- •1.Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Молекулы с нечетным числом электронов.
- •2.Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах.
- •3.Уравнения реакций:
- •1.Радиусы атомов,их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.
- •Сверху вниз по подгруппе:
- •2.Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Форма и пространственное расположение s-,p-, и d- орбиталей в атоме.
- •2.Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Периодические и непериодические свойства атомов элементов. Полные и неполные электронные аналоги.
- •2.Основные положения теории кислот и оснований Аррениуса. Зависимость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления центрального атома.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Характеристики химической связи – энергия, длина, кратность, полярность.
- •2.Химическое равновесие. Константа равновесия. Расчет равновесных концентраций веществ.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Энергия ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность атомов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы.
- •2.Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Планетарная модель атома водорода Резерфорда, постулаты Бора.
- •2.Стандартная энтропия веществ. Изменение энтропии при изменении агрегатного состояния веществ. Расчет изменения стандартной энтропии в химической реакции.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Координационная теория Вернера. Аммиакаты, кристаллогидраты, ацидокомплексы. Поведение комплексных соединений в растворе.
- •2.Влияние кислотности раствора на величину окислительно-восстановительного потенциала. Выбор среды для проведения окислительно-восстановительного процесса.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Химическое равновесие. Динамический характер химического равновесия. Влияние внешних факторов (температура, давление) на состояние равновесия.
- •2.Понятие о скорости химической реакции. Порядок и молекулярность химической реакции. Представление о механизмах химических реакций.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Гибридизация атомных орбиталей и геометрическая конфигурация молекул и ионов.
- •2.Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации. Реакции амфотерных гидроксидов с кислотами и основаниями.
- •3.Уравнения реакций
- •1.Комплексные соединения. Химическая связь в комплексных соединениях и строение комплексных ионов. Электролитическая диссоциация комплексов, ступенчатые и общая константы нестойкости.
- •2.Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса для расчета изменения энтальпии в химических реакциях.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Квантовомеханическая модель строения атома водорода. Квантовые числа электрона, форма s-,p- и d- орбиталей.
- •2.Равновесия в водных растворах солей, содержащих многозарядные катионы металлов. Вычисление pH (приведите примеры).
- •3.Уравнения реакций.
Билет №2
1.Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Молекулы с нечетным числом электронов.
Молекула - физ.устойчивая система,состоящая из определенного числа ядер и электронов.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Пример: Н2+Н=>Н3 (такой молекулы не может быть,такое св-во называется-насыщаемость)
В методе молекулярных орбиталей для описания распределения электронной плотности в молекуле используется представление о молекулярной орбитали (подобно атомной орбитали для атома). Молекулярные орбитали - волновые функции электрона в молекуле или другой многоатомной химической частице. Каждая молекулярная орбиталь (МО), как и атомная орбиталь (АО), может быть занята одним или двумя электронами. Состояние электрона в области связывания описывает связывающая молекулярная орбиталь, в области разрыхления - разрыхляющая молекулярная орбиталь. Распределение электронов по молекулярным орбиталям происходит по тем же правилам, что и распределение электронов по атомным орбиталям в изолированном атоме. Молекулярные орбитали образуются при определенных комбинациях атомных орбиталей. Их число, энергию и форму можно вывести исходя из числа, энергии и формы орбителей атомов, составляющих молекулу.
В общем случае, волновые функции, отвечающие молекулярным орбиталям в двухатомной молекуле, представляют как сумму и разность волновых функций атомных орбитале, умноженных на некоторые постоянные коэффициенты, учитывающие долю атомных орбиталей каждого атома в образовании молекулярных орбиталей (они зависят от электроотрицательности атомов):
φ(АВ) = с1ψ(А) ± с2ψ(В).
У большинства известных молекул в своб. состоянии основное состояние является синглетным. Молекулы с нечетным числом электронов, к числу к-рых относится, напр., NO, имеют обычно дублетное основное состояние. Среди молекул, имеющих в качестве основного триплетное состояние, прежде всего выделяют мол. кислород О2.
2.Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах.
Скорость химической реакции, величина, характеризующая интенсивность реакции химической. Скоростью образования продукта реакции называется количество этого продукта, возникающее в результате реакции за единицу времени в единице объёма (если реакция гомогенна) или на единице площади поверхности (если реакция гетерогенна). Для исходных веществ аналогичным образом определяется скорость их расходования. Количества веществ выражают в молях. Тогда скорости образования продуктов и расходования исходных веществ относятся как стехиометрия, коэффициенты этих веществ в уравнении реакции. Например, в случае реакции N2 + ЗН2 = 2NH3 скорость расходования водорода в 3 раза, а скорость образования аммиака в 2 раза больше скорости расходования азота. Отношение скорости образования продукта реакции, или скорости расходования исходного вещества, к соответствующему стехиометрическому коэффициенту называется скоростью химической реакции.
Факторы,влияющие на скорость:
- природа реагирующих веществ,
- концентрация реагентов,
- температура,
- наличие катализатора.
Под влиянием природы реагирующих веществ обычно подразумевают то простое обстоятельство, что разные вещества реагируют по-разному. Например, реакция газообразного иодистого водорода с кислородом при комнатной температуре идет с заметной скоростью:
4 HI + O2 = 2 H2O + 2 I2
Что касается влияния температуры, то этот фактор действует одинаково как на скорость реакции v, так и на константу скорости k – обе эти величины быстро возрастают с повышением температуры. Полезно рассмотреть влияние температуры именно на константу скорости – в этом случае нашу задачу не осложняют постоянно меняющиеся в ходе реакции концентрации реагирующих веществ.