Реферат: Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано с помощью набора четырех квантовых чисел

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано с помощью набора четырех квантовых чисел. n – главное квантовое число, определяет общий энергетический уровень электрона, размеры электронного облака, принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7… Группа электронов одного энергетического уровня образует слой. Электронным слоям присвоены буквенные обозначения: n = 1 – K, n = 2 – L, M, N, O, P, Q – наиболее отдаленный от ядра. Уровни делятся на подуровни s ,p ,d ,f, число подуровней равно номеру уровня. Форму электронного облака характеризует побочное (орбитальное) квантовое число l. l = n-1: 0, 1, 2… Для s – l = 0, p – l = 1, d – 2, f – 3. Магнитное квантовое число m определяет ориентацию электронных облаков в пространстве для электронов одного подуровня. m(-l,+l). Четвертое квантовое число s – спиновое, оно определяет вращение электрона вокруг собственной оси по или против часовой стрелки. s = +1/2 или -1/2[h/2pi]. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех квантовых чисел. Правило Гунда: суммарный спин электронов данного подуровня должен быть максимальным.

Электрон в настоящее время не рассматривается как материальная точка, движущаяся по законам классической физики. Он обладает одновременно и корпускулярными и волновыми свойствами. Электрон как бы размазан в облако. Электрон проявляет интерференцию и дифракцию, но действует как одна частица. Уравнение де-Бройля: p = m*v, p = h/λ => λ = h/(m*v). Движение электрона – пульсирующее, его положение в атоме неопределенное. s-облака обладают шаровой симметрией, p-облака имеют форму гантели.

Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить на отрыв электрона с нормального уровня и удаление его на бесконечно далекий уровень. Если энергию ионизации выразить в электрон-вольтах, то она численно совпадает с потенциалом ионизации. Скачкообразное изменение потенциала ионизации указывает на то, что электроны в атоме располагаются слоями. Энергию ионизации можно считать мерой металличности элемента, чем она меньше, тем ярче металлические свойства. Сродство атома к электрону – количество энергии, которое выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, это мера неметалличности элемента. Сумма энергии ионизации и энергии сродства к электрону – электроотрицательность.

Менделеев, 1869: свойства простых тел, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Периодическая система элементов – графическое изображение периодического закона. В системе 7 периодов, начинаются с активных щелочных металлов, слева направо металлические свойства ослабевают, заканчиваются инертными газами. Элементы от Sc до Zn не имеют аналогов в малых периодах и называются переходными от металлов к неметаллам. В малых периодах валентность по кислороду слева направо возрастает на 1. 8 групп, их элементы проявляют одинаковую валентность по кислороду (есть исключения). Элементы главных подгрупп проявляют определенную валентность по водороду (4 группа – валентность 4, влево и вправо убывает на 1). Металлы – гл подгр 1 гр, неметаллы – гл подгр 7 гр, полупроводники: B, C, Si, Ge, P, As, Sb, S, Se, Te, I. Современная формулировка: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величин зарядов ядер атомов элементов.

1s2-2s2-2p6-3s2-3p6-4s2-3d10-4p6-5s2-4d10-5p6-6s2-5d1-4f14-5d10-6p6-7s2-6d1-5f14-6d10-7p6. Ограничение принципа Паули: внешний электронный уровень атомов может состоять максимум из двух подуровней: s, p (кроме Pd). 1правило: застройка электронных орбиталей происходит в направлении увеличения n+l. 2правило: заполнение электронных орбиталей происходит в направлении увеличения n. Провал электрона – часто электроны перескакивают с последнего уровня на предпоследний с выделением энергии. 4 семейства: s – Эл гл подгр 1, 2 гр; p – Эл гл подгр 3-8 гр; d – переходные элементы; f – антаниды, октиниды.

При возникновении химической связи выделяется энергия. Чем больше энергии выделится, тем прочнее связь. Потенциальная энергия образования многоатомных объектов всегда меньше суммарной потенциальной энергии атомов, вступающих в связь. Длинна связи – кратчайшее межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле. Энергия связи – кол-во энергии выделившейся при её возникновении. Насыщенность химической связи – ограничение числа валентных связей у атомов в соединениях с ковалентной связью. Направленность связи – определяет форму молекул. Химическая связь есть результат той или иной перегруппировки электронов. Виды связи: Ионная: преобладают электростатические взаимодействия, возникает между элементами, которые значительно различаются по величинам электроотрицательности. Атомная: элементы с одинаковыми или близкими значениями электроотрицательности, имеет место смещение электронов и возникновение общих электронных пар. Донорно-акцепторная: один участник дает электрон, другой – орбиту. Водородная связь: дополнительная связь, осуществляемая атомами водорода, ковалентносоединёнными в молекуле с атомами электроотрицательного элемента. Металлическая связь: “Коллектив” катионов взаимодействует с “коллективом” электронов.

Ионная связь – такая связь, при которой преобладают электростатические взаимодействия между атомами, возникает между элементами, которые значительно отличаются по величинам электроотрицательности (NaCl). Ионы натрия и хлора сближаются, пока силы притяжения не компенсируются силами отталкивания одноимённых зарядов электронных оболочек. Ионы занимают в пространстве строго определённое место. Если взаимодействуют тв Na и г Cl, то образуется твердокристаллическая решётка NaCl. Валентность атомов в соединениях определяется по числу потерянных или приобретённых электронов. Координационное число показывает сколько ионов противоположного знака связаны с ионом данного знака (к.ч. Na=6, к.ч. Cl=6). Понятие молекулы не применимо в случае ионной связи. Соединений с чисто ионной связью не существует (имеет место определённая ковалентность). Электростатическое взаимодействие очень мощное. Это объясняет высокую прочность соединений с ионной связью, высокую температуру плавления и кипения. Соединения с ионной связью – проводники второго рода.

Ковалентная связь возникает между элементами с одинаковым или близким значением энергии сродства к электрону. Валентность атомов в соединениях с ковалентной связью определяется по числу общих электронных пар. Для определения относительных зарядов в атомах с ковалентной связью надо мысленно связь разорвать и руководствоваться следующим правилом: при разрыве связи в пределах периода электрон смещается от левее стоящего элемента к правее стоящему, а в группах от ниже стоящего к выше. Механизм возникновения ковалентной связи объясним методом валентных связей. Есть 3 положения: 1 - Химическую связь образуют 2 электрона с противоположно направленными спинами. Имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей, при этом в пространстве между атомами возникает повышенная плотность электронного облака и к этой области притягиваются ядра атомов и оставшиеся электроны. 2 - Химическая связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрытие орбиталей. 3 - Чем больше взаимное перекрытие электронных орбиталей, тем прочнее связь. Валентными являются неспаренные электроны. Для определения числа валентных электронов необходимо изобразить электронную оболочку атома в форме энергетических ячеек. При возбуждении за счёт поступающей из вне энергии имеет место распаривание электронных пар и переход электрона на более удалённый подуровень. Энергия связи – выделяющаяся при образовании связи.

В случае ковалентной связи взаимное перекрытие электронных облаков в пространстве определяет форму молекулы. 1)AA, AB, BB: этот тип молекул характерен для Н2, галогенов, и соединений Н с галогенами. Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая ядра взаимодействующих атомов сигма-связью. 2)А2В: этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н2О, Н2S ( Н2О – угол –1050, Н2S – 920 33’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса. 3)А3В: элементы главной подгруппы 5 группы (N, P, As, Sb) NH3 4)А4В: главная подгруппа 4 группа (Si, C, Ge, Sn) СН4 – электроны последнего уровня углерода – s2p2, после возбуждения - sp3. Гибридизация электронных облаков. s2p2 ® sp3 ® q4 требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется большей прочностью молекулы. Все связи энергетически равноценны. 5)АВ3 – характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B, Al, Ga, In, Tl) BCl3 s2p ® sp2 ® q3. 6)АВ2: для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl2 (линейная структура, угол – 1800) s2 ® sp à q2 . 7)Сигма и пи - связь. Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной – это сигма-связь. C2Н4, при образовании молекул этилена происходит неполная гибридизация электронов оболочки атомов углерода. s2p2 ® sp3 ® sp2p ® q3p. Так как сигма связь действует по кратчайшему расстоянию между ядрами, то повышение электронной плотности образуется между ядрами, происходит их стягивание. При образовании пи-связи электронные облака перекрываются в меньшей степени, чем при сигма-связи, поэтому пи-связь менее прочная.

Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. эoА>эоВ => общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса. Такая структура молекулы носит название полярная структура. Полярная молекула HCl. Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название полярная ковалентная связь. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. Расположение электронных пар в молекуле определяет относительную ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относительно атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов (полярная связь). При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент: µ=ē*l, l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем: ē~4,8*10^-10 эл.стат.ед. µ=D*10^-18, D-единица Дебая. Для полярных соединений D=0-4, для ионных соединений D=4-11, для ковалентных соединений D=0. Наличие полярных структур молекул приводит к тому, что могут возникать ассоциаты. Возникновение ассоциатов есть результатт проявления водородных связей (Н2О)x. Общая электронная пара смещена к атому кислорода. Атом Н практически лишен электронной оболочки. Несимметричная структура воды приводит к поляризации связи => наличие водородных связей => аномальные свойства воды. 1) максимальная плотность при +4C – (h2o)2, при 0 – (h2o)3, при 100 – h20, 2) Вода обладает максимальной теплоемкостью среди всех жидкостей.

Комплексные соединения – высшего порядка образованные из соединений первого порядка без возникновения новых электронных пар, а за счет проявления донорно-акцепторной связи. Соединения первого порядка или валентно насыщенные соединения: H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, HgJ2, CuSO4, FeCl3 и т.д. могут давать соединения высшего порядка или комплексные соединения: NH3+ HCl=[NH4]Cl, AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl, CuSO4+4NH3= [Cu(NH3)4]SO4, 2KJ+HgJ2= K2[HgJ4], FeCl3+6H2O=[Fe(H2O)6]Cl3. [Cu(NH3)4]SO4: Cu-комплексообразователь, 4-координационное число, ( )-внутренняя сфера, [ ]-внешняя сфера, NH3-лиганды. Рассмотрим механизм возникновения комплексных соединений: NH3+HCl=[NH4]Cl. Константа нестойкости, двойные соли: К4[Fe(CN)6]4=желтая гравитая соль = 4K+ + [Fe(CN)6]4-. Комплексный ион может распадаться на простые соли, например, [Fe(CN)6]4-= Fe2+ + 6CN-. Kn - константа нестойкости молекулярного иона: Kn = ([Fe2+]*[CN-]^6) / [Fe(CN)6]^4. Очевидно: чем меньше Kn , тем прочнее комплексное соединение. Наряду с комплексными соединениями существуют так называемые двойные соли: K2Al2(SO4)424H2O. В отличие от комплексных соединений, у которых очень прочная внутренняя сфера, двойные соли при диссоциации сразу распадаются на простые ионы: K[MgCl3] = K+ + Mg2+ + 3Cl-.

Между валентнонасыщенными и в сумме электронейтральными молекулами вещества в различных агрегатных состояниях действуют силы притяжения и отталкивания, имеющие электростатическую природу. Относительная интенсивность этих сил во многом определяет физико-химические свойства вещества. Например, проявление сил отталкивания объясняет малую сжимаемость жидкостей и твердых тел. Силы притяжения лежат в основе таких явлений, как сжимаемость газов, адсорбция и т.д. Силы отталкивания есть результат взаимного отталкивания одноименно заряженных электронных оболочек. Силы отталкивания проявляются лишь на очень маленьких расстояниях и быстро убывают с увеличением расстояния: Eотт =A*r-n , n=12, r - расстояние между молекулами, A, n - константы, характеризующие конкретное вещество. Различают: a) ориентационные: они проявляются в случае, если молекула - ярко выраженный диполь. Такие молекулы стремятся расположиться упорядоченно, т.е. уменьшить Eизб в системе, Еор = -(2*μ1^2* μ2^2)/(3*k*T*R^6), μ-дипольные моменты. б) деформационное: если одна из молекул полярна, а вторая – неполярна, но легко поляризуема, то под действием электростатического поля, создаваемого полярной молекулой неполярная молекула деформируется и становится диполем, Едеф = (μ1^2*a1+ μ2^2*a2)/r^6, a - коэффициент, характеризующий поляризуемость. в) дисперсионное: если молекулы неполярны, возникает так называемые мгновенные диполи в случае многоатомных молекул в электронной оболочке в одних местах сгущение, а в других - разряжение электронов, на какой-то момент времени молекула - диполь. Дисперсионные силы суммируются, это преобладающий вид взаимодействия, Eдисп= (3h12 *I1*I2) / (2r^6* (I1+I2)), где I1 ,I2 - величины, связанные с энергией ионизации. Ориентационное взаимодействие преобладает, если молекулы - яркие диполи. В общем виде: Eприт=-B*r-m, m=6. Eсум = Eприт+Eотт = A*r-n -B*r-6. Eсум – потенциал Леннарда-Джонса. Эти силы действуют на расстояниях 3-5 A.

В настоящее время различают 4 основных агрегатных состояния вещества: газ\жид\тверд\плазма. В газ\жид\тв cостоянии вещество не утрачивает своей химической индивидуальности (до ~10^6 гр.цельсия). А в плазме электронные оболочки разрушаются. Газообразное состояние - высокотемпературное состояние, в этом стостоянии Епоступ движения молекул >> Eмежмолек притяжения. Молекулы газа перемещаются хаотически на значительных расстояниях друг от друга. По мере понижения температуры Eкинет. частиц уменьшается и становится соизмерима с Емежмолек притяжения. Частицы не утрачивают способность к перемещению, но могут перемещаться только близко др от др: газ переходит в жидкость. Наименее изученное агрегатное состояние – жидкое, в этом состоянии существует очень много видов взаимодействия между частицами. При дальнейшем понижении температуры Епоступ движения частиц = 0 . Частицы занимают строго фиксированное положение в пространстве, жидкость переходит в состояние твердого тела. При этом расположение частиц в пространстве не хаотично, а определяется или видом хим связи или типом межмолекулярного взаимодействия. Характерный признак твердого состояния - “дальний порядок” в расположении частиц, упорядоченное расположение частиц простирается на расстояние >> размеров частиц. В жидком состоянии - “ближний порядок”, упорядоченное расположение частиц простирается на расстояние ~ размеров частиц. В газе порядка нет.

Вещества в стеклообразном или аморфном состоянии твердые только на ощупь. Частично твердое состояние - кристаллическое. Чтобы понять, как соотносятся кристаллическое, стеклообразное или аморфное состояние, мы рассмотрим P-t диаграмму (зависимость P пара вещества от температуры). AO - тв, OB - жид. При охлаждении по мере убывания t , темп нарастания вязкости > скорость кристаллизации => может быть, что жидкость затвердевает, а процесс кристаллизации пройти не успел, жидкость переходит в переохлажденное (стеклообразное) состояние. Постепенно стекло “расстекловывается” и становится мутным (идет процесс кристаллизации). Если кристаллическое стекло измельчить до кусков из нескольких молекул, это будет аморфное состояние вещества. Pпара будет выше, чем над кристаллическим веществом a``, т.к. Sповерхности больше => легче испаряется, a``` - более сильное измельчение. Согласно закону Коновалова-Гиббса, если сосуществуют две фазы одного и того же вещества при данной температуре, то более устойчивая фаза - та, при которой Pпара ниже. Например, углерод: крист. - алмаз, графит, карбит, полиугулен, фулерен, аморф. - сажа.

Кристалл - тв тело, ограниченное в силу своих внутр свойств плоскими гранями. Монокристалл - отдельный, хорошо образованный, правильно ограненный, типичный кристалл данного вещества, выросший из одного центра кристаллизации, о чем свидетельствует его внутренняя структура. Поликристаллическое тело - совокупность огромного числа беспорядочно ориентированных сросшихся монокристалликов. Кристаллическим веществам присуще строго определенная температура плавления. Веществам со стеклообразным и аморфным состояниями присущ температурный интервал размягчения. Кристаллическим веществам присуща определенная геометрическая форма. Анизотропия свойств (векториальность свойств – зависимость их от направления): электропроводность, теплопроводность. Скалярные свойства от выбранного направления не зависят (теплоемкость). Для веществ в аморфном и стеклообразном состояниях присуща изотропия свойств. Поликристаллы - квазиизотропны. Закон постоянства междугранных углов: в процессе роста кристалла доступ вещества к различным растущим граням может быть не равномерным => число граней, их форма и размеры могут быть различными, а углы, под которыми сходятся грани постоянны для данного типа кристалла. Закон: кристаллы одной и той же модификации данного вещества при пост темп, давлении могут иметь различное кол-во, форму и размеры граней, но углы, под которыми сходятся грани, остаются постоянными для данного типа кристалла.

Кристалл можно классифицировать двояко: 1)по симм внешней формы, 2)по симметрии внутренней структуры. Симметрия - это св-во геом фигур приходить к различным положениям в совмещении с исходным положением. Симм опред с помощью операций симм и элементов симм. Операции - это совмещение точки или части фигуры со сходной точкой или частью фигуры. Элемент симм - воображаемый геом элемент, с помощью которого проводится операция симм. Эл симм 1 рода: поворотные оси симм, плоскость симметрии, центр симметрии. Ось симм n-ого порядка - фигура совмещенная сама с собой n раз при повороте.1, 2, 3, 4, 5, 6 - порядок.1 - в данном направлении кр симм не имеет, куб - три оси 4 порядка, 4-3, 6-2. Плоскость симметрии - пл-ть, которая делит кристалл на 2 равные части, куб - 9. Центр симм совпадает с центром тяжести. Если провести прямую через центр симм, то на равных расстояниях от центра симм должны находиться сходные точки фигуры. Совокупность эл симм далеко называется видом симметрии. Существует 32 вида симм => 32 класса кристаллов. Если вещество раздробленно до микроскопических сост, то в дело вступает универсальная классификация. Сингония - со сходными углами:1)триклинная2: ,a/=b/=c, ал/=бетта/=гамма/=90, 2)моноклинная3: a/=b/=c, ал=бетта=90/=гамма, 3)ромбическая3: a/=b/=c, ал=бетта=гамма=90, 4)тригональная5: a=b=c, ал=бетта=гамма/=90, 5)тетрогональная7: а=b/=c, ал=бетта=гамма =90, 6)гексогональная7: a =b/=c, ал = бетта=90/ =гамма, 7)кубическая5: a=b=c, ал=бетта=гамма=90. Пространственная решетка – савокупность одинаковых параллелепипедов, геометрическая схема построения кристалла, в узлах ее расп кристаллографические точки. Если вместо точек туда поместить реальные частицы, то это будет кристаллическая решетка.

Куб: примитивная решетка Р, обьемно-центрир куб: двукратно примитивная I, гранецентрированный куб F. Р-решетка: к.ч.=6, n(кратность)=8/8=1, базис=0 0 0, I - решетка: к.ч.=8, n=8/8+1/1=2, базис=0 0 0, 0.5 0.5 0.5, F-решетка: к.ч.=12, n=8/8+6/2=4, базис=0 0 0, 1/2 1/2 0, 1/2 0 1/2, 0 1/2 1/2. Координационное число - кол-во ближайших соседей. Кратность: ск-ко частиц приходится на данный элементарный объем. Базис - это совокупность координат всех не идентичных трансляционных точек. Зная эти координаты и зная период идентичности мы можем построить элементарную ячейку. Период идентичности - кратчайшее расстояние между двумя идентичными точками по определенному направлению. Трансляция- параллельный перенос точки по определенному направлению на отрезке равному периоду идентичности. Структура кристалла может быть охарактеризована формами и размерами элементарной ячейки, количеством частиц приходящихся на одну элементарную ячейку и их расположению в элементарной ячейке.

Если рассматривать частицы в узлах кристалла, как соприкасающиеся шары, встает вопрос, как можно эти шары наиболее плотно уложить в пространстве, т.е. чтобы незанятый объем был минимален. Анализ приводит к выводу, что плотнейших упаковок может быть только две - кубическая и гексагональная. Компактность можно охарактеризовать коэффициентом заполнения объема: K=nVат/Vяч, где n - кратность решетки, Vат- объем одной частицы. А) Простая кубическая решетка - в ячейке 8 упругих соприкасающихся шаров радиусом R ребро ячейки = 2 R. Vат =4/3pi*R^3, Vяч=(2R)^3, k=Vат/Vяч=0.52, плотность упаковки 52%. Б) Объемно-центрированная кубическая решетка, K=0.68. В) Кубическая гранецентрированная решетка, К=0.74. Коэффициент заполнения объема 0.74 характерен и для другой структуры - гексагональной плотнейшей упаковки. Таким образом, наиболее плотной упаковкой из кубических решеток является кубическая гранецентрированная. Весьма важной характеристикой кристаллической структуры является координационное число, определяющее число ближайших соседей атома в решетке. В плотнейших кубической и гексагональной упаковках к.ч. max = 12, в примитивной кубической - 6, в кубической - объемно-центрированной - 8, т.е. чем больше к.ч, тем выше плотность упаковки частиц в кристаллах. Остающееся пустое пространство двух видов: тетраэдрические междоузлия, каждое из которых окружено 4 атомами и октаэдрические междоузлия, каждое из которых окружено тремя атомами первого слоя и тремя атомами второго слоя. Октаэдрические междоузлия больше тетраэдрических.

По видам различают следующие типы кристаллических решеток: молекулярные, ионные и атомные (металлические и ковалентные) посл две - координационные решетки. Ионные: в узлах – ионы. NaCl его решетка результат соединения двух подрешеток, при ее возникновении атомы неметалла занимают октаэдрические междуузлия, к.ч. = 6/6, n = 8. CsCl возникает при соединении двух примитивных подрешеток, они дают двукратнопримитивную крист решетку – объемноцентр куб, к.ч. = 8/8, n = 2. В крист решетках типа NaCl кристаллизуются соли и полупроводники. У кристаллов с ионной связью высокие Т плавления и малая летучесть. Атомные ковалентные: алмаз, исходной подрешеткой является гранецентрированная решетка в нее внедряются 4 атома С, к.ч. = 4, алмаз – диэлектрик (объемный полимер углерода), плотность упаковки = 34%. Графит, слоистый полимер углерода, к.ч. = 3, проводник 1 рода с электронной проводимостью, связь в слое ковалентная, между слоями действуют силы Ван-дер-Ваальса, при нагревании проводимость растет. Атомная металлическая решетка: в узлах катионы, связь осуществляется за счет электронного газа эта связь очень прочная, к.ч. =12, 8, г.ц. куб: Cu, Ag, Au, Al, Pb, о.ц. куб: W, Nb, Ta, гекс.пл.упаковка: Mg, Ce, Cd. Молекулярная решетка: в узлах располагаются молекулы, между ними действуют слабые межмолекулярные силы, имеют низкие Т плавления. В решетках с неполярными молекулами – дисперсионные силы, с полярными молекулами – ориентационные и дисперсионные силы, а так же иногда водородные связи.

Полиморфизм – многоформие, способность вещ-в кристаллизоваться в зависимости от внешних условий в различных кристаллографических формах. Например, NH4NO3 - дает 4 кристаллических формы, Fe - тоже 4, S – 3. Полиморфизм простых тел - аллотропия. Особенно сильно распространен полиморфизм среди минералов. Каждая полиморфная форма существует в строго определенных температурных интервалах. Температура, при которой одна форма переходит в другую - температура перехода или точкой перехода. Энантиоморфизм. - когда две формы кристалла различаютсся как предмет и его зеркальное изображение, есть две энантиоморфных формы кварца - левая и правая. Вращают плоскость поляризации света в противоположных направлениях. Изоморфизм. - способность различных веществ (но близких по составу) кристаллизоваться в сходных кристаллографических формах, MgCO3 - CaCo3 - ZnCO3 - FeCO3 - тригональная сингония - очень похожие кристаллы.

В идеальных кристаллах существующий порядок в расположении частиц не нарушается, а в реальных - частицы в узлах кристаллической решетки совершают непрерывные колебания вокруг среднего положения. С увеличением температуры амплитуда увеличивается и наиболее быстрые частицы могут покидать свое место. В решетке возникают дефекты. Дефекты структуры могут относиться к отдельным узлам или междоузлиям – точечные, дефекты могут затрагивать несколько узлов и междоузлий - протяженные дефекты. 1) Дефект Шоттки: мы наблюдаем диффузию вакансий в глубь кристалла. С повышением температуры вакансии диффузируют к поверхности. 2) Дефект Френкеля: переход частиц из узла в междоузлие, требует более высокой температуры, т.к. у большинства структурных типов диаметр междоузлия гораздо меньше диаметра атома. 3) Твердый раствор замещения: для возникновения необходима близость хим. природы А и В, близость радиуса атомов А и В. 4) Твердый раствор внедрения: атомы В внедряются в междоузлия А. 5) Структура вычитания: характерна для соединений переменного состава, результат соединения двух одинаковых подструктур. Протяженные дефекты: 1)Микротрещины - результат небольшой разориентировки двух прилегающих частей монокристалла. 2)Мозаика - результат статистически беспорядочной ориентировки под любыми, чаще под очень малыми углами отдельных зерен монокристалла. 3)Микрокаверны - полости в решетке кристалла, увеличивающие его внутреннюю поверхность, бывают открытые и закрытые, уменьшают плотность кристалла. 4)Дислокации - отклонение от периодичности крист реш как результат случайных отклонений в процессе роста кристалла. Различают краевые и винтовые дислокации. Краевую дислокацию можно представить, как границу неполной атомной плоскости, для краевой дислокации вектор сдвига перпендикулярен линии дислокации. Винтовая - возникает при сдвиге одной части кристалла относительно другой, линии винтовой дислокации параллельна вектору сдвига. Влияние дефектов: уменьшают механическую прочность кристалла, через дефекты проникают примеси.

1)Закон постоянства состава: в-во имеет постоянный состав независимо от способа его получения: 2H2+O2=2H2O и 4NH3+3O2=6H2O+2N. 2)Закон эквивалентов: в-ва вступают в химическое взаимодействие и замещают друг друга в соединениях в весовых количествах пропорциональным химическим эквивалентам этих веществ. Хим эквивалент - это такое весовое кол-во в-ва, которое реагирует с 1.008 вес част H2 или 8 в.ч. О2. 3)Закон простых кратных отношений: если два элемента образуют несколько соединений, то на одно и тоже весовое кол-во одного элемента приходится такие весовые кол-ва др элемента, которые относятся между собой, как простые целые числа. Например, H20/H2O2 , CO/CO2, N2O/NO/N2O3/NO2/N2O4/N2O5. Если в-во имеет молекулярную структуру пар, газ, молек крист реш то все стехиометрические законы полностью выполняются, иначе – нет, состав соединения зависит от условий получения, в случае возникновения соединения переменного состава, атомы неМе занимают междоузлия в крист реш Ме. Степень заполнения междоузлий зависит от давления О2.

Термодинамика - научная дисциплина, изучающая переходы энергии из одной формы в другую, одних частей системы в другие, различные энергетические эффекты физических и химических процессов, возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания процессов. Система - это тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, которые мы мысленно выделяем из окружающей среды, бываю гомогенными - однородными и гетерогенными - неоднородными. Если система не обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то она называется изолированной. Если отсутствует массообмен, то эта система – закрытая, иначе – открытая. Фаза - совокупность всех гомогенных частей системы, одинаковых по составу и всем физ\хим свойствам, не зависящим от количества вещества. Фазы разделены границами, на которых все свойства резко меняются. Компоненты (составные части системы) - химически индивидуальные вещества, составляющие данную систему и способные к самостоятельному существованию, будучи изолированными от других частей системы. Параметры – хар-ка состояния системы: интенсивные, не зависят от массы и числа частиц (Р, Т), экстенсивные, зависят (V, W). Функции состояния - это такие функции, значения которых зависят только от состояния системы и не зависят от пути, по которому система пришла в данное состояние, дифференциал такой функции – полный. Наиболее важные функции состояния: внутренняя энергия (вся энергия кроме потенциальной и кинетической энергии системы в целом) U, и энтальпия (теплосодержание) H, H=U+p*V.

Понятия Q и A относятся к процессам. Теплота и работа проявляются только при протекании процессов, при изменениях состояния, являясь лишь формами передачи энергии. Работа - упорядоченная форма передачи энергии от системы, совершающей работу, к системе, над которой она совершается. Теплота - неупорядоченная форма обмена энергией между системами в следствии хаотического движения частиц. Работа может быть направлена на пополнение запаса любого вида энергии, теплота же без преобразования ее в работу, может пополнять только запас внутренней энергии. Обратимый процесс - допускающий возможность возвращения системы на любой стадии процесса в первоначальное состояние без каких-либо изменений в окружающей среде, иначе процесс необратим. При обратимом процессе, совершается максимальная работа, он бесконечно медленный. Принято считать положительной теплоту, поглощаемую системой, отрицательной - выделяемою системой. Работа различных процессов: а)изобарический: Ам=pdV, Ам= (V2/V1)pdV=p(V2-V1)=pV. Поскольку для 1 моля pV=RT, A=R(T2-T1)=RT, б)изотермический: pV=RT, p=RT/V, Ам=pdV, Ам= (V2/V1)pdV= (V2/V1)dV/V=RT ln(V2/V1). в)адиабатический: для идеального газа внутренняя энергия является функцией только температуры U=f(T) =>Ам=Cv(T1-T2). г)изохорический: dV=0, Ам=0. Теплоты различных процессов: Рассмотрим систему, представляющую собой идеальный газ, тогда A`=0. 1)изобарический: p=const. q=dU+pdV+A`, A`=0, q=dU+d(pV)=d(U+pV)=dH, H=U+pV, qp=dH, qp=H=H2-H1, H=U+pV, pV=nRT => pV=nRT => H=U+nRT (*). 2)изохорический: V=const , qV=dU+pdV, pdV=0, qV=dU, qV=U= U2-U1. Используя (*) получаем qp=qV+nRT. 3)изотермический: T=const, q=dU+pdV, dU=0, внутр. энергия идеального газа является функцией температуры, q=pdV, q=A= RT ln(V2/V1)= RT ln(P1/P2), при изотермическом расширении идеального газа вся поглощаемая теплота идет на совершение работы. При протекании кругового процесса изменение функцийй состояния = 0, т.е. dU=0, U2-U1=0, q=A.

Первый закон термодинамики - закон сохранения энергии, он имеет множество формулировок: 1)если в каком либо процессе энергия одного вида исчезает, то вместо нее появляется энергия в другой форме в кол-ве строго эквивалентном исчезнувшему, 2)в любой изолированной системе общий запас энергии сохраняется постоянным, 3)работа - одна из форм перехода энергии => невозможно создание вечного двигателя 1 рода, который давал бы возможность получать работу, не затрачивая на это соответствующее кол-во энергии. U=Q-A. Для процессов, связанных с бесконечно малыми изменениями: dU=q-A, A=A`+pdV, где A` - полезная работа. В дифференциальной форме: dU=q - pdV - A`, в интегральной форме: q=U+(V2/V1)pdV+A`. Теплоемкость системы - кол-во теплоты, которое нужно сообщить системе для нагревания ее на 1 градус. Истинная теплоемкость - предел отношения бесконечно малого кол-ва теплоты к тому изменению температуры, которое этим изменением теплоты вызывается: C=lim[q Для любого вещества и любого агрегатного состояния справедливо: Cv=(U/T)v, Cp=(H/T)p, для ид газа: Cp=dU/dT=d(U+p*V)/dT=dU/dT+d(R*T)/dT=Cv+R. Средняя теплоемкость системы в интервале температур от Т1 до Т2 определяется уравнением: Cср=q/(T2-T1)=q/T. Cp=а+bT+cT^2+dT^3+... (где a,b,c,d... - константы, характерные для данного вещества), [C]=Дж/(Моль*К). Связь между истинной и средней теплоемкостью: Cср=1/(T2-T1)*(T2/T1)cdT, где Cср - сред тепл на интервале температур T1-T2, C- истинная тепл.

Область химии, которая изучает тепловые эффекты реакций, называется термохимией. Закон Гесса – тепловой эффект реакции протекающей при постоянстве Р и V, не зависит от промежуточных стадий, а определяется только начальным и конечным состоянием веществ. Следствие1: тепловой эффект реакции равен разности между теплотами горения исходных веществ и продуктов реакции. Следствие2: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и исходных веществ. Теплота горения: тепловой эффект окисления данного соединения кислородом с образованием высших оксидов или их соединений. Теплота образования – тепловой эффект реакции получения соединения из простых веществ находящихся в наиболее устойчивых состояниях при данной температуре и давлении. Стандартные условия: Р=1атм, Т=298К, Qобр(с чертой)=-Н(0, f298) – стандартная энтальпия образования вещества, для элементов = 0.

Закон Кирхгоффа: H=H2-H1 , p=const => [H/T]p=Cp, U=U2-U1, V=const => [U/T]V= [U2/T]V-[U1/T]=Cv2-Cv1=Cp, температурный коэффициент теплового эффекта процесса равен изменению теплоемкости, происходящему в результате процесса. Если эти 2 дифференциальных уравнения проинтегрировать в пределах T1-T2, получим: HT2=HT1+ (T2/T1)CpdT, UT2=UT1+ (T2/T1)CvdT – закон в интегральной форме. Чтобы подсчитать тепловой эффект при T2, мы должны знать теплоемкость в интервале T1-T2. При подсчете теплового коэффициента возможны допущения: а)если температурный интервал T1-T2 невелик, можно в уравнение теплоемкости Cp=a+bT+cT^2+... ограничиться только первым слагаемым => Cp=const, тогда HT2=HT1+Cp*(T2-T1). Как правило, за T1 берут стандартную температуру. Иногда случается, что нет данных по теплоемкости при T=298, тогда используют второе (грубое) допущение: HT0=H2980.

Второе начало термодинамики используется для выяснения направления протекания самопроизвольных процессов и условий равновесия, он имеет разные формулировки: 1)невозможен самопроизвольный переход тепла от тела менее нагретого к более нагретому, 2)невозможно создание вечного двигателя 2 рода, машины, которая переодически превращает тепло среды в работу, 3)невозможен процесс единственным результатом которого было бы превращение тепла в работу, 4)КПД тепловой машины зависит только от температуры нагревателя и охладителя, max = 69%. Для любой системы есть критерии, которые позволяют судить о направлении процессов и об условиях равновесия (для изолированных систем - это энтропия), в изолированных системах энтропия увеличивается и достигает максимума при протекании самопроизвольных процессов (S=k*lnW). Энтропия изолированной системы не может убывать. Термодинамическая вероятность W – число способов реализации данного состояния, не аддитивна, связана с механическими характеристиками системы. Приращение энтропии при протекании обратимого процесса = приведенному теплу. T*dS>=dU+p*dV – неравенство Клаузиуса.

Большинство процессов происходят в неизолированных системах. F=U-T*S – свободная энергия Гельмгольца, при обратимом протекании процесса max полезная работа = убыли функции F – работа сил внешнего давления, не меняется при обратимом протекании процесса, а при необратимом может только убывать, при достижении равновесия F=min, позволяет судить о направлении протекания процесса при V,T=const. G=F+P*V – свободная энергия Гиббса, при постоянных Р и Т функция не изменяется при обратимом протекании процесса , а при необратимом может только убывать, при равновесии G=min. U=F+T*S – внутренняя энергия системы, T*S – связанная энергия не может быть превращена в работу. Условия самопроизвольного протекания процесса: dF<=0, dG<=0.

Уравнения Гиббса-Гельмголь