1 Квантово механични представи за строежа на електроната обвивка на атома

1. 
   Квантова теория за светлината – съществуват две теории за същността на светлината
   

• 
  поток от материални частици наречени корпоскули
  
• 
  светлината има вълнов характер, защото само по този начин могат да се обеснят явления като отражение, дифракция и други.
  

v – честота на трептенето

h – const на Планк

Тя притежава свойствата едновременно на частици и на вълна. Възоснова на квантовата теория Нилс Бор създава своята теория за строежа на електронната обвивка на водородния атом. Тази теория има следните основни постолации:

1. 
   електронът може да се движи само по строго определени кръгови орбити наречени стационарни, които удовлетворяват уравнението m.v.r = n.h/2п
   

v - скорост на движение на електрона

m – главно квантово число

n – 1,2,3,4............

То определя енергията на електрона и неговото разстояние до ядрото. Колкото е по-голямо и толкова по-голяма енергия притежава електрона и толкова по-далеч се намира от ядрото

r = 0,53 ⁰ A = 0,053 nm

2. 
   при своето движение по стационарните орбити електрона не поглъща енергия. Ако се подаде енергия отвън електрона може да премине на друга по-външна форма и тогава той се намира във “възбудено” състояние. То трае много малко, след това електрона се завръща на предишната или някоя по-вътрешна форма.
   
3. 
   енергията, която се отделя или поглъща от електрона е във вид на фотони.
   

От това следва, че електроните намиращи се в един и същи електричен слой имат известна разлика в енергията си. Ел. слой се състои от под слоеве или енергитични нива. За да обясни ефекта на Зееман Зомерфелд предполага, че електроните се движат не по кръгови, а по елиптични орбити, така както планетите се движат около слънцето. Кръговата орбита на Бор представлява частен случай от теорията на Зомерфелд.

Той въвежда и второ квантово число, което е свързано с малката полуос на елипсата. Нарича се орбитално квантово число, бележи се с е и е подчинено на главното квантово число. е = 0,1,2,3....Освен с цифри може да се отбележи и с букви s,p,d,f,g…..

То определя енергията на електрона в дадения подслой, както и броя и формата на атомните орбитали. Електронът притежава и магнитен елемент, с който е свързано и третото квантово число – магнитно квантово число. То определя положението на ядрото. То е подчинено на орбиталното квантово число. Бележи се с m_e - -e ,0 ,+e

Електронът притежавма и ел.момент. Той се дължи на въртенето на елекрона около собствената му ос. То се нарича спин. С него е свързано и четвъртото квантово число, наречено спиново квантово число. То се бележи с m_s - ±1. Когато въртенето е в посока часовниковата стрелка е +1/2 и обратното.

След установяване на двойствената природа на светлината Луи дьо Бройл изказва предположението, че всеки поток от материални частици с m и v образува вълна с дължина λ

λ = h/m.v – не само светлина, а и друг поток от материални частици може да притежава свойството на частици и на вълна. За пръв път това е доказано за поток от електрони. Катодните лъчи, които са поток от електрони могат да дифрактират и да инфрактират. Електроните се движат като в затворена система, достигайки граничната повърхност те се отразяват и връщайки се инфрактират с идващите електрони. По този начин се получава пронстранствена стояща вълна. Тя се харатеризира най-добре с уравнението на Шрьодинтер.

H ψ = Є ψ

H – оператор на Хамилтон, което представлява сумата от кинетичната и потенциалната енергия на системата

Є – точната числена стойност на енергията, при определена стойност на ψ

ψ – вълнова функция, която може да има както положителна така и отрицателна стойност.

(ψ)² е правопропорционален на вероятността за намиране на електрона в определен обем от пронстранството около ядрото.

Някои автори наричат решението на уравнението на Шрьодингер атомни орбитали. Тази форма и част от пространството и вероятността за намиране на електрона се нарича атомна орбитала. Пространствената стояща вълна на електрона обхваща ядрото на атома, образувайки електронен “облак” с различна форма и плътност. Точната траектория на електрона не може да бъде определена.

Причина за това е двойнствената природа на електрона. Електроненият “облак” няма точно определени размери. повърхността, която ограничава 96% от масата и заряда на електрона се нарича гранична повърхност. Тя определя и формата на електрония “облак”.

Хим.вр. възниква при взаимодействието на група атоми, при което се получава хим. устойчива с-ма. Водородният атом има ядро и 1s e чиито електронен облак е във вид на сфера. Образ. на молекула водород(H) се иэвършва при покриване на двата електронни облака. е-плътност м/у двете ядра се увеличава. При образ. на хим. вр. винаги се отделя Е.(Е на образ. на връзка и има знак (−) защото общата Е на с-мата намалява). За да се разруши една хим.вр. е необх. да се отдаде Е, която се нарича Е на разпадане на вр. Тя има (+) знак, защото общата Е на с-мата нараства. По-голяма Е пр образ.на вр. − по-гол. здравина.

• 
  Ковалентна вр.(КВ) е най-общият и универсален тип вр. Осъщ. се чрез една или повече е-двойки. КВ същ. както в аморфните, така и в кристалните в/ва. Тя се образ.в хомоядрените молекули, а също така в мол. изградени от различни атоми. КВ е наситена и насочена.(наситена, защото в образ. на общите е-двойки участват точно опред. бр. е- ; насочена-Атомните орбтали са ориентирани по опр. начин в пространството). Различаваме сигма,пи и делта КВ-и. Сигма вр.- има само една област на припокриване, разположена на линията съединяваща двата атома. При взаимодействието на 2р е- имаме една област на припокриване. Аналогично за d. и s е- орбитали. Пи вр.- две области на припокриване, разположени от двете страни на линията съединяваща ядрата на двата атома. Пи вр. Могат да образуват р и d е-. Делта вр.се образува при взаимодействието на 2 d е-, при които се получават 4 области на припокриване, разположени в 4 успоредни равнини. При образуването на сложна връзка се образува сигма вр.и след това пи и делта връзки. КВ се характеризира с полярност. При хомоядрени молекули общата електронна двойка принадлежи в еднаква степен на двете ядра. При взаимодействието на два различни атома е- двойка ще бъде привлечени от по-електроотрицат. атом . такава връзка се нарича полярна, а молекулата е полярна или дипол. Електронната плътност около по-електроотр.атом се намалява и той става център на + заряд. Тези заряди се наричат ефективни. Разстоянието между тях в молекулата се нарича дължина на дипола(l). А количествената мярка за полярност на дадената молекула се нарича диполен момент. Той е равен на произведението от ефективния заряд и дължината на дипола.
  
• 
  Йонна връзка – при взаимодействието на 2 различни атома, единият отдава, а другият приема е-. Получават се 2 йона с противоположен заряд. Между тях започвата да действата електростатични сили на привличане (кулонови сили). Йонната връзка не е насочена и не е наситена. Тя не е насочена, защото електричното поле на йона има сферична симетрия. Тя не е и наситена, защото при взаимодействието на двата противойона не се извършва пълна компенсация на техните сили на привличане. Всеки йон може да взаимодейства с различен брой противойони и това зависи от неговия заряд и обем. веществата с йонна връзка обикновено са кристални и всеки кристал може да бъде разглеждан като гигантска молекула. Само при висока темп., когато веществото е в газообразно състояние, могат да се различат отделни молекули.
  

Метали са всички S елементи, някой p елементи, всички d и f елементи. Както при металите, така и при неметалите броя на валентните електрони съвпада с номера. Елементите от ІІІ главна група има съединения, които се явяват в друга валентност. При d елементите валентните електрони са разположени в последния и предпоследния ел.слой. Само при елементите от І и ІІ вторични групи са запълнени d орбиталите за това тези елементи се явяват от първа и втора валентност. При останалите d елементи не са запълнени d орбиталите за това те имат променлива валентност. В своите съединения те се явяват от +2 валентност до максимална съответстваща на номера на групата. Металите са изградени от положително заредени йони, между които се движат свободни електрони. Наличието на свободни електрони в металната кристална решетка се обеснява на молекулните орбитали. Съгласно този метод при взаимодействието на два еднакви атома вместо двете равностойни атомни орбитали се получават две молекулни орбитали с различна енергия. При взаимодействието на трите атома се получават три молекулни орбитали, които принадлежат в еднаква степен на трите атома се наричат делокализирани. с увеличение на броя на взаимодействащите атоми с един се увеличава и броя на делокализираните орбитали с една. Тяхната енергия става все по-близка. При взаимодействието на п атома се получават п локализирани орбитали с много близка енергия, която се нарича енергетична зона. N е броят на атомите в един кристал и е приблизително равен на 6х0,2х10²³. ако вземем един отделен атомен и се опитаме да преместим един електрон на по-външно енергетично ниво ще изразходваме голямо количество енергия. Ако атомът се намира в кристал благодарение на делокализирани орбитали, той може да премине на по.високо енергетично ниво при изразходване на минимално количество енергия. Той може да се движи из целия кристал.

Кристалът на алкалния метал Na има един 1s електрон в най-външния си ел. слой и образуването на енергетична зона изв. чрез препокриване на s орбиталите. Тъй като на една молекулна орбитала може да имаме най-много два електрона, то половината молекулни орбитали ще бъдат заети, а останалите ще бъдат свободни. Заетите МО образуват валентната зона, а свободните образуват проводимата зона. При металите валетната и проводима зона се сливат, за това електроните много лесно преминават от валентната в проводимата зона. Разстоянието между валентната и проводима зона се нарича забранена зона. при полу проводниците забранената зона е малка до три електрона волт, ако е над 3 електрона волт е диелектрик. Физическите свойства на металите – те са електропроводими . Голямата електропроводност се дължи на наличието на големия брой свободни електрони. По своя механизъм тя се отличава от тази на електролитите. Докато при електролитите ел.ток се дължи на движението на йоните си от електролизирането на електроните, докато при металите ел.ток представлява движение на електрони при действието на приложено електрическо поле. Повишаването на температурата увеличава електропроводимостта на металите. При по-висока температура се ускорява трептенето на йоните във възлите на кристалната решетка. Това затруднява насоченото движение на електроните. При много ниски температури се наблюдава явлението свръхпроводимост. От своята електропроводимост металите се подреждат последния ред Ag, Cu, Au, Al, Zn, Pt, Fe, Su, Pl, Hg. Най-голяма електропроводимост притежават благородните металии, а не най-активните метали,които имат най-слабо свързан електрон. Тази аномалия се обеснява по следния начин – електропроводимосттасе определя при една и съща температура. За да се прояви голямата електропроводимост на металите тя трябва да се определи притемпература еднакво отдалечена от температурата на топене на металите.

Топлопроводимост – голямата топлопроводимост на металите се дължи на свободните електрони. Те се движат през кристала и по този начин спомагат за изравняване на температурата. По своята топлопроводимост те се подреждат по следния ред – Ag,Cu, Al, Zn, Su, Hg, Fe, Pb, Pt, Pd, Br. Забелязва се известна успоредност между топлопроводимост и електропроводимост. Според закона на Видеман-Франц – отношението на електропроводимостта и топлопроводимостта е постоянна величина.

Контактен потенциал – при допир на два различни метала започват да преминават електрони от метала с по-висока концентрация на йони към метала с по.ниска концентрация. На граничната повърхност възниква разлика, която се нарича контактен потенциал. Изменението на контактния потенциал за някои метали се използва т.нар. термодвойки, с които се измерват високи температури. Най-използваната термо връзка е Pt//Pt,Rh.

Непрозрачност и метален блясък – металите са непрозрачни, защото свободните електрони гасят светлинните колебания и ги превръщат в топлина. Металите са със сив или бял цвят. Оцветени са само медта и златото, които поглъщат зелената и синята част от спектъра.

Механична деформируемост – металите притежават свойството механично да се деформират. А могат да се коват, да се изтеглят на жици, проводници. Ако в единен йонен кристал разместим два слоя на разстояние един йонен диаметър, то ще съвпадат положителни с отрицателни йони и отрицателни с отрицателни. Това поражда сили на отблъскване и този кристал се разтрошава (разрушава). При металите това не се наблюдава поради наличието на свобони електрони, които се придвижват през целия метален кристал. Наличието на примеси, особено на такива с противоположен химичен характер влошава механичните свойства на металите. Те пречат на приплъзването на металните слоеве. Металите притежават различна температура на топене. Най-ниска е температурата на Mg +38 С⁰ , най-високата е на W +3370 С⁰. Металите се различават и по твърдост, като най-ниска е твърдостта на алкалните метали, а най-висока е в групата на хрома. Металите се делят на леки с относителна и плътност под 5 и тежки с относителна плътност 5.

Химични свойства на металите - металите по правило са редуктори, защото в хода на химичния процес те отдават своите електрони. Получените прости йони винаги с положително окислително число. Металите взаимодействат с различни окислители. активността им се определя от здравината на получената химична връзка. Най-важните съединения на металите са техните оксиди МхОу. характерное, че сществуват деректни връзки между металите и кислородните атоми. Оксидите на най-активните метали са с основен характер. С намаление на активността на металите те стават амфотерни и накрая киселини. Основните оксиди Na₂О,CaО, MgО имат йонна или силно полярна връзка. Те обикновено са със здрава кристална решетка и по-ниска температура на топене. Други важни съединения на металите са техните хидрооксиди М(ОН), където металния атом е свързан с хидрооксилните групи. Хидрооксидите на най-активните метали са силно основни, с намаление на активността на металите - амфотерни и накрая киселини. В основните хидрооксидни връзки между метала и кислорода е йонна или силно полярна, а между водорода и кислорода е ковалентна.

При киселинните хидрооксиди връзката между водорода и кислорода е йонна или силно полярна, а между метала и кислорода е ковалентна.

Амфотерните хидрооксиди имат междинни свойства.

7.Електрохимия.Термодинамика на електронните системи.Електродвижещо напрежение.Електроден потенциал.

Електрохимията е дял от химията, който изучава процесите при които електричната Е се превръща в хим. И обратно.Различаваме 2 групи процеси-електролизни, при които ел. Е се превръща в хим. И процесите, които се извършват в галваничните ел. и акумулаторите, при които се получава ел. Е за сметка на хим. процеси.В електрохим. Се разгл. и някои други процеси, като например окислителни-редукц.При тях няма директно превръщане на единия вид в друг, но те също се подчиняват ел.-хим. закони. Една ел.-хим. С-ма се състои от следните основни компоненти:1 проводник от вт.род. или електролит; 2 мет.електроди, на граничната повърхност,на които се извършва обмен на е^-,между участниците в реак. и мет. електроди; 3 мет.проводници, които свързват електродите с източника на ток. Ограничение в бр. на електродите и проводниците няма. Задълж. усл. e наличието на електролит.

Същността на електролизата се състои в това, че при пропускане на ел.ток през воден разтвор или стопилка на електролит на електродите се извършват хим.процеси за сметка на ел.ток.CuCl²->2++CL^-;H₂O->