Уравнение де Бойля.Уравнение Шредингера.Орбиталь
БЛОК.Стехиометрические законы.
1.Закон сохранения массы.
Масса веществ вступающих в реакцию равна массе вещ-в образующихся в результате реакции.(М.Ломоносов,1748-1756)
2.Закон постоянства состава.
Любое химически индивидуальное соединение имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения(Ж.Пруст,1801-1808)(закон справедлив для газообразных и жидких вещ-в)
3.Закон эквивалентов.
Вещ-ва взаимодействуют друг с другом в количествах пропорциональных их эквивалентам(В.Рихтер,1793)
nэк(A)=nэк(B)
или
Массы(объемы)реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов(объемам эквивалентов)
mа/ mв=Мэк(а)/Мэк(в)
Vа/Vв=Vэк(а)/Vэк(в)
nэк(в)= zв* nв, z-эквивалентное число. Zа=(ню)в/(ню)а
Мэк(в)=mв/ nэк(в)
Элемента Мэ=А/|z|,z-заряд
Оксиды R2OnМэ(О)=Мокс/2n
Кислоті HnAМэ(к-ты)=Мк-ты/n(основность)
Основания Kt(OH)m М(осн-я)=М/m
Соли KtnAm Мэ(соли)=Мсоли/|m*n|
4.Газовые законы.
1.Закон Авогадро
Равные объемы газов взятых при одинаковой температуре и одинаковом давлении содержат равное количество молекул.
Массы двух газов взятых в одинаковых объемах относятся друг к другу как их молекулярные массы или как численно равные их молярные массы
m 1/m2=М1/М2
2.Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу,умноженной на молярную массу второго газа
М1=D*M2, где D=M1/M2
М1=29* Dвозд, Dвозд-это плотность исследуемого газа по воздуху,29-это молярная масса воздуха
3.Закон парциальных давлений газов.
Давление смеси газов,химически не взаимодействующих друг с другом равно сумме парциальных давлений газов составляющих смесь(Дальтон)
рі=101,76 кПа
рі=хі*робщ
4.Бойля-Мариотта(Т=const)
P1/P2=V1/V2
5.Шарля(V=const)
P1/T1=P2/V2
6.Гей-Люссака(P=const)
V1\Т1=V2\T2
7.Объединенный газовый закон
P0V0/T0=R
R=8,314 для кПа
R=62,36 для мм рт ст
R=0,082 для атм
8.Менделеева-Клаперона
PV=нюRT
5.Способы выражения концентрации растворов.
1)дольные
w=m(вещ-ва)*100/m(р-ра)
2)молярная
См=ню/V=m/M*V
3)нормальная
Cн=ню(э)/V=m/Mэ*V
4)моляйная
Сm=ню(вещ-ва)*1000/m(р-ля)
5)титр
Т=m(в-ва)/V(р-ра)
6)формула пересчета
Cm=10*p*w/M
6.Важнейшие классы неорганических соединений.
Неорганические соединения по составу делятся на гомо- и гетеро-соединения. Гомосоединения - это вещества, состоящие из атомов одного элемента. Они подразделяются на металлы и неметаллы. Гетеро-соединения, или сложные вещества, состоят из атомов двух или более элементов. Они делятся на классы: оксиды, основания, кислоты, соли.
Основания и кислородсодержащие кислоты часто рассматриваются как гидраты оксидов и объединяются в единый класс гидрокси-дов, имеющих основный, амфотерный или кислотный характер.
II БЛОК.Строение атома
Ядерная модель атома
Модель строения атома, которую предложил Эрнест Резерфорд в результате эксперимента с рассеянием альфа-частиц. По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, - подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца. Планетарная модель атома соответствует современным представлениям о строении атома с учётом того, что движение электронов имеет квантовый характер2.Постулаты Бора
Постулаты Бора-допущения,сформированные Нильсоном Бором в 1913г. В 1913 году Бор показал, что несовпадение с экспериментом выводов, основанных на модели Резерфорда, возникла потому, что поведение микрочастиц нельзя описывать теми же законами, что и макроскопических тел.
Бор предположил, что величины характеризующие микромир, должны квантоваться, т.е. они могут принимать только определенные дискретные значения.
Законы микромира - квантовые законы!Эти законы в начале 20 столетия еще не были установлены наукой. Бор сформулировал их в виде трех постулатов. дополняющих ( и "спасающих") атом Резерфорда.
· Первый постулат:
Атомы имеют ряд стационарных состояний соответствующих определенным значениям энергий: Е1, Е2...En. Находясь в стационарном состоянии, атом энергии не излучает, несмотря на движение электронов.
· Второй постулат:
В стационарном состоянии атома электроны движутся по стационарным орбитам, для которых выполняется квантовое соотношение:
m·V·r = n·h/2·p
где m·V·r =L - момент импульса, n=1,2,3..., h-постоянная Планка.
Третий постулат:
Излучение или поглощение энергии атомом происходит при переходе его из одного стационарного состояния в другое. При этом излучается или поглощается порция энергии (квант), равная разности энергий стационарных состояний, между которыми происходит переход: e = h·u = Em-En
Уравнение де Бойля.Уравнение Шредингера.Орбиталь
· Уравнение де Бройля
В 1924 г де Бройль предположил, что корпускулярно-волновая двойственность присуща не только фотонам, но и электронам.Поэтому электрон должен проявлять волновые функции и для него, как и для фотона должно выполнятся последнее уравнение, называемое уравнением де Бройля.
Следовательно,для электрона с массой m и скоростью v можно написать:
λ=h/mv
Где h- постоянная Планка, равная 6,63х10-34 Дж с
m - масса частицы (для электрона 9,1х10-31 кг)
v - скорость частицы
· Уравнение Шредингера
Шредингер в 1925г предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны.Подставив в это уравнение вместо длины волны ее значение из уравнения де Бройля, он получил новое уравнение, связывающее энергию электрона с пространственными координатами и так называемой волновой функцией ψ .Подобно амплитуде любого волнового процесса, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения.Однако ψ^2 всегда положительная.При этом чем больше ψ^2, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь свое действие.
Более точным будет следующее утверждение: вероятность обнаружения электрона в некотором малом обьеме ΔV выражается произведением ψ^2 ΔV.
Таким образом ψ^2выражает плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства.
· Орбиталь
Атомные орбитали
Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция, полученная решением уравнения Шредингера для данного атома, задается главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.
Молекулярная орбиталь
Молекулярная орбиталь — множество состояний электрона в молекуле.
В теории молекулярной орбитали молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. Соответственно электроны воспринимаются как общие для всей молекулы, и рассматриваются их состояния применительно к молекуле, а не применительно к атому. Однако молекулярные орбитали образуются из атомных орбиталей входящих в молекулу атомов.
Образование молекулярных орбиталей из атомных изображают в виде энергетической диаграммы, где по вертикали откладывают значения энергии орбиталей. Слева и справа на диаграмме приводят энергетические уровни атомных орбиталей, в середине — уровни молекулярных орбиталей.