FIZINĖS CHEMIJOS KURSŲ EGZAMINO KLAUSIMAI

1.Atomo elektroninių apvalkalų sandara. Kvantiniai skaičiai, elektronų s-, p-, d-, f-būsenos. Pauliaus principas. Hundo taisyklė. Elektroninės formulės ir energijos elementai.

2. Elektrono banginių savybių samprata. L. de Broglie lygtis. S- ir p-elektronų elektronų debesys.

3.Atomų jonizacijos energija, elektronų giminingumo energija, elektronegatyvumas.

4. Periodinis dėsnis ir periodinė elementų sistema D.I. Mendelejevas. Serija, laikotarpiai, grupės ir pogrupiai. Pereinamieji elementai. Deguonies ir vandenilio valentingumas. Metalai, nemetalai, elementarieji puslaidininkiai elementų sistemoje. Šiuolaikinė periodinio įstatymo formuluotė.

5. Energijos polygių ir lygių užpildymo elektronais tvarka. Pauli principo apribojimas. Klečkovskio taisyklės. Elektronų nutekėjimai (negyėjimai). Elementų šeimos.

6. Trumpas pagrindinių cheminių jungčių tipų aprašymas.

7.Joninis ryšys. Joninių junginių elementų atsiradimo mechanizmas, valentingumas.

8.Kovalentinis ryšys. Pagrindiniai valentinio ryšio metodo principai. Kovalentinių junginių valentingumas. „Sužadinta“ atomų būsena. Bendravimo energija.

9. Kovalentinių ryšių kryptis. .Molekulių H2, Cl2, HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, BCl3, BeCl2 sandara. Elektronų debesų hibridizacija. ir-jungtys. Etileno ir azoto molekulių sandara.

10.Poliarizuota kovalentinė jungtis. Molekulės dipolio momentas. Ryšių poliškumas ir molekulių poliškumas. Vandenilinė jungtis.

Nenormalios vandens savybės.

12. Donoro-akceptoriaus ryšys. Kompleksiniai junginiai, jų atsiradimo mechanizmas. Nestabilumo konstanta. Dvigubos druskos.

13. Tarpmolekulinių sąveikų tipai. Lennard-Jones potencialas.

14. Pagrindinės materijos būsenos. Dujinių, skystųjų ir kietųjų būsenų charakteristikos. Ilgas-trumpas užsakymas.

15.p-T diagrama Kristalinė, stiklinė ir amorfinė materijos būsena. Konovalovo-Gibbso įstatymas.

17. Kristalų klasifikacija pagal jų išorinės formos simetriją. Kristalų klasės. Kristalų klasifikacija pagal vidinės sandaros simetriją. Singonijos. Erdvinės ir kristalinės gardelės.

18. Sudėtinės erdvinės gardelės naudojant kubinių gardelių pavyzdį. Daugialypiškumas, pagrindas, koordinacinis skaičius.

19. Dalelių pakavimo tankis kristaluose. Tvirčiausia pakuotė. Tetraedrinės ir oktaedrinės tarpai.

20.Kristolinių gardelių tipai pagal jungties tipą. Joninės, atominės ir molekulinės gardelės. Metalinės grotelės.

21. Pagrindiniai kubinių konstrukcijų tipai.

22. Polimorfizmas, alotropija, enantiomorfizmas.

23. Tikri kristalai. Taškiniai ir išplėstiniai konstrukciniai defektai. Struktūrinių defektų įtaka kietųjų medžiagų savybėms.

24. Stechiometriniai chemijos dėsniai ir jų taikymo kristaluose ypatumai.

25. Cheminės termodinamikos dalykas ir problemos. Sistema, fazė, komponentas, parametrai. Būsenos funkcijos: vidinė energija ir entalpija.

26. Šiluma ir darbas Grįžtamasis procesas. Įvairių procesų veikimas. Maksimalus darbas. Izobarinių, izochorinių izoterminių procesų šiluma. Apvalus procesas.

27. Pirmasis teodinamikos principas. Tikra ir vidutinė šilumos talpa. Santykis tarp Cp ir Cv idealioms dujoms.

28.Heso ​​dėsnis. Pirmasis ir antrasis Heso dėsnio padariniai. Degimo šiluma. Standartinės sąlygos. Standartinė medžiagos susidarymo entalpija.

29. Proceso šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros (Kirchhofo dėsnis Skaičiavimai ir U. Aproksimacijos skaičiavimuose).

30.Antrasis termodinamikos dėsnis. Entropijos samprata. Termodinaminė tikimybė. Sumažėjusi karščio nelygybė.

31. Gibbso laisva energija ir Helmholco laisva energija. Surišta energija. Spontaniško proceso atsiradimo sąlygos esant pastovioms p ir T bei V ir T konstantoms.

32. F ir G funkcijų priklausomybė nuo temperatūros (Gibbso-Helmholtzo lygtis).

34. Vienalyčių ir nevienalyčių reakcijų pusiausvyros konstantos. Įvairūs pusiausvyros konstantų ir ryšių tarp jų išraiškos būdai.

35. Cheminės reakcijos izoterma. Standartinis nemokamas energijos keitimas. Cheminės reakcijos izobarai ir izochorai.

36. Fazinės transformacijos. Clapeyron-Clausius lygtis. Fazių transformacijos šiluma.

37. Nernsto šiluminė teorema. Plancko postulatas. Absoliučios entropijos vertės apskaičiavimas.

38. Eksperimentinio nustatymo metodai ir termodinaminių funkcijų bei pusiausvyros konstantų skaičiavimo metodai. Uhlicho apytiksliai.

39. Fizinės ir cheminės analizės esmė. Sistemos komponentų komponentų skaičius. Fazės taisyklė. Vandens būklės diagrama.

40. Termografinė analizė: šildymo ir vėsinimo kreivės. lydymosi diagramų sudarymo principai.

41. Dvejetainės sistemos su eutektika lydumo diagrama. „Sverto“ taisyklė.

42. Dvejetainės sistemos su neribotais kietųjų medžiagų tirpalų lydumo diagrama. „Sverto“ taisyklė. Likvidavimas, atkaitinimas.

43. Dvejetainės sistemos lydymosi diagramos su ribotais kietaisiais tirpalais - su eutektika ir peritektika.

44. Dvejetainės sistemos su stabiliais ir nestabiliais cheminiais junginiais lydumo diagramos.

45. Daltonidai ir bertolidai. Pastovios ir kintamos sudėties fazės.

46. ​​Trigubo lydumo diagramų samprata.

47. Tikrasis ir vidutinis reakcijų greitis. Masinio veikimo dėsnis. Aktyvios molekulės. Fizinė greičio konstantos reikšmė.

48. Molekuliškumas ir reakcijos tvarka. Pirmos, antros ir trečios eilės reakcijų kinetinių lygčių integravimas. Pirmos ir antros eilės reakcijų pusinės eliminacijos laikas.

49. Kinetinis reakcijų klasifikavimas pagal sudėtingumo laipsnį. Grįžtamos ir negrįžtamos reakcijos. Pusiausvyros konstantos ir greičio konstantų ryšys.

50. Reakcijos greičių priklausomybė nuo temperatūros. Van't Hoffo taisyklė. Empirinė Arrhenijaus lygtis. Aktyvinimo energija.

51. Analitinis Arrhenijaus lygties išvedimas. Fizinė aktyvacijos energijos reikšmė, grafiniai ir analitiniai šios energijos skaičiavimai.

52. Mobiliosios pusiausvyros principas (Le Chatelier principas). Pažvelkime į konkrečius pavyzdžius.

53. Heterogeninių reakcijų kinetika. Daug etapų. Procesų difuzijos ir kinetinės sritys.

54. Sklaidos greitis. Stacionarios difuzijos lygtis. Masės perdavimo koeficientas. Pirmos eilės nevienalytės cheminės reakcijos greitis stacionarių įvykių metu. Kietosios medžiagos tirpimo skystyje greitis.

55. Katalizės fenomenas. Katalizatoriai ir inhibitoriai. Homogeninės ir heterogeninės katalizės mechanizmas.

56. „Sprendimo“ sąvoka. Praskiesti, koncentruoti, sotieji, persotinti tirpalai. Tirpalų koncentracijos išreiškimo metodai.

57. Fizikinės ir cheminės tirpalų teorijos. Sprendimas. Tirpalo šiluma. Kietųjų medžiagų tirpimas skysčiuose. Schroederio lygtis. Skysčių tirpumas skysčiuose.

58. Dujų tirpumas skysčiuose. Henrio ir Daltono dėsniai. Sivertso lygtis. paskirstymo dėsnis. Pasiskirstymo koeficientas. Praktinis paskirstymo įstatymo taikymas.

60. Pirmasis ir antrasis Raoult dėsniai. Ištirpusių medžiagų molekulinių masių nustatymas (ebulioskopija ir krioskopija).

61. Elektrolitų tirpalai. elektrolitinės disociacijos teorija. Įvairių tirpiklių dielektrinė konstanta.

62. Silpni elektrolitai. Disociacijos laipsnis, jo nustatymas pagal elektrinį laidumą. Disociacijos konstanta. Konstantos ir disociacijos laipsnio ryšys (Ostvaldo skirstymo dėsnis).

63.Stiprūs elektrolitai. Joninės atmosferos. Matomas disociacijos laipsnis. Aktyvumas ir aktyvumo koeficientas. Tirpumo produktas.

64. Elektrolitinė vandens disociacija. Joninis vandens produktas. Vandenilio indikatorius. Rodiklių samprata.

65. Druskų hidrolizė. Apsvarstykite konkrečius pavyzdžius. Hidrolizės pastovus. Hidrolizės laipsnis.

66. Redokso reakcijos. Jonų elektroninis reakcijos koeficientų išlyginimo metodas (pavyzdžiai).

67. Potencialaus šuolio atsiradimas ties „metalo-tirpalo“ riba Elektrinis dvigubas sluoksnis. Pusiausvyros potencialas.

68. Vario-cinko galvaninis elementas. Procesai ant elektrodų. EMF kaip algebrinė potencialių šuolių suma.

69. Galvaninio elemento termodinamika: emf priklausomybė nuo reaguojančių medžiagų pobūdžio, temperatūros ir koncentracijos. Standartinis EMF. Weston elementas.

70. Vandenilio elektrodas. Nernsto formulė elektrodo potencialui. Standartinis potencialas. Daugybė įtampų. Elemento EML apskaičiavimas.

71. Elektrodų ir grandinių tipai. Koncentracijos ir amalgamos elektrodai ir grandinės. Redokso elektrodai ir grandinės.

72. Elektrolizė. Jonų iškrovos prie katodo ir anodo seka vandeniniuose tirpaluose. Dabartinė išvestis. Pateikite druskos tirpalo elektrolizės pavyzdžius su netirpiu ir tirpiu anodu.

73. Elektrolizės dėsniai. Faradėjaus numeris. Elektrocheminis ekvivalentas. Specifinis energijos suvartojimas.

74. Cheminė ir koncentracinė poliarizacija elektrolizės metu. Skilimo įtampa. Viršįtampa.

76. Cheminių srovės šaltinių klasifikacija. Mangano-cinko ir oksido-gyvsidabrio galvaninių elementų veikimas.

77. Švininė (rūgštinė) baterija. Procesai įkrovimo-iškrovimo metu, priemaišų įtaka, EML.

78. Šarminės baterijos: geležies-nikelio, kadmio-nikelio, sidabro-cinko. Procesai įkrovimo-iškrovimo metu, EMF.

79. Kuro elementai. Elektrocheminiai generatoriai. Vandenilio-deguonies kuro elemento veikimas. Aukšta temperatūra t.y. Procesai metanolyje-vandenilio perokside t.y.

80. Metalų korozija. Korozijos procesų klasifikacija. Atmosferos ir dirvožemio korozija.

81. Cheminė korozija. Apsauginės plėvelės ant metalinių paviršių. Metalų "pasyvavimas".

82. Galvaninė korozija (mikro ir makro). Vandenilio ir deguonies depoliarizacija. PH ir temperatūros įtaka korozijos procesui. Elektrokorozija.

83. Pagrindiniai kovos su korozija metodai. Protektoriaus apsauga. Elektros apsauga (katodinė ir anodinė). Korozijos inhibitoriai.

84. Paviršiaus įtempimas. Gibbso-Curie principas. Adsorbcija. Adsorbcijos izoterma. Langmuiro, Freundlicho lygtis. Praktinis adsorbcijos panaudojimas. Chromatografijos pagrindai.

85. Gilus medžiagų valymas. Vakuuminė sublimacija, lanko lydymas, elektronų pluošto lydymas.

86. Gilus medžiagų valymas: lakiųjų junginių skaidymas ant įkaitinto paviršiaus. Kryptinė kristalizacija ir zonos lydymas. Vienkristalų auginimas ir jų dopingas.

87. Didelio grynumo medžiagų laikymo ir tvarkymo būdai. Didelio grynumo vandens gavimas.

88. Gilus dujų valymas.

1.Atomo elektroninių apvalkalų sandara. Kvantiniai skaičiai, elektronų s-, p-, d-, f-būsenos. Pauliaus principas. Hundo taisyklė. Elektroninės formulės ir energijos elementai.

SU Bet kurio atomo elektrono būseną galima apibūdinti 4 kvantinių skaičių rinkiniu. n – pagrindinis kvantinis skaičius, l – antrinis kvantinis skaičius, m – magnetinis skaičius, s – sukimosi skaičius. Svarbiausia yra apibūdina bendrą sistemos energijos rezervą, jei palyginsime elektroną su debesiu, tai pagrindinis dalykas yra plg. apibūdina šio debesies dydį. To paties energijos lygio elektronai sudaro elektronų apvalkalą. G.k.ch ima sveikųjų skaičių reikšmes nuo 1 iki 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). To paties lygio elektronai gali skirtis energijos būsena. Elektroniniai nivelyrai skirstomi į polygius. To paties polygio elektronai skiriasi kampinio momento mvr dydžiu (m – masė, v – greitis orbitoje, r – orbitos spindulys). Skirtingų polygių elektronai turi skirtingas debesų formas. Elektrono energijos būsena polygyje apibūdinama naudojant šoninį skaičių. (l=n-1). Maksimalus polygių skaičius-4 (K – s; L – s, p; M – s, p, d; N – s, p, d, f). m – magnetinis dažnis – elektronų debesies orientacija erdvėje (–l,0,+l;summa=2l+1). Spin c.n. – apibūdina elektrono sukimosi kryptį. Paima dvi reikšmes – _0h/2) ir –_ов-h/2).

Pauli principas : atomas negali turėti 2 elektronų su tuo pačiu visų 4 skaičių rinkiniu. Didžiausias elektronų skaičius polygyje yra 2(2l+1). Elektronų skaičius lygyje yra 2n 2. Didžiausias elektronų skaičius viename lygyje yra 32.

Elektronų pasiskirstymas lygiuose ir polygiuose vaizduojamas naudojant elektronines formules arba ląsteles.

Hundo taisyklė : bendras tam tikro polygio sukimasis turi būti maksimalus. Elektronai stengiasi užimti didžiausią įmanomą laisvųjų kvantinių būsenų skaičių.

Elektrono banginių savybių samprata. L. de Broglie lygtis. S- ir p-elektronų elektronų debesys.

Prancūzų mokslininkas L. de Broglie pirmasis prabilo apie elektrono banginių savybių buvimą. De Broglie lygtis: =h/mV. Jei elektronas turi bangines savybes, tada elektronų pluoštas turi patirti difrakcijos ir trukdžių poveikį. Elektronų banginė prigimtis buvo patvirtinta stebint elektronų pluošto difrakciją kristalinės gardelės struktūroje. Kadangi elektronas turi banginių savybių, jo padėtis atomo tūryje nenustatyta. Elektrono padėtis atominiame tūryje apibūdinama tikimybių funkcija, jei jis pavaizduotas trimatėje erdvėje, gauname sukimosi kūnus (pav.).

Atominės jonizacijos energija, elektronų giminingumo energija, elektronegatyvumas.

E.o. – energija, kurią reikia sunaudoti norint atplėšti elektroną nuo neutralaus atomo ir pašalinti jį iki be galo didelio atstumo (eV). Atomas tampa + jonu. Jonizacijos potencialas yra įtampa, kurią reikia naudoti norint pašalinti elektroną iš atomo. Yra keletas jonizuojančių potencialų (1-asis = rišimosi energija, 2-asis > rišimosi energija). Svarbiausia yra 1 (Li 1 – 5,39 V; 2 – 75,62 V; 3 – 122,4 V). Staigus jonizacijos potencialų pobūdis rodo, kad elektronai aplink branduolį yra išsidėstę sluoksniais. Kuo daugiau e.o. tuo ryškesnės yra nemetalinės elemento savybės. Elektronų afiniteto energija yra energetinis efektas, atsirandantis, kai prie atomo pridedamas elektronas (atomas virsta jonu). Kuo daugiau e.s.e. tuo ryškesnės nemetalinės savybės. Elektronegatyvumas yra kiekybinė molekulėje esančio atomo gebėjimo pritraukti elektronus savybė. Elektronų afiniteto energijos ir jonizacijos energijos suma. Kuo didesnis elektronegatyvumas, tuo lengviau jo atomai virsta – jonais.

Orbitalių užpildymas nesužadintame atome atliekamas taip, kad atomo energija būtų minimali (minimalios energijos principas). Pirmiausia užpildomos pirmojo energijos lygio orbitalės, po to antrojo ir pirmiausia užpildoma s-polygio orbitalė ir tik tada p-polygio orbitalės. 1925 metais šveicarų fizikas W. Pauli nustatė fundamentalų kvantinės mechaninės gamtos mokslų principą (Pauli principą, dar vadinamą išskyrimo principu arba išskyrimo principu). Pagal Pauli principą:

Atomas negali turėti dviejų elektronų, turinčių tą patį visų keturių kvantinių skaičių rinkinį.

Vandenilis ir helis

Ličio

Berilis

1s 2 2s 2 (pagrindinė būsena) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (sujaudinimo būsena).

Palyginus berilio atomo pagrindinę ir sužadintą būsenas, matyti, kad jos skiriasi nesuporuotų elektronų skaičiumi. Pagrindinėje berilio atomo būsenoje nėra nesuporuotų elektronų, sužadintoje būsenoje yra du. Nepaisant to, kad sužadinant atomą, iš esmės bet kurie elektronai iš mažesnės energijos orbitų gali persikelti į aukštesnes orbitas, nagrinėjant cheminius procesus reikšmingi tik perėjimai tarp panašios energijos energijos sublygių.

Tai paaiškinama taip. Susidarius cheminiam ryšiui energija visada išsiskiria, t.y. dviejų atomų junginys pereina į energetiškai palankesnę būseną. Sužadinimo procesas reikalauja energijos sąnaudų. Suporuojant elektronus tame pačiame energijos lygyje, sužadinimo sąnaudos kompensuojamos susidarant cheminei jungtiei. Suporuojant elektronus skirtinguose lygiuose, sužadinimo sąnaudos yra tokios didelės, kad jų negalima kompensuoti susidarant cheminiam ryšiui. Nesant partnerio galimoje cheminėje reakcijoje, sužadintas atomas išskiria energijos kvantą ir grįžta į pradinę būseną – šis procesas vadinamas atsipalaidavimu.

Bor

Periodinės elementų lentelės 3-iojo periodo elementų atomų elektroninės konfigūracijos bus tam tikru mastu panašios į nurodytas aukščiau (apatinis indeksas nurodo atominį skaičių):

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

Tačiau analogija nėra išsami, nes trečiasis energijos lygis yra padalintas į tris polygius ir visi išvardyti elementai turi laisvas d-orbitales, į kurias sužadinus gali persikelti elektronai, padidindami daugialypumą. Tai ypač svarbu tokiems elementams kaip fosforas, siera ir chloras.

Didžiausias nesuporuotų elektronų skaičius fosforo atome gali siekti penkis:

Tai paaiškina junginių, kuriuose fosforo valentingumas yra 5, egzistavimo galimybę. Azoto atomas, kurio pagrindinėje būsenoje yra tokia pati valentinių elektronų konfigūracija kaip ir fosforo atomas, negali sudaryti penkių kovalentinių ryšių.

Panaši situacija susidaro lyginant deguonies ir sieros, fluoro ir chloro valentines galimybes. Elektronų poravimas sieros atome sukelia šešių nesuporuotų elektronų atsiradimą:

3s 2 3p 4 (pagrindinė būsena) → 3s 1 3p 3 3d 2 (sužadinimo būsena).

Tai atitinka šešiavalentės būseną, kuri yra nepasiekiama deguoniui. Didžiausias azoto (4) ir deguonies (3) valentingumas reikalauja išsamesnio paaiškinimo, kuris bus pateiktas vėliau.

Didžiausias chloro valentas yra 7, o tai atitinka atomo sužadintos būsenos konfigūraciją 3s 1 3p 3 d 3.

Laisvų 3d orbitalių buvimas visuose trečiojo periodo elementuose paaiškinamas tuo, kad, pradedant nuo 3-iojo energijos lygio, kai užpildomi elektronais, atsiranda dalinis skirtingų lygių polygių sutapimas. Taigi, 3d polygis pradedamas pildyti tik užpildžius 4s polygį. Elektronų energijos rezervas skirtingų polygių atominėse orbitose ir atitinkamai jų užpildymo tvarka didėja tokia tvarka:

Orbitalės, kurių pirmųjų dviejų kvantinių skaičių (n + l) suma mažesnė, užpildomos anksčiau; jei šios sumos lygios, pirmiausia užpildomos orbitalės, kurių pagrindinis kvantinis skaičius yra mažesnis.

Šį modelį V. M. Klečkovskis suformulavo 1951 m.

Elementai, kurių atomuose s-polygis užpildytas elektronais, vadinami s-elementais. Tai apima pirmuosius du kiekvieno periodo elementus: vandenilį, tačiau jau kitame d elemente - chrome - yra tam tikras „nukrypimas“ tarp elektronų išsidėstymo energijos lygiuose pradinėje būsenoje: vietoj numatomų keturių nesuporuotų elektronų. 3d polygyje chromo atomas turi penkis nesuporuotus elektronus 3d polygyje ir vieną nesuporuotą elektroną s polygyje: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Vieno s-elektrono perėjimo į d-polygį reiškinys dažnai vadinamas elektrono „pratekėjimu“. Tai galima paaiškinti tuo, kad elektronų užpildytos d-polygio orbitos priartėja prie branduolio dėl padidėjusios elektrostatinės traukos tarp elektronų ir branduolio. Dėl to būsena 4s 1 3d 5 tampa energetiškai palankesnė nei 4s 2 3d 4. Taigi pusiau užpildytas d-sublygis (d 5) padidino stabilumą, palyginti su kitomis galimomis elektronų pasiskirstymo galimybėmis. Chromo atomo pagrindinei būsenai būdinga elektroninė konfigūracija, atitinkanti didžiausią galimą suporuotų elektronų skaičių, pasiekiamą ankstesniuose d elementuose tik dėl sužadinimo. Elektroninė konfigūracija d 5 taip pat būdinga mangano atomui: 4s 2 3d 5. Šiems d-elementams kiekviena d-polygio energijos ląstelė užpildyta antruoju elektronu: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Vario atome visiškai užpildyto d-polygio (d 10) būsena tampa pasiekiama dėl vieno elektrono perėjimo iš 4s sublygio į 3d polygį: 29 Cu 4s 1 3d 10. Paskutinis pirmosios d elementų eilės elementas turi elektroninę konfigūraciją 30 Zn 4s 23 d 10.

Bendra tendencija, pasireiškianti d 5 ir d 10 konfigūracijų stabilumu, pastebima ir žemesnių laikotarpių elementuose. Molibdeno elektroninė konfigūracija panaši į chromo: 42 Mo 5s 1 4d 5, o sidabro ir vario: 47 Ag5s 0 d 10. Be to, d 10 konfigūracija jau pasiekiama paladyje dėl abiejų elektronų perėjimo iš 5s orbitos į 4d orbitą: 46Pd 5s 0 d 10. Yra ir kitų nukrypimų nuo monotoniško d ir f orbitalių užpildymo.

Aukštosioms technologijoms reikia energijos – kartais jos suvartojimas gali prilygti žvaigždės spinduliavimui. Nepaisant to, kad Aljansas žino daugybę skirtingų energijos šaltinių, populiariausias tarp jų yra energijos elementas – sudėtinga keliolikos mokslo laimėjimų simbiozė, kuri vienodai tinka visiems buities, mokslo ir kariniams prietaisams, tačiau yra ir saugi.

Energijos elementų mechanizmus apsaugo monolitinis regihalkos cilindras, kurio matmenys priklauso nuo akumuliatoriaus modelio. Jo priekyje yra jungtis, skirta prijungti elementą prie bet kokių Aljanso transporto priemonių. Centrinė korpuso dalis yra nuimamas indikatorius, patikimai pritvirtintas prie metalinio korpuso viršaus. Paprastai jis skleidžia švelnų mėlyną švytėjimą, tačiau ribotos baterijos versijos keičia spalvą į violetinę, rausvai raudoną, raudoną, oranžinę ir geltoną spalvą, o po to elementas perdega. Protingoms būtybėms, kurios nesuvokia šios spektro dalies, buvo sukurtos kitos indikatorių versijos. Tuo pačiu metu akumuliatorius dubliuoja signalus apie jo būklę darbuotojo lankui. Kai kurie senesni šių įrenginių modeliai turi jungiklį nugarėlėje sukamojo žiedo pavidalu – tai leidžia rankiniu būdu reguliuoti elemento galią. Šiuolaikinės baterijos yra aprūpintos specialiais jutikliais ir automatiškai prisitaiko prie įrangos. Visos kūno dalys yra alfiziškai sustiprintos, todėl net ir sprogimo atveju viduje liks energijos perteklius.

Pagrindinės akumuliatorių sistemos užima apie ketvirtadalį jos tūrio, likusi dalis yra daugybė saugiklių. Centrinė ląstelės šerdis susideda iš ensomatrono, alfizinių transformatorių ir kompiuterio mazgo. Daugumoje modelių stambi įranga dedama į daugiamatį langą, pavyzdžiui, MK-22. Šis prietaisas ima energiją iš natūralaus šaltinio – paralelinių visatų, esančių „kosminio kiaušinio“ stadijoje, kur erdvė ir materija suspausta į begalinio tankio tašką. Kompiuteris suranda tokį pasaulį ir atveria ten kelią, keisdamas nediferencijuotos medžiagos fragmentų spektrinį krūvį. Transformatoriai paverčia jį kitomis, normaliomis dalelėmis – dažniausiai elektronais, bet priklausomai nuo nustatymų tai gali būti bet kas. Energijos srauto galią valdo specialus mechanizmas – dozatorius. Jei jis yra pažeistas arba atsiranda kitų rimtų gedimų, suveikia saugikliai, perjungiant ensomatroną į atvirkštinį veiksmą. Paieškos variklis yra tvirtai susietas su reikiamais parametrais – baterija negali atidaryti lango į kitą vietą.

Energijos elementas gali maitinti visą Aljansą amžinai, tačiau saugumo sumetimais naudojama daug atskirų baterijų – po vieną kiekvienam įrenginiui ar įrangos rinkiniui. Standartinis elementas turi bateriją, kuri taip pat reikalinga jai užvesti, kartais net kelias, o pažangiuose modeliuose taip pat yra įmontuoti alternatyvūs maitinimo šaltiniai – dažniausiai alfiziškai sureguliuoti emiteriai.

Aljansas sukūrė kelių tipų energijos elementus įvairioms užduotims, įskaitant prekybą su kitomis organizacijomis.

• ERI-A yra pasenusi baterija, turinti mažiausiai sistemų, ji reguliuojama rankiniu būdu ir perdega esant didelei galiai.
• ERI-B - yra iš karto įmontuotas į kai kuriuos įrenginius, negali būti pašalintas, bet yra su jungikliu.
• ERI-V yra kompaktiškas medaliono formos energijos elementas, silpnas, bet idealus asmeniniam naudojimui.
• ERI-G - skirtas parduoti, ribotas galingumas, nustoja veikti po šimto darbo valandų.
• ERI-D yra sunkus akumuliatorius, skirtas laivams ir elektrinėms, labai patikimas ir turi rankenas nešiojimui.

Be jų, yra mažiausiai keliolika eksperimentinių modelių, kurie nebuvo pradėti gaminti, pažymėti ERI-E ir keli.

4 psl

Fermi-Dirac statistika grindžiama prielaida, kad egzistuoja dalelės, kurios paklūsta Stoner-Pauli principui. Kadangi sukimosi koordinatės Fermi statistikoje nenaudojamos, į sukinio buvimą atsižvelgiama nustatant galimybę kiekvienoje energijos ląstelėje turėti ne vieną, o du elektronus. Panagrinėkime dujų būseną, kuri paklūsta Fermio statistikai, kurioje yra užimtos visos turimos ląstelės - nuo elemento, kurio impulsas lygus nuliui, iki ląstelės su tam tikru didžiausiu impulsu.  

Jo atsiradimas siejamas su paskirstymo įstatymo formos pasikeitimu. Atkreipkite dėmesį, kad pats Bose pasiskirstymo dėsnis (70 7) turi vieną keistą ypatybę: zh, kuris žymi vietų skaičių energijos ląstelėje, negali būti mažesnis nei 2, nes esant zt 1 langelis visada bus tuščias.  

Iš čia nesunku nustatyti, kad chloras gali turėti vieno, trijų, penkių, septynių valentingumą. Vadinasi, prie elemento valentingumo, kuris priklauso nuo nesuporuotų elektronų skaičiaus jo atomuose, pridedami du, keturi arba šeši valentai, priklausomai nuo suporuotų elektronų ir energijos elementų skaičiaus. Nors sudėtingų medžiagų, turinčių atominius ryšius, molekulėse jonų nėra, elektronų pora, kaip taisyklė, yra perkelta į vieną ar kitą atomą.  

Vienas iš ankstyviausių TVT projektų – universali baterijų įkrovimo sistema – buvo įgyvendintas su dvifaze TVT parama. Universalaus akumuliatoriaus įkroviklio technologija buvo sukurta Pietų Floridos universiteto Švarios energijos ir transporto priemonių tyrimų centre ir skirta greitai įkrauti elektrinių transporto priemonių energijos elementus, kurių galia gali būti įvairi. Elektronikos ir baterijų technologijų srityje atlikta ekspertizė parodė Universiteto ir Pinellas gamyklos interesų sutapimą šiuo klausimu, o būsimi teisės aktų pakeitimai žadėjo sparčią elektros transporto rinkos plėtrą.  

Pagal Pauli principą kiekviena energijos ląstelė gali turėti vieną ar du elektronus, o pastaruoju atveju jie yra suporuoti. Hundas, pagal kurį tam tikrame polygyje elektronai yra išdėstyti taip, kad jų sukimosi skaičių suma būtų didžiausia, todėl jie užima daugiausiai laisvų energijos elementų.  

Siekiant atspindėti paskutines dvi elektronų elgesio atomuose charakteristikas, elektronų apvalkalų struktūra paprastai vaizduojama naudojant vadinamąsias ląsteles arba grafines elektronines grandines. Kiekviena ląstelė, atitinkanti tam tikrą orbitą, yra pavaizduota ląstele, kurioje rodyklės rodo elektronus; rodyklės kryptis – aukštyn arba žemyn – atitinka sukimosi kvantinio skaičiaus ženklą; langelis be rodyklių reiškia laisvą orbitą, kurią elektronas gali užimti, kai atomas yra sužadintas. Kiekvienoje energijos ląstelėje gali būti daugiausiai du elektronai su skirtingų ženklų sukiniais, o tai pavaizduota dviem priešingai nukreiptomis rodyklėmis.  

Jei elektronų orbita yra nukreipta prieš statmeną elektromagnetiniam laukui, tai jos projekcija lygi nuliui. Laukas veikia elektroną taip, kad viename polygyje įmanoma smulkesnė energijos būsenų gradacija. Kitaip tariant, polygiai turi energijos ląsteles. Esant tokiai pačiai n reikšmei, orbitos yra išsigimusios: pr - tris kartus, nd - penkis kartus, nf - septynis kartus.  

Perėjimas nuo inertinių dujų helio, kuris užbaigia 1-ąjį periodą, į pirmąjį 2-ojo periodo terminą reikalauja iš esmės kitokio požiūrio į atomus. Trys ar daugiau elektronų negali būti vienoje orbitoje, nes tai prieštarauja Pauli principui. Elektronai pradeda apgyvendinti 2 lygmenį, kurio energijos ląstelės nėra identiškos savo energija. Branduolinis krūvis skirtingai veikia šiuos energijos sublygius. 2 orbitoje esantis elektronas aiškiau pajunta branduolio krūvį per ekraną, kurį sukuria du vidiniai tvirtai sujungti 1 2 elektronai. Tai reiškia, kad 25 būsenos elektronas gali prasiskverbti į branduolį per dviejų 1 2 elektronų barjerą. 2p polygiai negali būti arti branduolio: juk ši banginė funkcija šalia branduolio išnyksta. Vadinasi, 2p būsenos elektroną veikia tik skirtumas tarp branduolio krūvio ir vidinių elektronų krūvių sumos. Pauli principas ir energijos lygių padalijimas leidžia suprasti elementų prigimties pokyčių modelį judant išilgai laikotarpių.  

Vėliau informacija apie atomų elektronines struktūras ir elektronų, galinčių dalyvauti formuojant cheminius ryšius, energetinę būseną leido giliau įsiskverbti į elementų periodiškumo prasmę, kurią galima išreikšti taip: laipsniškas teigiamą atomų branduolių krūvį lydi panašių elektronų energetinių būsenų atsiradimas. Kiekvienu paskesniu periodu atomai turi elektronų energijos ląsteles, panašias į ankstesnius laikotarpius. Jų užpildymas nauju energijos lygiu visada prasideda nuo s orbitalės. Pirmieji du bet kurio laikotarpio elementai yra s – elementai. Tačiau tolesnis vos vieno elektrono pridėjimas skirtingai, priklausomai nuo periodo, veikia branduolio sistemą – jo elektroninę aplinką. 2 ir 3 laikotarpiais po s elementų (atitinkamai berilio ir magnio) seka p elementai – boras arba aliuminis. Likusiais laikotarpiais (nuo 4-ojo iki 7-ojo) išoriniame energetiniame sluoksnyje atsiradęs trečiasis elektronas ant jo nepasilieka, o juda į ankstesnio energetinio sluoksnio cf orbitą. Tik tokiu atveju gaunama stabiliausia atomo būsena.  

Įdomu tai, kad kompleksuose su geležimi (III) ligando EDTA tankumas yra 6, o Rey jono koordinacinis skaičius komplekse yra 7 dėl keturių EDTA atomų ir dviejų azoto atomų koordinacijos. kaip vienas deguonies atomas papildomo vidinės sferos hidratacijos vandens . Kompleksams, kuriuose vyrauja kovalentinis ryšys, CN - 7 nėra būdingas oktaedrinės, tetraedrinės ir plokščios kvadratinės struktūros. Tačiau joniniuose išoriniuose-orbitiniuose kompleksuose koordinacinio daugiakampio (komplekso šerdies, Wernerio teigimu) struktūrą lemia ne laisvos energijos ląstelių skaičius, o kompleksą sudarančio jono geometrinių parametrų santykis. ir ligandas.  

Elektronų pasiskirstymas atome skirtingose ​​kvantinės energijos būsenose vadinamas elektronine atomo konfigūracija. Tai yra viena iš pagrindinių stabilios atominės konfigūracijos sąlygų – mažiausios energijos principo. Jei ne Pauli principas, tada visi elektronai atome būtų linkę užimti Is lygį su mažiausia energija. Tačiau dėl to, kad bet kuris elektronas turi turėti savo ypatingas kvantines charakteristikas, kiekvieną energijos elementą užimančių elektronų skaičius yra griežtai apibrėžtas ir ribojamas.