- •Маса атома. Відносна атомна маса
- •Молярна маса речовини
- •2.Основні закони хімії
- •Еквівалент. Визначення еквіваленту хімічного елементу, оксиду, кислоти, основи чи солі. Закон еквівалентів
- •Ядерна модель будови атомів. Закон Мозлі. Атомні ядра, їх склад. Ізотопні та ізобарні ядра.
- •Розподіл електронів по орбітах. Принцип Паулі. Правило Гунда-Клечковського
- •Головне та побічне квантові числа. Енергетичні рівні. Магнітне та спінове квантові числа.
- •Електронні конфігураці, електронні формули. Електронні родини елементів.
- •Периодичний закон та структура периодичної системи елементів Менделєєва. Енергія іонізації, спорідненність до електрона, електронегативність елемента.
- •Метод валентних зв’язків. Полярний та неполярний ковалентний зв'язок. Металічний зв'язок.
- •Властивості ковалентного зв’язку. - та - зв’язки
- •Іонний зв'язок. Водневий зв'язок, його біологічна роль.
- •Ступень окиснення. Процеси окиснення та відновлення. Метод електронного балансу.
- •12/1 Метод перманганотометричного титрування.
- •Поняття про розчини. Способи вираження концентрації розчинів: масова частка, молярна, нормальна та молярна концентрації. Титр розчину.
- •Внутрішня енергія системи. Нульовий закон термодинаміки. Перший закон термодинаміки.
- •Ентальпія системи. Теплові ефекти. Екзо- та ендотермічні процеси.
- •Закон Гесса. Наслідок із закону Гесса.
- •Поняття про ентропію. Рівняння Больцмана. Енергія Гіббса.
- •Іонний добуток води. Поняття про водневий та гідроксильний показники. Поняття про індикатори.
- •Швидкість хімічної реакції та фактори, що на неї впливають. Правило Вант-Гоффа.
- •Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції. Закон діючих мас.
- •22.Оборотні та необоротні процеси. Стан хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги.
- •23. Принцип Ла Шательє. Вплив температури, тиску та концентрації реагуючих речовин на зміщення хімічної рівноваги. Пояснити на прикладах.
- •24. Основні положення координіційної теорії Вернера. Класифікація координаційних сполук.
- •25. Номенклатура координаційних сполук. Пояснити на прикладах.
- •26. Природа хімічного звязку в координаційних сполуках. Метод валентних звязків.
- •27. Дисоціація комплексних сполук. Поняття про константу нестійкості.
- •28. Застосування комплексонатів мікроєлементів у тваринництві.
- •29. Способи добування, фізичні та хімічні властивості водню. Пероксид водню, його біологічна роль. Скласти відповідні реакції.
- •30. Хімія сполук карбону. Оксиди карбону, карбонатна кислота: добування та властивості. Біологічна роль карбону.
Властивості ковалентного зв’язку. - та - зв’язки
Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притяжіння, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.
Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найпоширенішою формою зв'язку між атомами металів та неметалів.
Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.
Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.
π-зв'язок (пі-зв'язок) — це ковалентний зв'язок, який утворюється перекриванням двох pz орбіталей. Обидві pz орбіталі є паралельними одно відносно одної. При утворенні π-зв'язку здійснюється так зване бічне перекриття електронних хмар, і густина електронної хмари максимальна «над» і «під» площиною σ-зв'язку.
σ- і π-зв'язки використовуються при наближеному описі видів ковалентних зв'язків у молекулах різних сполук, σ-зв'язок характеризується тим, що густина електронної хмари максимальна уздовж осі, що з'єднує ядра атомів.
π-зв'язки характерні для сполук із подвійними і потрійними зв'язками. Наприклад, у молекулі N2 атоми Нітрогену зв'язані потрійним зв'язком, один із яких сігма зв'язок, два інші — пі-зв'язки. Спряжені полімери складають широкий клас речовин, властивості яких визначаються пі-зв'язками. Електровідні та оптичні властивості графену теж визначаються пі-зв'язками.
Іонний зв'язок. Водневий зв'язок, його біологічна роль.
Іо́нний хімі́чний зв'язо́к — це тип зв'язку, при якому електрони переходять із одного атома до іншого, й основний вклад в притягання вноситься електростатичною взаємодією.
Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях.
Характерний для сполук металів з найтиповішими неметалами.
Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO).
На відміну від ковалентного, іонний зв'язок не є направленим, тому валентні кути в сполуках з іонними зв'язками можуть коливатися в широких межах. Йонні зв'язки не характеризуються властивістю насичення, а кулонівські сили, які в них відіграють основну роль, діють на далеких віддалях, спадаючи дуже повільно. Тому при розрахунках енергії взаємодії неможливо обмежитися найближчими сусідами атомів.
Водне́вий зв'язо́к — різновид хімічного зв'язку, що реалізується за донорно-акцепторним механізмом між двома ковалентно зв'язаними атомами з великим значенням електронегативності (О, N, F) за посередництвом атома Гідрогену Н.
Водневий зв'язок є прикладом трицентрового чотириелектронного зв'язку.
Прослідковується певна аналогія між водневим та ковалентним зв'язком. Зокрема, водневий зв'язок є направленим та насичуваним, що вказує на його резонансну природу (на противагу електростатичній природі йонного зв'язку). Висуваєтсья припущення, що йон H+ завдяки своїм унікальним властивостям (він фактично є єдиною частинкою - протоном) виступає аналогом електронної пари в класичному ковалентному зв'язку, тільки з протилежним знаком.
За величиною енергії він на порядок слабший за ковалентний зв'язок.
Розрізняють міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.
Водневий зв'язок є важливим для бологічних систем. Завдяки водневому зв'язку вода (головний розчинник у неорганічній хімії та біохімії) має високу температуру плавлення і кипіння. Водневий зв'язок з'єднує подвійну спіраль ДНК (носія генетичної інформації), а також відповідає за формування вторинної і третинної структури білків.