Билет16

1. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел. Максимальное число электронов в слое, оболочке и на орбитали.
Ψ – функция зависит не только от трех координат, но и от трех целочисленных параметров, названных квантовыми числами.
n – главное квантовое число (1=K, 2=L, 3=M, 4=N …∞)
Электронный слой (уровень) – совокупность электронов с одним и тем же значением n. 2(n^2)
l – орбитальное (побочное) кв. число является зависимым от n, а гл. кВ. число – независимое.(0 – s, 1 – p, 2 – d, 3 – f, 4 – g …)
Электронная оболочка – совокупность эл-нов с одним и тем же значением l. 2(2l+1). (2- число значений спинов).
m - магнитное кв. число, зависит от l, а значит и от n.
1, 2, 3, 4… l
m = 0 (2l+1) штук значений
-1, -2, -3, -4…- l
Электронная орбиталь – совокупность эл-нов с одним и тем же значением магнитного кв. числа.
Обозначают □ число орбиталей в оболочке с побочным кв. числом равным l составляет (2l+1) штук.

Трехмерный мир – 3 кв. числа
Еще одно необычное квантовое число – спиновое (m), отражающее 4-ю координату нашего мира – время.
m = +1/2 ↑ m = -1/2 ↓
Четыре кв. числа – полная однозначная хар-ка состояния электрона в атоме.

n = 1 l = 0 1s – орбиталь

n = 2 l = 0, 1. 3 штуки 2р-орбиталей

n = 3 l= 0, 1, 2. Пять штук 3d-орбиталей, 4 штуки-двугантельные образования, различно развернутые в пространстве. Пятая орбиталь – «гантель», насаженная на ось z и «бублик», сечение которого приходится на ху.

3dz

Чем меньше сумма n+l, тем ниже энергия. При одинаковой сумме энергия меньше для состояния с ме ньшим n. Отсюда вытекает энергетический ряд атомных орбиталей.
1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 4f< 5d< 6p< 7s< 5f< 6d< 7p и т.д.
Чем выше энергия, тем ближе(плотнее) стоят энергетические уровни.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором 4-х квантовых чисел.
Правило Хунда: суммарный электронный спин атома(системы) должен быть максимальным.

2. Зависимость скорости химической реакции от температуры, энергия (энтальпия) активации. Гомогенный и гетерогенный катализ, примеры.
Скорость – изменение концентрации реагирующих в-в в единицу времени
Vср=Δ C/Δ T
По Аррениусу реагируют не все молекулы, а лишь так называемые активные.
Разница в энтальпии активных молекул и средней энтальпии молекул называется энтальпией (энергией) активации.
Именно потому что активационный механизм распространяется на все р-ции (а простейший способ уменьшить энтальпию активации – поднять т-ру исх. в-в), все р-ции имеют примерно один температурный коэффициент скорости – при увеличении т-ры на 10К скорость хим. р-ции возрастает в 2-4 раза.
γ – температурный коэффициент скорости
VT2= VT1* γ (T2-T1)/10
Более строго эта зависимость выражается уравнением Аррениуса
К=Ае(-Δ Нактив)/RT
К – константа скорости
А - константа
Другой способ, самый эффективный – применение катализатора. Следует помнить, что катализ возможен для р-ций с Δ G< 0 и что катализатор (при данных условиях) не изменяет положение равновесия.
Катализатор, изменяя направление течения промежуточных р-ций, снижает энтальпию активации и тем самым резко увеличивает скорость.
В гомогенном катализе (самый известный катализатор – к-ты, точнее Н+)
В случае гетерогенного катализа считается, что за счет адсорбции на поверхности катализатора молекулы реагирующих в-в видоизменяются и увеличивают свою реакционную способоность. Металлы (р-ции окисления, гидрирования, изомеризации, циклизации, выращивание нанотрубок и т.д.)
Единой теории катализа нет и, вероятно, не будет. Изучение катализа и подбор катализатор – одно из самых важных дел в химии.

3. Следствия из закона Гесса. При каких условиях выполняется этот закон?
Из закона Гесса вытекают важные следствия, которые позволяют рассчитывать энтальпии химических реакций.
Следствие 1. Стандартная энтальпия химической реакции
равна разности стандартных энтальпий образования продуктов реакции и реагентов (с учетом стехиометрических коэффициентов):
(3.5)
Стандартной энтальпией (теплотой) образования вещества (f означает " formation") при заданной температуре называют энтальпию реакции образования одного моля этого вещества из элементов, находящихся в наиболее устойчивом стандартном состоянии. Согласно этому определению, энтальпия образования наиболее устойчивых простых веществ в стандартном состоянии равна 0 при любой температуре. Стандартные энтальпии образования веществ при температуре 298 К приведены в справочниках.
Понятия " энтальпия образования" используют не только для обычных веществ, но и для ионов в растворе. При этом за точку отсчета принят ион H+, для которого стандартная энтальпия образования в водном растворе полагается равной нулю:
Следствие 2. Стандартная энтальпия химической реакции
равна разности энтальпий сгорания реагентов и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов):
(3.6)
(c означает " combustion"). Стандартной энтальпией (теплотой) сгорания вещества называют энтальпию реакции полного окисления одного моля вещества. Это следствие обычно используют для расчета тепловых эффектов органических реакций.
Следствие 3. Энтальпия химической реакции равна разности энергий разрываемых и образующихся химических связей.
Энергией связи A- B называют энергию, необходимую для разрыва связи и разведения образующихся частиц на бесконечное расстояние:
AB(г) A(г) + B(г).
Энергия связи всегда положительна.
Большинство термохимических данных в справочниках приведено при температуре 298 К. Для расчета тепловых эффектов при других температурах используют уравнение Кирхгофа:
(дифференциальная форма) (3.7)
(интегральная форма) (3.8)
где Cp - разность изобарных теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ. Если разница T2 - T1 невелика, то можно принять Cp = const. При большой разнице температур необходимо использовать температурную зависимость Cp(T) типа:
, (3.9)
где коэффициенты a, b, c и т.д. для отдельных веществ берут из справочника, а знак обозначает разность между продуктами и реагентами (с учетом коэффициентов).