4) Строение атома. Квантовые числа. Порядок заполнения электронных подуровней в атоме.
Строение атома. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня. Квантовые числа электронов- Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода.
Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы.
Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве.
Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и -1/2 соответствующие противоположным направлениям
вращения.
5) Общие представления о химической связи. Химическая связь и валентность.
Основное условие образования химической связи – понижение полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов.
Природа химической связи объясняется взаимодействием полей, образуемых электронами и ядрами атомов, которые участвуют в образовании химического соединения.
Химическая связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы. Основные параметры химической связи: 1) длина – межъядерное расстояние между химически связанными атомами; выражается в н/м; кратность – это число связей между атомами в молекуле; 2)прочность – мерой прочности связи является энергия связи – это энергия, которая выделяется при образовании связи, или та энергия, которую потребуется затратить, чтобы разорвать связь между взаимодействующими атомами; выражается в кДж/моль; 3)валентный угол – угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов.
Валентность – это свойство атомов элемента присоединять определённое число атомов других элементов. Валентность элементов в соединениях с водородом определяется числом атомов водорода, присоединяемых атомом данного элемента.
6) Химическая связь. Типы химической связи. Ионная связь.
Химическая связь – взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы.
три основных типа химической связи: ковалентную; ионную; металлическую.
Ионная связь – это химическая связь, возникающая за счет полного перехода электронов от одного атома к другому
или – это связь, энергия которой в основном определяется электростатическими силами притяжения противоположно заряженных ионов.
Характеристики ионной связи: образована ионами; при образовании нет общих электронных пар, нет повышенной электронной плотности в области связывания; не обладает насыщаемостью; не обладает направленностью.
Если представить ионы в виде несжимаемых сфер, то они располагаются в кристаллах друг около друга в порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.
В целом ионное соединение представляет собой большую ассоциацию ионов противоположных знаков. Поэтому химические формулы ионных соединений отражают лишь простейшее соотношение между числом атомов элементов, входящих в состав такой ассоциации.
7) Ковалентная связь. Характеристики ковалентной связи.
Ковалентная связь – тип химической связи, который образуется при перекрывании электронных облаков двух связываемых атомов.
Свойства ковалентной связи
насыщаемость – число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом с другими атомами.
Свойство атомов того или иного элемента образовывать определенное число ковалентных связей называют валентностью.
направленность – одно из важнейших свойств ковалентной связи, зависящее от типа взаимодействующих электронов и числа атомов.
Ковалентная химическая связь возникает в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей взаимодействующих атомов, которые, в свою очередь, направлены в пространстве (кроме сферических s-орбиталей), следовательно, и образуемые при этом ковалентные связи пространственно направлены.
Электронные облака имеют различную форму и ориентацию, поэтому их взаимное перекрывание реализуется различными способами.
8) Ионная связь. Её основные характеристики.
Ионная связь – это химическая связь, возникающая за счет полного перехода электронов от одного атома к другому
или – это связь, энергия которой в основном определяется электростатическими силами притяжения противоположно заряженных ионов.
Характеристики ионной связи:
образована ионами;
при образовании нет общих электронных пар, нет повышенной электронной плотности в области связывания;
не обладает насыщаемостью;
не обладает направленностью.
Если представить ионы в виде несжимаемых сфер, то они располагаются в кристаллах друг около друга в порядке, позволяющем занять минимально возможный объем с минимальной потенциальной энергией.
В целом ионное соединение представляет собой большую ассоциацию ионов противоположных знаков. Поэтому химические формулы ионных соединений отражают лишь простейшее соотношение между числом атомов элементов, входящих в состав такой ассоциации.
9) Металлы и металлическая связь. Зонная теория твёрдых тел. Химическая связь в полупроводниках и …
Мета́лл— группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и др.
Характерные свойства металлов
Металлическая связь — химическая связь, обусловленная свободными электронами. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений.
Зонная теория твёрдого тела — квантовомеханическая теория движения электронов в твёрдом теле.
10)
Межмолекулярное взаимодействие.
Межмолекулярное взаимодействие.
Проявление сил отталкивания – малая сжимаемость жидкости.
Соотношение сил когезии и адгезии и сил теплового движения молекул определяет агрегатное состояние вещества.
Силы
столкновения: проявляют себя на очень
малых расстояниях и обычно убывают с
увеличением расстояния. Их можно
определить в качестве исходного
коэффициента.
11) Строение реальных кристаллов. Дефекты кристаллов. Монокристаллы.
Молекулярные кристаллы:
В молекулярных узлах решетки находится молекула. Между узлам такой решетки будет молекулярная связь (силы Вандервальса).
Силы Вандервальса:
Энергия: 0.4 - 4.2 кДж/моль так как эта энергия мала – кристаллы обладают:
-большой летучестью
-низкой температурой плавления.
-диэлектрики.
Плотность упаковки определяет хим. связи внутри молекулы. Для молекулярных кристаллов применимы все стеклометрические законы.
Атомные кристаллы с металлической связью (атомные металлические решетки)
.
Металлы реализуют металлическую связь, в силу металлической связи кристаллы обладают:
- хорошей теплопроводностью
хорошие проводники
Атомные кристаллы с ковалентной связью: графит, алмаз, и тд.
В плоских решетках между узлами суммируется ковалентная связь:
-направленная
-насыщенная
За счет ковалентной связи кристаллы обладают:
невысокое координационное число
высокие температуры плавления
большая твердость
диэлектрики, полупроводники
электронная проводимость
энергия кристаллической решетки велика (она определяется прочностью ковалентной связи)
Ионные кристаллы:
NaCl, CsCl
В узлах – ионы, между которыми кулоновские взаимодействия.
Ионная связь: ненаправленная, ненасыщенная
Кристалл – как одна большая молекула.
За счет ионной связи кристаллы обладают:
малая твердость
диэлектрики, полупроводники
высокая температура плавления
Реальные кристаллы: дефект кристаллов – нарушение дальнего порядка кристаллической решетки.
Для реальных кристаллов всегда имеет место дефект.
Дефект кристаллической решетки появляется:
тепловое воздействие на кристалл
возможно внедрение в решетку примесей
механическое напряжение в кристалле
Дефекты:
точечные дефекты – это нарушение в 1-2 узла или междоузлие в расчете на 1 элементарную ячейку.