- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. Изотопы
- •Простые и сложные вещества. Масса атомов молекул. Агрегатное состояние веществ. Структурные формулы веществ. Аллотропия.
- •Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота. Кислорода, фтора и неона
- •4. Моль.Химические реакции. Типы химических реакций. Валентность, степень окисления Молярная масса.
- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
Метод молекулярных орбиталей, в создании которого внес большой вклад Роберт Малликен, следует рассматривать как исследование формы электронных орбиталей в уже образовавшейся молекуле.
Метод предполагает, что при образовании химической связи изменяется состояние всех электронов во взаимодействующих атомах они становятся общими для данной молекулы. АО видоизменяется и превращается в МО.
Разница между АО и МО
Заключается в том, что АО принадлежит ядру одного атома является одноцентровой, а МО- принадлежит сразу двум или нескольким ядрам и является многоцентровой. Таким образом, электроны, находящиеся на МО обобществляется сразу всеми атомами данной молекулы (если по МВС они обобществляются только соседними).
Молекулярной орбиталью называют волновую функцию, описывающую состояние электрона в поле всех атомов данной молекулы. Однако форма и энергия МО зависит от того какие электроны участвуют в ее образовании:
а) МО, образованные внутренними (не валентными АО) взаимно не перекрываются, а значит и не изменяют своей формы, не изменившиеся АО, перешедшие в МО, называется не связывающими (МО) электроны в них обладают тем же запасом энергии что и атомы.
б) Валентные АО, вступал в взаимодействие и превращаясь в МО, становятся многоцентровыми, сложными по форме . Наглядно представить изменение формы АО при образование МО можно путем линейной комбинации волновых функцией, описывающих АО обозначим волновые функции
АО через φ
МО через ψ
Согласно методу МО молекула рассматривается как совокупность ядер и электронов, где каждый электрон движется в поле остальных электронов и ядер. Метод МО распространяет квантово-механические закономерности, установленные для атомов, на более сложную систему – молекулу. В основе метода МО лежит представление об «орбитальном» строении молекул, т.е. предположение о том, что все электроны молекулы распределяются по соответствующим молекулярным орбиталям (МО). Специфика молекулярных орбиталей в том, что они являются многоцентровыми. Общее число образующихся МО равно общему числу исходных АО.
Описать молекулу по методу МО – это значит определить тип молекулярных орбиталей, их энергию и выяснить характер распределения электронов по МО. Мы рассмотрим самый простой вариант метода МО, называемый линейной комбинацией атомных орбиталей, сокращенно ЛКАО.
Согласно методу МО ЛКАО, волновая функция молекулы y±AB представляет собой линейную комбинацию атомных волновых функций yA и yB, y±AB = с1yA+с2yB, где c1, c2 – коэффициенты, учитывающие долю участия АО в образовании молекулы.
Связывающие и разрыхляющие МО. Рассмотрим форму и относительную энергию двухцентровых МО, возникающих при линейной комбинации двух s–AO. Процесс сложения и вычитания двух s–AO показан на рис.
|
|
Р Схема образования МО. |
Рис Энергетическая схема АО и МО в системе из двух атомов водорода.
|
При сложении АО образуется двухцентровая МО. Сложение означает, что МО характеризуется повышенной электронной плотностью в пространстве между ядрами и поэтому энергетически более выгодна, чем исходные АО. Такую МО называют связывающей и обозначают sS. При вычитании функций АО образуется МО, разъединенные области которой направлены в разные стороны от атомов. В этом случае электронная плотность между ядрами равна нулю. Такая МО называется разрыхляющей, она обозначается звездочкой – sS*.
Молекулы с кратными связями. p- и d-связи могут налагаться на s-связи, вследствие чего образуются молекулы с кратными связями. Например, два атома азота связаны в молекулу за счет трех ковалентных связей (NºN), одна из них s-связь, а две другие – p-связи. В линейной молекуле CO2 каждый из атомов кислорода соединяется с атомом углерода одной d- и одной p-связью:
.
Образование МО из АО представляют также энергетической диаграммой . Горизонтальные линии по краям диаграммы соответствуют энергиям исходных АО, а в средней части – энергиям связывающих и разрыхляющих МО.
Электроны на связывающей и разрыхляющей МО оказывают противоположное влияние на стабильность молекул: каждая занятая электронами разрыхляющая МО компенсирует одну занятую связывающую МО. Поэтому порядок (кратность) связи можно определить следующим образом:
В отличие от метода ВС по методу МО в химической связи может участвовать нечетное число электронов: один, два, три и т.д. Допускается порядок связи, равный 1/2, 3/2, 5/2 и т.д. Чтобы из АО образовались МО, необходимы следующие условия: а) близкие значения энергии АО, б) значительное перекрывание АО, в) одинаковая симметрия АО относительно оси молекулы.
|
|
|
|
Электронные формулы некоторых молекул. Для элементов второго периода перекрывание 1s1 АО незначительно по сравнению с АО внешнего 2-го уровня, поэтому АО 1s1 считают несвязывающими. Переход электронов с АО на МО и их заполнение отражает энергетическая диаграмма молекулы О2
Энергетическая диаграмма молекулы О2.
s-электроны второго уровня 2s1 перейдут с АО на МО с образованием связывающей МО и s2s* – разрыхляющей МО.
р-электроны перейдут с трех АО 2рх, 2ру, 2рz на МО с образованием -связывающей, на которой размещаются два электрона с АО 2рх, затем с образованием двух p2р-связывающих МО, на которых размещаются четыре электрона С АО (2ру и 2рz). Последние два электрона С АО 2рz в соответствии с правилом Гунда разместятся по одному на двух s2p* разрыхляющих орбиталях.
Магнитные свойства молекул. Характер распределения электронов по МО позволяет объяснить магнитные свойства молекул. Собственный магнитный момент (парамагнетизм) молекул обусловлен наличием неспаренных электронов. В молекуле кислорода имеется два неспаренных электрона, поэтому она парамагнитна. Методом ВС парамагнетизм молекулярного кислорода объяснить не удается.
Строение гетероядерных молекул. Метод МО позволяет рассмотреть строение гетероядерных молекул, в состав которых входит два и более атомов различных элементов.
В молекуле СО (так же как и в молекуле N2) на внешнем уровне находится 10 электронов, в т.ч. 8 электронов на связывающих и 2 электрона на разрыхляющих МО. Порядок связи для молекул СО и N2 равен 3. Это обуславливает сходство в свойствах и параметрах молекул СО и N2.
Таким образом, метод МО успешно объясняет магнитные и оптические (спектральные) свойства различных молекул. Оба метода (МО и ВС) дополняют друг друга в описании химической связи молекул.
Сравнение МВС и ММО :
Метод ВС обладает многими достоинствами . Он относительно прост и нагляден и позволяет предсказывать свойства многих молекул, таких как пространственная конфигурация, полярность, энергия и длина связей. Однако свойства некоторых молекул и ионов метод ВС объяснить не в состоянии. В методе ВС постулируется участие в образовании связей пары электронов, в то же время существуют свободные радикалы, молекулярные ионы, такие как Н2+, Не2+, О2-, которые имеют неспаренные электроны. О наличии неспаренных электронов можно судить по магнитным свойствам веществ. Вещества, имеющие неспаренные электроны, парамагнитны, т.е. втягиваются в магнитное поле. Вещества, не имеющие неспаренных электронов, диамагнитны, т.е. выталкиваются из магнитного поля. Согласно методу ВС молекула О2 не имеет неспаренных электронов, между тем кислород парамагнитен.
Согласно методу МО электроны в молекулах распределены по молекулярным орбиталям, которые подобно АО характеризуются определенной энергией и формой В отличии от АО молекулярные орбитали охватывают не один атом , а всю молекулу, т.е. является двух или многоцентровыми. Если в методе ВС атомы молекул сохраняют определенную индивидуальность, то в методе МО молекула рассматривается как единая система. Наиболее широко в методе МО используется линейная комбинация атомных орбиталей (ЛКАО). При этом соблюдается несколько правил.
Число МО равно общему числу АО из которых комбинируются МО.
Энергия одной МО оказывается выше, других – ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО полученных из набора АО, приблизительно совпадает со средней энергией этих АО.
Электроны заполняют МО, как и АО в порядке возрастания энергии, при этом соблюдается принцип запрета Паули, и Правило Гунда
Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО, которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей энергией.