- •1.Стехиометрические законы химии. Расчеты по химическим формулам. Расчеты по химическим уравнениям. Практический выход продукта реакции.
- •3. Электронные конфигурации атомов. Принципы заполнения орбиталей электронами.
- •5. Периодически изменяющиеся свойства изолированных атомов, простых и сложных веществ.
- •6. Химическая связь, ее природа и количественные характеристики: длина, энергия, валентный угол.
- •7.Ковалентная связь и методы ее описания. Метод валентных связей. Механизмы образования и разрыва ковалентной связи.
- •8. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Полярность связи и молекулы.
- •9. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение атомов и ионов.
- •10. Метод молекулярных орбиталей. Описание молекулы по методу мо.
- •11. Ионная связь. Особенности структуры и свойств ионных соединений. Энергия кристаллической решетки. Координационные числа ионов и типы кристаллических структур.
- •12. Металлическая связь. Зонная теория металлической связи.
- •13. Химическая связь в твердых телах. Проводники и диэлектрики, полупроводники.
- •14. Межмолекулярное взаимодействие (ориентационное, индукционное, дисперсионное). Энергия межмолекулярного взаимодействия.
- •Ориентационное взаимодействие
- •Индукционное взаимодействие
- •Дисперсионное взаимодействие
- •15. Водородная связь. Влияние водородной связи на физические свойства веществ с молекулярной структурой.
- •16. Кристаллическое состояние вещества. Атомные, ионные, металлические, молекулярные кристаллы и их свойства.
- •17. Применения законов термодинамики к химическим процессам. Применение первого закона термодинамики к химическим процессам
- •18. Основные экспериментальные и расчетные методы определения термодинамических характеристик химических систем и отдельных веществ.
- •19. Первый закон термодинамики. Теплоты процессов при постоянном объеме и постоянном давлении.
- •20. Закон Гесса и его следствия. Оценка теплоты химической реакции по энергиям связи.
- •21. Стандартные состояния и стандартные теплоты образования веществ.
- •22. Теплоты сгорания. Топливо как источник энергии.
- •23. Зависимость теплого эффекта от температуры.
- •24. Второй закон термодинамики. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы.
- •25. Роль энтальпийного, энтропийного факторов и температуры в оценке возможности и полноты протекания химической реакции.
- •26. Термодинамика химического равновесия. Расчеты выхода продукта химических реакций различных типов.
- •27. Фазовые равновесия. Применение правила фаз Гиббса к диаграммам состояния однокомпонентных и двухкомпанентных систем. Термический анализ.
- •28. Основные понятия и законы химической кинетики.
- •Реакция нулевого порядка
- •Реакция первого порядка
- •Реакция второго порядка
- •29. Кинетический закон действующих масс и области его применения.
- •30. Использование законов химической кинетики в современных технологиях.
3. Электронные конфигурации атомов. Принципы заполнения орбиталей электронами.
Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома,химического элемента или молекулы.
С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация — это полный перечень одноэлектронных волновых функций, из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).
На каждой орбитали может быть не более двух электронов, отличающихся значением спинового квантового числа s (спина). Этот запрет определён принципом Паули. Порядок заполнения электронами орбиталей одного уровня (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется Правилом Хунда. Краткую запись распределения электронов в атоме по различным электронным оболочкам атома с учётом их главного и орбитального квантовых чисел n и l называют электронной конфигурацией атома. 4.Переодический закон и переодическая система химических элементов Д.И.Менделеева. Причина переодичности.
Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.
Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым. Каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.
Группа, или семейство, — одна из колонок периодической таблицы.
Период — строка периодической таблицы.
S-блок включает первые две группы, то есть щелочные и щелочноземельные металлы, а также водород и гелий; p-блок состоит из последних шести групп (с 13 по 18 согласно стандарту именования ИЮПАК, или с IIIA до VIIIA по американской системе) и включает, помимо других элементов, все металлоиды. D-блок — это группы с 3 по 12 (ИЮПАК), они же — с IIIB до IIB по-американски, в которые входят все переходные металлы. F-блок, выносимый обычно за пределы таблицы, состоит из лантаноидов и актиноидов.
5. Периодически изменяющиеся свойства изолированных атомов, простых и сложных веществ.
Периодически изменяются следующие свойства простых и сложных соединений элементов: 1) строение простых веществ (вначале немолекулярное, например, от Li к C, а затем молекулярное: N — Ne); 2) температуры плавления и кипения простых веществ: при движении слева направо по периоду tпл и tкип вначале, в целом, возрастают (алмаз — самое тугоплавкое вещество), а затем уменьшаются, что связано с изменением строения простых веществ. 3) металлические и неметаллические свойства простых веществ. По периоду с ростом Z(табл. 3.1) способность атомов отдавать электрон уменьшается (Еи растёт), соответственно металлические свойства простых веществ ослабевают (неметаллические — усиливаются, увеличивается Еср атомов). Сверху вниз по группам А, напротив, металлические свойства простых веществ усиливаются (неметаллические — ослабевают); 4) кислотно-основные свойства оксидов (табл. 3.2) и гидроксидов элементов: с ростом заряда ядра в периоде основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а кислотные усиливаются: переход от основных оксидов (Li2O, Na2O, Mg2O) и оснований (LiOH, NaOH, Mg(OH)2) к кислотным (B2O, CO2, N2O5, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) и кислотам (H3BO3, H2CO3, HNO3, H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4) происходит через амфотерные оксиды (BeO, Al2O3) и гидроксиды (Be(OH)2, Al(OH)3).В группах А с ростом Z основные свойства гидроксидов усиливаются, а кислотные ослабевают; 5) кислотно-основные свойства бинарных водородных соединений. В целом с ростом атомного номера по периоду основные свойства водородных соединений ослабевают, а кислотные свойства их растворов усиливаются: гидрид натрия растворяется в воде с образованием щёлочи NaH+H2O=NaOH+H2, а водные растворы H2S и HCl — кислоты, причём более сильной является хлороводородная кислота. Запомни: в группах А с ростом заряда ядра атома сила бескислородных кислот также возрастает (HF — слабая кислота, HCl — сильная).