Распределение электронов в многоэлектронных атомах. Принцип Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда.
Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: правило Клечковского, принцип Паули, правило Хунда.
Правило Клечковского: порядок заполнения энергетического состояния определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и орбитального квантовых чисел. E=min при n+l=min, если сумма главного и орбитального квантовых чисел равна, то должно быть минимальным главное квантовое число: E=min при n=min, если n+l=const. В соответствии с этим правилом энергетические подуровни заполняются в следующем порядке: 1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<6s2<4f14<5d10<6p6<7s2<5f14<6d10<7p6.
Принцип Паули (Графическое строение атома): данный принцип состоит в том, что в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех 4х квантовых чисел. Из принципа Паули следует, что каждая орбиталь не может быть занята более чем двумя электронами с противоположными спинами.
Правило Хунда: электроны располагаются на энергетических орбиталях так, чтобы их суммарный спин был максимальным.
Периодический закон Д.И.Менделеева. Периодическая таблица элементов Д.И.Менделеева.
Химическая связь. Виды химической связи. Основные характеристики химической связи.
Химическая связь – это взаимодействие двух или более атомов, приводящее к образованию устойчивой многоатомной системы. Химическая связь образуется, если электроны взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи положительных зарядов нескольких ядер. Важнейшими видами ковалентной связи являются: ковалентная, ионная, водородная, металлическая.
Ковалентная связь. Метод валентных связей. Механизмы образования ковалентной связи. Свойства ковалентной связи.
Ковалентная связь – это химическая связь между двумя атомами, осуществляемая общей для этих атомов парой электронов (H2, Cl2). Существует два подхода квантового механического описания ковалентной связи: метод валентной связи и метод молекулярных орбиталей.
В основе метода валентных связей лежат следующие положения:
- ковалентная химическая связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.
- ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующим электронным облаком.
МВС позволяет различать два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный (связь образуется за счет неподеленной электронной пары одного атома-донора или свободной орбитали другого атома).
Свойства ковалентной связи: полярность (ковалентные связи бывают полярные и неполярные), направленность (свойство направлять, по характеру перекрывающей связи), гибридизация (модификация атомных орбиталей).
Ионная связь. Процесс образования ионной связи. Свойства ионной связи.
Ионная связь – это химическая связь, возникающая между ионами в результате действия электростатических сил. Процесс образования иона состоит из двух этапов: 1) образование иона из двух взаимодействующих атомов
2) образование молекулы за счет электростатического притяжения образовавшихся ионов
Свойства ионной связи: - склонность к ассоциации (соединение друг с другом, либо с другими молекулами);
- все ионные соединения обладают кристаллической решеткой;
- кристалл ионного соединения можно рассматривать как единую молекулу, поскольку все связи между ионами могут быть равноценными;
- поляризуемость иона (способность иона деформироваться под действием внешнего электрического поля).
Водородная связь.
Водородная связь характерна для атома водорода, связанного непосредственно с наиболее электроотрицательным элементом. Водородная связь может быть двух типов: межмолекулярная водородная связь и внутримолекулярная водородная связь (характеристика для белков, кислот, эфиров).
В результате появления водородной связи может происходить ассоциация молекул и связывания их димеры, триммеры и т.д., что приводит к некоторому изменению физических свойств веществ.
Металлическая связь.
Металлическая связь – это химическая связь, которая проявляется при воздействии атомов электронов, имеющих избыток свободных валентных орбиталей по отношению к числу валентных электронов. При сближении таких атомов валентные электроны приобретают способность свободно перемещаться между ядрами в объеме кристалла. Характерна для металлов, сплавов.
Свойства металлической связи: проводимость (незаполненные энергетические уровни), теплопроводность (свободное перемещение электронов), пластичность, непрозрачность, металлический блеск.
Растворы. Понятие растворимости. Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе.
Раствор – гомогенная система, состоящая из двух и более компонентов, количества которых могут меняться в широких пределах. Растворы бывают: газообразные (воздух), жидкие (спиртовые растворы), твердые (сплавы металлов).
Растворимость – способность вещества растворяться в растворителе. Мерой растворимости в-ва служит его содержание в насыщенно растворе P= mв-ва/Vр-ля [г/л].
Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе:
- массовая концентрация ω=(mв-ва/mр-ра)*100%
- объемная концентрация x=(Vв-ва/Vр-ра)*100%
- молярная (мольная) доля N=(νв-ва/∑νi)*100%
- молярная концентрация (молярность) CM=(mв-ва/M)(1000/Vр-ра)
- молляльная концентрация (молляльность) Cm=(mв-ва/M)(1000/mр-ля)
- нормальная концентрация (нормальность; эквивалентная концентрация) СН=(mв-ва/mэ)(1000/Vр-ра)
- титр T=mв-ва/Vр-ра
Осмос. Осмотическое давление. Законы Рауля и Вант-Гоффа.
Осмос (односторонняя диффузия) – переход растворителя из менее концентрированного раствора в более концентрированный раствор.
Осмотическое давление – гидростатическое давление, равное разности уровней I и II. Величина осмотического давления зависит от концентрации раствора, от его температуры и не зависит от природы растворенного в-ва и растворителя.
Уравнение Вант-Гоффа: Pосм=CMRT. CM – молярная концентрация.
I закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя под раствором равно молярной доле растворенного в-ва: (P0-P)/P0=Ni
Ni – молярная доля.
Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Электролит – раствор в-ва, проводящий электрический ток.
Теория электролитической диссоциации (ТЭД). Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательные ионы. При этом ионы в растворе всегда находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения. В зависимости от структуры растворяющегося в-ва диссоциация может протекать по-разному.
При диссоциации распадается только часть электролита на ионы. Сила электролита определяется степенью ЭД: α=CM молекул/СM в-ва
CM молекул – которые продиссоциировали.
В зависимости от степени ЭД электролиты делятся на сильные (α=30%), средние (α=3-30%) и слабые (α<3%).
Для слабых электролитов связь между концентрацией электролита и степенью его диссоциации выражает Закон разбавления Оствальда: K=(CMα2)/(1-α)
K – константа диссоциации, α – степень диссоциации.
Произведение растворимости. Водородный показатель.
Гидролиз солей.
Химическая термодинамика. Энергетика химических реакций. Стандартные термодинамические величины.
Закон Гесса и его следствие. Химико-термодинамические расчеты.
Кинетика химических реакций. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции.
Кинетика – раздел химии, который изучает скорость химических реакций. Скорость химической реакции измеряется количеством в-ва, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакции) или на единицу площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции) с учетом стехиометрических коэффициентов. Для гомогенной реакции: υ=±1/ν*1/V*dni/dτ
Для гетерогенной реакции: υ=±1/ν*1/S*dni/dτ
На скорость рекции влияют 3 фактора: природа и концентрация реагирующего в-ва; температура; давление.
Дополнительные факторы: частота реагентов, катализатор, среда, форма сосуда и т.д.