- •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
10)Понятие электронного уровня, орбитали, подуровня.
Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.
Число электронных слоев в атоме определяет номер периода, в котором находится соответствующий элемент.
Число электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп определяет номер группы.
У атомов элементов побочных подгрупп заполняется не внешний уровень (на нем, как правило, располагается 2 электрона), а предвнешний – с 8 до 18 электронов, затем снова внешний – с 2 до 8 электронов.
У атомов элементов сверхбольших – 6-м и 7-м периодов вначале почти все как у больших: строится внешний уровень у атомов щелочных и щелочноземельных металлов, на котором располагается соответственно 1 или 2 электрона. Затем у лантана и актиния последний электрон «отправляется» на предвнешний уровень, а следующие электроны отправятся не на предвнешний, а на третий снаружи уровень (f-подуровень). Свое название «подобный лантану или актинию» эти элементы получили потому, что очень на них похожи. Различия в структуре электронных оболочек их атомов существует лишь в третьем от периферии слое, в том время как химические свойства элемента обусловлены электронами в первую очередь внешнего и предвнешнего слоев его атомов.
Электронная(атомная) орбиталь - это область пространства, в которой с вероятностью в 95% находится электрон. Она имеет граничную поверхность. Орбитали имеют разную форму и размеры.
Уровень энергии - совокупность электронов с одинаковыми значениями главного квантового числа.
Подуровень энергии – совокупность электронов с одинаковым значением главного и побочного орбитального числа.
11) Правила и принципы, определяющие последовательность формирования электронных уровня и подуровня.
Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в соответствии со следующими принципами (правилами):
Принцип исключения Паули (запрет Паули)
Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули означает, что на орбитали может находиться не более двух электронов. На s-подуровне (1 орбиталь) может находиться 2 электрона, на p-подуровне (3 орбитали) – 6 электронов, на d-подуровне (5 орбиталей) – 10 электронов, на f-подуровне (7 орбиталей) – 14 электронов. Максимальное число электронов на энергетическом уровне составляет 2n2, где n – главное квантовое число.
Принцип наименьшей энергии
Электроны в первую очередь заполняют свободные орбитали с наименьшей энергией. Атомные орбитали располагаются в порядке увеличения их энергии следующим образом: 1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10.
Правило Клечковского
Заполнение орбиталей происходит в порядке увеличения суммы квантовых чисел n+l; при постоянной сумме n+l заполнение происходит в порядке возрастания n. Применение правила Клечковского дает последовательность возрастания энергии орбиталей.