1.Корпускулярные и волновые свойства частиц. Принцип неопределенности

В 1900 г. была опубликована работа М. Планка, посвященная проблеме теплового излучения тел. М. Планк моделировал вещество как совокупность гармонических осцилляторов различной частоты. Предположив, что излучение происходит не непрерывно, а порциями - квантами, он получил формулу для распределения энергии по спектру теплового излучения, которая хорошо согласовывалась с опытными данными ,

где h - постоянная Планка, k - постоянная Больцмана, T - температура, ν - частота излучения.

Так, впервые в физике появилась новая фундаментальная константа - постоянная Планка. Гипотеза Планка о квантовой природе теплового излучения противоречит основам классической физики и показала границы ее применимости.

Через пять лет А. Эйнштейн, обобщив идею М. Планка, показал, что квантованность является общим свойством электромагнитного излучения. Согласно Эйнштейну электромагнитное излучение состоит из квантов, названных позднее фотонами. Каждый фотон имеет определенную энергию и импульс:

E = hν, = (h/λ) ,

где λ и ν - длина волны и частота фотона, - единичный вектор в направлении распространения волны.

Представления о квантованности электромагнитного излучения позволили объяснить закономерности фотоэффекта, исследованные экспериментально Г. Герцем и А. Столетовым. На основе квантовой теории А. Комптоном в 1922 году было объяснено явление упругого рассеяния электромагнитного излучения на свободных электронах, сопровождающееся увеличением длины волны света. Открытие двойственной природы электромагнитного излучения - корпускулярно-волнового дуализма оказало значительное влияние на развитие квантовой физики, объяснение природы материи.

Зависимость длины волны от энергии для различных частиц

В 1924 г. Луи де Бройль выдвинул гипотезу об универсальности корпускулярно-волнового дуализма. Согласно этой гипотезе не только фотоны, но и любые другие частицы материи наряду с корпускулярными обладают также и волновыми свойствами. Соотношения, связывающие корпускулярные и волновые свойства частиц, те же, что были установлены ранее для фотонов

E = h = ω, = , |p| = h/λ / ,

где h = 2π , ω = 2πν, = 2π - длина волны, которую можно сопоставить с частицей. Волновой вектор ориентирован по направлению движения частицы. Прямыми опытами, подтверждающими идею корпускулярно-волнового дуализма частиц, были опыты, выполненные в 1927 году К. Дэвиссоном и Л. Джермером по дифракции электронов на монокристалле никеля. Позднее наблюдалась дифракция и других микрочастиц. Метод дифракции частиц в настоящее время широко используется в изучении строения и свойств вещества.

Экспериментальное подтверждение идеи корпускулярно-волнового дуализма привело к пересмотру привычных представлений о движении частиц и способа описания частиц. Для классических материальных точек характерно движение по определенным траекториям, так, что их координаты и импульсы в любой момент времени точно известны. Для квантовых частиц это утверждение неприемлемо, так как для квантовой частицы импульс частицы связан с ее длиной волны, а говорить о длине волны в данной точке пространства бессмысленно. Поэтому для квантовой частицы нельзя одновременно точно определить значения ее координат и импульса. Если частица занимает точно определенное положение в пространстве, то ее импульс полностью неопределен и наоборот, частица с определенным импульсом имеет полностью неопределенную координату. Неопределенность в значении координаты частицы Δx и неопределенность в значении компоненты импульса частицы Δpx связаны соотношением неопределенности, установленнымВ. Гейзенбергом в 1927 году

Δx•Δpx .

Из принципа неопределенности следует, что в области квантовых явлений неправомерна постановка некоторых вопросов, вполне естественных для классической физики. Так, например, не имеет смысла говорить о движении частицы по определенной траектории. Необходим принципиально новый подход к описанию физических систем. Не все физические величины, характеризующие систему, могут быть измерены одновременно. В частности, если время жизни некоторого состояния равно Δt, то неопределенность величины энергии этого состояния ΔE не может быть меньше ΔE/ , т.е.

ΔE•Δt .

Состав ядра

В 1932 году русский физик Иваненко и немецкий физик Гейзенберг независимо друг от друга предложили протонно-нейтронную модель ядра. Согласно этой модели, атомное ядро состоит из протонов и нейтронов. Ядерные частицы получили название - нуклоны. Так как массы протона и нейтрона мало отличаются друг от друга и равны 1а.е.м., то массовое число А определяет общее число нуклонов в ядре. Число протонов в ядре, очевидно, равно зарядовому числу (Z). Тогда число нейтронов N=A-Z. Согласно протонно-нейтронной модели ядра, изотопы - это ядра, содержащие одинаковое число протонов, но различное число нейтронов.

Распределение электронов в атоме

2.Современные представления об атоме. Квантовые числа. Смысл этих чисел

В настоящее время известно более 110 химических элементов (видов атомов). Согласно современным представлениям атомы имеют сложное строение. Они состоят из ядра и электронов. Ядро почти в 2000 раз тяжелее атома. Но при этом оно примерно в 50000 раз меньше атома. То есть ядро атома очень маленькое и очень тяжелое

Как выяснили ученые, ядро тоже имеет сложное строение. Оно состоит, главным образом, из двух видов частиц протонов и нейтронов.

Протоны имеют заряд +1 и массу, приблизительно равную 1 (в атомных единицах массы, а.е.м.). А.е.м. – величина очень удобная для измерения массы частиц микромира.

Нейтрон (о чем можно догадаться по его названию) не имеет заряда, а его масса тоже примерно равна 1 а.е.м.

Число протонов в ядре соответствует порядковому номеру химического элемента.

Атомы, имеющие одинаковое число протонов в ядре (относящиеся к одному химическому элементу), но разное число нейтронов по отношению друг к другу являются ИЗОТОПАМИ.

Атом- сложная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электрона. В 1903г была предложена модель атома Томсона «пудинг с изюмом». В 1904г физик Нагаока предлагает модель сатурноподобного атома, в котором электроны вращаются вокруг ядра. В 1911г Резерфорд предложил планетарную модель строения атома. Современная модель строения атома: электрон имеет двойственную природу, подобно частице обладает массой и зарядом, волновое свойство - способность к дифракции; для электрона невозможно точно измерить координаты и скорость; электрон может находиться в любой части около ядерного пространства, та часть, в которой вероятность нахождения наибольшая(>90%) называется орбиталью, которые, располагаясь на различном расстоянии, образуют электронные слои; ядра атомов состоят из нуклонов (протонов и нейтронов), число протонов=электронам=заряду ядра=порядковому номеру, а сумма протонов и нейтронов составляет массовое число конкретного изотопа. Квантовые числа: n-главное квантовое число, определяющее энергию электрона и размеры электронного облака; чем больше значение n, тем больше дольше энергия электрона и большие размеры имеет его электронное облако; n=1,2,3,4,…l-побочное квантовое число, определяющее форму электронного облака и орбитальный момент, т.е. момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра. l=0-S;l=1-P; l=2-D…. ml-магнитное квантовое число, определяющее ориентацию орбитали в пространстве и принимает значения от –l, 0, до +l (формула- ml=2l+1). Ms- спиновое квантовое число, определяет направленность вращения электронов вокруг своей оси( только в 2 направлениях)=> +1\2 и -1\2.

Главное квантовое число n характеризует энергию электроннойорбитали. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞, обозначаемые также буквами K, L, M, N , O, P, Q … Чем больше n, тем выше энергия орбитали. Переходы электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии.

Главное квантовое число характеризует также удаленность максимума электронной плотности от ядра. Чем больше n, тем больше объем орбитали. Совокупность электронов с одинаковым значением n называют энергетическим уровнем или оболочкой, слоем.

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Обозначения: 0-s; 1-p; 2-d; 3-f и т.д. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения l и n, называют энергетическим подуровнем (подоболочкой). Граничная поверхность s-орбиталей имеет форму сферы (рис.4.1,а), р-орбиталей – гантели (рис.4.1,b-d). Граничные поверхности d-орбиталей показаны на рис.4.1,e-i. Форма граничных поверхностей f-орбиталей сложнее, чем d-орбиталей.

Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня.

Энергия подуровней возрастает в ряду s, p, d, f (Es<Ep<Ed<Ef).

Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве и может принимать целочисленные значения от +l до –l, включая 0. d-подуровень содержит пять орбиталей, s-подуровень – одну (рис.4.1,a), p-подуровень – три (рис.4.1,b-d), а f-подуровень – семь орбиталей.

Атомной орбиталью называют также волновую функцию, характеризуемую определенным набором трех квантовых чисел

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и может принимать два значения - +1/2 и -1/2.

3.квантовые правила. Правильный порядок заполнения уровней и подуровней

основные положения теории Бора: 1- электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым круговым орбитам, эти орбиты получили название «стационарных». 2- двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии. 3- излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую, при этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разностиэнергии атомав конечном и исходных состояниях. 1-е правило Кречковского: заполнение электронных слоев электронами, не лишёнными подуровней, характеризуется самой низкой энергией, т.е. самыми низкими значениями m и l и идет в порядке увеличения суммы m+l. 2-е правило: если для 2х орбиталей сумма m+l одинакова, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением l. Порядок заполнения: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f…..

Принцип неопределнности Гейзенберга: В каждый конкретный момент времени нельзя с одинаковой точностью определить место нахождения электронов (координаты x,y,z) и его скорость (или импульс).

Принцип Паули (запрет): у атомов, имеющих больше одного электрна не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Или так: на одной орбитали могут находится только два электрона, причем с противоположенными спинами.

Принцип минимума энергии: последовательное заполенние электронов в атоме должно отвечать как минимому энергии самого электрона, так и минимомуэнерги атома в целом. Или так: минимум энергии соответствует максимому устойчивости. Заполение идет в соответсвии с уравнением энергии орбитали: ns<(n-1)d» (n-2)f<np. На внешнем уровне не может быть более 8 электронов.

Правило Клечковского: сначала заполняются те подуровни, сумма n+l которых наименьшая. Если для двух подуровней сумма n+l равна, то сначала заполняется подуровень с меньшим n.

Правило Хунда: в основном (невозбужденном) состоянии атома на подуровнях np, nd и nf всегда имеется максимальное количество неспаренных электронов (максимальный неспаренный спин).

Подуровни p, d и f состоят из нескольких орбиталей, энергия которых одинакова, поэтому эти подуровни называются “вырожденными”: p подуровень вырожден трехкратно, d пятикратно и f семикратно. Для электронов этих подуровней соблюдается правило Хунда.

Основное состояние – состояние с минимальной энергией, т.е электроны находятся ближе к ядру.

Возбужденное состояние – состояние, при котором все или часть электронов в атоме распарены и находятся на подуровне с большей энергией, т.е дальше от ядра.

4.проскок электрона у элементов 1В И 3В групп. Влияние проскока на свойства атомов

ПРОСКОК ЭЛЕКТРОНА - - отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d и так далее), связанные с тем, что эти нарушения правил обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек по правилам.

поведение Cu, Ag, Au объясняется конфигурацией внешних электронных оболочек их атомов. У атома меди самая подвижная наружная (4-я от ядра) оболочка содержит один s-электрон, ему предшествует десять d-электронов третьей от ядра оболочки (конфигурация 3d104s1).

Атомы меди и ее аналогов могут при образовании соединений терять не только самый внешний s-электрон, но и один или два d-электрона предшествующей оболочки, проявляя более высокую степень окисления. Для меди степень окисления +2 (валентность II) более характерна, чем +1 (валентность I).

МЕДЬ 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s¹

СЕРЕБРО1s²2s²2p⁶3s² 3p⁶4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹ 4d¹⁰

золото		1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10
21	Sc		скандий		1s 22s 22p 63s 23p64s 23d1
Иттрий				1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1

5.ПРОСКОК ЭЛЕКТРОНА У 6в РУППЫ

24		Cr		хром	1s 22s 22p 63s 23p64s 13d5
42	Mo		Молибден			1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5

6. Д и Ф сжатие и его влияние на основные параметры

Эти эффекты связаны с недостаточным экранированием s-электронов соответственно d- и f-электронами от ядра. Так, если у d-элементов 4-го периода внешние 4s-электроны проникают под экран 3d-электронов, то у элементов 6-го периода внешние 6s-электроны проникают уже под двойной экран 5d- и 4f-электронов. Из-за этого эти электроны сильнее взаимодействуют с ядром, что приводит к аномальному увеличению потенциала ионизации некоторых элементов.

У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более ярко, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны внутренние. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы:

Zn – Hf Nb – Ta rатома, нм 0,160 – 0,159 0,145 – 0,146

Эти элементы из-за близости их свойств называются элементами-близнецами.

Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными. При этом радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов. Ковалентный радиус равняется половине межатомного расстояния в молекулах или кристаллах простых веществ.

7.переодический закон… переходные металлы

Расположив все элементы в порядке возрастающих атомных масс, Менделеев обнаружил, что сходные в химическом отношении элементы встречаются через правильные интервалы и что, таким образом, в ряду элементов многие их свойства периодически повторяются. Эта замечательная закономерность получила свое выражение в периодическом законе, который Менделеев формулировал следующим образом:Свойства простых тел, а также формулы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Изменение свойств химических элементов по мере возрастания их атомной массы не совершается непрерывно в одном и том же направлении, а имеет периодический характер.

Ряды элементов, в пределах которых свойства меняются последовательно, как, например, ряд из 8 элементов от Li до Ne или от Na до Ar Менделеев назвал периодами. Разделив все элементы на периоды и, располагая один период под другим, так чтобы сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы приходились друг под другом, Менделеев создал таблицу, названную им периодической системой элементов по группам и рядам. Малый период состоит из 1 ряда, а большой из 2. В вертикальных столбцах таблицы ( группах) располагаются элементы, обладающие сходными свойствами. Порядковый номер оказался важнейшей константой элемента, выражающей положительный заряд ядра его атома. В настоящее время периодический закон Менделеева можно сформулировать так: свойства элементов и образуемых ими простых или сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов. В зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне различают s-, p-,d,-f…. элементы.

Переходные элементы- элементы побочных подгрупп, в атомах которых появляются электроны на d- и f- орбиталях. Для них характерно: переменная степень окисления; маленькое значение электроотрицательности; образуют комплексные соединения; начиная с 3 группы d-элементов- элементы в низшей степени окисления образуют соединения с основными свойствами, в высшей кислотные, в промежуточной- амфотерные.

8.переодичность в изменение свойств(1)

Радиус атома- расстояние от ядра до области наибольшей радиальной электронной плоности в периодах -> уменьшается, в группах сверху вниз- увеличивается. Металлические свойства -> уменьшаются, а сверху вниз- увеличиваются. Основный характер оксидов и гидроксидов в периодах-> ослабевает, а сверху вниз усиливается. Кислотные свойства в группах сверху вниз ослабевают, а в периодах слева направо усиливаются.

9.переодичность в изменение свойств(2)

Радиус атома: в периодах слева направо- уменьшается; в группах сверху вниз- увеличивается. Энергия ионизации: в периодах слева направо- увеличивается; в группах сверху вниз- уменьшается. Сродство к электрону: В периодах слева направо- увеличивается; в группах сверху вниз- уменьшается. Электро отрицательность: в периодах слева направо- увеличивается; в группах сверху вниз- уменьшается. слева направо - увеличиваются окислительные, уменьшаются восстановительные. и наоборот.Сверху вниз - уменьшаются окислительные, увеличиваются восстановительные.

10.механизмы образования ковалентной связи

Ковалентность - общее число валентныхорбиталей в атоме, которые могут быть использованы для образования химической связи. Метод ВС объясняет полярность ковалентных связей. При образовании связей между одинаковыми атомами ЭО равны, размеры орбиталей – тоже, область перекрывания расположена симметрично относительно ядер атома. Это ковалентная НЕПОЛЯРНАЯ связь( Н2,Cl2…..). Если же ЭО атомов различна, то электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, кроме того они как правило обладают меньшими по размеру орбиталями. Это ковалентная ПОЛЯРНАЯ связь(HCl, HI…). Механизмы образования ковалентных связей: Обменный- связь возникает в результате перекрывания двух одноэлектронных связей. При сближении атомныхорбиталей между ядрами возникает область с повышенной электронной плотностью, так же ядра притягиваются в этой области., что ведет к образованию связи. Донорно-акцепторный- связь возникает за счет перекрывания двух электронных орбитали одного атома( донора) и другого( акцептора). Однотипные связи, образованные по разным механизмам- равноценны.σ-связь(сигма-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков «по осевой линии». Характеризуется осевой симметрией. Связь, образующаяся при перекрывании гибридных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома.Основная характеристика сигма-связи (длина и прочность) зависит от электронной конфигурации атомов, образующих сигма-связь.Пи-связь (π-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей. В отличие от сигма-связи, осуществляемой перекрыванием s-атомных орбиталей вдоль линии соединения атомов, пи-связи, возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов. 

11)Энергия связи- разность энергии начального и конечного состояния системы и определяемое количеством теплоты, выделяемой при ее образовании( кДж/моль).Энергия связи служит мерой ее прочности, чем больше энергия, тем связь прочнее. Длина связи- расстояние между ядрами двух связанных атомов. Кратность связи- число электронных пар, связывающих 2 взаимодействующих атома. Чем выше кратность, тем меньше ее длина, тем больше энергия связи и связь- прочнее. Кратность влияет на химические свойства и химическую активность. Насыщаемость связи- связана с плотностью атома, числом образующих атомов связи. Атом стремится, как можно полнее использовать свои валентные возможности и образовать максимальное количество связей.

12)Направленность связи- результат стремления атомов к образованию наиболее прочной связи за счет создания возможно большей электронной плотности между ядрами. Это достигается при определенной пространственной направленности при перекрывании электронных облаков. Угол образующийся между двумя соседними связями называется валентным.в зависимости от числа и вида гибридизующихорбиталей различают несколько типов гибридизации: sp(2)- линейная, угол=180; sp2(3)- плоский треугольник, угол= 120; sp3(4)- тетраэдр, угол= 109.28; sp3d2(6)- октаэдр, угол =90. Расстояние между атомами существенно уменьшается при образовании кратных связей. Чем выше кратность связи, тем короче межатомное расстояние.

13)

14)пространственное расположение атомов в молекуле. Связь с типом гибридизациии. Пространственная структура разных молекул

Если на внешней оболочке атома имеются два электрона, один в s- состоянии а другой в р- состоянии, то при затрате некоторой энергии вместо исходных s- и р- орбиталей могут образоваться две гибридные sp- орбитали (рис. 9). Они вытянуты вдоль прямой в противоположных направлениях.

Б лагодаря вытянутой форме гибридных орбиталей, достигается более полное перекрывание взаимодействующих электронных облаков, а значит, образуются более прочные химические связи. Энергия, выделяющаяся при образовании этих связей больше, чем суммарные затраты энергии на возбуждение атома и гибридизацию его атомных орбиталей. Т.к. sp- орбитали ориентированы в противоположных направлениях, то структура молекулы линейная и валентный угол равен 180°. Связующее электронное облако расположено симметрично между атомами и молекула является неполярной, в тоже время связь в молекуле всегда обладает направленностью и является полярной. Такую пространственную конфигурацию будут иметь молекулы элементов II группы: MgBr₂, СаН₂, ВаF₂.

Рассмотрим пространственную структуру молекул элементов III группы. Химическая связь образуется за счет s–электрона и двух p–электронов внешнего энергетического уровня. Возникающее явление sp²–гибридизации, приводит к образованию трех равноценных гибридных орбиталей, ориентированных в пространстве под углом 120° (рис. 10).  Все три связи равноценны и имеют направление к более электроотрицательному элементу. Образуемые элементами III группы молекулы имеют структуру плоского треугольника. Дипольный момент таких молекул равен 0 и молекула неполярна. Валентный угол составляет 120°. Аналогичные структуры у молекул GaCl₃, InBr₃, TeI₃.

При образовании молекул элементами IV группы главной подгруппы валентные электроны подвергаются sp³–гибридизации (рис. 11). Гибриднаяорбиталь способна к более сильному перекрыванию с орбиталями других атомов и образованию более прочных связей. Гибридныеорбитали расположены в пространстве под углом 109°28’ и направлены к вершинам тетраэдра. Аналогичное строение имеют молекулы SiCl₄, GeF₄ СН₄ и т. п.

М олекулы элементов V группы главной подгруппы NH₃, PH₃, AsH₃ используют для связей три неспаренных р–электрона, находящихся на взаимно перпендикулярных орбиталях. Но результаты экспериментальных измерений показывают, что угол между связями в молекуле NH₃ отличен от 90° и составляет 108° (рис. 12). Полагают, что имеет место sp³–гибридизация и из четырех гибридных орбиталей одна занята неподеленной электронной парой. Она влияет на связующие электронные пары, отталкивая их и угол отличается от тетраэдрического (109°). Молекулы имеют структуру тригональной пирамиды. Молекула является полярной.

Молекулы элементов VI группы имеют угловую пространственную структуру, что обусловлено наличием двух неспаренных р–электронов, участвующих в образовании химических связей. Валентный угол у таких молекул составляет примерно 90°. Отклонения валентного угла от 90° объясняют эффектом взаимного отталкивания неподеленных пар электронов. Образуются полярные молекулы, так как результирующая векторов связей отлична от нуля (рис. 13).

15)Поляризуемость- способность ковалентной связи становиться более полярной под действием внешнего электрического поля. Чем больше заряд иона и меньше радиус, тем больше его поляризующее действие и меньше собственнаяполяризуемость. При образовании связей между одинаковыми атомами ЭО равны, размеры орбиталей – тоже, область перекрывания расположена симметрично относительно ядер атома. Это ковалентная НЕПОЛЯРНАЯ связь( Н2,Cl2…..). Если же ЭО атомов различна, то электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, кроме того они как правило обладают меньшими по размеру орбиталями. Это ковалентная ПОЛЯРНАЯ связь(HCl, HI…) Диполь- система из двух равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга. M=ql. Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее полярности. Дипольные моменты молекул обычно измеряют в Дебаях(D).

16)Валентность-способность атомов соединяться с другими атомами в определенных соотношениях. Валентность и валентные возможности – важные характеристики химического элемента. Они определяются структурой атомов и периодически изменяются с увеличением зарядов ядер. Для того чтобы верно оценить валентные возможности атомов химических элементов, нужно рассмотреть распределение электронов в них по энергетическим уровням и подуровням и определить число неспаренных электронов в соответствии с принципом Паули и правилом Хунда для невозбужденного (основного, или стационарного) состояния атома и для возбужденного (то есть получившего дополнительную энергию, в результате чего происходит распаривание электронов внешнего слоя и переход их на свободные орбитали). Атом в возбужденном состоянии обозначают соответствующим символом элемента со звездочкой.Валентные возможности атомов химических элементов определяются: 1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей); 2) наличием свободных орбиталей; 3) наличием неподеленных пар электронов.

17) Основные положения метода молекулярных орбиталей: 1) из n атомных орбиталей получается n молекулярных орбиталей; 2) связывающие и разрыхляющие орбитали получаются в результате перекрывания атомных орбиталей; -связи (перекрывание произошло в двух областях пространства);-связи (перекрывание произошло в одной области пространства), так и 3) в результате перекрывания орбиталей возможно образование как 4) перекрывание определяется геометрией атомных орбиталей; 5) перекрываются орбитали, только близкие по энергии; 6) при заполнении электронами орбиталей соблюдаются принципы минимума энергии, Паули и правило Гунда. MO, возникшая от сложения атомных орбиталей и имеющее более низкую энергию, чем исходная атомная орбиталь, называют связывающими. МО, полученнуюв результате вычитания атомной орбитали и имеющую более высокую энергию по сравнению с исходной атомной орбиталью, называют разрыхляющими.Кратность связи - число электронных пар, связывающих 2 взаимодействующих атома. Чем выше кратность, тем меньше ее длина, тем больше энергия связи и связь- прочнее. Кратность влияет на химические свойства и химическую активность.

18) Основные положения теории молекулярных орбиталей

1) из n атомных орбиталей получается n молекулярных орбиталей; 2) связывающие и разрыхляющие орбитали получаются в результате перекрывания атомных орбиталей; -связи (перекрывание произошло в двух областях пространства);-связи (перекрывание произошло в одной области пространства), так и 3) в результате перекрывания орбиталей возможно образование как 4) перекрывание определяется геометрией атомных орбиталей; 5) перекрываются орбитали, только близкие по энергии; 6) при заполнении электронами орбиталей соблюдаются принципы минимума энергии, Паули и правило Гунда. Энергия орбиталей сигма-связей < чем П, но для элементов 1-5 групп- наоборот.

19)Я не знаю как их строить тут.

20)типы молекулярных взаимодействий

ориентационное взаимодействие- если вещество состоит из полярных молекул, например молекул H2O или НСl, то в конденсированном состоянии соседние молекулярные диполя ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего наблюдается их взаимное притяжение. Индукционное взаимодействие – в случае веществ, состоящих из неполярных, но способных к поляризации молекул, например СО2, наблюдается наведение или индуцирование диполей. Причина их появления обычно состоит в том, что каждый атом создает вблизи себя электрическое поле, оказывающее поляризующее действие на ближайший атом соседней молекулы. Молекула поляризуется, и образовавшийся индуцированный диполь в свою очередь поляризует соседние молекулы. В результате этого происходит взаимное притяжение молекул друг к другу. Дисперсионное взаимодействие – движение электронов в атомах, а также колебание ядер связанное с этим непрерывное изменение взаимного положения электронов и ядер вызывают появление мгновенных диполей. Как показывает квантовая механика, мгновенные диполи возникают в твердых телах и жидкостях согласованно, причем ближайшие друг к другу участки соседних молекул оказываются заряженными электричеством противоположного знака, что приводит к притяжению.

Межмолекулярное взаимодействие, взаимодействие между электрически нейтральными молекулами или атомами; определяет существование жидкостей и молекулярных кристаллов, отличие реальных газов от идеальных и проявляется в разнообразных физических явлениях. М. в. зависит от расстояния r между молекулами и, как правило, описывается потенциальной энергией взаимодействия U(r) (потенциалом М. в.), так как именно средняя потенциальная энергия взаимодействия определяет состояние и многие свойства вещества.

21) водородная связь

Условием образования водородной связи является высокая ЭО атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Энергия водородной связи меньше энергии обычной ковалентной связи.

22) Зависимость свойств простых веществ от строения атомов и положения элементов.

Максимальная степень окисления зависит от номера группы, и определяет характер веществ(оксиды, гидроксиды-амф, кисл). Так же по номеру группы мы можем узнать кол-во электронов на внешнем энергетическом уровне. По периоду можно определить кол-во подуровней.По положению в таблице можно судить о том, как изменяются различные характеристики элементов: радиус, ЭО, энергия ионизации, сродство к электрону.

23)Зависимость окислительно – восстановительных свойств.

В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, например, в третьем периоде натрий — самый активный в периоде восстановитель, а хлор — самый активный в периоде окислитель. У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители — щелочные металлы, а наиболее активные из них Fr и Cs. Лучшие окислители— галогены. Элементы главных подгрупп IV-VII групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью. Элементы побочных подгрупп (четных рядов) больших периодов имеют металлический характер, так как на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями. В отличие от простых веществ металлов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества неметаллы проявляют себя и как окислители, и как восстановители. Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента. 

24) Влияние среды на характер протекания реакций Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+-ионов), нейтральной (Н2O) и щелочной (избыток гидроксид-ионов OH-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион MnO-4 в кислой среде восстанавливается до Mn2+, в нейтральной — до MnO2, а в щелочной — до MnO2-4.

25)простые и сложные вещества окислители и восстановители

Атом, находящийся в минимальной степени окисления, может быть только восстановителем. Атом, находящийся в максимальной степени окисления, может быть только окислителем. Атом, находящийся в промежуточной степени окисления, может быть как восстановителем, так и окислителем. Это зависит от того, с каким веществом он реагирует. Говоря иначе, есть атом обладаетокислительно-восстановительной двойственностью. Из простых веществ только восстановителями могут быть атомы металлов.Они являются лучшими восстановителями. Из сложных веществ восстановителями являются соединения, в состав которых входят атомы элемента вминимальной степени окисления(HBr). В периодах с возрастанием атомного номера элементов их восстановительные свойства ослабевают. Это связано с увеличением заряда ядра и уменьшением атомного радиуса.В главных подгруппах с увеличением номера периода восстановительные свойства элементов возрастают. Это связано с увеличением атомного радиуса.Из простых веществ только окислителями могут быть атомы фтора и кислорода.Исключение – кислород в реакции со фтором. Из сложных веществ окислителями являются практически все кислоты – то есть соединения, в состав которых входят атомы элементов в максимальной степени окисления(SO3). В периодах слева направо (с увеличением заряда ядра и уменьшением атомного радиуса) окислительные свойства элементов усиливаются.В главных подгруппах сверху вниз (с увеличением атомного радиуса) окислительные свойства элементов ослабевают.

2 6) Типы окислительно – восстановительных реакций.

Все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и диспропорционирования. В межмолекулярных (межатомных) реакциях окислительные функции выполняют одни вещества, а восстановительные – другие. Например, в реакции H₂S + Cl₂ = S + 2HCl электроны от восстановителя – молекулы сероводорода – переходят к окислителю – молекуле Cl₂. В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления одна часть молекулы – окислитель, другая – восстановитель. Простейшими примерами могут служить реакции термического разложения вещества:  Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. Они характерны для соединений или простых веществ, состоящих из промежуточных степеней окисления данного элемента: 

Метод полуреакций или метод ионно-электронногобалансаприменяют при составлении уравнений сложных реакций, протекающих в водных растворах или расплавах. При нахождении коэффициентов в уравнении реакциируководствуются правилами: Если исходные вещества содержат большее число атомов кислорода, чем полученные продукты, то освобождающийся кислород в кислой среде с ионами водорода образует воду, а в нейтральной и щелочной средах с молекулами воды – гидроксид-ионы. Если исходные вещества содержат меньшее число атомов кислорода, чем образующиеся, то недостающее число атомов кислорода восполняется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды, а в щелочной – за счет ионов ОН-. 1. Определим вещество, которое является окислителем и восстановителем. 2. Составим полуреакцию процесса восстановления, учитывая среду. Для определения числа электронов, участвующих в процессе восстановления, вычислим сумму зарядов в левой и правой части полуреакции. Уравняем число зарядов. По аналогии с полуреакцией восстановления, составим полуреакцию процесса окисления. 4.Суммируем обе полуреакции. Из ионно-молекулярного составляем уравнение в молекулярной форме присоединяя те ионы, которые присутствовали в исходных реагентах.

Метод полуреакций для уравнивания ОВР.

Метод полуреакций является удобным и универсальным методом уравнивания окислительно-восстановительных реакций. Методом полуреакций можно уравнять даже такие реакции, которые крайне сложно уравнять другими методами (см. примеры в конце). Прелесть метода заключается в том, что именно в форме полуреакций записаны справочные данные по стандартным электродным потециалам. А это значит, что большинство необходимых полуреакций можно брать прямо из справочников!

Алгоритм.

Вспомним, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель.

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Руководствуясь здравым смыслом и значениями электроотрицательностей, определим степени окисления каждого элемента в каждом соединении в левой и правой частях уравнения. У нас должна получиться такая картина:

Fe0 → Fe+2 - элемент потерял электроны, повысил степень окисления (окислился);

H+1 → H0 - элемент получил электроны, понизил степень окисления (восстановился);

Cl-1 → Cl-1 - степень окисления элемента не изменилась.

Полуреакцией восстановления называется реакция, описывающая превращение элемента-окислителя, записанная в ионном виде:

2H+ +2e- = H2

Полуреакцией окисления называется реакция, описывающая превращение элемента-восстановителя, записанная в ионном виде:

Fe = Fe2+ + 2e-

**************

Полуреакции восстановления некоторых веществ.

MnO4- + 8H+ + 5e-= Mn2+ + 4H2O (кислая среда, Mn+7 → Mn+2);

MnO4- + 4H+ + 3e- = MnO2 + 2H2O (нейтральная среда, Mn+7 → Mn+4);

MnO4- + e- = MnO42- (щелочная среда, Mn+7 → Mn+6);

Cr2O72- + 14H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O (Cr+6 → Cr+3)

CrO42- + 4H2O + 3e-= [Cr OH)6]3- + 2OH- (то же; не забываем про равновесие 2CrO42- + 2H+ = Cr2O72- + H2O)

2XO3- + 10H+ + 10e- = X2 + 5H2O (X+5 → X0) (X = Cl, Br, I)

X2 + 2e- = 2X- (X = Cl, Br, I)

2H+ +2e- = H2 (H+ → H0)

SO42- + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O (S+6 → S+4)

SO42- + 8H+ + 6e- = S + 4H2O (S+6 → S0)

NO3- + 2H+ + e- = NO2 + H2O (N+5 → N+4)

NO3 + 4H+ + 3e- = NO + 2H2O (N+5 → N+2)

2NO3- + 12H+ + 10e- = N2 + 6H2O (N+5 → N0)

27)Овс марганца

КMnO4- один изсаамы сильных окислителей. Наиболее силноокислительныесв-ва проявляются в кислой среде, т. К. принимает 5 электронов и восстанавливается до MnO2. В щелочной среде окислительные свойства проявляются слабее, т.к. принимает только 1 электро и восстанавливается дом K2MnO4. Краска меняется с фиолетовой на бурую(нейтрал) , бесцветную(кислая), сине-зеленая(щелочная). Растворы KMnO4 в медицине применяют как бактерицидное и прижигающее средство, слабыми рами промывают слизистые оболочки.

28) ОВД свойств пероксида

Степень окисления кислорода в Н2O2= -1, т.е. находится в промежуточной степени окисления, а, следовательно, пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Например в реакции с KNO2- является окислителем, а в реакции с KMnO4 в кислой среде- является восстановителем, а в реакции при разложении Н2О2 происходит диспропорционирование ,т.е образуется Н2О и О2.. В медицине применяют 3% раствор, как дезинфицирующее действие, 30% раствор используют для лечения бородавчатой формы красного плоского лишая и для удаления юношеских бородавок.

29) Метод полуреакций

Кислая рН < 7	Общая схема: O2- + 2H+ = H2O Примеры: MnO4 + 8H+ +5e = Mn2+ + 4H2O Cr2О72- + 14H+  + 6e = 2Cr3+ + 7H2О
Нейтральная рН = 7, щелочная рН > 7	Общая схема: O2- + H2O = 2OH- Примеры: MnO4 +2H2O+3e = MnO2 + 4OH CrO42+4H2O +3e =[Cr(OH)6]3 + 2ОН

30)Окислительно-восстановительный потенциал-мера способности химического вещества присоединять электроны. Окислительно-восстановительный потенциал определяют электрохимическими методами. Простейший пример — ионы окисного и закисного железа: Fe³⁺ — ионы могут захватывать из металла электроны, превращаясь в Fe²⁺ — ионы, способные к обратной реакции; потенциал, при котором эти реакции динамически уравновешивают друг друга, и есть О.-в. п. Чем сильнее окислительная способность среды, тем он выше. Стандартный электродный потенциал- это потенциал данного электронного процесса при концентрациях всех участвующих в нем веществ, равных единице.

Окислительно-восстановительные потенциалы

Количественной мерой окислительной способности окислителя (и одновременно восстановительной способностиего восстановленной формы) является электрический потенциал электрода φ (электродный потенциал), на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция его восстановления и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы.

Этот окислительно-восстановительный потенциал измеряется по отношению к стандартному водородному электроду и характеризует пару «окисленная форма – восстановленная форма» (поэтому выражения «потенциал окислителя» и «потенциал восстановителя», строго говоря, неверны). Чем выше потенциал пары, тем сильнее выражена окислительная способность окислителя и, соответственно, слабее – восстановительная способность восстановителя.

И напротив: чем ниже потенциал (вплоть до отрицательных значений), тем сильнее выражены восстановительные свойства восстановленной формы и слабее - окислительные свойства сопряженного с ней окислителя.

Типы электродов, конструкция стандартного водородного электрода и методы измерения потенциалов детально рассматриваются в курсе физической химии.

Конста́нтаравнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

Направление химических реакций.

В механических системах устойчивое равновесие соотв-ет минимуму потенциальной энергии системы. Хим. процессы должны самопроизвольно протекать в направлении уменьшения внутренней энергии системы, т. е. в направлении, отвечающем положит-му тепловому эффекту реакции. При обычныхусл. самопроизвольно протекают преимущ-но экзотермические реакции. Так же, уже при обычных t-рахсамопр-но протекают эндотермические процессы растворения мн. солей и некоторые эндотерм. хим. р-ции. С повыш. t-ры все большее число реакций начинает самопр-но протекать в направ. эндотерм. процесса. Принцип стремления к минимуму внутренней энергии требует, чтобы все экзотерм. р-ции доходили до конца, т. е. исключает возможность обратимых реакций; однако такие реакции сущ-ют. Среди мех-ких систем имеются такие, поведение которых тоже нельзя описать только направленностью процессов к достижению минимума потенциальной энергии. Из громадного числа частиц состоят и хим. системы. Тенденция к достижению минимума внутр. энергии не явл. единств.фактором, определяющим их поведение. Для представления о 2-м факторе, влияющем на на-правление р-ций, рассм. процесс, не сопровождающийся тепловым эффектом. Н-р, расширение разряж-го газа. С ростом числа молекул вер-стьбеспоряд-го, равно-мерногораспред-ния газа в сосуде очень быстро возрас-тает, а самопроиз-ное сжатие газа становится все менее вероятным процессом. Макроскоп. кол-ва газа содержат огромное число молекул, соотв-но в реальном опыте самопр-ное сжатие газа предст. собой процесс практически невозможный, и что самопр-но будет протекать обратный процесс расширения газа, приводящий к равномерному, беспорядоч. распред-ю его молекул по всему объему сосуда.

Направление самопроизвольного протекания химиче-ских реакций и определяется совокупным действием двух факторов: тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.

При хим. реакциях в силу принципа направл-типроцес-сов к минимуму внутренней энергии атомы соединяются в такие молекулы, при образовании которых выделяется наиб.кол-во энергии. В силу же принципа направленно-сти процессов к наиболее вероятному состоянию проте-кают такие реакции, в ходе которых возрастает число частиц (н-р, р-ции разложения молекул на атомы) или чисто возможных состояний атомов. Тенденция к переходу в состояние с наименьшей внут-ренней энергией проявляется при всех температурах в одинаковой степени. Тенденция же к достижению наиболее вероятного состояния проявляется тем сильнее, чем выше температура. Поэтому при низких температурах в большинстве случаев практически сказывается только влияние первой из этих тенденций, в результате чего самопроизвольно протекают экзотермические процессы. По мере возрастания температуры равновесие в химических системах все больше и больше сдвигается в сторону реакций разложения или увеличения числа состояний атомов. При этом каждой температуре отвечает состояние равновесия, характеризующееся определенным соотношением концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции.

31. Влияние среды на направление протекания окислительно-восстановительной реакции и состав продуктов реакции.

Реакции окисления - восстановления могут протекать в различных средах: в кислой, нейтральной и щелочной. В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления. Рассмотрим пример влияния среды на восстановление перманганат-ион MnO4. Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды применяются растворы гидроксидов калия или натрия. Рассмотрим примеры протекания реакции между сульфитом натрия Na2SO4 (восстановитель) c перманганатом калия KMnO4(окислитель).

В кислой среде.

5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

В нейтральной среде.

3Na2SO4 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 +2KOH

В щелочной среде.

Na2SO4 + 2KMnO4 + 2NaOH = Na2SO4 + K2MnO4 + Na2MnO4 + H2O

32) Определение эквивалентов окислителей и восстановителей. Влияние среды.

Эквивалентом называют такую массу вещества, которая в реакции замещает собой 1 моль атома Н_2. (Э_H2SO4=M_H2SO4/Z=98/2=49; Э_Fe2(SO4)3=M/Z=400/6 (Z=2*3)).

Эквивалент окислителя и эквивалент восстановителя – это часть моля, которая отвечает соответственно одному присоединенному или отданному каждой молекулой электрону в данной реакции.Для определения эквивалента (молярной массы эквивалента) окислителя надо молекулярную массу его разделить на число электронов, присоединенных одной молекулой, а эквивалента восстановителя - молекулярную массу разделить на число электронов, отданных одной молекулой восстановителя. Эквивалент – безразмерная величина, а молярная масса эквивалента выражается в г/моль (Э = M / n). Эквивалент одного и того же окислителя в различных реакциях будет различным, он зависит от реакции, от числа присоединенных электронов.

На характер протекания окислительно – восстановительной реакции между одними и теми же веществами влияет среда.

H⁺ Mn⁺² бесцветный раствор

MnO^-₄ H₂O MnO₂ бурый осадок

Фиол-й OH^- MnO₄^2- раствор зеленого цвета

Для создания кислой среды используют серную кислоту. Для создания щелочной среды – растворы гидроксидов калия или натрия. Вещества обладающие окислительно востановительно двойственностью свойств. К таким молекулам относятся вещества содержащие атом в какой либо промежуточной степени окисления. Такие атомы могут принимать и отдавать электроны, поэтому в реакции могут быть как окислителями так и восстановителями. Оксиды Mn, Cr в степени окисления +2, +3, +4 окисляются в щелочной среде до манганата, перманганата и дихромата.

2 KMn⁺⁷O₄ + 5Na₂S⁺⁴O₃ + 3H₂SO₄ = 2Mn⁺²SO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄+3H₂O (Э_KMnO4= М\5=158\5=31,6 г\моль)

2 KMn⁺⁷O₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2 Mn⁺⁴O₂ ↓ + 3 Na₂SO₄ + 2KOH (М _ЭKMnO4 = M\3 = 158\3 = 52,7 г\моль)

2 KMn⁺⁷O₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂Mn⁺⁶O₄ + Na₂SO₄ + H₂O (М_{Э KMnO4} = M\1 = 158\1 = 158,0г\моль)

33) Окислительно-восстановительные процессы в биологии и в медицине (дыхательная цепь митохондрий, функция Fe в гемоглобине и в других ферментах, Mg в хлорофилле, действие препаратов окислителей).

Окислительно- восстановительные реакции в биологии

Электроны переносятся от одной молекулы к другой в виде:

1.Непосредственно электронов: Fe2++Cu2+⇔Fe3++Cu+

2.В виде атомов водорода: АН2 ⇔А+2е-+2Н+

3.Как гидрид ион :Н-(при переносав в идее НАДН)

4.Через прямое соединениие с кислородом:R-CH3+ 1/2O2 →R-CH2-OH

Окислительно-восстановительные реакции имеют очень большое значение в биологических системах. Фотосинтез, дыханиб, пищеварение, хемосинтез — все это цепи окислительно-восстановительных реакций. Совокупность окислительных реакций, происходящих в биологических объектах и обеспечивающих их энергией и метаболитами для осуществления процессов жизнедеятельности, называется биологическим окислением. существует два типа биологического окисления: окисление, сопряженное с фосфорилированием АДФ, и свободное окисление. Окислительно-восстановительные реакции имеют большое значение для жизнедеятельности растений. Одной из главнейших функций, которые они выполняют, является выделение энергии. Рассматривая один из важнейших окислительно-восстановительных процессов растений – фотосинтез – способность использовать воду для создания восстанавливающего агента, НАДФ*Н, и синтезировать АТФ за счет энергии света .

Окисление органических соединений молекулярным кислородом является единственным источником энергии, необходимой для жизнедеятельности организма. Применение ОВ-реакций в медицине: Для обезвреживания ядовитых веществ можно использовать реакции окисления-восстановления. Если отравился веществом, обладающим окислительными свойствами, то надо использовать восстановители и наоборот. При отравлении органическими веществами растительного происхождения (алкалоидами) используют перманганат калия. При определении ферментов каталаз использую перманганатометрию. При удалении ушной серы используют перекись водорода. При обезвреживании хлора и брома используют аммиак. Дыхательная цепь митохондрий состоит из 5 мультиферментных комплексов, субъединицы которых кодируются как ядерными, так и митохондриальными генами. В переноске электронов участвуют коэнзим Q10 и цитохром с. Электроны поступают от молекул NAD*H и FAD'H и переносятся по дыхательной цепи. Высвобождаемая энергия используется для транспорта протонов к внешней мембране митохондрий, а возникающий электрохимический градиент — для синтеза АТФ с помощью комплекса V дыхательной цепи митохондрий. Как уже отмечено, митохондрии имеют собственную ДНК, в каждой митохондрии содержится 10 и более молекул ДНК. Геном митохондриальной ДНК (мтДНК) полностью расшифрован. Он включает 16 569 нуклеотидов, которые образуют двунитевую кольцевую молекулу. В митохондриаль-ном геноме есть гены для двух рибосомальных РНК, 22 тРНК и 13 полипептидов, участвующих в реакциях окислительного фосфорилирования мтДНК не содержит интронов. Гемоглобиин- сложный железосодержащий белок кровосодержащих животных, способный обратимо связываться с кислородом, обеспечивая его перенос в ткани. У позвоночных животных содержится в эритроцитах. Главная функция гемоглобина состоит в переносе кислорода. У человека в капиллярах лёгких в условиях избытка кислорода последний соединяется с гемоглобином. Током крови эритроциты, содержащие молекулы гемоглобина со связанным кислородом, доставляются к органам и тканям, где кислорода мало; здесь необходимый для протекания окислительных процессов кислород освобождается из связи с гемоглобином. Кроме того, гемоглобин способен связывать в тканях небольшое количество диоксида углерода (CO2) и освобождать его в лёгких. Монооксид углерода (CO) связывается с гемоглобином крови намного сильнее (почти в 500 раз), чем кислород, образуя карбоксигемоглобин (HbCO). Некоторые процессы приводят к окислению иона железа в гемоглобине до степени окисления +3. В результате образуется форма гемоглобина, известная как метгемоглобин (HbOH). В обоих случаях блокируются процессы транспортировки кислорода. Метгемоглобин — производное гемоглобина, в котором железо окислено (трехвалентно). Метгемоглобин не способен переносить кислород. Образуется в организме при некоторых видах отравлений. Железо гемоглобина входит в состав ферментов цитохромов, способствует связыванию кислорода эритроцитами и транспортирует его во все органы и ткани организма, чем обеспечивает дыхание и полноценную жизнедеятельность клеток. Основное физиологическое значение железа - участие в процессе кроветворения. Кроме кроветворной функции, железо играет важную роль в окислительно-восстановительных процессах, оно входит в состав молекул окислительных ферментов. В крови содержаться ферменты феррикин и трансфирин. За счет ферритина происходит синтез всех железосодержащих соединений организма: в костном мозге синтезируется дыхательный пигмент гемоглобин, в мышцах - миоглобин, в различных тканях цитохромы и других железосодержащие ферменты. Молекула хлорофилла состоит из кольца хлорина с Mg в центре, радикалов-заместителей в кольце, и фитольного хвоста. Кольцо хлорина

Хлорофилл a состоит из центрального иона магния, заключённого в кольцо из четырёх ионов азота, также известного, как хлорин. Хлориновое кольцо это гетероциклическое соединение, образованное из пирролов, окружающих атом металла. Именно Mg в центре однозначно отличает структуру молекулы хлорофилла от других молекул. Окислители (перекись водорода и перманганат калия). Перекись водорода представляет собой бесцветную жидкость без запаха, слабо кислой реакции, при комнатной температуре медленно разлагается. В тканях под влиянием фермента пероксидазы перекись водорода образует атомарный кислород, обусловливающий противомикробное действие. На загрязненных остатками белка ранах перекись водорода разрушается каталазами с образованием газа - молекулярного кислорода, способствующего вымыванию из ран гноя, сгустков крови, тканевого детрита, но обладающего слабой противомикробной активностью; пена наиболее интенсивно образуется на дне раны, поэтому очищение раневой поверхности намного эффективнее, чем может быть достигнуто механическим промыванием. Растворы перекиси водорода оказывают местное вяжущее (противовоспалительное), прижигающее, дезодорирующее и отбеливающее действие, усиливают свертывание крови, способствуя переходу фибриногена в фибрин. Перекись водорода выпускается в виде трех препаратов: перекись водорода концентрированная, гидроперит и перекись водорода разведенная. Не применяют перекись водорода при глубоких ранах и не вводят в полости (из-за опасности эмболии). Концентрированная перекись водорода может вызывать ожоги слизистой оболочки. Калий гиперманганат (калия перманганат) представляет собой фиолетовые кристаллы с металлическим блеском, хорошо растворимые в воде. По сравнению с перекисью водорода оказывает более выраженное, но кратковременное антисептическое действие. При взаимодействии с тканями разлагается, образуя в том числе атомарный кислород и двуокись марганца. Атомарный кислород - сильнейший антисептический и дезодорирующий агент, а двуокись марганца - вяжущий и прижигающий (с белками ткани дает плотные альбуминаты). Естественно, эффекты ослабляются в присутствии белка. В виде 2-5% растворов используется при лечении ожогов - способствует быстрому заживлению ("под струпом") без нагноения. Как сильный окислитель калия перманганат (0,02-0,1% раствор) применяют для промывания желудка при комплексном лечении отравлений алкалоидами, препаратами фосфора (не эффективен при отравлениях кокаином, атропином, барбитуратами).

34) Современные представления о структуре комплексных соединений: центральный атом, лиганды, комплексный ион, координационное число центрального атома, дентантность лигандов. Классификация комплексных соединений в зависимости от заряда внутренний сферы.

Существуют соединения состав которых выражается своеобразными формулами, они обладают своеобразными свойствами в выделены в собственный класс комплексные (координационные) соединения. В их состав могут входить как органические так и не органические ионы. Они занимают промежуточные положения между этими разделами химии. K₄[Fe(CN)₆]-жёлтая кровяная соль; K₃[Fe(CN)₆]-красная. Сложность строения и своеобразие свойств привело к появлению многочисленных определений. Общепринятого на сей день – нет. Комплексами наз. Сложные молекулярные или ионные соединения, образующиеся путём соединения к атому или иону металла или неметалла нейтральных молекул или других ионов. Комплексами называют соединения образованные двумя или большим числом частиц(1 из частиц- металл) способных к самостоятельному существованию в растворе. Комплексные соединения состоят из координационного центра: 1.центральный атом (комплексообразователя) – а)могут быть катионы металла, чаще d-элементов, тяжелых p-элементов, s-элементы не склонны к комплексообразованию, т.к. их комплексы малоустойчевы (но всё равно образуют), особенно с неорганическими элементами. Б) атом неметалла в положительной степени окисления H[BF₄]. В) атом неметалла в отрицательной степени окисления K[I₃] (K[I^-*I₂]). Г) Нейтральный атом d- элементов [Ni(CO)₄]; 2. Лиганды (стар. Назв. адденды)- частицы окружающие центральный атом. Могут быть органическими и неорганическими, могут быть представлены ионами (F^-,OH^-, CN^- …)а так же нейтральными молекулами (H₂O, NH₃…) Лиганды могут быть однородные и разные ([Cu(H₂O)₆]SO₄-однородный комплекс, [Co(_H2O)₄(NH₃)₂]-разнолегандный). Центральный атом с легандами образуют внутреннюю среду комплекса, заключающийся в квадратные скобки. Лиганды могут занимать несколько координационных мест. Явление притяжения лигандов к центральному атому- координация, число лигандов наз координациооным числом. Комплексный ион, состоящий из комплексообразователя и лигандов, образует внутреннюю сферу комплексного соединения. Если комплексный ион – катион, то внешнюю сферу составляют анионы – галогениды, сульфат, гидроксид, нитрат. Если комплексный ион – анион, то внешнюю сферу составляют катионы – калий, натрий и др. Заряд внешней сферы по величине совпадает с зарядом внутренней сферы. Дентатность лигандов – число ковалентных связей, образуемых лигандом с комплексообразователем. 1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н2О, NH3, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN−, F−, Cl−, OH−, SCN−, S2O32− и др.).

2) Бидентатные лиганды. Примерами служат лиганды: ион аминоуксусной кислоты H2N — CH2 — COO−, оксалатный ион −O — CO — CO — O−, карбонат-ион СО32−, сульфат-ион SO42−.

3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своём составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА). Циклические комплексы, образуемые некоторыми полидентатными лигандами, относят к хелатным (гемоглобин и др.) Классификация по заряду комплекса:

1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др.). [(Zn(NH3)4)]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II)

[Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II) 2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы. K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия

Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия

3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул. [Ni(CO)4] — тетракарбонилникель [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II) 4) Катионо-анионные комплексы [Pt(NH₃)4 ][PtCL₄], [Co(NH₃)₄][Cr(CN)₆]

35) Способность атомов элементов различных периодов к комплексообразованию. Природа химических связей в комплексных соединениях с точки зрения метода ВС: Комплексообразователи. Способность элемента к образованию комплексных соединений относится к важнейшим его химическим свойствам. Она зависит от строения внешнего электронного уровня атома элемента и определяется его положением в периодической системе Д. И. Менделеева. Как правило, комплексообразователями являются атомы или чаще ионы металлов, имеющие достаточное число свободных орбиталей. При образовании химических связей с лигандами комплексообразователи выполняют роль акцепторов. Возможность участия тех или иных орбиталей центрального атома в комплексообразовании меняется от периода к периоду. Способность элементов к комплексообразованию от периода к периоду растет. При последовательном переходе от одного периода к другому растет координационное число элементов. Элементы первого периода участвуют в комплексе-образовании только за счет s - орбиталей, второго периода - за счет s - и p-орбиталей, у элементов третьего и четвертого периодов к ним присоединяются d - орбитали, у элементов шестого и седьмого периодов - - орбитали. Таким образом, у элементов каждого нового периода сохраняются возможности комплексообразования предыдущего периода и появляются новые возможности.

Способность элемента к образованию комплексных соединений относится к важнейшим его химическим свойствам. Как правило, комплексообразователями являются атомы или чаще ионы металлов, имеющие достаточное число свободных орбиталей. При образовании химических связей с лигандами Комплексообразователи выполняют роль акцепторов. При этом, если комплексооб-разователь представляет для химической связи s - орбитали, то образуются только ст-связи, если же р-орбитали, то а - и л-связи, : если d - орбитали, то о - и л-связи, и если р -, d - или f - орбитали, то а - и л-связи. Возможность участия тех или иных орбиталей центрального атома в комплексообразовании меняется от периода к периоду. Природа химических связей в комплексных соединениях с точки зрения метода ВС: Метод валентных связей

1.Связи образуются по донорно акцепторному механизму: атом комплексообразователь предоставляет свободную орбиталь а лиганды электронную пару.

2. В образовании связи учавствует гибридная орбиталь: атом комплексообразователя. Тип гибридизации атома комплексообразователя можно определить по координационному числу: 2-sp гибридизация; 3- sp² гибридизация; 4- sp³гибридизация; 6- sp³d² гибр. Зависит от силы лиганда

Сильные лиганды вызывают перераспределение электронов на d подуровень атома комплексообразователя, слабые лиганды не вызывают этого перераспределения (SCN>CN>NO2>NH3>H2O>OH>F>CL>Br). Образование многих комплексных соединений можно в первом приближении объяснить электростатическим притяжением между центральным катионом и анионами или полярными молекулами лигандов. Наряду с силами притяжения действуют и силы электростатического отталкивания между одноименно заряженными (или# в случае полярных молекул, одинаково ориентированными) лигандами. В результате образуется устойчивая группировка атомов (ионов), обладающая минимальной.потенциальной энергией.

36)Теория строения комплексных соединений. Объяснение окраски комплексных соединений переходных металлов. Строение комплексных соединений рассматривают на основе координационной теории, предложенной в 1893 г. швейцарским химиком Альфредом Вернером. Основные положения: 1)Атом в комплексном соединении может проявлять как основные так и дополнительные валентности. 2) Вокруг центрального атома координированы (расположены) лиганды. Главная валентность обозначается сплошной линией, а побочная пунктирной. 3) Внутри комплексного иона все химические связи выравниваются. 4) Совокупность главных и побочных валентностей. 5) Вернер ввел понятие адденды (сейчас лиганды), комплексообразователь (сейчас центральный атом), а так же внешняя и внутренняя сфера. 6) Координационное число имеет строго определенную величину и показывает пространственную конфигурацию комплексного иона. Основные недостатки теории- не было объяснено из за чего происходит выравнивание связи внутри комплекса, и не была ясна сама причина комплексообразования. Поэтому была разработана Теория валентных связей, теория кристаллического поля и теория молекулярных орбиталей. В соответствии с этой теорией в комплексных соединениях различают комплексообразователь, внешнюю и внутреннюю сферы. Комплексообразователем обычно является катион или нейтральный атом. Внутреннюю сферу составляет определённое число ионов или нейтральных молекул, которые прочно связаны с комплексообразователем. Их называют лигандами. Число лигандов определяет координационное число (КЧ) комплексообразователя. Внутренняя сфера может иметь положительный, отрицательный или нулевой заряд. Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешную координационную сферу.

Если заряд лигандов компенсирует заряд комплексообразователя, то такие комплексные соединения называют нейтральными: они состоят только из комплексообразователя и лигандов внутренней сферы. например, [Pt(NH3)2Cl2]. Окраска комплексных соединений зависит от типа лигандов и комплексообразователя. Т.к. разность энергии (дельта) между d(гамма) - и d_Е орбиталями небольшая, возможен переход электрона с более низкого на более высокий уровень за счет поглощения видимого света . Этот переход является причиной определенной окраски комплекса, т.е. окраска зависит от того, фотон какой длинны волны могут этим комплексом поглощаться. При этом энергия кванта света должна быть равна энергии расщепления. При замене в комплексе одних лигандов на др., расположенные в спектрохимическом ряду левее (обладающие большой силой поля), значение дельта возрастает и комплекс начинает поглощать лучи света с меньшой длинной волны. Это сказывает на изменении его окраски. (Co(ONO)(NH₃)_s)²⁺- красный; (Co(N0₂)(NH₃)₅)²⁺ -жёлтый(CuCL₄)^2- - зеленый (Сu(Н₂О)4)²⁺ - голубой (Cu(NH₃)4)²⁺ - сине-фиолетовый