- •1. Квантово-механическая теория. Двойственная природа частиц микромира (корпускулярно-волновой дуализм). 1924 г. – формула де-Бройля.
- •3. Устойчивое состояние е в атоме характеризуется квантовыми числами (n, l, ml, ms), три из которых являются решениями ур-я Шредингера.
- •4. Принцип Паули: в атоме не может быть двух е с одинаковым набором всех квантовых чисел. Принцип позволяет рассчитать максимальное число е на уровне и подуровне.
- •5. Периодический з-н д. И. Менделеева (1869 г.): Свойства простых в-в, а также форма и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.
- •6. Свойства простых в-в, а также форма и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.
- •7. Ковалентная хим. Связь – связь, образованная посредством перекрывания е-орбиталей связующих атомов.
- •10. Ионная связь – связь за счёт электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ненаправленна, ненасыщаема.
- •16. Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах химических реакций.
- •14. Термохимия – раздел химии, изучающий теплоту химических реакций.
- •15. Второе начало термодинамики: При неизменном энергетическом состоянии системы в ней самопроизвольно происходят процессы, приводящие к увеличению энтропии.
- •17. Состояние равновесия – момент, в который в системе содержатся и исходные, и конечные продукты реакции.
- •18. Раствор – гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (растворённого/ых в-ва/в и растворителя)
- •19. Свойства растворов неэлектролитов зависят только от концентрации раствора, не зависят от природы растворённых веществ. Неэлектролиты – органические в-ва (сахара, спирты, карбониды co(nh2)2 )
- •20. Растворы электролитов – р-ры в-в, проводящие электрический ток. Иона образуются за счёт электролитической диссоциации.
- •21. Сильные электролиты в р-ре диссоциируют практически нацело (hno3, hClO4, hCl, hBr, hi, NaOh, почти все соли)
- •33. Вода.
- •34. VII а группа. Галогены.
- •41. Элементы va группы.
- •44. Оксиды азота.
7. Ковалентная хим. Связь – связь, образованная посредством перекрывания е-орбиталей связующих атомов.
Электронные структуры возбуждённых атомов:
-
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Кол-во неспар. е
1
0
1
2
3
2
1
0
В осн. сост.
1
0
1
2
3
2
1
0
В возб. cост.
1
2
3
4
3
2
1
0
Спин-валентность – валентность, определяемая числом неспаренных е.
Метод валентных связей. Предполагает, что в образовании хим. связей участвуют неспаренные е каждого из атомов либо неподелённая е-пара одного атома и вакантная орбиталь другого. Первый механизм называется обменным, второй – донорно-акцепторным.
Максимальная валентность определяется числом неспаренных е, вакантных орбиталей и неподелённых е-пар.
Энергия связи [Есв.] = [кДж/моль] – энергия, выделяющаяся при образовании связи. В пределах от 150 до 450 кДж/моль. Зависит от длины связи и типа е-орбиталей. Наиболее прочные связи образуются на d- и гибридных орбиталях.
Длина связи [L] = [нм] – расстояние между центрами связующих атомов. Зависит от кратности связи и радиуса атомов. С увеличением кратности длина уменьшается.
Полярность определяется смещением связующей е-пары в сторону наиболее электроотрицательного атома.
Дипольный момент – характеристика полярности. [μ] = [Кл*м] = [Д] (Дебай) 1Д = 33*10-30 Кл*м Диполь – совокупность зарядов, противоположных по знаку, находящихся на определённом расстоянии друг от друга.
Кратность связи – определяется числом связующих е-пар. Одинарная – всегда σ; двойная – π и σ; тройная - 2π и σ. σ-связь – связь, направленная вдоль линии, соединяющей центры атомов. С участием s-орбиталей – всегда σ. π-связь – ниже и выше оси, соединяющей центры атомов. P- и d-орбитали.
Насыщаемость ковалентной связи вызывается ограничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, которые могут участвовать в образовании ковалентной связи.
8. Обменный механизм – согласно методу валентных связей, считается, что взаимодействующие атому могут обмениваться между собой е с противоположными спинами, образующими связующие пары; эти пары принадлежат обоим атомам. Донорно-акцепторный механизм – связь образуется за счёт пары е, принадлежавших одному атому (донору) и свободной орбитали другого атома (акцептора).
Перекрывание облаков – Глинка, стр. 122
У элементов 2-го периода имеется четыре валентные орбитали, поэтому максимально возможное число ковалентных связей равно четырем. У элементов 3-го и последующих периодов роль валентных могут играть также свободные внешние d - орбитали
Максимальная валентность определяется числом неспаренных е, вакантных орбиталей и неподелённых е-пар.
9. σ-связь – перекрывание облаков вдоль линии соединения центров атомов. π-связь – перекрывание по обе стороны от линии соединения центра атомов. Δ-связь – перекрывание всех четырёх лопастей d-электронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях.
Гибридизация – выравнивание орбиталей по форме и энергии. Имеет место быть в том случае, когда от центрального атома в образовании хим. связи участвуют орбитали различных подуровней. Способствует образованию более прочных связей. Обеспечивает наиболее полное перекрывание е-облаков. Тип гибридизации определяет форму молекулы.
Sp – линейная форма (BeCl2), sp2 – треугольник (BCl3), sp3 – тетраэдр (ССl4), sp3d2 – октаэдр
Локализованная хим. связь – е-плотность неравномерно распределена по молекуле, нелокализованная - равномерное распределение е-плотности. Нелокализованные связи энергетически выгоднее локализованных, одинаковой кратности (дробные).