Билет13

1. Энергетический ряд атомных орбиталей. Написать электронные формулы атомов и ионов: Mo, Ga, Ti 2+, J-.
Энергия электрона в атоме водорода (теория Бора) определяется единственным (главным) квантовым числом, а в многоэлектронном атоме – главным и орбитальным квантовыми числами. В целом энергия электрона возрастает по мере роста суммы названных квантовых чисел при доминирующем значении квантового числа. При одинаковой сумме энергия состояния с меньшим значением гл. кв. числа ниже. В соответствии с этими правилами энергетический ряд атомных орбиталей выглядит след. образом:
1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 4f< 5d< 6p< 7s< 5f< 6d< 7p и т.д.

2. Образование кратных связей. Сигма- и пи- связи, их особенности.
Основные положения метода валентных связей:
1) связь дают два электрона с противоположными спинами; происходит перекрывание Ψ - функций и повышение электр. плотности между ядрами;
2) связь сосредоточена в направлении максимального перекрывания Ψ - функций электронов;
3) валентность атома численно равна количеству неспаренных электронов на внешнем слое в основном состоянии или кол-ву неспаренных электронов, которые могут быть в возбужденном состоянии;
4) чем сильнее перекрывание, тем прочнее связь.
По характеру перекрывания орбиталей обычно выделяют σ - и π - связи. Связи, образованные электронными орбиталями, имеющими максимум зоны перекрывания на линии, соединяющей ядра, называются σ - связями.
Связи, образованные электронными орбиталями, дающими максимумы перекрывания по обе стороны от линии, соединяющей ядра, называются π - связями.
В подавляющем большинстве случаев π - связи менее прочные, чем σ - связи. В кратной связи только одна связь σ - типа, все остальные (одна или две) относятся к π - связям.

3. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции.
Скорость – изменение концентрации реагирующих в-в в единицу времени
Vср=Δ C/Δ T
Закон действующих масс – скорость элементарных реакций пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в в степенях их стехиометрических коэффициентов.
aA+bB → V=K[A]a[B]b (К – константа скорости)
Но это справедливо лишь для элементарной реакции. Большинство реакций многостадийны, а скорость реакции определяется самой медленной стадией.
Порядок реакции – сумма показателей степеней концентраций в кинетическом уравнении (р-ции первого, второго, третьего, дробного, нулевого порядка)
Пример: гидролиз сложных эфиров.
В общем случае это реакция второго порядка: V=K[R1COR2][H2O]
Если эта реакция проводится в разбавленных р-рах, концентрация воды почти не меняется, то [H2O]≈ const и V=K1[R1COR2] первый порядок.
Если же эфир не смешивается с водой, то р-ция идет на поверхности, константа двух фаз и контролируется лишь диффузией. В этом случае V=K2 – нулевой порядок.

Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется элементарный акт хим. вз-ия.

4. Общее выражение для энергии Гиббса химического процесса применительно к выводу условия выполнения выпадения осадка малорастворимого электролита.
Δ G=Δ H-TΔ S
Самопроизвольное течение процесса возможно при:
Δ Н< 0 Δ S> 0
Δ Н> 0 Δ S> 0, ТΔ S> Δ Н
Δ Н< 0 Δ S< 0, |Δ Н|> |ТΔ S|
Чем отрицательней Δ G, тем проще, в более мягких условиях идет процесс.