Ответы на билеты по химии

1.Развитие представлений о развитии атома

Этапы делятся на 4 типа:

1) «Кусочки материи».  Демокрит полагал, что свойства того или иного вещества определяются формой, массой, пр. характеристиками образующих его атомов: у огня атомы остры, поэтому огонь способен обжигать, у твёрдых тел они шероховаты, поэтому накрепко сцепляются друг с дружкой, у воды — гладки, поэтому она способна течь. Даже душа человека, согласно Демокриту, состоит из атомов. 2) «Пудинг с изюминками» (модель Дж. Томсона).  Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно заряженное тело с заключёнными внутри него электронами. Эта модель не объясняет сериальный характер излучения атома. 3) Атом, «типа Сатурна». 1904 год. Хентара Нагаока. Маленькое положительное ядро, вокруг которого, по орбиталям, вращаются электроны. 4) «Планетарная модель атома». 1911 год. Эрнест Резерфорд, проделав ряд экспериментов, пришёл к выводу, что атом представляет собой скорее некоторое подобие планетной системы, то есть что электроны движутся вокруг положительно заряженного тяжёлого ядра, расположенного в центре атома. Для объяснения стабильности атомов Нильсу Бору пришлось ввести постулаты, которые сводились к тому, что электрон в атоме, находясь в некоторых специальных энергетических состояниях, не излучает. Постулаты Бора показали, что для описания атома классическая механика неприменима. Дальнейшее изучение излучения атома привело к созданию квантовой механики, которая позволила объяснить подавляющее большинство наблюдаемых фактов.

2. Квантовые числа и двойственная природа электрона

Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

1. Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

2. Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1(l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,  l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),  l = 2 – d-орбиталями (5 типов),  l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

3. Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа  р-АО:  р_x,  р_y,  р_z.

4. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы:   и  .

5. Отчетливо проявляющаяся двойственная природа электрона не позволяет его рассматривать как обычную ( классическую) частицу.

6. С двойственной природой электрона связано соотношение неопределенностей, в соответствии с которым невозможно одновременно точно измерить и координаты, и импульс ( mv) этой частицы. Если электрон локализован в небольшой области около ядра, неопределенность его положения мала, но в этом случае велика неопределенность импульса, что означает большую кинетическую энергию электрона.

В чем заключается двойственная природа электрона.

7. Представления о стационарных состояниях атома и двойственной природе электрона, а также требования принципа неопределенности были использованы австрийским физиком Эрви-ном Шредингером, который в 1926 г. предложил модель, описывающую электрон в атоме как своего рода стоячую волну, причем вместо точного положения электрона в пространстве рассматривалась вероятность его пребывания в определенном месте.

8. Атомы химического элемента не имеют строго Определенных размеров, что обусловлено двойственной природой электронов. Пользуются эффективными или кажущимися радиусами шарообразных атомов, сближенных при образовании кристаллов.

9. В последнее время в электронной теории химической связи были выдвинуты новые идеи на основе квантово-механических воззрений, вытекающих из положения современной физики о двойственной природе электрона, в единстве сочетающего свойства микрочастицы и волны. По этим воззрениям движение электронов может быть рассмотрено с учетом принципа вероятности и описано уравнениями волновой механики.

10. В последнее время в электронной теории химической связи были выдвинуты новые идеи на основе квантово-механических воззрений, вытекающих из положения современной физики о двойственной природе электрона, в единстве сочетающего свойства микрочастицы и волны, По этим воззрениям движение электронов может быть рассмотрено с учетом принципа вероятности и описано уравнениями волновой механики.

11. Двойственная природа электрона - корпускулярная и волновая - не совместима с понятиями классической механики, которая представляет электрон как точечную частицу, описывающую вполне определенную траекторию со скоростью, известной в каждый момент времени.

12. Подобно тому как для объяснения всех свойств света необходимо привлекать как волновую, так и корпускулярную модели, точно так же электроны и ядра атомов приходится рассматривать и как электрически заряженные частицы, и как волны. Математическим выражением двойственной природы электронов, находящихся в атомах и молекулах, является волновое уравнение Шредингера. Решая это дифференциальное уравнение для какой-либо системы, можно получить значения энергии различных возможных состояний, или уровни энергии, на которых может находиться система. Поглощение атомом или молекулой кванта света может произойти только в том случае, если величина кванта точно равна разности энергий двух состояний, возможных для системы.

13. Необходимо исправить прежнюю механику с учетом двойственной природы электрона. Электронная волна с течением времени распространяется причинно, по законам распространения волн, но положение электрона как частицы нельзя предсказать точно, можно только указать вероятность того или иного положения. Чем плотнее в данном месте электронная волна, тем выше вероятность обнаружить там электрон.

14. Гейзенбергом был предложен принцип неопределенности, который позволяет учесть двойственную природу электрона при описании его поведения.

3.Принцип заполнения электронных орбиталей в многоэлектронных атомах.

Правило Клечковского (Маделунгома) гласит:

«Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел  . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением  .»

Правило заполнения «n+l» предложено в 1936 г. немецким физиком Э. Маделунгом; в 1951 г. было вновь сформулировано В. М. Клечковским.

Очередность заполнения орбиталей:

4. Химическая связь: виды, причины, основные характеристики.

Химическая связь - явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.

При образовании ковалентной химической связи важную роль в уменьшении полной энергии играет обменное взаимодействие.

Основной принцип образования молекул из атомов – это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H_(г)+H_(г)=H_2(г) + 435 кДж/моль энергии).

Виды химической связи:

1. Ковалентная связь – связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 0<D Э.О.<0,4 (пример: PH₃; Э.О.(P)=2,1; Э.О.(H)=2,2; D Э.О.=0,1). Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4<D Э.О.<2 (пример: HCl Э.О.(H)=2,2; Э.О.(Cl)=3,1; D Э.О.=0,9).

2. Ионная связь – это связь между ионами, т.е связь между атомами. Обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Рассматривается как отдельный случай ковалентной полярной связи. Для ионной связи D Э.О.>2 (пример: NaCl Э.О.(Na)=0,9; Э.О.(Cl)=3,1; D Э.О.=2,2).

3. Водородная связь – связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

4. Металлическая связь – связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

Основные характеристики ковалентной связи:

1. Энергия химической связи (E_xc) – определяет прочность связи. Данная энергия необходима для превращения одного моля газообразного (молекулярного) вещества в отдельные газообразные атомы. Энергия ковалентной связи имеет порядок 10-1000 кДж/моль.

2. Длина химической связи (L_xc) – расстояние между ядрами химически связанных атомов. Чем короче длина химической связи, тем связь прочнее. Длина химической связи имеет порядок 0,1-0,3 нм.

3. Полярность химической связи – неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле из-за разной электроотрицательности. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями.

4. Поляризуемость – способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля – в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.

5. Направленность – определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.

Механизм возникновения ковалентной связи:

1. Обменный – механизм возникновения ковалентной связи путем обобществления неспаренных электронов других атомов.

2. Донорно-акцепторный – механизм возникновения ковалентной связи, при котором один атом, имеющий неподеленную электронную пару (донор), предоставляет ее свободную орбиталь другого атома (акцептор).

К межмолекулярным взаимодействиям относятся: ориентационные – диполь-диполь; индукционные – диполь-не диполь и дисперсионные – за счет микродиполей.

5.Ковалентная химическая связь. Метод валентных связей. Свойства ковалентной связи

Химическая связь, осуществляемая общими электронными парами, возникающих в оболочках связываемых атомов, имеющих антипараллельные спины, называется атомной, или ковалентной связью. Ковалентная связь двухэлектронная и двуцентровая (удерживает ядра). Она образуется атомами одного вида – ковалентная неполярная – новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора; и атомами разного вида, сходных по химическому характеру – ковалентная полярная. Элементы с большей электроотрицательностью (Cl) будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью (Н). Атомы с непарными электронами, имеющими параллельные спины, отталкиваются – химическая связь не возникает. Способ образования ковалентной связи называется обменным механизмом.

6. Ковалентная связь. Метод молекулярных орбиталей. Свойства ковалентной связи

Метод молекулярных орбиталей использует представление о молекулярной орбитали, описывая распределение электронной плотности в молекуле. Молекулярные орбитали – волновые функции электрона в молекуле или другой многоатомной химической частице. ^ Молекулярная орбиталь (МО)занята одним или двумя электронами. В области связывания состояние электрона описывает связывающая молекулярная орбиталь, в области разрыхления – разрыхляющая молекулярная орбиталь. Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит так же как и распределение электронов по атомным орбиталям в изолированном атоме. Молекулярные орбитали формируются при комбинациях атомных орбиталей. Их число, энергия и форма выводятся исходя из числа, энергии и формы орбиталей атомов – элементов молекулы. Волновые функции, отвечающие молекулярным орбиталям в двухатомной молекуле, представляют в виде суммы и разности волновых функций, атомных орбиталей, умноженных на постоянные коэффициенты: ?(АВ) = c1?(A)±c2?(B). Это метод вычисления одноэлектронной волновой функции(молекулярные орбитали в приближении линейной комбинации атомных орбиталей). Энергии связывающих орбиталей ниже энергии атомных орбиталей. Электроны связывающих молекулярных орбиталей находятся в пространстве между связываемыми атомами.

Энергии разрыхляющих орбиталей выше энергии исходных атомных орбиталей. Заселение разрыхляющих молекулярных орбиталей электронами ослабляет связь.

Свойства ковалентной связи. Длина связи – межъядерное расстояние. Чем это расстояние короче, чем прочнее химическая связь. Энергия связи – количество энергии, требующееся для разрыва связи. Величина кратности связи прямо пропорциональна энергии связи и обратно пропорциональна длине связи. Направленность связи – определенное расположение электронных облаков в молекуле. Насыщаемость – способность атома образовывать определенное количество ковалентных связей. Химическая связь, образованная перекрыванием электронных облаков вдоль оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью. Связь, образованная перекрыванием электронных облаков перпендикулярно оси, соединяющей центры атомов, называется ?-связью. Пространственная направленность ковалентной связи характеризуется углами между связями. Эти углы называются валентными углами. Гибридизация – процесс перестройки неравноценных по форме и энергии электронных облаков, ведущих к образованию одинаковых по тем же параметрам гибридных облаков. Валентность – число химических связей (ковалентных), посредством которых атом соединен с другими. Электроны, участвующие в образовании химических связей, называются валентными. Число связей между атомами равно числу его неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар, поэтому валентность не учитывает полярность и не имеет знака. В соединениях, в которых отсутствует ковалентная связь, имеет местостепень окисления – условный заряд атома, исходный из предположения, что оно состоит из положительно или отрицательно заряженных ионов. К большинству неорганических соединений применимо понятие степень окисления.

7. Ионная связь. Металлическая связь. Донорно-акцепторная связь.

Йонная:

Ионная связь - частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. Металлическая:

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Донорно-акцепторная:

 Донорно-акцепторная связь – связь в которой электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору) 

8.Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия

Водородная связь – взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или нескольких разных молекул при помощи атома водорода

Признак наличия водородной связи – расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим, меньше, чем общая сумма радиусов этих атомов.

Межмолекулярное взаимодействие — взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами. Впервые были учтены Я. Д. Ван-дер-Ваальсом в 1873 году. Учёт межмолекулярных сил необходим для объяснения свойств реальных газов и жидкостей.

9.Агрегатное состояние вещества

Агрегатные (от лат. Aggrego - присоединяю) состояния вещества - состояния одного и того же вещества в различных интервалах (перерывах) температур и давлений. Агрегатными состояниями принято считать газообразное, жидкое и твердое. Для некоторых веществ существует еще и состояние «плазмы». Простейшими примерами существования одной и той же вещества в этих трех агрегатных состояниях, которые наблюдаются в повседневной жизни, с лед, вода и водяной пар. Невидимая водяной пар всегда присутствует и в окружающем нас воздухе. Вода существует в интервале температур от О градусов до 100 ° С, лед - при температурах, ниже О градусов. При температурах выше 100 ° С и нормальном атмосферном давлении, молекулы воды существуют только в газообразном состоянии - в виде водяного пара. Вода, лед и водяной пар это одно и то же вещество с химической формулой h2O Различные агрегатные этапы существуют в каждой вещества. Отличаются они не молекулами, а тем, как эти молекулы расположены и как движутся

10.Кристалическое состояние вещества. Типы кристаллических решеток. Основные характеристики элементарной КР.

Кристаллическая решетка — пространственная структура, характеризующаяся упорядоченным расположением атомов, молекул или ионов. Большинство веществ в твердом состоянии образует кристаллическую решетку. В зависимости от природы частиц, находящихся в воображаемых узлах кристаллической решетки, и от того, какие силы взаимодействия между ними преобладают, различают атомные, молекулярные, ионные и металлические решетки.

Молекулярные кристаллические решетки. Молекулярными называются кристаллические решетки, в узлах которых находятся молекулы. Такие решетки при обычных условиях имеют: иод (I2), кристаллическая сера (S8), лед (H2O), сахароза (C12H22O11), нафталин (C10H8) и др. При очень низких температурах и высоких давлениях кристаллические решетки образуют также водород (H2), азот (N2), хлороводород (HCl) и другие ковалентные соединения. Межмолекулярные взаимодействия в кристаллах значительно слабее ковалентных и ионных связей. Поэтому молекулярные кристаллы плавятся при низких температурах, имеют высокую летучесть. Вещества с молекулярной кристаллической решеткой относят к веществам молекулярного строения.

 

Атомные кристаллические решетки.

Атомными называются кристаллические решетки, в узлах которых находятся атомы, связь между которыми ковалентная. Такие решетки образуют как простые вещества, например, алмаз, графит, так и сложные, например, кремнезем (кварц, SiO₂) и др. Благодаря наличию прочных ковалентных связей атомы надежно удерживаются в узлах кристаллической решетки. Такие вещества в стандартных условиях твердые, нелетучие, с высокой температурой плавления, они практически не растворяются в воде. Вещества с атомной кристаллической решеткой, как и с ионной, относят к веществам немолекулярного строения, их химическая формула выражает не состав молекулы, а количественное отношение между атомами в целом кристалле. Обычно состав веществ немолекулярного строения выражают формульной единицей. Например, запись SiO₂ означает, что в кристалле кварца на каждый атом кремния приходится два атома кислорода.

Ионные кристаллические решетки.

Ионными называются кристаллические решетки, в узлах которых находятся заряженные частицы — ионы, которые связаны прочными ионными связями. Такие решетки имеют все соли, основания, многие оксиды металлов и др. Сильное взаимное притяжение разноименных ионов обеспечивает устойчивость кристаллической решетки. Такие вещества в стандартных условиях твердые, нелетучие, с высокой температурой плавления, однако многие из них хорошо растворяются в воде. Вещества с ионной кристаллической решеткой, как и с атомной, относят к веществам немолекулярного строения. Их химическая формула также выражает не состав молекулы, а количественное отношение между ионами в целом кристалле. Обычно состав веществ немолекулярного строения выражают формульной единицей, например, запись NaCl означает, что в кристалле хлорида натрия на каждый катион натрия Na⁺ приходится один хлорид-ион  Cl^–. Хотя на самом деле каждый катион окружен шестью анионами и, наоборот, вокруг каждого аниона размещается 6 катионов. Поэтому для таких веществ правильнее использовать термин «формульная единица» вместо «формула».

Металлические кристаллические решетки.

Металлическими называются кристаллические решетки, в узлах которых находятся катионы металлов, а в пространстве между ними непрерывно перемещаются свободные обобществленные электроны («электронный газ»). Электроны электростатически притягивают катионы металлов, обеспечивая стабильность кристаллической решетки. Общность строения кристаллических решеток у всех металлов определяет наличие у них общих физических свойств: пластичности (ковкости), высокой электро- и теплопроводности, металлического блеска. Важнейшим химическим свойством металлов является их восстановительная активность — способность отдавать электроны при реакциях с простыми и сложными веществами, т.е. переходить в катионы.

Характеристика:

Элементарная ячейка — в геометрии, физике твёрдого тела и минералогии, в частности при обсуждении кристаллической решётки, минимальная ячейка, отвечающая единичной решёточной точке структуры с трансляционной симметрией в 2D, 3D или других размерностях. Фактически это минимальный воображаемый объём кристалла, параллельные переносы (трансляции) которого в трёх измерениях позволяют построить трёхмерную кристаллическую решётку в целом. Содержимое элементарной ячейки позволяет охарактеризовать всю структуру минерала . Часть структуры, охватываемая элементарной ячейкой, состоит из атомов, удерживаемых вместе благодаря электронным связям. Такие мельчайшие ячейки, бесконечно повторяющиеся в трехмерном пространстве, образуют кристалл. Элементарная ячейка не является физическим телом, её можно передвигать по структуре параллельно самой себе, независимо от выбора начала координат ячейка будет содержать те же атомы в прежних количествах, так как структура периодична. Элементарная ячейка и представляет собой такой минимальный период в трёх измерениях. Применяемые в кристаллографии элементарные ячейки имеют вид параллелепипедов, их форма и размер определяются заданием трёх некомпланарных трансляций (векторов) решётки, то есть трёх не лежащих в одной плоскости ребер ячейки. Ячейка полностью определяет решётку. Обратное неверно: в одной и той же решётке выбор ячейки может совершаться по-разному. Ячейка, построенная на трёх кратчайших некомпланарных трансляциях решётки, называется основной ячейкой. Объём такой ячейки минимален, она содержит всего один узел кристаллической решётки, и относится поэтому к примитивным ячейкам. Нередко такая ячейка оказывается низкосимметричной, при том, что симметрия самой структуры выше. В таком случае выбирают другую, высокосимметричную ячейку большего объёма, с дополнительными узлами решётки (непримитивная, или центрированная ячейка). При помощи рентгеноструктурного анализа определяются размеры элементарной ячейки минерала, его сингонию, вид симметрии и пространственную группу симметрии, а также расшифровывают кристаллическую структуру.

11.Классификация кристаллов по типу связей. Жидкие кристаллы

Ионная связь - образуется между разноименно заряженными ионами веществ. В узлах кристаллической решетки - ионы. Энергия взаимодействия кулоновская. Гетерополярная связь- связь между правильно чередующимися в узлах кристаллической решетки положительными и отрицательными ионами. Общее свойство - диэлектрики, высокие точки плавления и большая теплота сублимации.

Ковалентная связь - характерна для кристаллической решетки полупроводников. Химическая связь между нейтральными атомами. гомеополярная связь.  Обшей характерные свойства - высокие температуры плавления и теплота сублимации, высокая механическая прочность, малая электропроводность. Водородная связь - происходит между молекулами содержащими атом водорода(лед, HF); Ван-дер-Вальсова связь - В узлах кристаллической решетки находятся молекулы, и связь между ними Ван-дер-Вальсова. Силы дипольно-ориентационные или дисперсионные. Свойства кристалла% низкие точки плавления, связь слабая, кристалл не прочный.

Металлическая связь - в этих кристаллах общие для всей кристаллической решетки электроны выполняют роль клея. Свойства прочность, электропроводность.

Анизотропия - свойство характерное для всех кристаллов, неодинаковость свойств по разным направлениям. Она проявляется из-за различного расстояния между молекулами в кристалле по разным направлениям. 

Жидкие кристаллы (сокращённо ЖК) — это фазовое состояние, в которое переходят некоторые вещества при определенных условиях (температура, давление, концентрация в растворе). Жидкие кристаллы обладают одновременно свойствами как жидкостей (текучесть), так и кристаллов (анизотропия). По структуре ЖК представляют собой вязкие жидкости, состоящие из молекул вытянутой или дискообразной формы, определённым образом упорядоченных во всем объёме этой жидкости. Наиболее характерным свойством ЖК является их способность изменять ориентацию молекул под воздействием электрических полей, что открывает широкие возможности для применения их в промышленности. По типу ЖК обычно разделяют на две большие группы: нематики и смектики. В свою очередь нематики подразделяются на собственно нематические и холестерические жидкие кристаллы