QUESTIONS D'EXAMEN POUR LE COURS DE PHYSIQUE-CHIMIE

1.Structure des coques électroniques de l’atome. Nombres quantiques, états s-, p-, d-, f des électrons. Le principe de Pauli. La règle de Hund. Formules électroniques et cellules énergétiques.

2. Le concept des propriétés ondulatoires d'un électron. Équation de L. de Broglie. Nuages ​​d'électrons d'électrons s et p.

3. Énergie d'ionisation des atomes, énergie d'affinité électronique, électronégativité.

4. Loi périodique et système périodique d'éléments par D.I. Mendeleev. Séries, périodes, groupes et sous-groupes. Éléments de transition. Valence de l'oxygène et de l'hydrogène. Métaux, non-métaux, semi-conducteurs élémentaires dans le système d'éléments. Formulation moderne de la loi périodique.

5. L'ordre de remplissage des sous-niveaux et des niveaux d'énergie avec des électrons. Limitation du principe de Pauli. Les règles de Klechkovsky. Fuites (creux) d’électrons. Familles d'éléments.

6. Brève description des principaux types de liaisons chimiques.

7. Liaison ionique. Mécanisme d'apparition, valence des éléments dans les composés ioniques.

8. Liaison covalente. Principes de base de la méthode des liaisons de valence. Valence en composés covalents. État « excité » des atomes. Énergie de communication.

9. Direction des liaisons covalentes. .Structure des molécules H2, Cl2, HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, BCl3, BeCl2. Hybridation des nuages ​​d'électrons. et-connexions. La structure des molécules d'éthylène et d'azote.

10. Liaison covalente polarisée. Moment dipolaire d'une molécule. Polarité des liaisons et polarité des molécules. Liaison hydrogène.

Propriétés anormales de l'eau.

12. Liaison donateur-accepteur. Composés complexes, le mécanisme de leur apparition. Instabilité constante. Sels doubles.

13. Types d'interactions intermoléculaires. Potentiel Lennard-Jones.

14. États fondamentaux de la matière. Caractéristiques des états gazeux, liquides et solides. Ordre long-court.

15.p-T-diagramme. État cristallin, vitreux et amorphe de la matière. Loi de Konovalov-Gibbs.

17. Classification des cristaux selon la symétrie de leur forme externe Éléments et opérations de symétrie Classes de cristaux. Classification des cristaux selon la symétrie de la structure interne. Syngonies. Réseaux spatiaux et cristallins.

18. Réseaux spatiaux complexes en utilisant l'exemple des réseaux cubiques. Multiplicité, base, numéro de coordination.

19. Densité de tassement des particules dans les cristaux. L'emballage le plus serré. Interstices tétraédriques et octaédriques.

20.Types de réseaux cristallins par type de connexion. Réseaux ioniques, atomiques et moléculaires. Grilles métalliques.

21. Principaux types de structures cubiques.

22. Polymorphisme, allotropie, énantiomorphisme.

23. De vrais cristaux. Défauts structurels ponctuels et étendus. L'influence des défauts structurels sur les propriétés des solides.

24. Lois stœchiométriques de la chimie et caractéristiques de leur application dans les cristaux.

25. Sujet et problèmes de thermodynamique chimique. Système, phase, composant, paramètres. Fonctions d'état : énergie interne et enthalpie.

26. Chaleur et travail. Processus réversible. Fonctionnement de divers processus. Travail maximum. Chaleur des processus isothermes isobares et isochoriques. Processus circulaire.

27. Le premier principe de la thémodynamique. Capacité thermique réelle et moyenne. La relation entre Cp et Cv pour un gaz parfait.

28.Loi de Hess. Les premier et deuxième corollaires de la loi de Hess. Chaleur de combustion. Conditions standards. Enthalpie standard de formation d'une substance.

29. Dépendance de l'effet thermique du procédé sur la température (loi de Kirchhoff et U. Approximations dans les calculs).

30.Deuxième loi de la thermodynamique. Le concept d'entropie. Probabilité thermodynamique. Chaleur réduite. Inégalité de Clausius.

31. Énergie libre de Gibbs et énergie libre de Helmholtz. Énergie liée. Conditions d'apparition spontanée du processus à p et T constants et à V et T constants.

32. Dépendance des fonctions F et G à la température (équation de Gibbs-Helmholtz).

34. Constantes d'équilibre des réactions homogènes et hétérogènes. Différentes manières d'exprimer les constantes d'équilibre et les relations entre elles.

35. Isotherme d'une réaction chimique. Changement d'énergie gratuit standard. Isobares et isochore d'une réaction chimique.

36. Transformations de phases. Équation de Clapeyron-Clausius. Chaleur de transformation de phase.

37. Théorème thermique de Nernst. Le postulat de Planck. Calcul de la valeur absolue de l'entropie.

38. Méthodes de détermination expérimentale et méthodes de calcul des fonctions thermodynamiques et des constantes d'équilibre. Les approximations d'Uhlich.

39. L'essence de l'analyse physique et chimique. Le nombre de composants des composants du système. Règle de phase. Schéma de l'état de l'eau.

40. Analyse thermographique : courbes de chauffage et de refroidissement. principes de construction de diagrammes de fusibilité.

41. Schéma de fusibilité d'un système binaire avec eutectique. La règle du « levier ».

42. Diagramme de fusibilité pour un système binaire avec des solutions solides illimitées. La règle du « levier ». Liquidation, recuit.

43. Diagrammes de fusibilité d'un système binaire avec des solutions solides limitées - avec eutectique et péritectique.

44. Diagrammes de fusibilité d'un système binaire avec des composés chimiques stables et instables.

45. Daltonides et Berthollides. Phases de composition constante et variable.

46. ​​​​​​Le concept de diagrammes de triple fusibilité.

47. Vitesse vraie et moyenne des réactions. Loi de l'action de masse. Molécules actives. Signification physique de la constante de taux.

48. Molécularité et ordre de réaction. Intégration d'équations cinétiques pour les réactions du premier, deuxième et troisième ordre. Demi-vie des réactions de premier et de second ordre.

49. Classification cinétique des réactions par degré de complexité. Réactions réversibles et irréversibles. Relation entre la constante d'équilibre et les constantes de vitesse.

50. Dépendance des vitesses de réaction sur la température. La règle de Van't Hoff. Équation empirique d'Arrhenius. Énergie d'activation.

51. Dérivation analytique de l'équation d'Arrhenius. La signification physique de l'énergie d'activation, les calculs graphiques et analytiques de cette énergie.

52. Le principe d’équilibre mobile (principe de Le Chatelier). Regardons des exemples spécifiques.

53. Cinétique des réactions hétérogènes. Beaucoup d'étapes. Régions de diffusion et cinétiques des processus.

54. Taux de diffusion. Équation de diffusion stationnaire. Coefficient de transfert de masse. La vitesse d'une réaction chimique hétérogène de premier ordre lors d'un événement stationnaire. La vitesse de dissolution d'un solide dans un liquide.

55. Le phénomène de catalyse. Catalyseurs et inhibiteurs. Mécanisme de catalyse homogène et hétérogène.

56. La notion de « solution ». Solutions diluées, concentrées, saturées et sursaturées. Méthodes d'expression de la concentration des solutions.

57. Théories physiques et chimiques des solutions. Résolution. Chaleur de solution. Dissolution des solides dans les liquides. Équation de Schroeder. Solubilité des liquides dans les liquides.

58. Solubilité des gaz dans les liquides. Les lois de Henry et de Dalton. Équation de Sieverts. loi de répartition. Coefficient de répartition. Applications pratiques du droit de la distribution.

60. Première et deuxième lois de Raoult. Détermination des masses moléculaires des substances dissoutes (ébullioscopie et cryoscopie).

61. Solutions électrolytiques. théorie de la dissociation électrolytique. Constante diélectrique de divers solvants.

62. Électrolytes faibles. Le degré de dissociation, sa détermination par la conductivité électrique. Constante de dissociation. Relation entre la constante et le degré de dissociation (loi de distribution d'Ostwald).

63.Électrolytes forts. Ambiances ioniques. Degré apparent de dissociation. Activité et coefficient d'activité. Produit de solubilité.

64. Dissociation électrolytique de l'eau. Produit ionique de l'eau. Indice d'hydrogène. Le concept d'indicateurs.

65. Hydrolyse des sels. Considérez des exemples spécifiques. Constante d’hydrolyse. Degré d'hydrolyse.

66. Réactions redox. Méthode ionique-électronique pour égaliser les coefficients de réaction (exemples).

67. Apparition d'un saut de potentiel à la frontière « métal-solution » Double couche électrique. Potentiel d'équilibre.

68. Cellule galvanique cuivre-zinc. Processus sur électrodes. EMF comme somme algébrique de sauts potentiels.

69. Thermodynamique d'une cellule galvanique : dépendance de la force électromotrice de la nature des substances en réaction, de la température et de la concentration. CEM standard. Élément Weston.

70. Électrode à hydrogène. Formule de Nernst pour le potentiel d'électrode. Potentiel standard. Un certain nombre de tensions. Calcul de la FEM d'un élément.

71. Types d'électrodes et de circuits. Électrodes et circuits de concentration et d'amalgame. Électrodes et circuits redox.

72. Électrolyse. Séquence de décharge ionique à la cathode et à l'anode dans des solutions aqueuses. Sortie actuelle. Donner des exemples d'électrolyse d'une solution saline avec une anode insoluble et soluble.

73. Lois de l'électrolyse. Numéro Faraday. Equivalent électrochimique. Consommation d'énergie spécifique.

74. Polarisation chimique et de concentration pendant l'électrolyse. Tension de décomposition. Surtension.

76. Classification des sources de courant chimique. Fonctionnement des cellules galvaniques manganèse-zinc et oxyde-mercure.

77. Batterie au plomb (acide). Processus pendant la charge-décharge, influence des impuretés, CEM.

78. Piles alcalines : fer-nickel, cadmium-nickel, argent-zinc. Processus pendant la charge-décharge, EMF.

79. Piles à combustible. Générateurs électrochimiques. Fonctionnement d'une pile à combustible hydrogène-oxygène. Température élevée, c'est-à-dire Processus dans le méthanol-peroxyde d'hydrogène, c'est-à-dire

80. Corrosion des métaux. Classification des processus de corrosion. Corrosion atmosphérique et du sol.

81. Corrosion chimique. Films de protection sur surfaces métalliques. "Passivation" des métaux.

82. Corrosion galvanique (micro et macro). Dépolarisation de l'hydrogène et de l'oxygène. L'influence du pH et de la température sur le processus de corrosion. Électrocorrosion.

83. Méthodes de base de lutte contre la corrosion. Protection de la bande de roulement. Protection électrique (cathodique et anodique). Inhibiteurs de corrosion.

84. Tension superficielle. Principe de Gibbs-Curie. Adsorption. Isotherme d'adsorption. Langmuir, équation de Freundlich. Utilisation pratique de l'adsorption. Fondamentaux de la chromatographie.

85. Purification en profondeur des substances. Sublimation sous vide, fusion à l'arc, fusion par faisceau d'électrons.

86. Purification en profondeur des substances : décomposition de composés volatils sur une surface chauffée. Cristallisation directionnelle et fusion de zone. Cultiver des monocristaux et les doper.

87. Méthodes de stockage et de manipulation des substances de haute pureté. Obtention d'une eau de haute pureté.

88. Purification en profondeur des gaz.

1.Structure des coques électroniques de l'atome. Nombres quantiques, états s-, p-, d-, f- des électrons. Le principe de Pauli. La règle de Hund. Formules électroniques et cellules énergétiques.

AVEC L’état de n’importe quel électron dans un atome peut être caractérisé par un ensemble de 4 nombres quantiques. n est le nombre quantique principal, l est le nombre quantique secondaire, m est le nombre magnétique, s est le nombre de spin. L'essentiel est caractérise la réserve d'énergie totale du système ; si l'on compare un électron à un nuage, alors l'essentiel est le c.f. caractérise la taille de ce nuage. Les électrons de même niveau d’énergie forment une couche électronique. G.k.ch prend des valeurs entières de 1 à 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). Les électrons de même niveau peuvent différer selon leur état énergétique. Les niveaux électroniques sont divisés en sous-niveaux. Les électrons du même sous-niveau diffèrent par l'ampleur du moment cinétique mvr (m – masse, v – vitesse en orbite, r – rayon orbital). Les électrons de différents sous-niveaux ont des formes de nuages ​​différentes. L'état énergétique d'un électron à un sous-niveau est caractérisé à l'aide d'un numéro de côté. (l=n-1). Nombre maximum de sous-niveaux-4 (K – s ; L – s, p ; M – s, p, d ; N – s, p, d, f). m – fréquence magnétique – orientation du nuage électronique dans l'espace (–l,0,+l;summa=2l+1). Spin c.n. – caractérise le sens de rotation de l’électron. Prend deux valeurs – _0h/2) et –_ов-h/2).

Principe de Pauli : un atome ne peut pas avoir 2 électrons avec le même ensemble de 4 nombres. Le nombre maximum d'électrons à un sous-niveau est de 2(2l+1). Le nombre d'électrons au niveau est 2n 2. Le nombre maximum d'électrons à un niveau est de 32.

La distribution des électrons entre les niveaux et sous-niveaux est représentée à l’aide de formules ou de cellules électroniques.

La règle de Hund : la rotation totale d'un sous-niveau donné doit être maximale. Les électrons s’efforcent d’occuper le plus grand nombre possible d’états quantiques libres.

Le concept des propriétés ondulatoires d'un électron. L'équation de L. de Broglie. Nuages ​​d'électrons d'électrons s et p.

Le scientifique français L. de Broglie a été le premier à parler de la présence de propriétés ondulatoires de l'électron. Équation de De Broglie : =h/mV. Si un électron a des propriétés ondulatoires, alors le faisceau électronique doit subir les effets de diffraction et d’interférence. La nature ondulatoire des électrons a été confirmée par l'observation de la diffraction d'un faisceau d'électrons dans la structure d'un réseau cristallin. Puisque l’électron a des propriétés ondulatoires, sa position à l’intérieur du volume de l’atome n’est pas déterminée. La position de l'électron dans le volume atomique est décrite par une fonction de probabilité ; si nous le représentons dans l'espace tridimensionnel, nous obtenons des corps de rotation (Fig).

Énergie d'ionisation atomique, énergie d'affinité électronique, électronégativité.

E.o. – l’énergie qu’il faut dépenser pour arracher un électron à un atome neutre et l’éloigner à une distance infiniment grande (eV). L'atome devient un ion +. Le potentiel d'ionisation est la tension qui doit être appliquée pour retirer un électron d'un atome. Il existe plusieurs potentiels ionisants (1er = énergie de liaison, 2ème > énergie de liaison). Le plus important est 1 (Li 1 – 5,39 V ; 2 – 75,62 V ; 3 – 122,4 V). La nature abrupte des potentiels d'ionisation indique que les électrons autour du noyau sont disposés en couches. Plus il y a d'e.o. plus les propriétés non métalliques de l'élément sont prononcées. L’énergie d’affinité électronique est l’effet énergétique de l’ajout d’un électron à un atome (l’atome se transforme en ion –). Plus e.s.e. plus les propriétés non métalliques sont brillantes. L'électronégativité est une caractéristique quantitative de la capacité d'un atome dans une molécule à attirer des électrons. La somme de l’énergie d’affinité électronique et de l’énergie d’ionisation. Plus l’électronégativité est grande, plus il est facile pour ses atomes de se transformer en ion –.

Le remplissage des orbitales d'un atome non excité s'effectue de telle manière que l'énergie de l'atome soit minimale (principe d'énergie minimale). Tout d'abord, les orbitales du premier niveau d'énergie sont remplies, puis le second, et l'orbitale du sous-niveau s est remplie en premier et ensuite seulement les orbitales du sous-niveau p. En 1925, le physicien suisse W. Pauli a établi le principe fondamental de la mécanique quantique des sciences naturelles (le principe de Pauli, également appelé principe d'exclusion ou principe d'exclusion). Selon le principe de Pauli :

Un atome ne peut pas avoir deux électrons possédant le même ensemble de quatre nombres quantiques.

Hydrogène et hélium

Lithium

Béryllium

1s 2 2s 2 (état fondamental) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (état excité).

Une comparaison des états fondamental et excité de l’atome de béryllium montre qu’ils diffèrent par le nombre d’électrons non appariés. Dans l’état fondamental de l’atome de béryllium, il n’y a pas d’électrons non appariés ; dans l’état excité, il y en a deux. Malgré le fait que lorsqu'un atome est excité, en principe, tous les électrons des orbitales d'énergie inférieure peuvent se déplacer vers des orbitales plus élevées, pour la prise en compte des processus chimiques, seules les transitions entre sous-niveaux d'énergie ayant des énergies similaires sont significatives.

Ceci s’explique comme suit. Lorsqu’une liaison chimique se forme, de l’énergie est toujours libérée, c’est-à-dire que la combinaison de deux atomes passe dans un état énergétiquement plus favorable. Le processus d’excitation nécessite une dépense d’énergie. Lors de l’appariement d’électrons au sein du même niveau d’énergie, les coûts d’excitation sont compensés par la formation d’une liaison chimique. Lors de l’appariement d’électrons à différents niveaux, les coûts d’excitation sont si élevés qu’ils ne peuvent pas être compensés par la formation d’une liaison chimique. En l’absence de partenaire dans une éventuelle réaction chimique, l’atome excité libère un quantum d’énergie et retourne à l’état fondamental – ce processus est appelé relaxation.

Bor

Les configurations électroniques des atomes des éléments de la 3ème période du Tableau Périodique des Éléments seront dans une certaine mesure similaires à celles données ci-dessus (l'indice indique le numéro atomique) :

11 Na 3s 1
12 mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Cependant, l'analogie n'est pas complète, puisque le troisième niveau d'énergie est divisé en trois sous-niveaux et que tous les éléments répertoriés ont des orbitales d vacantes vers lesquelles les électrons peuvent être transférés lors de l'excitation, augmentant ainsi la multiplicité. Ceci est particulièrement important pour des éléments tels que le phosphore, le soufre et le chlore.

Le nombre maximum d'électrons non appariés dans un atome de phosphore peut atteindre cinq :

Ceci explique la possibilité de l'existence de composés dans lesquels la valence du phosphore est de 5. L'atome d'azote, qui a la même configuration d'électrons de valence à l'état fondamental que l'atome de phosphore, ne peut pas former cinq liaisons covalentes.

Une situation similaire se produit lorsque l'on compare les capacités de valence de l'oxygène et du soufre, du fluor et du chlore. L’appariement d’électrons dans un atome de soufre entraîne l’apparition de six électrons non appariés :

3s 2 3p 4 (état fondamental) → 3s 1 3p 3 3d 2 (état excité).

Cela correspond à l’état à six valences, inaccessible pour l’oxygène. La valence maximale de l'azote (4) et de l'oxygène (3) nécessite une explication plus détaillée, qui sera donnée plus tard.

La valence maximale du chlore est de 7, ce qui correspond à la configuration de l'état excité de l'atome 3s 1 3p 3 d 3.

La présence d'orbitales 3D vacantes dans tous les éléments de la troisième période s'explique par le fait qu'à partir du 3ème niveau d'énergie, un chevauchement partiel des sous-niveaux de différents niveaux se produit lorsqu'ils sont remplis d'électrons. Ainsi, le sous-niveau 3d ne commence à se remplir qu’une fois le sous-niveau 4s rempli. La réserve d'énergie des électrons dans les orbitales atomiques des différents sous-niveaux et, par conséquent, l'ordre de leur remplissage augmente dans l'ordre suivant :

Les orbitales pour lesquelles la somme des deux premiers nombres quantiques (n + l) est plus petite sont remplies plus tôt ; si ces sommes sont égales, les orbitales avec le nombre quantique principal le plus faible sont remplies en premier.

Ce modèle a été formulé par V. M. Klechkovsky en 1951.

Les éléments dans les atomes desquels le sous-niveau s est rempli d'électrons sont appelés éléments s. Ceux-ci incluent les deux premiers éléments de chaque période : l'hydrogène. Cependant, déjà dans l'élément d suivant - le chrome - il y a une certaine « déviation » dans la disposition des électrons dans les niveaux d'énergie dans l'état fondamental : au lieu des quatre électrons non appariés attendus. au sous-niveau 3d, l'atome de chrome a cinq électrons non appariés dans le sous-niveau 3d et un électron non apparié dans le sous-niveau s : 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Le phénomène de transition d'un électron s vers le sous-niveau d est souvent appelé « fuite » d'un électron. Cela peut s'expliquer par le fait que les orbitales du sous-niveau d remplies d'électrons se rapprochent du noyau en raison de l'attraction électrostatique accrue entre les électrons et le noyau. En conséquence, l’état 4s 1 3d 5 devient énergétiquement plus favorable que 4s 2 3d 4. Ainsi, le sous-niveau d à moitié rempli (d 5) a une stabilité accrue par rapport aux autres options possibles de distribution électronique. La configuration électronique correspondant à l'existence du nombre maximum possible d'électrons appariés, réalisable dans les éléments d précédents uniquement à la suite d'une excitation, est caractéristique de l'état fondamental de l'atome de chrome. La configuration électronique d 5 est également caractéristique de l'atome de manganèse : 4s 2 3d 5. Pour les éléments d suivants, chaque cellule énergétique du sous-niveau d est remplie d'un deuxième électron : 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Dans l'atome de cuivre, l'état d'un sous-niveau d complètement rempli (d 10) devient réalisable grâce à la transition d'un électron du sous-niveau 4s au sous-niveau 3d : 29 Cu 4s 1 3d 10. Le dernier élément de la première rangée d'éléments d a la configuration électronique 30 Zn 4s 23 d 10.

La tendance générale, qui se manifeste par la stabilité des configurations d 5 et d 10, s'observe également dans les éléments des périodes inférieures. Le molybdène a une configuration électronique similaire au chrome : 42 Mo 5s 1 4d 5, et de l'argent au cuivre : 47 Ag5s 0 d 10. De plus, la configuration d 10 est déjà atteinte dans le palladium en raison de la transition des deux électrons de l'orbitale 5s à l'orbitale 4d : 46Pd 5s 0 d 10. Il existe d'autres écarts par rapport au remplissage monotone des orbitales d et f.

Les hautes technologies nécessitent de l'énergie - et parfois sa consommation peut être comparable au rayonnement d'une étoile. Bien que l'Alliance connaisse de nombreuses sources d'énergie différentes, la plus populaire d'entre elles est la cellule énergétique - une symbiose complexe d'une douzaine de réalisations scientifiques, qui convient également à tous les appareils domestiques, scientifiques et militaires, mais qui est également sûre.

Les mécanismes des cellules énergétiques sont protégés par un cylindre regihalka monolithique dont les dimensions dépendent du modèle de batterie. À son extrémité avant se trouve un connecteur permettant de connecter la cellule à n'importe quel véhicule de l'Alliance. La partie centrale du boîtier est un indicateur amovible, solidement fixé sur la coque métallique. Elle émet généralement une douce lueur bleue, mais les versions limitées de la batterie changent de couleur en passant par le violet, le magenta, le rouge, l'orange et le jaune pendant son fonctionnement, après quoi la cellule brûle. Pour les êtres intelligents qui ne perçoivent pas cette partie du spectre, d'autres versions d'indicateurs ont été créées. Dans le même temps, la batterie duplique les signaux sur son état au cerceau de l’employé. Certains modèles plus anciens de ces appareils disposent d'un interrupteur à l'arrière en forme d'anneau rotatif - il vous permet de régler manuellement la puissance de la cellule. Les batteries modernes sont équipées de capteurs spéciaux et s'adaptent automatiquement à l'équipement. Toutes les parties du corps sont renforcées alphysiquement, de sorte que même en cas d'explosion, l'excès d'énergie reste à l'intérieur.

Les systèmes de batterie principaux occupent environ un quart de son volume, le reste étant constitué de nombreux fusibles. Le noyau central de la cellule est constitué d'un ensomatron, de transformateurs alphysiques et d'un nœud informatique. Dans la plupart des modèles, les équipements volumineux sont placés à l’intérieur d’une fenêtre multidimensionnelle comme le MK-22. Cet appareil prend l'énergie d'une source naturelle - des univers parallèles, situés au stade de « l'œuf cosmique », où l'espace et la matière sont compressés en un point d'une densité infinie. L'ordinateur découvre un tel monde et y ouvre un chemin en modifiant la charge spectrale des fragments d'une substance indifférenciée. Les transformateurs le transforment en d'autres particules normales - généralement des électrons, mais selon les paramètres, cela peut être n'importe quoi. Un mécanisme spécial, un distributeur, contrôle la puissance du flux d'énergie. S'il est endommagé ou si d'autres pannes graves se produisent, les fusibles se déclenchent, faisant passer l'ensomatron en action inverse. Le système de recherche est fermement lié aux paramètres nécessaires - la batterie n'est pas capable d'ouvrir une fenêtre vers un autre emplacement.

La cellule énergétique peut alimenter l’ensemble de l’Alliance pour toujours, mais pour des raisons de sécurité, de nombreuses batteries distinctes sont utilisées – une pour chaque appareil ou ensemble d’équipements. Une cellule standard possède une batterie, qui est également nécessaire pour son démarrage, parfois même plusieurs, et les modèles avancés ont également des sources d'énergie alternatives intégrées - pour la plupart des émetteurs à réglage alphysique.

L'Alliance a créé plusieurs types de cellules énergétiques à des fins différentes, notamment pour le commerce avec d'autres organisations.

• ERI-A est une batterie obsolète avec un minimum de systèmes, elle est réglée manuellement et brûle à haute puissance.
• ERI-B - est immédiatement intégré à certains équipements, ne peut pas être retiré, mais est équipé d'un interrupteur.
• ERI-V est une cellule énergétique compacte en forme de médaillon, faible, mais idéale pour un usage personnel.
• ERI-G - destiné à la vente, limité en puissance, cesse de fonctionner après cent heures de fonctionnement.
• ERI-D est une batterie lourde pour navires et centrales électriques, très fiable et dotée de poignées de transport.

En plus d'eux, il existe au moins une douzaine de modèles expérimentaux qui ne sont pas entrés en production, désignés ERI-E et un certain nombre.

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Les statistiques de Fermi-Dirac reposent sur l'hypothèse de l'existence de particules obéissant au principe de Stoner-Pauli. Puisque les coordonnées de spin ne sont pas utilisées dans les statistiques de Fermi, la présence de spin est prise en compte dans la possibilité d'avoir non pas un, mais deux électrons dans chaque cellule énergétique. Considérons l'état d'un gaz qui obéit à la statistique de Fermi, dans lequel toutes les cellules disponibles - d'une cellule avec une impulsion égale à zéro à une cellule avec une certaine impulsion maximale - sont occupées.  

Son apparition est associée à un changement dans la forme de la loi de répartition. Notez que la loi de distribution de Bose elle-même (70 7) présente une particularité curieuse : zh, qui désigne le nombre de places dans une cellule énergétique, ne peut pas être inférieur à 2, puisqu'à zt 1 la cellule sera toujours vide.  

À partir de là, il n’est pas difficile de déterminer que le chlore peut présenter une valence un, trois, cinq, sept. Par conséquent, à la valence d'un élément, qui dépend du nombre d'électrons non appariés dans ses atomes, s'ajoutent deux, quatre ou six valences, selon le nombre d'électrons appariés et de cellules énergétiques. Bien qu'il n'y ait pas d'ions dans les molécules de substances complexes avec des liaisons atomiques, la paire d'électrons est généralement déplacée vers l'un ou l'autre atome.  

L'un des premiers projets de MDG, un système universel de recharge de batterie, a été mis en œuvre avec le soutien en deux phases de MDG. La technologie du chargeur de batterie universel a été développée au Centre de recherche sur les énergies propres et les véhicules de l'Université de Floride du Sud et a été conçue pour charger rapidement les cellules énergétiques des véhicules électriques, qui peuvent avoir une gamme de puissances nominales. L'expertise menée dans le domaine de l'électronique et de la technologie des batteries a montré une coïncidence des intérêts de l'université et de l'usine de Pinellas dans ce domaine, et les changements législatifs à venir promettaient une expansion rapide du marché des transports électriques.  

Selon le principe de Pauli, chaque cellule énergétique peut avoir un ou deux électrons, et dans ce dernier cas ils sont appariés. Hund, selon lequel, dans un sous-niveau donné, les électrons sont disposés de manière à ce que la somme de leurs nombres de spins soit maximale, et occupent donc le plus grand nombre de cellules d'énergie libre.  

Afin de refléter les deux dernières caractéristiques du comportement des électrons dans les atomes, la structure des couches électroniques est classiquement représentée à l'aide de ce qu'on appelle des cellules ou des circuits électroniques graphiques. Chaque cellule correspondant à une orbitale donnée est représentée par une cellule dans laquelle des flèches indiquent des électrons ; le sens de la flèche - vers le haut ou vers le bas - correspond au signe du nombre quantique de spin ; une case sans flèches signifie une orbitale libre qu'un électron peut occuper lorsqu'un atome est excité. Chaque cellule énergétique peut contenir un maximum de deux électrons avec des spins de signes différents, représentés par deux flèches dirigées de manière opposée.  

Si l’orbitale électronique est orientée perpendiculairement au champ électromagnétique, alors sa projection est nulle. Le champ influence l'électron de telle manière qu'une gradation plus fine des états énergétiques est possible au sein d'un sous-niveau. En d’autres termes, les sous-niveaux possèdent des cellules énergétiques. Pour la même valeur de n, les orbitales sont dégénérées : pr - triple, nd - quintuple, nf - sept fois.  

Le passage du gaz inerte hélium, qui complète la 1ère période, au premier terme de la 2ème période nécessite une approche fondamentalement différente de la considération des atomes. Trois électrons ou plus ne peuvent pas être localisés sur une orbitale, car cela contredit le principe de Pauli. Les électrons commencent à peupler le 2ème niveau, dont les cellules énergétiques ne sont pas identiques en énergie. La charge nucléaire affecte différemment ces sous-niveaux d’énergie. Un électron dans une orbitale 2 détecte plus clairement la charge du noyau à travers l'écran créé par deux électrons 1 2 internes étroitement liés. Cela signifie qu'un électron à l'état 25 est capable de pénétrer dans le noyau à travers une barrière de deux 1 2 électrons. Les sous-niveaux 2p ne peuvent pas être localisés à proximité du noyau : après tout, cette fonction d’onde près du noyau disparaît. Par conséquent, l’électron à l’état 2p n’est affecté que par la différence entre la charge du noyau et la somme des charges des électrons internes. Le principe de Pauli et la division des niveaux d'énergie permettent de comprendre le schéma des changements dans la nature des éléments lorsqu'ils se déplacent selon des périodes.  

Par la suite, des informations sur les structures électroniques des atomes et l'état énergétique des électrons capables de participer à la formation de liaisons chimiques ont permis d'approfondir la compréhension de la signification de la périodicité des éléments, qui peut s'exprimer ainsi : une augmentation progressive la charge positive des noyaux des atomes s'accompagne de l'apparition d'états énergétiques similaires des électrons. Dans chaque période suivante, les atomes ont des cellules d’énergie électronique similaires aux périodes précédentes. Les remplir d'un nouveau niveau d'énergie commence toujours par l'orbitale s. Les deux premiers éléments de toute période sont des éléments s. Cependant, l’ajout supplémentaire d’un seul électron affecte le système du noyau – son environnement électronique – de différentes manières selon la période. Dans les 2e et 3e périodes, les éléments s (béryllium et magnésium, respectivement) sont suivis des éléments p - bore ou aluminium. Dans les périodes restantes (du 4 au 7), le troisième électron apparaissant dans la couche d'énergie externe ne reste pas dessus, mais se déplace vers l'orbitale cf de la couche d'énergie précédente. Ce n'est que dans ce cas que l'état le plus stable de l'atome est obtenu.  

Il est intéressant de noter que dans les complexes avec le fer (III), le ligand EDTA a sa denticité habituelle de 6, et le numéro de coordination de l'ion Rey dans le complexe est de 7 en raison de la coordination de quatre atomes et de deux atomes d'azote de l'EDTA, ainsi que comme un atome d'oxygène de l'eau d'hydratation ligide intrasphère supplémentaire. Pour les complexes avec une liaison principalement covalente, CN - 7 n'est pas typique ; les structures octaédriques et carrées plates sont le plus souvent réalisées ici ; Mais dans les complexes ioniques orbitaux externes, la structure du polyèdre de coordination (le noyau du complexe, selon Werner) n'est pas déterminée par le nombre de cellules d'énergie libre, mais par le rapport des paramètres géométriques de l'ion formant le complexe. et le ligand.  

La répartition des électrons dans un atome dans différents états d’énergie quantique est appelée configuration électronique de l’atome. C'est l'une des conditions fondamentales d'une configuration atomique stable : le principe de moindre énergie. Sans le principe de Pauli, tous les électrons d’un atome auraient tendance à occuper le niveau Is avec l’énergie la plus basse. Cependant, étant donné que tout électron doit avoir ses propres caractéristiques quantiques particulières, le nombre d’électrons occupant chaque cellule énergétique est strictement défini et limité.