
- •Вопрос 1
- •2 Вопрос
- •[Править]Природа
- •[Править]История
- •[Править]Свойства
- •[Править]в воде [править]Механизм Гротгуса
- •[Править]Водные кластеры
- •[Править]в нуклеиновых кислотах и белках
- •Ковалентная связь.
- •Химическая связь. Основные характеристики химической связи
- •Ковалентная связь
- •Полярная и неполярная ковалентная связь
- •Водородная связь
- •3 Вопрос
- •Основы методов валентных связей (вс) и молекулярных орбиталей (мо)
- •4 Вопрос
- •[Править]Проявления периодического закона в отношении энергии ионизации
- •[Править]Проявления периодического закона в отношении энергии сродства к электрону
- •[Править]Проявления периодического закона в отношении электроотрицательности
- •[Править]Проявления периодического закона в отношении атомных и ионных радиусов
- •[Править]Проявления периодического закона в отношении энергии атомизации
- •[Править]Проявления периодического закона в отношении степени окисления
- •[Править]Проявления периодического закона в отношении окислительного потенциала
- •[Править]Внутренняя и вторичная периодичность [править]s- и р-элементы
- •[Править]d-Элементы
- •5 Вопрос
- •Общие свойства растворов Качественный и количественный состав растворов
- •Массовая доля и молярная концентрация растворённого вещества
- •Теоретическая часть
- •6 Вопрос
- •[Править]Основные термины
- •[Править]Классификация
- •[Править]По заряду комплекса
- •[Править]По числу мест занимаемых лигандами в координационной сфере
- •[Править]По природе лиганда
- •[Править]Номенклатура
- •[Править]История
- •[Править]Структура и стереохимия
- •[Править]Изомерия координационных соединений
- •[Править]Пространственная (геометрическая) изомерия
- •[Править]Оптическая изомерия
- •[Править]Электронные свойства [править]Окраска
- •[Править]Магнитные свойства
- •[Править]Применение
- •1. 1. Основные понятия координационной теории вернера
- •1. 2. Определение заряда основных частиц комплексного соединения
- •1. 3. Номенклатура комплексных соединений
- •Координационная теория Вернера
- •8 Вопрос
- •[Править]Скорость химической реакции
- •[Править]Порядок химической реакции
- •[Править]Реакция нулевого порядка
- •[Править]Реакция первого порядка
- •[Править]Реакция второго порядка
- •[Править]Молекулярность реакции
- •[Править]Катализ
- •§ 1.4. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение и константа скорости. Закон действующих масс.
- •10 Вопрос
- •5.3. Порядок химических реакций
- •2.1.5 Методы определения порядка реакции
- •2.1.6 Молекулярность элементарных реакций
- •11 Вопрос
- •Зависимость константы равновесия от температуры
- •[Править]Константа равновесия и константа скорости реакции
- •[Править]Методы расчета константы равновесия
- •[Править]Энтропийный расчёт изменения энергии Гиббса и константы равновесия реакции
- •12 Вопрос
- •# Тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.
- •# Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
- •[Править]Определение
- •[Править]Связь с термодинамической устойчивостью системы
- •[Править]Применение в химии [править]Связь с химическим потенциалом
- •[Править]Энергия Гиббса и направление протекания реакции
- •[Править]Историческая справка
- •Основные типы гибридизации атомных орбиталей комплексообразователей и соответствующие им геометрические формы комплексов
- •Природа химической связи в комплексных соединениях. Вторичная диссоциация комплексов. Константа нестойкости
- •[Править]Основные принципы катализа
- •[Править]Типы катализа
- •[Править]Гомогенный катализ
- •[Править]Гетерогенный катализ
- •[Править]Носитель катализатора
- •[Править]Химия катализа
- •Растворы неэлектролитов
- •[Править]Отклонения от закона Рауля
- •[Править]Второй закон Рауля
- •[Править]Понижение температуры кристаллизации растворов
- •[Править]Повышение температуры кипения растворов
- •[Править]Криоскопическая и эбулиоскопическая константы
- •[Править]Растворы электролитов
- •Законы Рауля
- •[Править]Выбор стандартного состояния
- •[Править]Методы определения активности
- •[Править]По равновесному давлению пара
- •[Править]По повышению температуры кипения раствора
- •[Править]По понижению температуры замерзания раствора
- •[Править]По осмотическому давлению раствора
- •[Править]Пример
- •[Править]Методы определения
- •[Править]Мнимая степень диссоциации
- •[Править]История
- •[Править]Уравнения, связывающие pH и pOh [править]Вывод значения pH
- •[Править]pOh
- •[Править]Значения pH в растворах различной кислотности
- •[Править]Методы определения значения pH
- •[Править]Роль pH в химии и биологии
- •Формы применения индикаторов
- •[Править]Кислотно-основные индикаторы (водные растворы) [править]Интервалы перехода цвета индикаторов
- •26 Вопрос
- •[Править]История становления понятия
- •[Править]Модели атомов
- •[Править]Квантово-механическая модель атома
- •[Править]Строение [править]Субатомные частицы
- •[Править]Электроны в атоме
- •[Править]Свойства
- •[Править]Масса
- •[Править]Размер
- •[Править]Радиоактивный распад
- •[Править]Магнитный момент
- •[Править]Энергетические уровни
- •[Править]Валентность
- •[Править]Гидролиз солей
- •[Править]Степень гидролиза
- •[Править]Константа гидролиза
- •[Править]Гидролиз органических веществ
- •[Править]Измерение потенциалов
- •Решение типовых задач по теме “основы электрохимии” (для нехимических специальностей)
- •[Править]Первый закон Фарадея
- •[Править]Вывод закона Фарадея
- •[Править]Второй закон Фарадея
- •[Править]Изменение электролизом веществ
- •[Править]Примеры [править]Расплавы
- •[Править]Растворы
- •[Править]Мнемоническое правило
- •[Править]Описание
- •[Править]Окисление
- •[Править]Восстановление
- •[Править]Виды окислительно-восстановительных реакций
- •[Править]Примеры [править]Окислительно-восстановительная реакция между водородом и фтором
- •[Править]Окисление, восстановление
- •[Править]Мнемонические правила
- •[Править]История
- •[Править]Основные положения
- •[Править]Вытекающие законы и положения
- •Стехиометрические законы
- •1.1.1 Количество вещества - моль вещества
- •1.1.2 Эквивалентная масса (молярная масса эквивалента вещества)
- •Метод валентных связей
- •Обратимая окислительно-восстановительная система
- •[Править]Закон эквивалентов
- •[Править]Определение
- •[Править]Диссоциация электролитов с многовалентными ионами
- •[Править]Связь константы диссоциации и степени диссоциации
- •[Править]Отличие экспериментальных результатов от модели Аррениуса, вывод константы диссоциации через активности
- •[Править]Константа диссоциации сильных электролитов
- •[Править]Примеры расчётов [править]Диссоциация воды
- •[Править]Диссоциация слабой кислоты
- •[Править]Пример
- •[Править]Методы определения
- •[Править]Мнимая степень диссоциации
- •Кислотность и основность по Бренстеду-Лоури
Вопрос 1
Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.
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, . . .)
Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 доn-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).
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: рx, рy, рz.
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
.
Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон). Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали (самой низкой по энергии), при этом у них отличаются собственные моменты импульса и третий электрон не может занимать 1S орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2S орбиталь (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S).
ХУНДА ПРАВИЛА, приближенные правила, определяющие относит. расположение энергетич. уровней атома. Получены Ф. Хундом в 1927 в результате анализа атомных спектров. Формулировка Хунда правил предполагает, что состояние многоэлектронного атома можно описать, указав т. наз. электронную конфигурацию - набор тех состояний, в к-рых находятся отдельные электроны. В общем случае данной электронной конфигурации отвечает неск. разных энергетич. состояний атома. Каждое из них в силу сферич. симметрии атома можно классифицировать по суммарному орбитальному моменту (квантовое число L = 0, 1, 2, ... отвечает соотв. состояниям S, Р, D-типов), суммарному спину(квантовое число S) и полному моменту импульса атома как целого (квантовое число J, к-рое при заданных L и S меняется от L + S до |L - S | с шагом 1). Напр., атом С в низших состояниях можно описать электронной конфигурацией Is22s22p2; общее число состояний, отвечающих такой конфигурации, с учетом вырожденности нек-рых уровней равно 15. При стандартном обозначении символом 2S+lLjсостояния атома С - 1S0,3P0,3Р1, 3Р2, 1D2. Наиб. распространены след. Хунда правил: 1. Из состояний атома с заданной электронной конфигурацией ниже по энергии те, к-рые отвечают большим значениям S. 2. Из состояния атома с заданной конфигурацией и заданным спином S ниже по энергии те, к-рые отвечают большему значению L. С Хунда правилами тесно связан важный для теории мол. орбиталей принцип заполнения: из неск. конфигураций молекулы ниже по энергии те, для к-рых сумма значений орбитальных энергий атомов меньше. Хунда правила ограничены в осн. низколежащими состояниями атомов при условии, что влияние электронной корреляции (взаимной обусловленности движений электронов) достаточно мало и не нарушает границ применимости одноконфигурационного приближения (см. Конфигурационного взаимодействия метод). Основанием для выполнения первого правила является тесная связь междусимметрией пространств. части волнoвой ф-ции атома и симметрией ее спиновой части, существующая согласно Паули принципу. По этой же причине первое Хунда правило обычно выполняется и для молекул. Второе Хунда правило имеет более ограниченную применимость и определяется в осн. тем, насколько значимо межэлектронное отталкивание в анализируемых состояниях. Это правило выполняется иногда и для линейных молекул (при замене L на модуль проекции момента кол-ва движения на ось молекулы). Для нек-рых типов состояний удается найти дополнит. правила, отвечающие изменению энергии атома при данной конфигурации и данных L и S в зависимости от J. Эти правила связаны со спин-орбитальным взаимодействием и др. тонкими эффектами. Напр., если в конфигурации есть лишь одна частично заполненная оболочка, то при заполнении оболочки менее чем на половину ("нормальный мультиплет") энергия растет с повышением J. В остальных случаях с ростом J энергия убывает ("обращенный мультиплет"). Так, дляатома С описанные правила подтверждаются эксперим. значениями энергий возбуждения из основного состояния 3Р0: энергия перехода в, состояние 3Р1 равна 0,2 кДж/моль, в состояния 3Р2 - 0,5, 1D2 - 121,9, 1S0 - 259,0 кДж/моль. Хунда правила часто нарушаются, т. к. одноконфигурационные модели атомов и молекул довольно редко бывают надежны. С появлением прецизионных эксперим. данных о спектрах атомов они теряют свое значение.