- •Содержание курса химии:
- •Основные понятия и законы химии.
- •Для простых веществ:
- •Масса эквивалента соли
- •Закон Авогадро.
- •Строение вещества.
- •Модель атома вещества по Бору.
- •Квантово механическая модель атома.
- •Основной принцип квантовой механики.
- •Квантовые числа.
- •Распределение электронов в атоме по энергетическим состояниям.
- •Принцип Паули.
- •Энергия ионизации, сродство к электрону и Электроотрицательность.
- •Строение молекул. Химическая связь.
- •Природа и свойства ковалентной связи на примере строения молекул (h2, hCl, h2o).
- •Свойства ковалентной связи:
- •Ионная связь.
- •Влияние природы химической связи на свойства веществ.
- •Металлическая связь, сходство и различие между металлической и ковалентной связями.
- •Основные закономерности протекания химических реакций. Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества.
- •Основные понятия и законы в термодинамике.
- •Стандартное состояние.
- •Термохимические законы и расчёты по ним:
- •Закон Гесса.
- •2. Закон Лавуазье-Лапласа.
- •Направленность химических реакций.
- •Кинетика химических реакций. Основные понятия химической кинетики.
- •Скорость реакции.
- •Смещение равновесий.
- •Особенности кинетики гетерогенных реакций.
- •Дисперсные системы.
- •Растворы.
- •Законы Рауля.
- •Энергетические эффекты при растворении.
- •Электролитическая диссоциация.
- •На практике оказывается, что
- •Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации - отношение числа молекул распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n).
- •Сильные электролиты.
- •Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электрической диссоциации.
- •Слабые электролиты.
- •Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Гидролиз солей.
- •Окислительно-восстановительные реакции.
- •Электрохимия.
- •Возникновение скачка потенциала на границе электрод-электролит.
- •Гальванические элементы.
- •Химические источники тока.
- •Стаканчиковый
- •Аккумуляторы.
- •Ряд напряжений металлов.
- •Измерение электродных потенциалов. Ряд стандартных электродных потенциалов, водородный электрод.
- •Электролиз расплавов и растворов электролитов.
- •Явление поляризации при электролизе. Природа этого явления.
- •Последовательность разрядки ионов при электролизе на катоде.
- •Электролиз водных растворов электролитов.
- •Законы Фарадея.
- •Коррозия металла.
- •Защита металлов от коррозии.
Энергия ионизации, сродство к электрону и Электроотрицательность.
Потенциал ионизации – это энергия, которую необходимо сообщить атому, чтобы превратить его в положительно заряженный ион. В периоде с увеличением порядкового номера потенциалы ионизации атомов возрастают, т. е. способность атомов отдавать электроны уменьшается. Атомы с выраженной способностью отдавать электроны обладают металлическими свойствами, т. е. для них характерен металлический блеск, высокая электропроводность, пластичность, и, вступая во взаимодействие с другими химическими элементами, они отдают электроны, превращаясь в катионы. Металлические свойства в периоде ослабевают, а в группе увеличиваются. Атомные радиусы химических элементов в периоде уменьшаются, т. к. увеличивается число электронов на внешнем электронном уровне и растет энергия взаимодействие с ядром. Элементы внешние энергетические уровни, которых содержат, только S-электроны называются S-элементами. Они находятся в 1 и 2 группе главной подгруппы, это типичные металлы и их валентность, т. е. способность взаимодействовать с определённым числом атомов водорода равна номеру группы. Элементы, у которых при переходе от предыдущего к последующему формируется, P-подуровни называются P-элементами. P-элементы 3 группы являются амфотерными, т. е. обладают свойствами металлов и неметаллов. Элементы 5,6,7 групп – это типичные неметаллы, т. е. вступая в соединение, принимают электроны, превращаясь в анионы, для них характерна отрицательная степень окисления (для металлов положительная). Их высшая положительная степень окисления равна номеру группы в которой они находятся, максимальная отрицательная степень окисления равна 8. Все элементы кроме O2 могут как отдавать, так и принимать электроны, в зависимости от того с каким элементом они взаимодействуют. В периодической системе имеется 3 малых и 4 больших периода (большие периоды состоят из двух рядов).
Идёт формирование d-подуровней, формируется от предыдущего к последующему предвнешние энергетические уровни. Имея два или один электрон на внешнем энергетическом уровне, все они являются металлами, их называют d-элементами. У большинства из них d-подуровни являются не завершёнными, поэтому они:
1)Могут обладать переменной валентностью;
2)Обладают специфическими физическими свойствами (например, электропроводность) за счёт вакантных d-орбиталей.
В 6 периоде от La – Lu и в 7 от Ac – Lr формируются подуровни f:
La – Lu (4f), Ac – Lr (5f). Их называют f-элементы. Из отдельной клеточки они вынесены в отдельную строку, их называют лантаноиды и актиноиды. Это металлы. Работа отрыва электрона от отрицательно заряженного иона, измеренная спектрально или методом Франка и Герца, характеризует сродство к электрону. Сродство к электрону E и первый потенциал ионизации I1 определяют химическую активность атома – его окислительные или восстановительные свойства.
Один и тот же атом может принимать электроны, проявляя к ним сродство, или отдавать электроны другому атому, у которого сродство к электрону больше.
Электроотрицательность позволяет оценить возможность взаимодействия между данными атомами и прогнозировать распределение зарядов электронных облаков в образующемся соединении.
Электроотрицательность представляет собой периодическую функцию, величина которой позволяет оценивать поведение атома данного элемента при химических реакциях, а также влияние этого атома на распределение электронной плотности в уже готовых молекулах.
Энергия ионизации — энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома, находящегося в основном энергетическом состоянии; обычно выражается в электрон-вольтах. Многоэлектронные атомы имеют несколько значений энергии ионизации:
I1, I2 ..., соответствующих отрыву первого, второго и т. д. электронов, при этом всегда 71</2</3<... .
Энергия ионизации периодически изменяется. Для элементов каждого периода она возрастает слева направо с увеличением заряда ядра; в главных подгруппах уменьшается сверху вниз вследствие увеличения расстояния электрона от ядра, а в побочных подгруппах наблюдается более сложная закономерность (сначала уменьшается, а затем растет).