Строение атома. Планетарная модель атома Резерфорда

Планетарная модель атома Резерфорда

1) В атоме существуют орбиты, двигаясь по которым, электрон не излучает. Они называются стационарными.
2) Излучение или поглощение энергии происходит в результате перехода электрона с одной стационарной орбиты на другую.
Удаленные от ядра орбиты характеризуются большим запасом энергии. При переходе от низших к высшим орбитам атом переходит в возбужденное состояние. Но в этом состоянии он может находиться недолго. Он излучает энергию и возвращается на исходное
основное состояние.
При этом энергия кванта излучения равна:
h = En – Ek, где n и k – целые числа.

Луи Де Бройль
В 1924 году французский физик Луи Де Бройль высказал гипотезу о том, что установленный ранее для фотонов корпускулярно-волновой дуализм присущ всем частицам: электронам, протонам, атомам и так далее, причем, количественные соотношения между волновыми и корпускулярными свойствами частиц те же, что и для фотонов.

Принцип неопределённости Гейзенберга
Чем точнее мы знаем координаты частицы, тем менее точно мы можем определить ее импульс и наоборот.
-- Вернет Гейзенберг, 1927

Электрон в атоме является стоячей волной (его состояние не зависит от времени). Он представляет собой облако определённой формы, в центре которого находится ядро атома. Размеры электронного облака многократно превосходят размеры ядра.

Квантовые числа
n – главное квантовое число; оно определяет размеры электронного облака и энергию электрона
n = 1, 2, 3, …
l – орбитальное квантовое число; оно определяет форму электронного облака, а также энергию
l = 0, 1, 2, 3, … (n-1)
ml – магнитное квантовое число; оно характеризует ориентацию электронного облака в пространстве
ml = -l, -(l-1), …-2, -1, 0, 1, 2, … (l-1), l

Состояние электрона в многоэлектронном атоме
Чем больше n, тем больше энергия электрона (больше размер электронного облака, меньше прочность связи его с ядром)
Чем больше l (при одинаковых n), тем больше энергия электрона
Электрон, кроме электрического заряда, обладает магнитными свойствами, которые характеризуются спиновым квантовым числом ms, введённым Дираком
Спиновое квантовое число может принимать только 2 значения: +½ и -½
Электроны с одинаковыми ms (с параллельными спинами) отталкиваются, а с противоположными ms (антипараллельными спинами) – притягиваются

Принцип наименьшей энергии
Атом стремится к минимуму энергии. Электроны заполняют АО с увеличением энергии (с увеличением значений n + l), начиная c n = 1
При одинаковых значениях n + l первыми заполняются АО с меньшим n (правило Клечковского)

Принцип Паули (принцип запрета)
В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел n, l, ml, ms. Это означает, что любая орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами, отличающимися спиновым квантовым числом.
Орбиталь может :
быть вакантной (без электронов)
содержать один (неспаренный) электрон
содержать два электрона (неподелённую пару электронов)

Правило Хунда
Модуль суммарного значения спинового квантового числа электронов данной электронной оболочки должен быть максимальным
Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей с l > 0
S = (+½) + (-½) + (+½) = +½
S = (+½) + (+½) + (+½) = +1½
По правилу Хунда
2p
2p
N

Правила заполнения энергетических уровней
Правило Клечковского (1961 г.):
Меньшей энергии электрона отвечает состояние, которое характеризуется меньшей суммой главного и орбитального квантовых чисел.
При равенстве сумм (n+1) электрон заполняет орбиталь с меньшим значением n. Например, на подуровнях 3d, 4p, 5s сумма n и 1 равна 5.
В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т.е. 3d – 4p – 5s и так далее.

Типы химической связи
Ковалентная:
неполярная (образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью);
полярная (образуется между атомами с разной электроотрицательностью)
Ионная
Металлическая

Основные положения метода ВС
1. Ковалентная связь образуют два электрона с противоположным спинами, принадлежащие двум атомам
2. При образовании связи происходит перекрывание АО и увеличение электронной плотности между ними, что приводит к уменьшению энергии
3. Связь реализуется в направлении наибольшего перекрывания АО

Энтальпия – функция состояния
ΔH = H2 – H1 = U2 + pV2 – U1 – pV1 =
= (U2 – U1) + p(V2 - V1) =
= ΔU + pΔV
ΔH = ΔU + pΔV

Экзо- и эндотермические процессы
Эндотермический процесс
ΔH = H2 – H1 > 0
H2 > H1
Экзотермический процесс
ΔH = H2 – H1 < 0
H2 < H1

Коллигативные свойства
Давление пара над раствором
Вант-Гофф
Осмотическое давление
1 закон Рауля:
Температуры кипения и кристаллизации растворов
2 закон Рауля
E – эбулиоскопическая
К – криоскопическая постоянная растворителя
Сm молярная концентрация растворов
Схема возникновения осмоса:
1 – полупроницаемая перегородка
2 – начальный уровень растворов
I и II (CII>Ci);
3 – равновесный уровень растворов

Закон разбавления Освальда
СM – молярная концентрация электролита
Степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита

Гидролиз и по катиону и по аниону
(NH4)2S + H2O NH3∙H2O + NH4HS
pKa(HS-) = 14.7; pKb(NH3∙H2O) = 4.75
Чем слабее кислота или основание, тем сильнее
гидролизуются их соли
pH > 7

Гидролиз и по катиону и по аниону
Необратимый гидролиз – частный случай гидролиза и по катиону и по аниону (наблюдается редко)
Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Cr2S3 + 6H2O 2Cr(OH)3 ↓ + 3H2S↑

Степень гидролиза
Nh ― число ионов, подвергшихся гидролизу;
N ― число ионов, способных к гидролизу
αh = 0 ÷ 1
В большинстве случаев степень гидролиза мала.
Так, при молярной концентрации NH4Cl 0,01%
αh < 0,01%

Константа гидролиза по катиону
NH4+ + H2O NH3∙H2O + H+

Константа гидролиза по аниону
CN– + H2O HCN + OH–
[H2O] = 55,5 моль/л

Константа гидролиза по катиону и аниону

Факторы, влияющие на степень гидролиза соли
С увеличением Ka (Kb) степень гидролиза соли уменьшается
С увеличением концентрации соли в растворе степень гидролиза соли уменьшается
С увеличением температуры степень гидролиза соли увеличивается (увеличивается Kw)

Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции переноса электронов от одних частиц к другим. При этом изменяются степени окисления атомов.
Окислитель принимает электроны и восстанавливается
Восстановитель отдаёт электроны и окисляется

Сопряжённые окислители и восстановители
Red1 и Ox1, Red2 и Ox2 – сопряжённые восстановители и и окислители (окислительно-восстановительные пары, восстановленные и окисленные формы веществ)

Пример
2KMnVIIO4 + 16HCl-I = 2MnIICl2 + 5Cl20 + 2KCl + 8H2O
MnO4- + 8H+ + 5ē = Mn2+ + 4H2O
окислитель восстановитель
(окисленная форма) (восстановленная форма)
2Cl- - 2ē = Cl2
восстановитель окислитель
(восстановленная форма) (окисленная форма)
MnO4-/Mn2+
Cl2/2Cl-

Типы ОВР
Межмолекулярные
I20 + 5Cl20 + 6H2O = 10HCl-I + 2HIVO3
8KI-I + 5H2SVIO4(конц.) = 4I20 + H2S-II + 4K2SO4 + 4H2O
Внутримолекулярные
(N-IIIH4)2CrVI2O7 = N20 + CrIII2O3 + 4H2O (при нагревании)
Диспропорционирование
6Cl20 + 6Ba(OH)2 = 5BaCl-I2 + Ba(ClVO3)2 + 6H2O (при нагревании)
2Na2S0,IV2O3 = Na2S-II + 3Na2SVIO4 (при нагревании)

Окислители
Простые вещества: F2, O3
Вещества с элементами в высших степенях окисления: HNVO3, H2SVIO4, KMnVIIO4, HClVIIO4, K2CrVIO4, K2CrVI2O7, K2FeVIO4, KBiVO3, PbIVO2, SbV2O5, XeVIF6, XeVIO3

Восстановители
Простые вещества: металлы
Вещества с атомами в низших степенях окисления: Na2S-II, Na2Se-II, KI-I, KBr-I, NaH-I, B2H-I6, Si-IVH4

Направление ОВР
ОВР протекает самопроизвольно, если ΔrG < 0
Для полуреакции
nOx + zē mRed
ΔrG = ΔrH - TΔrS = -zFφ
Постояная Фарадея F = 96425 Кл/моль

Уравнение Нернста

Самопроизвольное протекание ОВР
Для самопроизвольной химической реакции
E = φвосстановление – φокисление > 0
Для предварительной оценки возможности самопроизвольного протекания реакции можно вычислить стандартное напряжение гальванического элемента
E° = φ°восстановление – φ°окисление > 0

Стандартный водородный электрод
2H+ + 2ē → H2

Гальванические элементы (электрохимические цепи)
Гальванический элемент – устройство, состоящее из двух соединённых между собой полуэлементов (электродов), на одном из которых происходит процесс окисления, а на другом – восстановления вследствие возникающей между электродами разности потенциалов (напряжения гальванического элемента)
Электродным потенциалом называется напряжение гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода (φ = 0 В) и данного электрода

Химическая коррозия металлов в различных средах

Коррозия металлов в солевых растворах
Основные причины коррозии металлов в природной воде
В большинстве случаев следует рассмотреть возможность протекания двух процессов:
окисление металла катионами металлов, присутствующих в среде;
окисление металла в среде, которая образуется при гидролизе соли (разбавленными кислотами или водными растворами щелочей).

Zn + CuCl2 + H2O
1) Оценим возможность окисления цинка катионами меди Cu2+, т.е возможность протекания реакции:
Zn + CuCl2, р-р= Сu↓ + ZnCl2.
Zn–восстановитель, Сu2+-окислитель, Ео(Zn2+/Zn) =-0,76в,Еo(Cu2+Cu) =+0,34в:
εо1 =0,34 -(-0,76)=+1,1в >0. Цинк может окисляться катионами меди Сu2+. В принципе любой металл может окисляться катионами менее активных металлов, имеющих более положительные значения потенциалов.
2) Рассмотрим возможность окисления металла продуктами гидролиза соли, с раствором которой контактирует металл.
Запишем уравнение гидролиза CuCl2 и определим реакцию среды. Соль гидролизуется по первой ступени по катиону слабого основания:
Cu2+ +H+OH- ↔ CuOH+ + H+,
СuCl2 + H2O ↔ CuOHCl + HCl.
Образующаяся соляная кислота будет окислять цинк:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2, ε2o= 0 –(-0,76)=0,76в.
Вывод: Цинк окисляется катинами Cu2+ и НСl, образующейся при гидролизе соли. Поскольку εо1>εо2, первый процесс протекает более интенсивно.