3.Законы стехиометрии: закон сохранения массы, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон Авогадро и следствия из него. Приведите примеры применения этих законов.

Стехиометрия- это раздел химии, который изучает количество соотношений реагирующих веществ и химических элементов.

Закон сохранения масс(ломоносов и лавуазье-1748г)-масса вещества вступившего в реакцию равна массе после реакции.

Закон постоянства состав(прус 1801г)-всякое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Закон кратных отношений( 1805г гей-люсак)-при постоянных температуре и давление объемы вступающих реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газовых продуктов, как простые целые числа.

Закон авогадро- в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона:

1.одинаковое число молекул различных газов при одинаковой температуре занимают один и тот же объем;

2.D относительная плотность одного газа по другому, показывает во сколько раз один газ тяжелее или легче другого.

4. Модели атома. Квантово-механическая модель атома. Квантовые числа, их физический смысл и допустимые значения. Максимальная емкость энергетических подуровней и уровней.

Модели атома:

1.Модель томсона- сливовый пудинг

2.планетарная модель резерфорда:

Недостатки по резерфорду:

1.не мог объяснить устойчивость атома

2.не мог объяснить происхождение спектров(линейчатый характер);

Современная квантово-механическая модель атома:

Шрединберг использовал уравнение, рассчитал энергетические характеристики частиц ( квантовые числа) n,l,m-орбиталь.

орбиталь- это область пространства, в которых нахождение электрона наиболее вероятна, т.е. когда электрон плотность достигает 90-95%.

Квантовые числа:

Главное квантовое число принимает значение n=1,2,3…7(соответствует периоду, в котором находится элемент). Общий запас энергии электрона на энергетическом уровне.

l- орбитальное квантовое число (побочное азимутальное). Описывает общий запас энергии электрона на энергетическом подуровне. Число подуровней равно номеру уровня.

l 0-(n-1) l=0 1 2 3…

s p d f…

l характеризует форму атомной орбитали

s-орбиталь имеют форму сферы

p-орбиталь форма 8.

d-орбиталь трехлистник.

Магнитное квантовое число, физический смысл показывает ориентацию облака в пространстве относительно цента земли. m=2l+1

Электронная ёмкость энергетического подуровня определяется числом атомных орбиталей в под­уров­не и, исходя из ёмкости каждой АО, численно равна 2(2l+1), а именно:

Энергетический подуровень s p d f

Число АО в подуровне (2l+1) 1 3 5 7

Электронная ёмкость подуровня 2(2l+1) 2 6 10 14

Электронная ёмкость энергетического уровня определяется ёмкостью составляющих его энергети­ческих подуровней и численно равна 2n², где n – значение главного квантового числа для электронов рассмат­риваемого энергетического уровня:

5. Порядок заполнения электронами энергетических подуровней и уровней. Принцип наименьшей энергии и два правила Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные и электроно-графические формулы атомов и ионов. Валентные электроны. Нормальное и возбужденное состояния атома. Понятие о валентности.

Принцип наименьшей энергии и два правила клечковского:

1.электроны заполняют орбитали в порядке увеличения суммы 1s<2s<2p<3s<3p<…

2.при равенстве суммы заполнение идет в порядке увеличения квантового числа.

Принцип запрета Пауля:в атоме не может быть орбитали , у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковые.=>>

Правило Хунда: в пределах одного энергетического подуровня электроны заполняются максимально, чтобы максимальный спин атома был бы максимальный.

Электронные формулы- условные записи структуры энергетических подуровней и уровней атомов химических элементов с помощью системы квантовых чисел n,l,m.

Электронно-графические формулы- условные записи только валентных подуровней с помощью квантовых ячеек.

Валентные электроны

Элемент может повышать валентность переходя в возбужденное состояние. Возбужденное состояние всегда неустойчивое. Но распаривание электронов происходит в пределах одного энергетического уровня.

Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

В химии валентными электронами называют электроны, находящиеся на внешней, или валентной, оболочке атома. Валентные электроны определяют поведение химического элемента в химических реакциях. Чем меньше валентных электронов имеет элемент, тем легче он отдаёт эти электроны (проявляет свойства восстановителя) в реакциях с другими элементами. И наоборот, чем больше валентных электронов содержится в атоме химического элемента, тем легче он приобретает электроны (проявляет свойства окислителя) в химических реакциях при прочих равных условиях. Полностью заполненные внешние электронные оболочки имеют инертные газы, которые проявляют минимальную химическую активность. Периодичность заполнения электронами внешней электронной оболочки определяет периодическое изменение химических свойств элементов в таблице Менделеева.

Количество валентных электронов (максимальная валентность) равно номеру группы в периодической таблице Менделеева, в которой находится химический элемент (кроме побочных подгрупп).

6. Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Объясните принцип расположения элементов в Периодической системе с точки зрения строения их электронных оболочек. Семейства s-, p-, d- и f-элементов.

Периодический закон Менделеева:

Свойства простых веществ, а также свойства и формулы соединений элементов находятся в периодической зависимости от ядер их атомов.

В периодической системе электроны расположены строго в порядке возрастания зарядов их атомов.

Строение электронных оболочек атомов определяется в таблице менделеева 7 периодами- горизонтально 8 группами-вертикально, 2 группы главная и побочная.

Сущность периодического закона заключается в том, что энергетические подуровни и уровни емкостно ограничены, а также электронная конфигурация атомов периодически повторяется.

S семейство- элементы у которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень каждый период начинается двумя s-элементами.

Р-элемент, заполняется р подуровень.

d-семейства, находятся в побочных подгруппах.

Каждый период начинается двумя s-элементами и 6 p, в больших периодах находится по 10 d элементов.

F элементы: локтанойды и актиноиды.

7. Периодически изменяющиеся свойства элементов: радиусы атомов, энергия ионизации (потенциалы ионизации), энергия сродства к электрону, электроотрицательность. Изменение этих свойств атомов по подгруппам и периодам в периодической системе. Металлические и неметаллические свойства элементов и образуемых ими соединений.

Периодически изменяющиеся свойства элементов:

Радиусы атомов или ионов по главным подгруппам сверху вниз увеличиваются, т.к. растет число энергетических подуровней. Это приводит к удалению валентных электронов, а значит и ослаблению их связи с ядром.

По периоду слева на право радиусы уменьшаются т.к. усиливается кулоновское взаимодействие электронов с ядром (возрастает положительный заряд, а значит возрастает отрицательные электроны)

Энергия ионизации- это та энергия, которую нужно затратить чтобы оторвать электрон от нейтрального атома , следовательно по главной подгруппе энергия ионизации уменьшается, а активность элементов(способность отдавать электроны) увеличивается.

По периоду энергия ионизации возрастает, но по периоду она изменяется немонотонно. Такая не монотонность связана с тем, что наполовину или полностью заполненные электроны стабильнее. В побочных подуровнях ионизация радиусов атомов более сложна(вторичная периодичность).

Y-потенциал ионизации( напряжение чтобы оторвать электрон).

Энергия сродства к электрону- это та энергия , которая выделяется при присоединение электрона к нейтральному атому.

Для металлов энергия сродства к электрону не существует.

Физический смысл: характеризуется способностью атома к отдаче электронов по периоду с лева на право увеличивается, а по подгруппам уменьшается.

Электроотрицательность:

X=1/2*(E(ионизации)-E(сродства))

У атомов металлов малых периодов (I—III) на внешнем электронном слое находится от 1 до 3 электронов, а у атомов неметаллов — от 4 до 8. Исключение составляют атомы водорода — 1 электрон и бора — 3 электрона.

Зная характер изменения радиусов атомов по группам и периодам, а также их электронную структуру, можно объяснить причину изменения металлических и неметаллических свойств атомов элементов, точнее, их простых веществ.

Проявление металлических свойств определяется, прежде всего, способностью атомов данного элемента отдавать электроны с внешнего электронного слоя. Именно наличием у металлов свободных электронов обусловлена их высокая электропроводность.

И наоборот, способность атомов данного элемента присоединять электроны определяет неметаллические свойства его простого вещества.

Таким образом, в главных группах (группах А) периодической системы с ростом зарядов ядер атомов химических элементов усиливаются металлические свойства их простых веществ и, соответственно, ослабевают неметаллические. Это особенно наглядно проявляется в группе IVA. В ней свойства простых веществ химических элементов изменяются от неметаллических (у углерода и кремния) к металлическим (у олова и свинца).

В малых периодах с ростом зарядов ядер атомов увеличивается и число электронов на внешнем слое. Они сильнее притягиваются к ядру, поэтому атомам все труднее отдавать электроны и легче присоединять их. По этой причине в периоде у атомов химических элементов ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства. Аналогично в периоде с ростом зарядов ядер атомов свойства оксидов и гидроксидов изменяются от основных к кислотным.

8. Основные типы химической связи и их критерий. Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Количественные характеристики связи: длина, энергия, кратность, полярность, поляризуемость. Влияние типа связи на физические и химические свойства кислот, оснований, солей.

1.Ковалентная:

А) неполярная(ОЭО=0, свободные элементы)

Б)полярная(ОЭО<1.7, между неметаллами)

2.ионная связь (ОЭО>1.7)

3.металлическая(между металлами)

Механизмы образования ковалентной связи:

2. Обменный(каждый атом предоставляет по одному неспаренному электрону):

А) связь образованная за счет перекрывания вдоль оси связывающие центры атомов ss и рр-сигма связь;

Б) связь образованная за счет перекрывания по оби стороны от оси называют р-связь

2.донорно-акцепторный механизм(один атом предоставляет неподеленную пару электронов, а другой свободную или вакантную орбиталь)

Длина связи- минимальное расстояние между ядрами двух взаимодействующих атомов.

Энергия связи- это та работа, которую надо совершить, чтобы связь разорвать.

Кратность связи- это число локализованных электронных пар, участвующих в образование отдельных молекул.

Полярность-это характеристика, которая зависит начальной от электроотрицательности атомов, участвующих в образование связи.

Поляризуемость- свойство полярных или неполярных молекул деформироваться (поляризоваться) под действием внешнего электрического поля.

9. Свойства ковалентной связи: насыщенность и направленность. Основные положения теории гибридизации электронных орбиталей центрального атома. Определение типа гибридизации центрального атома; геометрии и полярности молекулы (в целом). Свойства ионной связи. Понятие о степени окисления. Особенности металлической связи.

Направленность ковалентной связи определяется тем, что p и d,f атомные орбитали имеют определенную направление в пространстве , поэтому молекула имеет определенную геометрию(пространственную структуру).

Насыщенность ковалентной связи обусловлена тем, что одна атомная орбиталь может принимать участие в образовании только одной ковалентной связи

Понятие о гибридизации атомных орбиталей(1931 г. Поль)

1.В образование химической связи участвуют нечистые s,p,d атомные орбитали, а смешанные(гибридные);

2.Число гибридных орбиталей равно числу исходных атомных орбиталей.

Гибридные орбитали имеют одинаковую форму и энергию при этом в одну сторону вытянуто больше, чем в другую.

Чтобы определить тип гибридизации центрального атома следует посчитать число сигма связей и число неподеленных электронных пар вокруг центрального атома(р-связи не учитываются)-эта сумма даст число гибридизации, следовательно тип гибридизации и энергию молекулы.

2 сигма связи =>2 гибридные орбитали=>sp=>линейная

Неподеленные электронные пары вносят искажение в геометрию молекул.

Свойства ионной связи:

1.Ненасыщенность

2.Ненаправленность

Ионная связь-результат электростатического взаимодействия противоположно заряженных частиц.

Степень окисления- условный заряд, который образован в атомах, если считать эту связь ионной.

Металлическая связь-это химическая связь, при которой валентные электроны принадлежат не двум или нескольким определенным атомам, а всему кристаллу металла, связь является в высшей степени делокализованной.

Металлическая связь ненасыщенна(объединяет в себе очень большое число атомов и при дальнейшем их увеличение главный ее признак не исчезает, а усиливается) и ненаправлена(сферическая симметрия облаков s-элементов:перекрывание трех или более сфер зависит от расстояний между ними и не зависит от направлений, по которым они сближаются).