- •1.Строение вещества.
- •1.Квантово-механическая модель атома. Состав атома. Волновые свойства электрона. Волновое уравнение и волновая функция. Атомная орбиталь, основные типы атомных орбиталей.
- •3. Принцип Паули. Электронная емкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •4.Правила и порядок заполнения атомных орбиталей. Принцип наименьшей энергии, правило Клечковского. Электронная формула атома. Правило Хунда.
- •5.Строение многоэлектронных атомов. Электронная формула атома (пример). Валентные подуровни и валентные электроны. S-,p-, d-, f- элементы.
- •8.Ионная связь. Характеристика ионной связи и условие ее образования. Ненасыщаемость и не направленность ионной связи. Структура ионных соединений. Химическая формула ионного соединения.
- •9.Метод валентных связей. Характеристика ковалентной связи. Изменение энергии системы при образовании ковалентной связи. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.
- •10.Ковалентная связь. Обменный механизм образования ковалентной связи. Ковалентность. Образование ковалентных связей возбужденным атомом. Насыщаемость ковалентной связи.
- •11. Ковалентная связь. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Электронная структура частиц-доноров и частиц-акцепторов. Образование комплексов и агрегатов молекул.
- •12.Направлснность ковалентной связи. Сигма- и пи-связи. Кратные связи. Примеры молекул с кратными связями.
- •13.Гибридизация атомных орбиталей. Гибридизация s- и р-атомных орбиталей. Пространственное расположение гибридных атомных орбиталей при sp- гибридизации. Структура простейших молекул.
- •14. Полярность связей и молекул. Полярная и неполярная связь. Электрический момент диполя связи. Полярные и неполярные молекулы. Факторы, влияющие на полярность молекул.
- •16.Химическая связь в твердых телах. Понятие о зонной теории связи. Проводники, полупроводники и диэлектрики.
- •17.Силы межмолекулярного взаимодействия. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие. Водородная связь. Энергия межмолекулярного взаимодействия.
- •18. Комплексные соединения. Образование комплексов. Комплексообразователь, лиганды, координационное число, заряд комплекса. Внутренняя и внешняя сфера комплексного соединения.
- •20.Кристаллы. Классификация кристаллов по типу связей между частицами. Типичные свойства ионных, ковалентных, молекулярных и металлических кристаллов.
- •II.Общие закономерности химических процессов.
- •22.Катализ. Катализатор. Гомогенный и гетерогенный катализ. Энергия активации и ее изменение в каталитических процессах. Основные представления о теориях гомогенного и гетерогенного катализа.
- •23.Энергетические эффекты химических реакций. Первый закон термодинамики. Теплота реакции в изобарном и изохорном процессе. Теплота реакции в многостадийном процессе. Закон Гесса.
- •25.Энтропия. Энтропия как функция термодинамической вероятности состояния системы. Изменение энтропии при фазовых переходах. Определение (расчет) изменения энтропии в химическом процессе.
- •26. Энергия Гиббса. Термодинамический критерий самопроизвольного протекания процесса и условие равновесия. Методы расчета величин изменения энергии Гиббса в химической реакции.
- •27.Химическое равновесие. Термодинамическое и кинетическое условия химического равновесия. Константа химического равновесия. Расчет константы равновесия.
- •29.Фазовое равновесие. Фазовые состояния, фазовые переходы и фазовые равновесия. Диаграмма фазового состояния вещества.
- •30. Адсорбционное равновесие. Гомогенные и гетерогенные смеси веществ. Поверхностное натяжение. Адсорбция и десорбция, адсорбционное равновесие. Поверхностно-активные вещества.
- •III. Растворы и дисперсные системы.
- •32.Растворы. Состав растворов. Способы выражения концентрации растворов. Законы идеальных растворов.
- •33.Растворы. Состав растворов. Химическая теория растворов д.И.Менделеева. Термодинамика процесса растворения.
- •35.Ионные равновесия. Гомогенные и гетерогенные ионные равновесия. Константа диссоциации и произведение растворимости. Смещение ионных равновесий.
- •IV.Окислительно-восстановительные процессы.
- •47.Гальванический элемент. Анод и катод, анодный и катодный процессы. Уравнение электрохимического процесса в гальваническом элементе. Эдс и ее определение. Запись гальванического элемента.
8.Ионная связь. Характеристика ионной связи и условие ее образования. Ненасыщаемость и не направленность ионной связи. Структура ионных соединений. Химическая формула ионного соединения.
Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Между образовавщимися ионами возникает электростатическое притяжение, которое называется ионной связью. Вернее, такой взгляд удобен. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно на деле связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер.
Такая связь возникает при большой разнице в электроотрицательностях связываемых атомов (Dc > 2 ), когда менее электроотрицательный атом почти полностью отдает свои валентные электроны и превращается в катион, а другой, более электроотрицательный атом, эти электроны присоединяет и становится анионом.
Электростатическое поле не имеет преимущественных направлений. Поэтому ионная связь в отличие от ковалентной не направлена. Ион взаимодействует с любым количеством ионов противоположного заряда. Этим обусловлено еще одно отличительное свойство ионной связи – ненасыщаемость.
Рассмотрим свойства ионной связи на примере хлорида натрия. Вследствие противоположности зарядов оба иона Na+и Сl- притягиваются друг к другу. Однако, сблизившись до определенного предела, они останавливаются на оптимальном расстоянии (r0), при котором притяжение уравновешивается взаимным отталкиванием их электронных оболочек.
Положительно и отрицательно заряженные ионы, образующие ионное соединение, представим в виде заряженных шариков, силовые поля которых равномерно распределяются в пространстве во всех направлениях. Отсюда первое свойство ионной связи - связь ненасыщенная.
Ненасыщаемость ионной связи приводит к тому, что все ионные соединения кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения. Только в кристаллическом соединении за счет образования определенной кристаллической решетки, в которой каждый ион окружен рядом ионов противоположного знака, происходит компенсация силовых линий.
Второе свойство ионной связи заключается в том, что она ненаправленна. Нельзя указать направление, по которому ион хлора подходит к иону натрия, у каждого иона все направления равноценны, и с любой стороны один ион может подойти к другому. Если сравнить с ковалентной связью, в ковалентных молекулах взаимодействие между атомами происходит в направлении распространения электронного облака и ковалентные молекулы имеют определенную геометрическую конфигурацию, ионные молекулы такого свойства не имеют.
9.Метод валентных связей. Характеристика ковалентной связи. Изменение энергии системы при образовании ковалентной связи. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.
Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО, в котором простейшая химическая связь может быть как двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Так же, как и в ММО, в образовании химической связи принимают участие валентные электроны. Волновая функция, описывающая состояние электронов, образующих связь, называется локализованной орбиталью (ЛО).
Ковалентная связь возникает между атомами с относительно малыми различиями в электроотрицательностях, которые образуют химическую связь за счет общей электронной пары. Связь, образованная путем обобществления пары электронов связываемых атомов, называется ковалентной. Эта связь может рассматриваться как электростатическое притяжение ядер двух атомов к общей электронной паре. Ковалентная связь, в отличие от ионной, обладает определенной направленностью (от атома к атому).
Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость - способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.
Минимум энергии молекулы отвечает строго определенному расстоянию между ядрами атомов. Если атомы в молекуле с помощью внешней силы сдвинуть еще ближе, то в действие вступает мощное отталкивание между одноименно заряженными ядрами атомов и общая энергия системы начинает быстро возрастать. Это невыгодно системе, поэтому длина связи представляет собой строго определенное, равновесное значение. Это свойство объясняется принципом наименьшей энергии. При образовании каждой дополнительной связи выделяется дополнительная энергия. Поэтому все валентные возможности реализуются полностью.
ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону: А.+.ВА:В
ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора: А:+В А:В
При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими. например, при образовании молекулы трифторида бора из атомов три атомные орбитали бора, на каждой из которых имеется по одному электрону, перекрываются с тремя атомными орбиталями трех атомов фтора (на каждой из них также находится по одному неспаренному электрону). В результате спаривания электронов в областях перекрывания соответствующих атомных орбиталей появляется три пары электронов, связывающих атомы в молекулу.
По донорно-акцепторному механизму перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. В этом случае в области перекрывания также оказывается пара электронов.