- •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:
-
Понятие о методе электронных орбиталей.
Метод валентных связей в целом ряде случаев не может объяснить механизм возникновения ряда соединений и свойств образованных молекул. Согласно методу валентных связей хим. связь образуется с помощью общих электронных пар. 1) Н2-энергия разрыва связи=259кДж/моль 2) так возникает молекула О2. В молекуле кислорода нет не спаренных электронов.(см.рис12) Изучение магн. св-ва молекулы кислорода показывает, что есть не спаренные электроны. Если вещество не имеет не спаренных электронов, то оно не имеет магнитного ноля – диамагнетическое вещество. Если вещество имеет не спаренные электроны оно обладает магнитным полем, оно втягивается внутрь магнитного поля – парамагнитное вещество. С т.з. валентных св-в трудно объяснить, что ряд веществ теряя электроны становится более прочным. О2-498кДж/моль, О2-664кДж/моль. Электроны в атомах располагаются на атомных электронных орбиталях, При возникновении химических связей электроны переходят на молекулярные электронные орбитали. Различают два вида молекулярных орбитали.1) связывающие молекулярные орбитали, 2) разрыхляющие молекулярные орбитали. При возникновении первой электронной орбитали волновые функции электрона складываются т.о., что в пространстве между ядрами плотность(?) электронного облака увеличивается. Ядра притягиваются к этой области с повышенной электронной плотностью. Избыточная энергия электрона, находящегося на связывающей молекулярной орбитали, минимальна. Сложение волновых функций электрона может произойти таким образом, что в пространстве между ядрами возникает разряжение электронной плотности. Электроны поступают на разрыхляющую электронную орбиталь. Электроны перешедшие на разрыхляющую орбиталь обладают большим запасом избыточной энергии. Электроны стремятся разрушить молекулу. Если молекула теряет электрон, то она его теряет с разрыхляющей орбитали. Молекула становится более прочной.
12.1) Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения. Является разновидностью ковалентной связи. Соединения первого порядка или валентно насыщенные соединения. H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, HgJ2, CuSO4, FeCl3 и т.д. Они могут давать соединения высшего порядка или комплексные соединения. 1)NH3+ HClà [NH4]Cl, 2)AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl, 3)CuSO4+4NH3= [Cu(NH3)4]SO4, 4)2KJ+HgJ2= K2[HgJ4], 5)FeCl3+6H2Oà [Fe(H2O)6]Cl3. Комплексные соединения- соединения, которые образуются без возникновения новых электронных пар, а за счет проявления дон.-акц. связи.(см.рис) BF3+NH3àBF3NH3, B-акцептор, N-донор. Общие св-ва ков. и дон.-акцепторных связей. Возникают за счет общих электрон- ных пар. В случае ковалентной связи все участники равноправны (каждый участник дает по 1 электрону) , д-а (каждый участник дает электронную пару). [Cu(NH3)4]SO4. Cu-комплексообразователь, 4-координационное число. ( )- внутренняя сфера, [ ]-внешняя сфера, NH3-лиганды. Заряд внутри сферы представляет собой сумму зарядов центрального иона и заряда лиганд. В целом заряд нейтрален.
Константа нестойкости. Двойные соли.
К4[Fe(CN)6]4=желтая гравитая соль = 4K+ + [Fe(CN)6]4-
Комплексный ион может распадаться на простые соли, например, [Fe(CN)6]4-= Fe2+ + 6CN-
Kn - константа нестойкости молекулярного иона. Kn = ([Fe2+]*[CN-]^6) / [Fe(CN)6]^4.
Очевидно: чем меньше Kn , тем прочнее комплексное соединение. Kn ~ 10^(-4) (для )
Наряду с комплексными соединениями существуют так называемые двойные соли.
K2Al2(SO4)4*24H2O , etc... В отличие от комплексных соединений, у которых очень прочная внутренняя сфера, двойные соли при диссоциации сразу распадаются на простые ионы: K[MgCl3] = K+ + Mg2+ + 3Cl- .