- •1. Строение атома. Модели атома (Морозова, Резерфорда, Бора). Теория Бора. Уравнение Планка. Принцип неопределенности Гейзенберга. Волновая функция.
- •Строение атома по Бору:
- •3.Периодическая система элементов состоит из периодов и групп
- •8. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.
- •10. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •10.Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.
- •7. Типы связи σ-, π-, δ- связь.
- •9. Ионная связь и ее свойства.
- •13,14. Химичёская термодинамика, термодинамические параметры (т, р, V). Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.
- •14,15. Энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его применение.
- •16. Свободная энергия Гиббса. Самопроизвольность протекания реакций. Свободная энергия Гиббса
- •19,23. Химическая кинетика. Закон действующих масс гомогенных и гетерогенных систем. Скорость прямой и обратной реакции. Константа скорости химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.
- •20,23. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса
- •23. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы и ингибиторы.
- •18. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических процессов. Принцип Ле-Шателье
- •26. Растворы Свойства растворов.
- •Способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).
- •27. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
- •28. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.
- •30. Гидролиз солей. Константа гидролиза.
- •29. Произведение растворимости.
- •24. Дисперсные системы. Коллоидные растворы, свойства.
- •32. Строение мицеллы коллоидов. Оптические и электрические свойства. Мицелла. Св-ва
10.Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.
Водородная связь. возникает между положительно поляризованным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом с большой электроотрицательностью.
Положительно поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: очень малым размером и отсутствием внутренних электронных слоев, поэтому он может проникать в электронную оболочку отрицательно поляризованного атома соседней молекулы. Между двумя молекулами возникает взаимодействие, которое имеет электростатический и частично донорно-акцепторный характер. Водородную связь условно записывают как X—H---Y, где X и Y — атомы F, N, О или S (точками обозначается собственно водородная связь).
Энергия и длина водородной связи в значительной мере определяются электрическим моментом диполя связи и размерами атома. Длина связи уменьшается, а энергия водородной связи возрастает с увеличением разности ЭО у атомов X и Y и соответственно электрического момента диполя связи X—Н и с уменьшением размера атома Y. Самая прочная связь образуется между HF.
Обычно же энергия водородной связи лежит в пределах 5— 25 кДж/моль, т. е. она больше энергии межмолекулярного взаимодействия, но значительно меньше энергии ковалентной связи. Водородная связь имеет весьма широкое распространение. Она встречается в неорганических и органических соединениях. Водородная связь иногда определяет структуру вещества и заметно влияет на физико-химические свойства. Важную роль играет водородная связь в процессах кристаллизации и растворения веществ, образования кристаллогидратов, ассоциации молекул.
7. Типы связи σ-, π-, δ- связь.
В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают σ-, π- и δ-связи.
σ-Связь возникает при перекрывании атомных орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов (рис. II.4). Простейший случай σ-связи наблюдается у молекулы Н2, образующейся за счет перекрывания s-орбиталей атомов водорода (рис. II.4,а). Вследствие сферической формы s-орбиталей два s-электрона могут образовывать только такую связь, при которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, соединяющей ядра атомов. σ-Связь может возникнуть также при перекрывании s- и р-орбиталей (рис. 11.4,6), двух р-орбиталей (рис. 11,4, в), двух d-орбиталей (рис. II.4, г) d- и s-орбиталей и d- и р-орбиталей. σ-Связь возникает, если атомные р- и d-opбитали ориентированы вдоль оси связи.
Рис. II.4. Перекрывание различных электронных
облаков при образовании σ–связи
π-Связь осуществляется при перекрывании атомных орбиталей по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов. При взаимодействии двух р-орбиталей (рис. II.5, а), расположенных перпендикулярно оси, соединяющей ядра атомов, возникают две области перекрывания. Соответственно π-связь характеризуется двумя областями перекрывания, расположенными по обе стороны оси, соединяющей ядра атомов. π-Связь также может образоваться при перекрывании р- и d-орбиталей (рис. 11.5,6) или двух d-opбиталей (рис. П.5,в).
δ-Связь возникает при перекрывании двух d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях (рис. II.6). Таким образом, s-электроны могут участвовать лишь в образовании σ-связи, р-электроны — в образовании σ- и π-связей, a d-электроны — как в образовании σ- и π-связей, так и δ-связей. Еще более разнообразны способы взаимодействия f-электронов.
π- и δ-Связи налагаются на σ-связи, вследствие чего образуются двойные и тройные связи.
Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия. Энергия двойной связи не увеличивается в два раза, а энергия тройной связи не увеличивается в три раза по сравнению с энергией одинарной связи. Это обусловлено разницей в энергии σ- и π-связей.
Рис. II.5. Перекрывание электронных
облаков при образовании π-связи
Рис. II.6. Перекрывание электронных
облаков при образовании δ-связи