Jak Začít?

Máš v počítači zápisky z přednášek
nebo jiné materiály ze školy?

Nahraj je na studentino.cz a získej
4 Kč za každý materiál
a 50 Kč za registraci!


Zaregistruj se



Obecná a anorganická chemie I

DOCX
Stáhnout kompletní materiál zdarma (2.59 MB)

Níže je uveden pouze náhled materiálu. Kliknutím na tlačítko 'Stáhnout soubor' stáhnete kompletní formátovaný materiál ve formátu DOCX.

Stáhnout soubor

  • Schröderingerova rovnice:

    • Vlnová funkce

    • Diferenciální rovnice

    • Brána jako postulát

    • Výsledek umocněný na druhou nám udává hustotu pravděpodobnosti výskytu elektronu na 95% - atomový orbital

    • Z diferenciální Schröderingerovy rovnice vychází funkce - tato funkce má 2 části – radiální část (energie, velikost) a angulární část (tvar, orientace v prostoru – závislé na úhlech). Řešením funkce (výsledek Schröderingerovy rovnice) jsou 3 kvantová čísla n, l, m.

    • Kvantová čísla

    • Hlavní, vedlejší, magnetické a spinové

    název značka funkce hodnoty Hlavní n Energie, velikost teor : 1 - ∞, prak: 1-7 Vedlejší l energie, tvar 0….n-1* Magnetické m prost. orien. orbitalu -l…0…+l Spinové s vnitřní hybnost e- +1/2 ; -1/2

    • Pauliho vylučovací princip:

      • Daný orbital (stav orbitalu) popsaný konkrétní funkcí Rn,l(r) * Yl,m(θ,ϕ) může obsahovat 2 elektrony, ale vždy s opačným spinovým číslem

    • Průběh vlnové funkce:

      • Pro n>=2 má s-orbital vnitřní strukturu:

        • Obsahuje oblasti s opačným znaménkem vlnové funkce

        • Obsahuje tzv. nodální plochy kde je Ψ2 = 0

        • Pro orbitaly dxz, dxy, dyz:

          • Malé indexy (x, y, z) dosadíme do rovnice s výslednou hodnotou nula – označuje nám nodální plochy

        • Orbital dx2-y2:

    Orbitaly (s, p, d, f)

    • (l=0 – s, l = 1 – p, l = 2 – d, l = 3 – f)

    • s: kulově symetrický, 1 orientace – orbitaly,

    • p: osmička, 3 orientace (kolem osy x, y, z)

    • d: čtyřlístek, 5 orientací

    • f: 7 orientací

    • orbitaly p, d, f se nazývají degenerované orbitaly (stejné n, l, ale liší se magnetickým číslem)

    • vakantní orbital – prázdný, neobsazený

    • zpola zaplněný – např. 3p3 (nejdříve orbitaly zaplněny elektrony se stejným spinem)

    • zcela zaplněný – např. 1s2 ,nezbývá žádné volné místo

    Periodický systém

    • Systém vodíkového typu:

      • H, He+, Li2+ …

    • Energie orbitalů závisí pouze na n (hlavním kvantovém čísle)

    • Pro zjednodušení výpočtů se u atomu označí pouze valenční elektron a jádro. Zbylé elektrony se zprůměrují a odstiňují kladný náboj jádra

    • Schopnost daného elektronu se přiblížit k jádru penetrace:

      • 1s>2s>3s>…

      • 3s>3p>3d>…

    • Uzavřená slupka má vždy lepší stínící účinek, než slupka otevřená

    • Energie orbitalu:

      • H: -13,6 eV

      • Směrem doprava v tabulce roste energie orbitalu

    Výstavbový princip

    • Pravidlo n+l:

      • Orbitaly dosazovány podle vzrůstající hodnoty n+l

      • Při stejné hodnotě n+l se nejdříve obsadí ten s menší hodnotu n

    • Hundovo pravidlo:

      • Maximální celkový spin

      • Degenerované hladiny se obsazují nejdříve po jednom elektronu

      • Degenerovaná hladiny – hladiny se stejnou energií

    • Pauliho princip výlučnosti:

      • V jednom orbitalu mohou být pouze dva elektrony lišící se ve spinovém čísle

    • Zápis elektronové konfigurace:

      • Úplná

      • Zkrácená – využívá nejbližšího nižšího vzácného plynu

      • Zobrazení spinů elektronů (mnoho grafických způsobů)

      Nahráno: 28.04.2018   Typ: Žádný   Počet stažení: 51

    Témata, do kterých materiál patří

    Podobné materiály

    Analýza hodnoty podniku a jeho ocenění, odchylky Chemické technologie v anorganické chemii Statistika - chí kvadrát test dobré shody Zásoby