- •4. Классы неорганических соединений.
- •Получение
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •5) Модель строения атома Резерфорда
- •6) Модель строения атома Бора
- •7)Принципы квантово-механической модели.
- •8) Уравнение Шредингера. Основные идеи, положения, и его основу.
- •10)Понятие электронного уровня, орбитали, подуровня.
- •Принцип исключения Паули (запрет Паули)
- •Принцип наименьшей энергии
- •Правило Клечковского
- •Правило Гунда
- •13) Периодический закон Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов.
- •14) Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп.
- •15) Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи.
- •16) Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи.
- •17) Основные положения метода валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.
- •18) Валентные возможности атомов элементов в основном и возбужденном состоянии.
- •21) Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.
- •22) Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
- •23) Достоинства и недостатки метода в.С.
- •26) Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды решеток для соединений с ионной связью.
- •27) Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.
- •28)Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.
- •29) Водородная связь.
- •30) Основные типы кристаллических решеток.
- •31) Законы термохимии. Закон Гесса.
- •32) Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии, энтропии.
- •33) Энергия Гиббса, ее взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.
- •34) Скорость химических реакций. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.
- •35) Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
- •36) Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •37) Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.
- •38) Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.
- •39) Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
- •40)Влияние различных факторов на смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •41) Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
- •42) Способы выражения концентрации растворов.
- •43) Закон Рауля
- •44) Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа
- •45) Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотопический коэффициент.
- •46) Теория электролитической диссоциации. Физическая теория Аррениуса, химическая теория Менделеева и современный взгляд на диссоциацию.
- •47) Реакция в растворах, их направленность. Смещение ионных равновесий.
- •48) Ионное произведение воды. Водородный показатель как химический показатель раствора.
- •49)Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.
- •50) Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая) Константа гидролиза. Практическое значение в процессе коррозии металла.
- •51) Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •52) Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.
- •53) Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.
- •54) Обратимые источники электрической энергии. Кислотные и щелочные аккумуляторы.
- •55) Топливные элементы.
- •1) Активные металлы
- •2) Менее активные металлы
- •3) Неактивные металлы
22) Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
Диполь - идеализированная система, служащая для приближённого описания поля, создаваемого вообще говоря более сложными системами зарядов, а также для приближенного описания действия внешнего поля на такие системы.
Дипольный момент - напряженность этого поля как раз и пропорциональна дипольному моменту молекулы M, представляющему собой произведение абсолютного значения электрона q на расстояние l между центрами положительного и отрицательных зарядов в молекуле.
M=q*l
Дипольный момент служит количественной мерой ее полярности. Измеряются моменты в дебаях. Дипольный момент возрастает по мере увеличения разности электроотрицательностей атомов, образующих молекулу.
23) Достоинства и недостатки метода в.С.
Достоинства метода валентных связей - наглядность качественного описания молекул с локализованными связями, непосредственная аналогия между валентными схемами и структурными формулами, возможность объяснения многих эмпирических аддитивных закономерностей в химии. Однако этому методу часто предпочитают более простые по своей структуре методы молекулярных орбиталей.
24)Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.
Молекулярная орбиталь – область пространства в молекуле, где наиболее часто находится электрон. Строго говоря, атомные орбитали валентных электронов под действием зарядов ядер, других атомов в молекуле преобразуются в молекулярную орбиталь. При упрощенном подходе стараются сохранить представление об атомных орбиталях у атомов и в молекулах, тогда молекулярная орбиталь – это область пространства, где происходит перекрывание атомных орбиталей.
Метод молекулярных орбиталей исходит из того, что состояние электронов в молекуле также может быть описано как совокупность молекулярных электронных орбиталей, причем каждой МО соответствует определенный набор молекулярных квантовых чисел.
В молекуле сохраняется принцип Паули, так что на каждой МО может находится не более двух электронов, которые должны обладать противоположено направленными спинами.
Основная проблема метода МО – нахождение волновых функций, описывающих состояние электронов на МО. Пусть электронные орбитали взаимодействующих атомов характеризуются волновыми функциями ψ1 ψ2 ψ3 и т.д. Тогда волновая функция ψ, отвечающая молекулярной орбитали, может быть представлена в виде суммы ψ = С1 ψ1 + С2 ψ2 + С3 ψ3 +…, где С1 С2 С3 – некоторые числовые коэффициенты.
Метод МО исходит из предположения, что состояние электрона в молекуле также может быть описано как совокупность молекулярных электронных орбиталей ( молекулярных электронных облаков) , причем каждой молекулярной орбитали соответствует определенный набор молекулярных квантовых чисел.
В общем случае электронное облако принадлежит нескольким атомным ядрам и участвует в образовании многоцентровой химической связи. Таким образом, с точки зрения метода МО двух-центровая связь представляет собой лишь частный случай много центровой химической связи.
При сложении волновых функций ψ1 и ψ2 получим ψ. Возрастание ψ в сравнении с ψ1 и ψ2 означает, что при образовании МО плотность электронного облака в межъядерном пространстве увеличивается. В результате возникают силы притяжения положительно заряженных атомных ядер к этой области – образуется химическая связь. Поэтому МО рассматриваемого типа называется связывающей.
25)