атомных орбиталей различной формы увеличивается с увеличением N(главного квантового числа).

28

Распределение электронов в многоэлектронных атомов определяется 3 основными принципами:

1. принцип запрета Паули

2. принцип наименьшей энергии

3. правило Гунда

Принцип запрета Паули – согласно данному принципу в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковыми значениями всех квантовых чисел. Согласно этому на 1 орбитали может находиться не более 2-х электронов с противоположными спинами, т.е. при равенстве значений главного, орбитального, магнитного квантовых чисел значение спинового квантового числа должно быть различным.

Принцип минимума энергии – электрон прежде всего занимает такие положения , при которых он будет обладать наименьшим запасом энергии. Такое состояние электрона называется основным. При этом связь его с ядром будет наибольшей. Любое другое состояние электрона будет неустойчивым и называться возбужденным. Кличковский исследуя зависимость энергии электрона от значений квантовых чисел N и L установил:

1. заполнение атомных орбиталей происходит в последовательном увеличении суммы главного и орбитального квантового числа. Электрон в первую очередь поступает на подуровень для которого значение (N+L) меньше.

2. при одинаковом значении суммы (N+L) заполнение происходит последовательно, в порядке возрастания главного квантового числа. В соответствии с вышеизложенным можно составить электронную формулу любого элемента.

Правило Гунда – этому правило подчиняется порядок заполнения орбиталей в пределах данного подуровня. Электроны в пределах данного подуровня стремятся заполнить все свободные орбитали так, чтобы их суммарный спин был максимален. Распределение электронов по орбиталям показывают с помощью спиновых схем (спин электрона графически обозначается стрелкой) или графических электронных формул. Электронные формулы являются наиболее простым способом представления электронной конфигурации атома. Для этого символы записывают в одну строчку с показателем степени, равным числу электронов в ячейке. Символы ячеек записывают в порядке повышения энергетических уровней.

Для определения «вместимости» подуровня применяют понятие емкости. Емкость - это максимальное число электронов, способное одновременно находиться на подуровне. Каждый подуровень получил свое буквенное обозначение. Подуровень который входит в состав все уровней получил название S. Уровень, к которому относится электронный подуровень обозначается цифрой. 1 S-это S подуровень , относящийся к первому электронному уровню, 2 S-подуровень – ко второму электронному уровню и т.д. Подуровень, который впервые появляется на втором электронном уровне получил название P. Принадлежность P-подуровня к электронному уровню также обозначается с помощью цифры. Начиная с третьего подуровня появляется подуровень D, а с четвертого – F. Максимальное число электронов, которые могут находиться на S подуровне равно 2. На P-подуровне – не более 6 электронов. На подуровне D – не более 10 электронов, а на F- подуровне – не более 18.