- •3) Основные понятия химии. Закон постоянства состава. Закон эквивалентов. Молярная масса эквивалентов. Молярный объем эквивалентов.
- •4) Квантово-механическая модель атома. Строение ядер и электронных оболочек.
- •5)Квантовые числа. Электронные конфигурации атомов.
- •6) Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунга.
- •7)Периодический закон д. И. Менделеева. Структура псхэ : периоды, ряды, семейства, s-, p-, d-, f-классификация элементов.
- •8) Химическая связь и ее характеристики. Типы хим. Связей.
- •9) Ионная связь.
- •10) Ковалентная связь.
- •11)Метод валентных связей.
- •12) Метод молекулярных орбиталей.
- •13) Межмолекулярные взаимодействия.
- •14) Водородная связь.
- •Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь
- •15) Металлическая связь.
- •16) Основные понятия термодинамики.
- •17)Энтальпия. Теплота. Работа. Первый закон термодинамики.
- •Следствия из закона Гесса
- •19) Энтропия и второй закон термодинамики. Энергия Гиббса.
- •100% Энергии не может быть преобразовано в работу
- •20) Основные положения химической кинетики. Скорость хим. Реакции. Порядок и молекулярность хим. Реакции.
- •21) Зависимость скорости хим. Реакции от температуры.
- •22)Принцип Ле-Шателье.
- •24) Растворы: понятие, классификация. Способы выражения концентрации.
- •26) Осмотический закон Вант-Гоффа.
- •28) Ионное произведение воды. PH водных растворов.
- •Ионное произведение воды
- •29) Качественный анализ. Классификация методов. Требования, предъявляемые к реакциям в качественном анализе. Примеры.
- •30) Классификация методов количественного анализа. Сущность титриметрического метода анализа, основные приемы титрования. Индикаторы кистно-основного титрования.
- •31) Обратимость химических реакций.
13) Межмолекулярные взаимодействия.
- Межмолекулярное взаимодействие— взаимодействие междумолекуламии/илиатомами, не приводящее к образованиюковалентных (химических) связей.
Межмолекулярное взаимодействие имеет электростатическую природу. Предположение о его существовании было впервые использовано Я. Д. Ван-дер-Ваальсомв1873 годудля объяснения свойствреальных газови жидкостей. В наиболее широком смысле под ним можно понимать такие взаимодействия между любыми частицами (молекулами, атомами, ионами), при которых не происходит образования химических, то есть ионных, ковалентных или металлических связей. Иными словами, эти взаимодействия существенно слабее ковалентных и не приводят к существенной перестройке электронного строения взаимодействующих частиц.
На больших расстояниях преобладают силы притяжения, которые могут иметь ориентационную, поляризационную (индукционную) и дисперсионную природу (см. подробнее в статьях Силы Ван-дер-ВаальсаиДисперсионные силы). При усреднении по вращению частиц, происходящему вследствие теплового движения, потенциал межмолекулярных сил обратно пропорционален шестой степени расстояния, а ион-дипольных (как с постоянным, так и с наведенным диполем) — четвёртой степени. На малых расстояниях начинают преобладать силы отталкивания электронных оболочек частиц. Особым случаем является водородная связь — возникающее на малом расстоянии взаимодействие между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой, когда эти атомы несут достаточно большой эффективный заряд.
Упаковку частиц и расстояние между ними в конденсированной фазе, определяющиеся равновесием между притяжением и отталкиванием, можно предсказать, исходя из ван-дер-ваальсовых радиусов составляющих молекулы атомов (ионных в случае ионов): расстояния между атомами разных молекул не должны превышать суммы радиусов этих атомов. Для моделирования межмолекулярных взаимодействий используют эмпирические потенциалы, среди которых наиболее известны потенциалы Леннард-Джонса(отталкивание описывается двенадцатой степенью обратного расстояния, притяжение — шестой) и Бакингема (с более физически обоснованным экспоненциальным отталкиванием), из которых первый более удобен для расчетов. В конденсированной фазе, где мультипольное разложение для молекул плохо применимо из-за близости молекул друг к другу, может применяться метод атом-атомных потенциалов, основанный на тех же потенциалах, но уже для парных взаимодействий атомов и с добавкой кулоновских членов, описывающих взаимодействие их эффективных зарядов.
14) Водородная связь.
Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь).
Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентровая двухэлектронная связь.
Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н ... В больше, чем А−В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Угол между атомами во фрагменте А−Н ... В обычно близок к 180o. Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F−H−F]− энергия водородная связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией ковалентной связи. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно меньше (25 кДж/моль).