- •1.Строение электронных оболочек атома. Квантовые числа, s-, p-, d-, f- состояния электронов. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы и энергетические ячейки.
- •Понятие о волновых свойствах электрона. Уравнение л. Де Бройля. Электронные облака s- и p- электронов.
- •Энергия ионизации атомов, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.
- •5) Порядок заполнения электронных слоев.
- •Краткая характеристика основных видов связи.
- •7) Ионная связь. Механизм возникновения, валентность элементов в ионных соединениях.
- •8.Ковалентная связь.
- •9) Направленность ковалентной связи. Строение молекул h2, Cl2, hCl, h2o, h2s, nh3, ch4, bCl3, BeCl2. Гибридизация электронных облаков, s и p связь. Строение молекул этилена, ацетилена.
- •10) Полярная связь. Π –полярная молекула.
- •Понятие о методе электронных орбиталей.
- •13) Виды межмолекулярного взаимодействия. Потенциал Леннарда-Джонса.
- •14) Основные агрегатные состояния вещества. Характеристика газообразного, жидкого и твердого состояний. Дальний и ближний порядок.
- •16) Кристалл. Монокристалл. Поликристаллическое тело. Свойства веществ в кристаллическом состоянии. Анизотропия. Закон постоянства междугранных углов.
- •17).Классификация кристаллов.
- •19) Плотность упаковки частиц в кристаллах. Плотнейшие упаковки. Тетраэдрические и октаэдрические междоузлия.
- •20) Типы кристаллических решеток по видам связи. Ионные, атомные и молекулярные решетки. Металлические решетки.
- •21) Основные виды кубических структур.
- •22) Полиморфизм, аллотропия, энантиоморфизм, Изоморфизм.
- •23) Реальные кристаллы. Точечные и протяженные дефекты структуры. Влияние дефектов структуры на свойства твердых тел.
- •24) Стехиометрические законы химии и особенности их применения в кристаллах.
- •25) Предмет и задачи химической термодинамики. Система, фаза, компонент, параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия.
- •27) I начало термодинамики. Истинная и средняя теплоемкость. Соотношение между Cp и c для идеального газа.
- •35) Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии. Изобара и изохора.
- •36) Фазовые превращения. Уравнение Клапейрона-Клазиуса. Теплота фазового превращения.
- •37) Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчёт абсолютного значения энтропии.
- •55) Явление катализа. Катализаторы и ингибиторы. Механизм гомогенного и гетерогенного катализа.
- •56) Понятие "р-р." Разбавленные, концентрированные, насыщенные, пересыщенные растворы. Способы выражения концентрации растворов.
- •57).Физические и Химические теории р-ров. Сольватация. Теплота растворения. Растворение тв. Тел в жидкости. Ур-е Шредера. Растворимость жидкостей в жидкостях.
- •58) Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри и Дальтона. Ур-е Сивертса. Закон распределения. Практическое применение закона распределения.
- •60) Первый и второй законы Рауля. Определение молекулярных масс различных веществ (эбулио и криоскопия).
- •62). Слабые электролиты. Степень диссоциации, определение ее через электропроводность. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации и степени диссоциации (закон распределения Оствальда)
- •63) Сильные электролиты. Ионные атмосферы. Кажущаяся степень диссоциации. Активность и коэффициент активности. Произведение растворимости.
- •64) Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды Водородный показатель.
- •Гидролиз солей.
- •68)Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. Эдс, как алгебраическая сумма скачков потенциалов. Медно-цинковый гальванический элемент – элемент Якоби-Даниэля.
- •70) Водородный электрод.
- •Типы электродов и цепей.
- •73) Законы электролиза.….1-й закон:
9) Направленность ковалентной связи. Строение молекул h2, Cl2, hCl, h2o, h2s, nh3, ch4, bCl3, BeCl2. Гибридизация электронных облаков, s и p связь. Строение молекул этилена, ацетилена.
В случае ковалентной связи взаимное перекрытие электронных облаков в пространстве определяет форму молекулы.
1)AA, BB. Этот тип молекул характерен для Н2 (s-связь), галогенов, и соединений Н с галогенами. (см.рис).Молекулы водорода имеют линейную структуру. Химическая связь действует по кратчайшему расстоянию, связывая атомы s-связью(см.рис).
2)А2В. Этот тип характерен для соединений, образованных элементами главной подгруппы 6-ой группы: Н2О, Н2S.(см.рис) ( Н2О – угол –1050, Н2S – 920 35’) Максимальная плотность возникает при темп.=4 градуса цельсия.
3)А3В. Элементы главной подгруппы 3 группы(N,P,As,Sb). NH3 (см.рис).
4)А4В Главная подгруппа 4 группа(Si,C,Ge,Sn). СН4 – электроны последнего уровня углерода – s2p2. После возбуждения - sp3. (см.рис).Гибридизация электронных облаков. s2p2 ® sp3 ® q4 Гибридизация требует затрат энергии, но эта энергия компенсируется при протекании реакции образования связи. Все связи энергетически равноценны.
5)АВ3 – характерно для соединений гл. подгруппы 3-ей группы.(B,Al,Ga,In,Tl) BCl3. s2p ® sp2 ® q3 (см.рис).
6)АВ2 –для некоторых соединений, образованными элементами главной подгруппы 2 группы. ВеCl2 (линейная структура, угол – 1800). sp ®spà q2 d2 sp3 ® q6 (см.рис) Сигма и p - связь. Если в молекуле имеется кратная связь между атомами (двойная и тройная), то только одна связь является прочной - s-связь. 1)C2H4 – этилен 2)C2Н2 – ацетилен При образовании молекул этилена происходит неполная гибридизация электронов оболочки атомов углерода. s2p2 ® sp3 ® sp2p ® q3p Негибридизорованные электроны в плоскости, перпендикулярной плоскости, где расположены атомы этилена, образуют p - связь(см.рис).Повышение электронной плотности образуется между ядрами – стягивание ядер. При образовании p - связи электронные облака перекрываются в меньшей степени, чем сигма-связь (в случае сигма-связи облака гибридизированы, что обеспечивает их большее перекрывание), поэтому p - связь менее прочная
10) Полярная связь. Π –полярная молекула.
Предположим, что мы имеем соединение АB, при этом взаимодействуют атомы A B с большим значением энергии сродства к электрону. ЭОa>Эоb -> общая электронная пара в молекуле AB смещена от атома B к атому А. Электронейтральность нарушается, в молекуле появляются положительный и отрицательный полюса.(см.рис5) Такая структура молекулы носит название полярная структура. Полярная молекула HCl (см.рис6) Связь в результате которой возникает полярная молекула носит название П.К.С. Очевидно чем больше расстояние между полюсами, тем ярче выражена полярная структура молекулы. 1) Cl2-чисто ков.связь(см.рис7), 2) НСl-полярная связь(см.рис8) 3) NaCl-ионная связь(см.рис9).Вывод: любая химическая связь образованна электронными парами. Расположение электронных пар в молекуле опред. отн. ЭО атомов вступающих в связь. Если ЭО одинаковы, то электронные пары располагаются симметрично относит. атомов, вступивших в связь. Если ЭО неодинаковы, то электронная пара смещается к одному из атомов.(полярная связь) При низких различиях ЭО мы имеем ионную связь. (см.рис10) Полярная молекула – диполь. Основной характеристикой диполя является дипольный момент. µ=ē*l. l-плечо диполя, µ-характеризует напряженность электростатического поля, создаваемое диполем. ē(?)~4,8*10**-10 эл.стат.ед. µ=D*10**-18. D-единица Дебая. Для полярных соединений µ=0ч4D, для ионных соединений µ=4ч11D(?), для ковалентных соединений µ=0. Наличие полярных структур молекул приводит к тому, что могут возникать ассоциаты-агрегаты состояний из нескольких молекул. Возн. ассоциат есть рез-т проявления водородных связей.(Н2О)x (НF)y (см.рис11) Общая эл. пара смещена к атому О. Атом Н практически лишен электронной оболочки. Несимметричная структура воды приводит к поляризации связи => наличие водородных связей => аномальные свойства воды. 1) dmax(максимальная плотность) при +4?C – (Н2О)2 2) Вода обладает максимальной теплоемкостью среди всех жидкостей. При нагревании воды энергия идет на разрыв водородных связей (энергия затрачивается не только на движение молекул воды) 3) lo-н=0,96А? lо…н=1,76А? Е(водородной связи)=20ч40кДж/моль. Водородная связь(?)