- •Основные типы структур неорганических соединений. Вещества с молекулярной и немолекулярной структурой. Атомные, молекулярные, ионные и металлические кристаллические решетки .
- •Строение электронных оболочек атома. Волновая теория строения атома. Понятие об электронном облаке.
- •Квантовые числа как характеристика состояния электрона в атоме. Физический смысл квантовых чисел. Энергетический уровень, подуровень. Атомная орбиталь. Форма и ориентация электронных облаков.
- •Принцип Паули и емкость электронных оболочек. Правило Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей. Правила Клечковского. Строение электронных оболочек атомов химических элементов.
- •Химическая связь. Основные типы химической связи. Полярность связи как функция разности электроотрицательностей химических элементов.
- •Количественные характеристики химической связи: энергия связи, длина, валентный угол. Полярность связи и полярность молекулы в целом, дипольный момент молекулы.
- •Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей .Спиновая теория валентности. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •3) Химическая связь в методе вс является двухцентровой и локализована в области между ядрами двух атомов ее образующих.
- •Валентность и степень окисления химических элементов в их соединениях.
- •Одиночные и кратные связи. Сигма- и пи- связи.
- •Ионная связь. Простые и сложные ионы. Ионные кристаллические решетки. Концепция поляризации ионов.
- •Металлическая связь .Металлические кристаллические решетки .
- •Водородная связь. Природа и механизм образования водородной связи
- •Зависимость физических свойств веществ с молекулярной структурой от характера межмолекулярного взаимодействия. Влияние водородной связи на свойства веществ.
- •Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.
- •Химические реакции. Классификация химических реакций. Основные задачи химической кинетики и химической термодинамики.
- •Химическая система. Функция состояния системы. Работа и теплота. Изменение внутренней энергии системы в ходе химических превращений
- •Первое начало термодинамики. Энтальпия. Изменение энтальпии в ходе химического процесса. Закон Гесса, следствие из закона Гесса. Стандартная энтальпия образования вещества
- •Катализ и катализаторы. Гомогенные и гетерогенные катализаторы. Влияние катализаторов на величину энергии активации и константу скорости реакции.
- •Растворы. Классификация дисперсных систем: истинные растворы, коллоидные растворы, грубодисперсные системы.
- •Растворимость веществ. Влияние природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления на растворимость газов, твердых и жидких веществ.
- •Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации и концентраци
- •Реакции ионного обмена в растворах. Обратимые и необратимые реакции, признаки необратимости реакций
- •Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным раствором. Произведение растворимости и растворимость веществ
- •Константа гидролиза. Степень гидролиза, связь степени гидролиза с константой гидролиза и концентрацией раствора. Факторы, определяющие глубину гидролиза солей. Совместный гидролиз.
- •Окислительно-восстановительные реакции (овр). Основные типы овр. Типичные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методом электронного и ионно-электронного баланса.
- •Классификация и номенклатура комплексных соединений. Основные типы комплексных соединений.
- •2) По типу лигандов комплексные частицы делятся на:
- •Кислоты и основания. Влияние положения элемента в периодической системе и степени окисления элемента на состав и кислотно-основные свойства гидроксидов элементов
- •Классификация реакций органических соединений по характеру химических превращений
- •Конформация
- •Методы масс-спектрометрии
- •Инфракрасные (ик) спектры и комбинационное рассеяние света
- •Спектроскопия в видимой и ультрафиолетовой (уф) областях
- •Рентгеновские методы исследования
- •Метод ямр
- •Общая характеристика титриметрический (объемный) метод анализа
- •Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации) Общая характеристика метода
- •Перманганатометрия
- •Комплексонометрия Общая характеристика метода
- •Условия проведения комплексонометрического титрования
- •Гравиметрический (весовой) метод анализа
- •Электрохимические методы анализа
- •Фотометрический метод анализа Основные законы и формулы
Принцип Паули и емкость электронных оболочек. Правило Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей. Правила Клечковского. Строение электронных оболочек атомов химических элементов.
Принцип Паули: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Следствием является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений.
Спин — собственный момент импульса элементарных частиц, имеющий квантовую природу и не связанный с перемещением частицы как целого. Спином называют также собственный момент импульса атомного ядра или атома;
Правило Хунда--суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным.
Правила Клечковского: Первое-Электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке, где сумма главного и орбитального квантового числа минимальна. Е = min при n + ℓ = min
Второе- Электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа
--Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Каждый слой состоит из электронов с близкими значениями энергии, поэтому слои электронов называют энергетическими уровнями. Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.
Периодический закон и периодическая система элементов. Заполнение электронами атомных орбиталей и формирование периодов и групп. Главные и побочные подгруппы. Электронные аналоги, изоэлектронные частицы.
Периодический закон: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.
При заполнении атомных орбиталей электронами соблюдаются три основные правила:
-Принцип устойчивости. АО заполняются электронами в порядке повышения их энергетических уровней:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d ...
-Принцип Паули. На одной АО могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами.
-Правило Хунда. На АО с одинаковой энергией, так называемых вырожденных орбиталях, электроны располагаются по одному с параллельными спинами.
Формирование периодов и групп в периодической системе элементов происходит за счёт изменения строения электронных оболочек. Подгруппы, в которых расположены s- и p-элементы, называют ГЛАВНЫМИ, а подгруппы с d-элементами - ПОБОЧНЫМИ ПОДГРУППАМИ.
Изоэлектронными называют частицы, имеющие одно и то же общее число электронов и одинаковое их распределение на внешнем энергетическом уровне. Так, катионы элементов 3-го периода Na+, Mg2+, Аl3+, Si4+, P5+, S6+, Сl7+ и анионы 2-го периода С4-, N3-, О2- и F- изоэлектронны и все имеют электронную структуру инертного газа неона.
--В одну подгруппу включены элементы, атомы которых имеют подобную структуру валентных подуровней, т.е. они имеют одинаковое количество электронов на внешних орбиталях, отличающихся лишь значением главного квантового числа. Такие элементы называются электронными аналогами.
Периодичность свойств атомов. Изменение радиусов атомов по периодам и группам. Энергия ионизации атомов. Изменение энергии ионизации по периодам и группам. Сродство к электрону. Электроотрицательность элементов, изменение величины ЭО в периодической системе.
В периоде атомный радиус в общем уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. В подгруппах с увеличением порядкового номера элемента атомный радиус возрастает. Энергия ионизации для элементов одного периода увеличивается с возрастанием заряда ядра. В подгруппе она уменьшается с ростом порядкового номера элемента вследствие увеличения расстояния электрона от ядра. Усилении неметаллических свойств элементов по мере приближения к концу периода. Наибольшее сродство к электрону - у галогенов, наименьшее - у металлов. Наименьшие потенциалы ионизации - у щелочных металлов, наибольшие - у инертных газов. ЭО растет слева направо в периодах и снизу вверх в главных подгруппах.
Периодичность изменения химических свойств элементов, простых веществ и химических соединений в периодической системе. Изменение валентности по периодам и группам . Металлический и неметаллический характер элементов. Изменение химической активности металлов и неметаллов по периодам и группам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов.
Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов - номеру группы, к которым относится данный элемент. Положительные степени окисления проявляют все элементы, за исключением фтора. Их значения увеличиваются с ростом заряда ядер и совпадают с числом электронов на последнем энергетическом уровне (за исключением кислорода). Эти степени окисления называют высшими степенями окисления. Отрицательные степени окисления проявляют элементы, начиная с углерода C, кремния Si и германия Ge. Значения их равны числу электронов, недостающих до 8. Эти степени окисления называют низшими степенями окисления. Валентность возрастает по периодам слева направо, а по группам сверху вниз. Металлические св-ва по периоду справа налево возрастают, а по группам сверху вниз. Неметаллические и окислительные св-ва как и ЭО по периоду возрастают слева направо, а по группам снизу вверх.
Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов: по периоду основные убывают, кислотные растут.
по группе убывают кислотные, усиливаются основные.