- •Термохимические уравнения
- •Закон Гесса
- •Термодинамические параметры
- •Внутренняя энергия и энтальпия
- •Энтропия и ее роль в описании процессов протекающих в изолированной и закрытой системах
- •Химическое равновесие
- •Смещение химического равновесия
- •Принцип ле – шателье (рассмотреть на пример)
- •Катализаторы
- •Гомогенный и гетерогенный катализ
- •Связь константы равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса в реакции
- •Строение атома и периодический закон
- •Ядра атомов, положительный заряд ядра и порядковый номер элемента
- •Изотопы, изобары, тип ядер?
- •Понятие о волновой и квантовой механике
- •Корпускулярно-волновая природа электрона
- •Квантовые числа
- •Правило заполнения энергетических уровней и под уровней элементов периодической системы
- •Особенности электронного строения атомов элементов периодической системы
- •Особенности электронного строения атомов элементов в главных и побочных подгруппах, семействах лантаноидов и актиноидов
- •Эффекты экранирования и проникновения
- •Периодический характер свойств элементов, связанных со строениями их электронных оболочек
- •Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов в периодах и группах
- •Степени окисления элементов
- •Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в химической формальной единице, например:
- •Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов и их соединений в периодах и группах
- •Химическая связь
- •Полярная и неполярная ковалентная связь
- •[Править]sp2-гибридизация
- •[Править]sp3-гибридизация
- •Свойства гибридизированных ковалентных связей
- •Сигма и пи связь
- •Дипольный момент
- •Геометрия простых и сложных молекул
- •Одинарная и кратная свзяь Связи σ и π. Одинарные и кратные связи
- •Ионная свзяь и ее свойства
- •Структура ионных соединений
- •Донорно – акцепторная связь. Ее свойства, привести примеры
- •Водродная связь
- •Межмолекулярные силы взаимодействия, их свойства (силы Ван-дер-Вальса)
- •Аморфное и кристаллическое состояние вещества
- •Свойства веществ в обоих состояниях (аморфное и кристаллическе)
- •Типы кристаллических решеток: атомные ионные молекулярные, зависимость свойств вещества от типов кристаллических решеток
- •Понятие валентность (ковалентность, электровалентность), заряд иона. Степень окисления, порядок связи растворы
- •Что называется раствором
- •Классификация растворов по агрегатному состоянию, по размерам частиц и концентрации
- •Способы выражения концентраций растворов
- •Ассоциация молекул воды
- •Теория электролитической диссоциации, степень диссоциации
- •Слабые и сильные электролиты
- •Растворы электролитов
- •Изотонический коэффициент
- •Причина неподчинения растворов электролитов законам Вант-Гоффа и Рауля
- •Определить изотонический коэффициент если известна степень диссоциации. Задача скорее всего.
- •Константа диссоциации слабых электролитов
- •Амфотерные гидроксиды
- •Диссоциация воды
- •Ионное произведение воды
- •Водородный показатель (pH)
- •Произведение растворимости
- •Гидролиз, константа гидролиза
- •Три случая гидролиза
- •Буферные растворы
- •Окислительно – восстановительные реакции, электрохимические процессы
- •Составление окислительно-восстановительных реакций
- •Метод электронного баланса возможно задачи
- •Ионно-электронный метод возможно задачи
- •Направление и полнота протекания овр
- •Гальванический элемент. Принципы его работы
- •Уравнение Нернста
- •Эдс гальванического элемента
- •Расчет энергии Гиббса реакции исходя из значения эдс
- •Электролиз
- •Электролиз расплавов и растворов
- •Порядок разряда катионов и анионов на электродах
- •Перенапряжение водорода
- •Факторы, влияющие на перенапряжение
- •Законы электролиза
- •Практическое значение законов электролиза
Изменение окислительно-восстановительных свойств элементов и их соединений в периодах и группах
Окислительно-восстановительные свойства нейтральных атомов. Эти свойства определяются значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Восстановительные свойства проявляет атом, отдающий электрон, а окислительные – атом, принимающий электрон. В периоде слева направо восстановительные свойства ослабевают, т.к. потенциал ионизации возрастает. В подгруппах сверху вниз восстановительные свойства нейтральных атомов усиливаются, поскольку потенциал ионизации в этом направлении уменьшается. Окислительные свойства, напротив, усиливаются слева направо в периоде и ослабевают сверху вниз в подгруппе, что связано с тенденциями в изменении сродства к электрону.
д) Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным:
Na+ |
Mg2+ |
Al3+ |
Si4+ |
P5+ |
S6+ |
Cl7+ |
||||
Na2O |
MgO |
Al2O3 |
SiO2 |
P2O5 |
SO3 |
Cl2O7 |
||||
NaOH |
Mg(OH)2 |
Al(OH)3 |
H2SiO3 |
H3PO4 |
H2SO4 |
HClO4 |
||||
основные
|
амфотерный |
слабо кислотный |
среднекислотный |
сильно кислотные
|
Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются:
B3+ |
H3BO3 |
слабая кислота |
Al3+ Ga3+ In3+ |
Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 |
амфотер- ные гидрок- сиды |
Tl3+ |
Tl(OH)3 |
более выражены основные свойства |
Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H2SO4, H2SeO4, H2TeO4.
Химическая связь
Метод валентных схем и метод молекулярных орбиталей
Силы, связывающие атомы в молекулы
Силы, связывающие электроны и атомные ядра в атомах имеют электромагнитную природу. Силы, связывающие атомы в молекулы обусловлены силами Ван-дер-Ваальса, также имеют электромагнитную природу. Они возникают в результате деформации электромагнитного поля атомов при связывании их в молекулы. !
Молекулярные орбитали и энергетические диаграммы молекулярных орбиталей
Порядок заполнения молекулярных орбиталей электронами
Заполнение молекулярных орбиталей подчиняется тем же правилам, что и заполнение атомных: принципу энергетической выгодности, принципу Паули, правилу Хунда, принципу заполнения электронных структур Aufbau. В общепринятом приближении молекулярная орбиталь рассматривается как линейная комбинация атомных орбиталей
Порядок связи
Порядок связи в теории молекулярных орбиталей определяется выражением
где и — суммарные количества электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях соответственно.
Ковалентная химическая связь и ее свойства
Характерна для соединений неметаллов. Молекулы с ковалентной связью могут образовывать атомы одного и того же элемента. Одну из первых методик для описания ковалентных связей предложил Г.Льюис (1923 г публикация). СВОЙСТВА
Типы химической связи
Известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.
Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.