- •Предмет, задачи общей и неорганической химии. Роль химии в естественных науках.
- •Основные понятия химии
- •Основные понятия химии.
- •Основные стехиометрические законы.
- •Газовые законы: г. Люссака, Авогадро, объединенный газовый закон.
- •Строение атома; развитие учения о строении атома; модели Томсона, Резерфорда, Бора.
- •Характеристика основных квантовых чисел.
- •Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.
- •Периодический закон и периодическая система элементов.
- •Ковалентная химическая связь. Способы образования ковалентной связи. Основные характеристики.
- •Геометрия структур с ковалентным типом связи (гибридизация sp, sp2, sp3)
- •Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
- •Ионная и металлическая связь.
- •Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
- •Кристаллическое, жидкое и аморфное состояние веществ.
- •Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физические свойства
- •Влияние температуры на скорость химических реакций. Основные положения теории активации Аррениуса.
- •Катализ. Влияние катализаторов на скорость химических реакций.
- •Необратимые и обратимые реакции. Принцип Ле Шателье.
- •Дисперсные системы и их характеристика.
- •3. По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы.
- •Способы выражения концентрации растворов.
- •Энергетика химических связей. Характеристика систем. Функции состояния.
- •Внутренняя энергия. Энтальпия и энтропия.
- •Энергия Гиббса.
- •Закон Генри. Законы Рауля.
- •Осмотическое давление. Закон Ван-Гоффа.
- •Особенности растворов электролитов. Основные положения электролитической диссоциации.
- •Буферные растворы и их характеристика. Уравнение Гендерсона-Хассельбаха.
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Произведение растворимости. Реакции обмена в растворах электролитов.
- •Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
- •Теория овр. Важнейшие окислители и восстановители. Метод электронного баланса.
- •Ионно-электронный метод (метод полуреакций).
- •Классификация овр.
- •Электрохимические процессы. Электронный потенциал. Водородный электрод.
- •Электрохимический ряд напряжения металлов. Уравнение Нернста.
- •Гальванический элемент и его влияние на протекание овр.
- •Электролиз растворов и расплавов.
- •Комплексные соединения. Номенклатура и классификация.
- •Константа устойчивости и константа неустойчивости (характеристика кс)
Геометрия структур с ковалентным типом связи (гибридизация sp, sp2, sp3)
Гибридизация – это процесс выравнивания орбиталей по форме и энергии.
s-связь – ковалентная связь, образованная за счет перекрывания атомных орбиталей атомных орбиталей вдоль линии связи.
π-cвязь – ковалентная связь, возникающая при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Если в образовании химической связи одновременно участвуют s и p (p и d) одного и того же энергетического уровня то можно вести речь о гибридизации.
Условия устойчивой гибридизации:
В гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергии, s и p орбитали внешнего энергетического уровня и d орбиталь внешнего или предвнешнего уровня
Гибридная атомная орбиталь должна более полно перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связи
В гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью в большинстве случаев это орбитали элементов начальных периодов
Гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом чтобы обеспечить максимальное удаление друг от друга. В этом случае энергия всей системы минимальная.
Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
Основу метода валентных связей составляют следующие положения:
Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами.
Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая.
Ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака.
Несмотря на свою простоту и наглядность, метод валентных связей имеет ряд существенных недостатков:
Не мог объяснить парамагнитных свойств уже известных молекул. Например кислород при температуре – 220 градусов по Цельсию переходит в жидкое состояние, которое притягивается магнитом. Парамагнитные свойства обусловлены наличием хотя бы одного электрона.
К моменту создания метода валентных связей доказано существование молекулярных ионов. Однако метод валентных связей не мог объяснить возникновение молекулярных ионов.
Метод МО позволяет описывать важнейшие свойства молекулярных систем:
Принципиальную возможность образования молекулярных систем.
Насыщаемость химической связи и состав молекул.
Энергетическую устойчивость молекул и (соответствующих молекулярных ионов) прочность химической связи.
Распределение электронной плотности и полярность химических связей.
Донорно-акцепторные свойства молекулярных систем.
Метод МО основан на следующих правилах:
При сближении атомов до расстояния химических связей из атомных орбиталей (АО) образуются молекулярные. Число полученных молекулярных орбиталей равно числу исходных атомных.
Перекрываются атомные орбитали, близкие по энергии. В результате перекрывания двух атомных орбиталей образуются две молекулярные. Одна из них имеет меньшую энергию по сравнению с исходными атомными и называется связывающей, а вторая молекулярная орбиталь обладает большей энергией, чем исходные атомные орбитали, и называется разрыхляющей.
Молекулярная орбиталь не участвующая в образовании химической связи носит название несвязывающей. Ее энергия равна энергии исходной атомной орбитали.
На одной молекулярной орбитали (как, впрочем, и атомной) возможно нахождение не более двух электронов (принцип Паули).
Электроны занимают молекулярную орбиталь с наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии).
Заполнение орбиталей вырожденных (с одинаковой энергией) происходит последовательно по одному электрону на каждую из них.