4.Гидролиз соли-это взаимодействие ионов соли с водой,которое приводит к образованию слабой кислоты или слабого основания.

Типы гидролиза:гидролиз по аниону-происходит в растворах солей,состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований.(Пример,цианид калия-KCN-соль,образованная слабой циановодородной кислотой HCN и сильным основанием KOH,испытывает гидролиз по аниону CN-)

Гидролиз по катиону происходит в растворах солей,состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот.(Пример хлорид алюминия AlCl3-соль,образованная катионом слабого основания Al(OH)и анионами сильной кислоты HCl,подвергается гидролизу по катиону Al3+)

Гидролиз по катиону и аниону одновременно характерен для солей,которые образованы из катионов слабых оснований и анионов слабых кислот.(Пример ацетат аммония CH3COONH4,который является слабой уксусной кислоты CH3COOH и слабого основания-гидроксида аммония NH4OH,подвергается гидролизу и по катиону(NH4+) и по аниону(CH3COO-).

Сокращенная ионная формула: CN- +H2O=HCN+OH- Полная ионная формула: K+ +CN- +H2O=HCN+OH- +K+ Молекулярная формула: KCN+H2O=HCN+KOH. Необратимый гидролиз.Необратимо гидролизируется только те соли,продукты гидролиза которых уходят из раствора в виде нерастворимых или газообразных соединений.(Пример,вместо ожидаемого сульфида алюминия Al2S3 при смешении растворов Al(NO3)3 и Na2S образуется осадок гидроксида алюминия Al(OH)3 и выделяется газообразный сероводород:2Al(NO3)3+3Na2S+6H2O=2Al(OH)3 +3H2S +6NaNO3

Гидролиз солей идет ступенчато.Пример AlCl3.

Первая ступень.Al+H2O=AlOH+H(сокращенная) 3Cl+Al+H2O=AlOH+H+3Cl(полная) AlCl3+H2O=AlOHCL2+HCl(молекулярная) Вторая ступень.AlCl+H2O=Al(OH)2+H (сокращенная) 2Cl+AlOH+H2O=Al(OH)2+H+2Cl (полная) AlOHCL2+H2O=Al(OH)2CL+HCl (малекулярная) Третья ступень. Al(OH)2+H2O=Al(OY)3+H (сокращенная) Cl+Al(OH)2+H2O=Al(OH)3+H+Cl (полная) Al(OH)2Cl+H2O=Al(OH)3+HCl (молекулярная). Константа гидролиза-произведение двух постоянных(константы равновесия гидролиза и концентрации воды).Степень гидролиза-это отношение концентрации соли,подвергшейся гидролизу,к общей концентрации соли в растворе: h=c гидр/с соли. Кгидр. = Kw/ K, где Kw - ионное произведение воды = 1*10^-14 . K - константы диссоциации слабого основания или кислоты. Если соль, образована слабым основанием и слабой кислотой, например, ацетат аммония, то Кгидр. = Kw/Kосн. *Ккисл, A(-) + H2O = HA + OH(-) . Kгидр. = Ch^2/ (1-h) .где h - степень гидролиза, если h >0.09 решается квадратное уравнение .При малой величине степени гидролиза ( h<<0.09) Кгидр. = Сh^2

Общие закономерности гидролиза солей слабых кислот и сильных оснований: степень гидролиза уменьшается при увеличении концентрации раствора соли;степень гидролиза зависит от силы кислоты(чем меньше Л кисл,т.е. чем слабее кислота,тем в боьшей степени гидролизируется ее соль);степень гидролиза зависит от температуры,т.к. в числители подкоренного выражения стоит ионное произведение воды Kw,сильно зависящее от температуры,а константы диссоциации слабых кислот зависят от температуры в меньшей степени,чем Кw.

5.Корпускулярно-волновой дуализм.Частица(корпускула)-сосредоточение вещества в малой части пространства.Движение частицы характеризуется траекторией(координатами)и скоростью в каждый момент времени.Волна-это процесс,занимающий значительный объем трехмерного пространства и развивающейся во времени,чаще всего как периодический процесс.Характеристиками волны являются ее длина ,частота,скорость движения,амплитуда и знак амплитуды.Бройль предложил,что все тела в природе обладают одновременно и волновыми,и корпускулярнымисвойствами.Уравнение де Бройля отражает этот дуализм(двойственность): λ=h/(mv),где λ-длина волны;h-постоянная Планка,m-масса частицы,v-скорость частицы.В макромире корпускулярно-волновой дуализм незаметен-движение тел описывается как движение частиц.Причина этого в том,что постоянная Планка очень мала,поэтому длины волн оказываются соизмеримыми с размерами частиц только в микромире.Координата и скорость всегда имеют погрешности определения,которые связаны соотношением Гейзенберга: Принцип определенности означает,что движение микрочастиц нельзя характиризовать траекторией как точной линей.Движение электрона в атоме нельзя рассматривать как движение точечного заряда по строго определенной замкнутой траекторией-орбите. Уравнение Шреденгера. Законы движения микрочастиц в квантовой механике выражают волновым уравнением Шредингера. Как и законы Ньютона, это уравнение невозможно вывести из каких-либо более фундаментальных положений. Оно было получено Шредингером на основании анализа аналогии между закономерностями классической механики и оптики. Уравнение Шредингера явл. дифференциальным уравнением в частных производных. Для стационарного состояния одной частицы массой m оно имеет вид: , где: h – постоянная Планка; Ψ – переменная величина; U – потенциальная энергия частицы;  Е – полная энергия частицы; x, y, z – координаты.          Часто уравнение Шредингера записывают в компактной форме: , где  - оператор Гамильтона (гамильтониан), обозначает все те математические действия, которые производят в левой части над величиной Ψ.          Переменная Ψ наз. волновой функцией. Её Ψ2 имеет определенный физ. смысл: Ψ2.dv = вероятности рассматриваемой частицы в элементе объёма dv. Величина Ψ2 наз. плотностью вероятности, или электронной вероятности.          Ψ должна быть конечной, непрерывной, однозначной, и обращаться в нуль в тех местах пространства, где частица не может находиться. Ψ – функция зависит не только от трех координат, но и от трех целочисленных параметров, названных квантовыми числами. Их обозначение n, l и ml .Законы движения микрочастиц в квантовой механике выражают волновым уравнением Шредингера. Как и законы Ньютона, это уравнение невозможно вывести из каких-либо более фундаментальных положений. Оно было получено Шредингером на основании анализа аналогии между закономерностями классической механики и оптики.Уравнение Шредингера явл. дифференциальным уравнением в частных производных. Для стационарного состояния одной частицы массой m оно имеет вид: ,где: h – постоянная Планка; Ψ – переменная величина;U – потенциальная энергия частицы;  Е – полная энергия частицы; x, y, z – координаты.          Часто уравнение Шредингера записывают в компактной форме: , где  - оператор Гамильтона (гамильтониан), обозначает все те математические действия, которые производят в левой части над величиной Ψ.          Переменная Ψ наз. волновой функцией. Её Ψ2 имеет определенный физ. смысл: Ψ2.dv = вероятности рассматриваемой частицы в элементе объёма dv. Величина Ψ2 наз. плотностью вероятности, или электронной вероятности.  Ψ должна быть конечной, непрерывной, однозначной, и обращаться в нуль в тех местах пространства, где частица не может находиться. Ψ – функция зависит не только от трех координат, но и от трех целочисленных параметров, названных квантовыми числами. Их обозначение n, l и ml . Орбиталь-это заданная в пространстве волновая функция.Квантовые числа.Система уравнений,включая уравнение Шредингера,потонциальной энергии и граничных условий,имеет не одно,а много решений.Каждое из решений одновременно включают Ψ(x, y, z) и Е,т.е. описывает электронное облако и соответствующую ему полную энергию.Каждую из решений определяется квантовыми числами. иПоскольку электронная волна в атоме представляет собой более сложный процесс,значение волновой функции электрона определяются не одним,а четырьмя числами,которые называют квантовыми числами и обозначают буквами n,l,m,s.Данному набору квантовых чисел n,l,m одновременно отвечают определенная волновая функция Ψ n,l,m и полная энергия E n,l. Квантовое число m при E не указывают,т.к. в отсутствие внешнего поля энергия электрона от m не зависит.Квантовое число s не влияет ни на Ψ n,l,m, ни на E n,l. Принято говорить,что главное квантовое число определяет энергитический уровень электрона в атоме. Главное квантовое число n характеризует энергию атомной орбитали. Оно может принимать любые положительные целочисленные значения. Чем больше значение n, тем выше энергия и больше размер орбитали. Решение уравнения Шрёдингера для атома водорода дает следующее выражение для энергии электрона: E = −2π2me4 / n2h2 = −1312,1 / n2 (кДж/моль) Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Является первым в ряду квантовых чисел, который включает в себя главное, орбитальное и магнитное квантовые числа, а также спин. Эти четыре квантовые числа определяют уникальное состояние электрона в атоме (его волновую функцию) . Главное квантовое число характеризует энергию электрона. Оно обозначается как n. Графическая связь между средним радиусом электронного облака уровня n и соответствующей энергией En изображается энергетической или потонцеальной ямой одноэлектронного атома.Эта яма изображается с горизонталями,означающими энергитические уровни En отсчитываемые вниз от уровня Eбесконечн.=0,который отвечает электрону,удалившемуся от ядра в бесконечность. Поскольку величины En имеют знак «минус»,энергитический уровень E1 дает минимальное значение полной энергии электрона.Ниже этого значения энергии электрона быть не может.Энергитический уровень E1 называется основным или невозбужденным.Остальные уровни являются возбужденными,так как электрон поднимается на них с основного уровня в результате возбуждения атома. Уравнение Планка: E=h*v h-постоянная Планка порции электромагнитной энергии прямо пропорциональны частоте излучения. Планк предположил, что энергия должна излучаться и поглощаться дискретными порциями (квантами). Это значит, что любая система, способная к лучеиспусканию, должна обладать рядом энергетических состояний, и излучение может происходить тогда, когда система переходит из одного состояния в другое. Орбитальное квантовое число l.Это число определяет момент количества движения электрона и характеризует пространственную форму электронного облака. Момент количества движения электрона зависит от величины и большой и малой оси эллипса, а следовательно, от формы эллипса. Момент количества движения электрона на орбите, называемый орбитальным моментом, как видно из соотношения ,может принимать только дискретные значения, определяемые квантовым числом. Момент количества движения электрона, движущегося вокруг ядра, кратен h - деленной на 2гт постоянной Планка. Момент количества движения электрона принято представлять в виде векторной суммы его орбитального и спинового механических моментов количества движения. Магнитный момент также выражается в виде суммы векторов орбитального и спинового магнитных моментов. Поэтому в общем случае направления магнитного момента и момента количества движения атомов, составляющих тело, не совпадают. Расчет при этом получается очень сложным, и потому здесь ограничимся случаем, когда направления магнитного момента и момента количества движения совпадают. пространственная форма электронного облака????????? Потенциальная яма для многоэлектронного атома??????????????Расщепление энергитических уровней в многоэлектронных атомах можно объяснить тем,что энергия каждого электрона определяется в них не только взаимодействием электрона с ядром,но и взаимодействием с другими электронами.Втаких атомах полная энергия электрона En,l задается не только главным квантовым числом n,но и орбитальным l,которое определяет как число подуровней,так и их взаимное расположение на данном энергетическом уровне.Числовые значения l имеют буквенные обозначения,которые удобнее в употреблении:

l0

1

2

3

Обозначение

s

p

d

f

Подуровни принято обозначать двумя символами:цифровым и буквенным,обозначающими соответственно главное и орбитальное квантовые числа.На первом энергитическом уровне c n=1имеется только один подуровень с l=0.Это 1s-подуровень.На втором уровне имеются два подуровня:2s и 2p,что соответствует n=2,l=0 и l=1.На третьем и четвертом уровнях имеются соответственно три(3s,3p,3d) и четыре подуровня(4s,4p,4d,4f). Магнитное квантовое число m-это число определяет квантовый характер взаимодействия электронов атома с внешним магнитным полем.Им определяется число орбиталей на каждом подуровне и задается взаимное расположение электронных облаков на данном подуровне.Величина m может принимать целочисленные отрицательные и положительные значения от –l до +l,включая 0.Это означает,что каждому значению соответствует свой набор магнитных квантовых чисел m,состоящих из 2l+1 таких чисел.Иными словами,на подуровни l,независимо от главного квантового числа n,всегда имеется 2l+1 атомных орбиталей.Для s-подуровня l=0 и потому m имеет единственное значение: m=0.Таким образом,на s-подуровне всегда существует единственная s-орбиталь.Для p-электронов или p-подуровня l=1 и m приобретает три значения:-1,0,+1,т.е. p-подуровень всегда имеет три p-орбитали.Аналогично d-подуровень с l=2 имеет m=-2,-1,0,+1,+2 и,следовательно пять орбиталей,а f-подуровень с l=3 имеет m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3,т.е. семь орбиталей.В случае p-подуровней орбитали-объемные восьмерки,число которых равно трем,распологаются на трех осях декартовых координат.d-орбитали не одинаковы по форме и взаимному расположению.Три d-орбитали распологаются лепестки своих разеток по диагоналям декартовой системы координат.Это орбитали dxy,dxz,dyz.Орбиталь dx2-y2 также имеет форму четырехлепестковой розетки,но с лепестками,лежащими на осях x и y.Орбиталь dz2-обьемная восьмерка с кольцом,лежащим на оси z.Подуровень f имеет еще более сложное взаимное расположение своих орбиталей. Спиновое квантовое число s.Спин-собственный момент количества движения элекрона.В атоме этот момент количества движения квантуется и определяется спиновым квантовым числом s.Спиновое квантовое число может принимать только два значения: -1/2 и +1/2.Оно определяет число электронов,которое может находиться на орбитали.В соответствии с принципом Паули на одной орбитали может находится не более двух электронов.Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип минимума энергии: наиболее устойчивыми состояниями любой системы,в частности атома или молекулы,являются состояния максимальным запасом энергии. Правила Хаунда: электроны избегают занимать одну и ту же орбиталь настолько,насколько это совместно с принципом минимума энергии.Электроны,поодиночки занимающие орбитали одного и того же подуровня,имеют одинаковые(параллельные)спины. Максимальное число электронов, которые одновременно могут находиться на одном s-подуровне равно 2. На p-подуровне может находиться не более 6 электронов, на d-подуровне—не более 10 электронов, а на f-подуровне не более 18-ти Каждый подуровень, в свою очередь состоит из орбиталей. На каждой из орбиталей, независимо от того, к какому электронному слою она принадлежит может находиться только по два электрона. Таким образом, на    всех s-подуровнях только 1 орбиталь, на всех p-подуровнях – 3. На всех d-подуровнях – 5, а наf-подуровне – 7 Электроны заполняют орбитали подобно тому, как вода заполняет сосуд. Если орбитали имеют одинаковую энергию, то электроны вначале заполняют каждую из орбиталей по одному. Электронная конфигурация атома – это распределение всех электронов атомов по уровням, подуровням и орбиталям.Существуют 2 способа описания электронной конфигурации:1 – электронные формулы,2– электроно-графические конфигурации. Порядковый номер элемента в периодической таблице равен заряду ядра атома Z, а следовательно, и общему числу электронов в атоме.Наиболее устойчивое (невозбуждённое) состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению энергии данного электрона. Любое другое состояние является возбуждённым; из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией.В невозбуждённом атоме водорода (Z = 1) единственный электрон находится на самом низком из возможных энергетических уровней: n = 1. В этом случае орбитальное квантовое число может принимать только одно значение l = 0. Следовательно, первый энергетический уровень образован единственной s-орбиталью, на которой и находится электрон:Электронно-графическая схема атома водорода:Электронная формула атома водорода: 1s¹.В атоме гелия (Z = 2) второй электрон также находится на 1s орбитали. Электронная формула атома гелия: 1s².Электронно-графическая схема атома гелия:Элементы второго периода (Li – Ne)У следующего за гелием элемента – лития (Z = 3) – третий электрон уже не может разместиться на первом энергетическом уровне, так как на одной орбитали не может находиться более двух электронов. Поэтому третий электрон должен располагаться на втором энергетическом уровне n = 2 .При n = 2 орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0; 1. Таким образом, второй энергетический уровень образован орбиталями двух типов: одной s-орбиталью и тремя p-орбиталями.Заполнение орбиталей электронами происходит таким образом, что сначала заполняется более низкая по энергии орбиталь. Поэтому третий электрон в невозбужденном атоме лития располагается на 2s-орбитали, так как 2s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем 2p-орбиталь. Полная электронная формула атома лития: 1s²2s¹. Ниже показана полная электронно-графическая схема невозбуждённого атома лития:Для понимания химических свойств элемента достаточно рассмотреть электронные формулы и электронно-графические схемы, на которых показаны только валентные электроны (т.е. электроны, участвующие в образовании химических связей). Такие электронные формулы и электронно-графические схемы называют сокращёнными. Для элементов второго периода валентными являются электроны и орбитали внешнего энергетического уровня. Сокращённая электронная формула атома лития: 2s¹. Заполненные энергитические подуровни,соответствующие электронным структурам атомов благородных атомов,называют электронном остовом.Валентные орбитали-орбитали наружнего электронного слоя.

6.Современная формулировка-свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в переодической зависимости от заряда ядра и атомов. Структура переодической системы элементов определяется строением электронных уровней и подуровней атомов.У атома с данным зарядом +z уровни,подуровни и орбитали заполняются в полном соответствии с принципом Паули,принципом минимума энергии и правилами Хаунда.Таким образом,для построения структуры переодической системы нужно знать энергитическую последовательность уровней и подуровней,справедливую для всех элементов от водорода до последнего из открытых-114 элемента.Эту последовательность до сих пор не удается вычислить методами квантовой механики,т.т. взаимодействие электронов в многоэлектронных атомах являются очень сложными.Однако из спектров излучения и поглащения изолированных атомов эта последовательность установлена.Энергия подуровней возрастает в следующим порядке:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4fпримерно5d<6p<7s<5fпримерно 6d<7p…Правилы Клечковского: Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел(n+1). При одном и том же значении суммы(n+1)заполнение подуровней происходит в порядке возрастания главного квантового числа n.Причины различной длины периодов в том,что первый переод образован только двумя s-элементами,второй и третий содержат по восемь элементов(по два s- и по шесть p-элементов),четвертый и пятый периоды включают,помимо того,по десять d-элементов и состоят из 18 элементов,а шестой и седьмой переоды имеют в составе еще и по четырнадцать f-элементов.Шестой переод содержит 32,а незаконченный седьмой период-27 элементов.В переодах происходит повторение строения валентных электронных оболочек. s-элементы образуют два вертикальных столбца-группы,p-элементы-шесть групп,d-элементы восемь.По традиции состоящие из трех элементов семейства железа,легких платеновых металлов и тяжелых платиновых металлов объединяют в одну группу.Группы,состоящие из s- и p-элементов,называют А-группами.Группы d-элементов В-группами.В lllВ-группу включают также все f-элементы;неметаллы образуют в правой верхней части таблицы компактный треугольник,состоящий из 1s- и части p-элементов.Элементы бор,кремний,мышьяк,теллур и астат,лежащие на диагональной границы треугольника,иногда называют полуметаллами из-за их двойственных свойств.Короткопериодный вариант таблицы получен механическим выносом f-элементами в отдельную таблицу и вынесением d-элементов в группу s- и p-элементов с тем же числом внешних электронов.Особенности этого варианта состоят в следующем: f-элементы выносятся в отдельную подтаблицу;в каждом периоде,начиная с четвертого(т.е. в периодах,содержащих d-элементы),появляются два ряда;Группы элементов раздваиваются,в результате чего появляются подгруппы:А-подруппы состоят из s- и p-элементов,В-подгруппы-из d-элементов.Иногда А-подгруппы называют главными,а В-подгруппы-побочными.Подобие между элементами А- и В-подгрупп одной группы очень поверхностно;восьмая группа включает А-группу благородных газов и В-группу семейств железа и платиновых металлов.По периодам металичность уменьшается,неметаличность увиличивается.По группам металичность возрастает.Самым ярко выраженным металлом является цезий.Неметалические свойства сильнее всего выражены у фтора.Энергия ионизации-это энергия,которую необходимо затратить для удаления электрона из изолированного,свободного атома,находящегося в основном состоянии,на бесконечно большое расстояние.Сродство к электрону-это энергия,которая выделяется в результате присоединения электронейтральным атомам электрона и превращения его в анион:Э+е- ->Э- +Е. Элекроотрицательность-это мера способности атома элемента к приобретению отрицательного заряда при образовании химической связи.Количественно металичность и неметаличность определяются электроотрицательностью элемента.Чем ниже электроотрицательность,тем больше электроположительность,тем ярче выражены металлические свойства.И наоборот,чем больше электроотрицательность элемента,тем сильнее выражены его неметаллические свойства.Кислотно-основные свойства.Наиболее электроположительные металлы-щелочные-образуют самые сильные основания.Электроотрицательные элементы образуют сильные кислородсодержащие кислоты.Изменение кислотно-основных свойств по периоду хорошо видно на примере следующих соединений элементов третьего периода:NaOH(сильное основание)Mg(OH)3(слабое основание)Al(OH)3(амфотерное основание)H4SiO4(очень слабая кислота)H3PO4(слабая кислота)H2SO4(сильная кислота)HClO4(очень сильная кислота).По периоду уменьшается способность к образованию оснований и растет способность к образованию кислот.В группах электроположительных элементов нарастает сила оснований:Be(OH)2 является амфотерным соединением,Ba(OH)2-сильное основание.В группах электроотрицательных элементов нарастает сила бескислородных кислот:H2O-амфолит,H2Te-довольно сильная кислота.Окислительно-востоновительные свойства.Нааиболее электроположительные элементы,щелочные металлы являются самыми сильными восстановителями,наиболее электроотрицательные элементы проявляют свойства сильных окислителей.По периодам ослабивают восстановительные и увиличиваются окислительные свойства элементов.Окислительно-востоновительные свойства элементов зависят от числа проявляемых элементов степеней окисления возрастает.По группам возрастает востоновительная способность и уменьшается окислительная.

7.Типы химической связи:Ковалентная связь-образуется атомами одного и того же элемента,если каждый из них предоставляет для образования общих электронных пар неспаренные электроны своих валентных орбиталей.Ковалентная связь,осуществляемая одной электронной парой,называется одинарной.(Н:Н)Ионная связь-образуется противоположно заряженными ионами,притягиваемыми друг к другу электростатическими силами.(NaCl) Полярная связь-является промежуточной между ковалентной и ионной.сгущение электронов плотности между связанными полярной связью атомами смещено к более электоотрицательному из них.Координационная связь-в простейшем случае эквивалента полярной связи,образуемой одной электронной парой.Ее отличие состоит только в механизме возникновения:она образуется если один из атомов предоставляет для обобществления электронную пару,а второй-валентную орбиталь,т.е. она является донорно-акцепторной.Металлическая связь-близка по природе к ковалентной,но отличается от нее тем,что обобществление электронов при ее образовании осуществляется сразу многими атомами.Водородная связь-являются дополнительной связью атома водорода,уже входящего в состав соединения. Электрический дипольный момент равен произведению положительного заряда диполя на расстояние между зарядами и направлен от отрицательно полюса диполя к положительному: ,где l-расстояние между зарядами. Степень ионности связи равна 0 в состоящих из одинаковых атомов молекулах с чисто ковалентными свялями,но нет молекул,в которых она равна 100%.Молекулы с чисто ионными связями не существуют. Длина химической связи-это расстояние между ярдами атомов,образующих данную связь.Энергия химической связи-это минимальная энергия системы из двух атомов.Направленность связей характеризуется валентными углами(углами между связями).Насыщенность-свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Метод валентных связей(основные положения):1Ординатная ковалентная химическая связь между двумя атомами образуется обобществленной электронной парой.Электронная пара-это два электрона,имеющие общую валновую функцию и отичающиеся значениями спинного ковалентного числа.2 Связывающая электронная пара образуется при обобществлении,»перекрывании» орбиталей двух взаимодействующих атомов.Перекрываться могут только орбитали валентных электронных уровней.Перекрывание атомных орбиталей приводит к образованию связи только при совпадении волновых функций для перекрывающихся частей орбиталей.Электронные остовы атомов участия в образовании связи не принимают.Уменьшение энергии системы при образовании ковалентной химической связи вызвано действием сил электрической природы:остовы взаимодействующих атомов притягиваются к зоне повышенной электронной плотностиЮ,которая возникает в пространстве между ядрами при перекрывании электронных орбиталей.Чем больше перекрываются орбитали,тем прочнее связь и тем она короче. Если два атома обобществляют две или три электронные пары,то образуется кратная(двойная или тройная)связь.При образовании кратных связей электронных облака могут перекрываться разными способами. Если перекрывание атомных орбиталей происходит на межъядерной оси,то образуется сигма связь. Если перекрывание атомных орбиталей происходит по обе стороны межъядерной оси,то образуется пи-связь. В методе валентных связей валентность атома элемента определяется числом его химических связей в соединеии.При этом учитывают связи,образованные как по обменному,так и по донорно-акцепторному механизма. квантовохимический способ описания перестройки орбиталей атома в молекулепо сравнению со свободным атомом. Являясь формальным математическим приемом, гибридизация атомных орбиталей позволяет отразить нарушение сферической симметрии распределения электронной плотности атома при образовании химической связи. Как правило, гибридные орбитали данного атома в молекуле относятся к одному типу, который называют типом гибридизации атома. Так, атом N в молекуле аммиака имеет гибридизацию атомных орбиталей типа sp³, атом С вмолекуле этилена - sp²-гибридизацию, атом С в молекуле ацетилена - sp-гибридизацию. Это дает основание отождествлять тип гибридизации атома в молекуле с символом его некоей гипотетической электронной конфигурации.

Обычно система гибридных орбиталей строится таким образом, чтобы для разных орбиталей одногибридная орбитальатома интегралы перекрывания были равны нулю. Кроме того, каждая орбиталь в молекуле либо остается негибридизированной атомной орбиталью, либо выбирается гибридизированной по определенному типу. Этим требованиям удовлетворяют несколько наборов орбиталей. Например, атом О в молекуле Н₂О можно считать как sp²-, так и 5р³-гибридизированным.Геометрия молекулы-это взаимное пространственное расположение ее атомов,которое определяется длинами связей и валентными углами.Гибридная орбиталь занята несвязывающей электронной парой.Это оказывает влияние на геометрию малекул.Поскольку несвязывающая электронная пара испытывает воздействие ядра только своего атома,а связывающие пары находятся под действием двух ядер,несвязывающая электронная пара находится ближе к ядру,чем связывающие.В результате этого несвязывающая электронная пара сильнее отталкивает связывающие электронные пары,чем отталкивают друг друга. . Молекулярная орбиталь (МО) является аналогам атомной орбитали (АО): подобно тому, как электроны в атомах располагаются на АО, общие электроны в молекуле располагаются на МО.

2. Для образования МО атомные орбитали должны обладать приблизительно одинаковой  энергией и симметрией относительно напрвления взаимодействия.

3. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируются МО.

4. Если энергия МО оказывается ниже энергии исходных АО, то такие МО –связывающие, а если выше энергии исходных АО, то – разрыхляющие МО (рис. 11).

5. Электроны заполняют МО, как и АО в порядке возрастания энергии, при этом соблюдается принцип Паули и правило Гунда.

6. МО двухатомных молекул первого периода и второго (до N₂) располагают в ряд:σ1s < σ^* 1s < σ2s < σ^* 2s < π2р_y = π2р_z < σ2p_x < π*2р_y = = π*2р_z < σ*2p_x.

МО двухатомных молекул конца второго периода по возрастанию энергии располагают: σ1s < σ^* 1s < σ2s < σ^* 2s<σ2p_x < π2р_y = π2р_z < π*2р_y = π*2р_z <σ*2p_x

7. В методе МО вместо кратности связи вводится понятие порядок связи n – полуразность числа связывающих и числа разрыхляющих электронов:

.

Порядок связи может быть равен нулю, целому или дробному положительному числу. При n = 0 молекула не образуется

8. Если на МО имеются неспаренные электроны, молекула парамагнитна, т. е. обладает магнитными свойствами; если все электроны спарены – диамагнитна, т. е. не обладает магнитными свойствами

ММО по сравнению с МВС позволяет получить реальные представления о химической связи и свойствах различных частиц (молекулы, ионы).

Электронные конфигурации молекул. Связывающие орбитали. Такие орбитали изображены с помощью точек и крестиков.Они образуются в результате перекрывания (наложения) атомных орбита-лей двух соседних атомов. В свою очередь связывающие орбитали подразделяются на о (сигма)-орбитали и п (пи)-орбитали, соответствующие а- и я-связям. Образование о-связи происходит в результате лобового перекрывания между атомными орбиталя-ми следующих типов:двух s-орбиталей;двух р-орбиталей, ориентированных вдоль одной прямой;одной s-орбитали и одной р-орбитали, ориентированной в сторону s-орбитали .Образование тс-связи происходит в результате бокового (двойного) перекрывания р-орбиталей двух атомов. Такая связь возникает только в том случае, если два атома уже связаны между собой ст-связью. Например, тройная связь в молекуле N2 состоит из одной ст-связи и двух я-связей. Разрыхляющие орбитали. Каждая связывающая а- или я-орбиталь состоит из двух перекрывающихся атомных орбиталей. Электроны на таких орбиталях связывают атомы в молекулу. Но электроны могут находиться и на других орбиталях, где они способствуют разъединению молекулы. Подобные орбитали называются разрыхляющими (электроны на них «разрыхляют» химическую связь в молекуле). Для обозначения разрыхляющих орбиталей используется звездочка, например разрыхляющая ст-орбиталь обозначается а*. Разрыхляющая орбиталь имеет более высокую энергию, чем соответствующая (однотипная с ней) связывающая орбиталь. Поэтому на разрыхляющих орбиталях могут находиться только возбужденные электроны. А так как связывающие электроны в молекулах обычно находятся в основном (невозбужденном) состоянии, разрыхляющие орбитали заселяются электронами в последнюю очередь.Порядок связи равен разности чисел электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях,деленное на два.

8.Степень окисления-это условный заряд атома в соединении,вычесленный из предположения,что все связи в соединении являются число ионными,а само соединение состоит из ионов.Для вычисления неизвестных степеней окисления используют следующие правила:1.Атомы в простых веществах имеют степень окисления,равную нулю.2.Степени окисления катионов металлов равны:для щелочных металлов +1,для щелочно-земельных металлов +2,для алюминия +3. 3.Водород во всех своих соединениях,кроме гидридов щелочных и щелочно-земельных металлов,имеет степень окисления +1.В гидридах щелочных и щелочно-земельных металлов степень окисления водорода равна -1. 4.Кислород почти всегда имеет степень окисления -2.Исключения составляют пероксиды,надпероксиды,озониды,фтофиды кислорода. 5.Фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1. 6.Сумма степеней окисления всех атомов,входящих в состав электронейтрального соединения или молекулы,равна 0. 7.Сумма степеней окисления всех атомов,входящих в состав многоатомного или комплексного иона,равна заряду этого иона. К важным окислителям относятся: свободные неметаллы(галогены,кислород,сера),которые в результате реакции превращаются в одноатомные анионы;кислородсодержащие ионы и молекулы,в которых центральный атом имеет высшую или высокую степень окисления(MnO4,Cr2O7,CrO4,NO3,ClO3);одноатомные катионы,в которых элементы проявляют свою высшую степень окисления(Ce,Fe,Ag,H).Важнейшими востоновителями являются: свободные металлы,а из неметаллов-углерод и водород;многоатомные ионы и молекулы,в которых центральный атом имеет низшую или низкую степень окисления;одноатомные ионы,в которых элементы проявляют низшую или низкую степень окисления. Реакции межмолекулярного окисления-востоновления-реакции,в которых окислитель и востоновитель-разные вещества,причем эти вещества могут быть так и сложными,так и простыми. Реакции внутримолекулярного окисления-востоновления-реакции,которые протикают с изменением степеней окисления атомов одного и того же соединения. Реакции диспропорционирования(реакции самоокисления-самовостоновления)-реакции,в которых происходитодновременное увелечение и уменьшение степени окисление атомов одного и того же элемента. Реакции компропорционирования-реакции в которых участвуют два вещества,содержащих атомы одного итого же элемента в разных степенях окисления. Окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) является мерой химической активности элементов или их соединений в обратимых химических процессах, связанных с изменением заряда ионов в растворах".  В переводе на более понятный неспециалисту язык это означает, что ОВП, называемый также редокс-потенциал характеризует степень активности электронов в окислительно-восстановительных реакциях, т.е. реакциях, связанных с присоединением или передачей электронов.  Значение окислительно-восстановительного потенциала для каждой окислительно-восстановительной реакции23 вычисляется по довольно сложной формуле, выражается в милливольтах и может иметь как положительное, так и отрицательное значение.Зависимость электродного потенциала от концентрации потенциалопределяющих ионов в раствор.

R -- универсаьная газовая постоянная ( 8.31 Дж/(моль*К) Т -- абсолютная температура F -- число Фарадея ( 96485.35 Кл/моль ) n -- число молей электронов, которе участвуют в процессе Ox и Red -- активности окисленной и восстановленной форм вещества.

• 9.Другое название комплексных соединений-координационные соединения-характеризует их важнейшую структурную особенность-наличие у них координационной(внутренней)сферы.В состав координационной сферы входят комплексообразователь(центральный атом и ион) и лиганды(малекулы или ионы,непосредственно связанные с комплексообразователем).При написании формул координационную сферу(комплекс)заключают в квадратные скобки. Число атомов лигандов,непосредственно связанных с центральным ионом или атомом,называется координационным числом. Заряд координационной сферы равен сумме зарядов комплексообразователя и лигандов и может быть положительным и отрицательным,нулевым. Внешнесферные ионы не играют существенной роли в реакциях внутрисферного обмена. Если же сочетание комплексных и внешнесферных ионов может дать нерастворимую соль, то соответствующий комплекс появляется в осадке. Этим пользуются для отделения комплексов от других соединений. Интересно, что растворимость комплексов зависит от соотношения радиусов комплексного и внешнесферного ионов. Если это соотношение гк / га находится в пределах 0 7 - 1 2, то комплекс обычно плохо растворяется. Иными словами, чтобы комплекс был нерастворим, размеры составляющих его ионов должны быть близкими. Такая закономерность распространяется и на простые соли. Например, КС1, RbCl и другие галогениды калия, рубидия и цезия хорошо растворимы, a KClO - j, RbClOi - очень плохо. Радиусы - их ионов очень близки. Теперь, разобравшись в строении комплексных соединений и научившись их называть, давайте разберемся в процессах диссоциации таких веществ.  Комплексы, у которых есть внешняя сфера, ведут себя в растворе как сильные электролиты. Данный процесс называется первичной диссоциацией.  Комплексы, у которых внешняя сфера отсутствует являются комплексными неэлектролитами.  Комплексные ионы, а также комплексные неэлектролиты также в растворе диссоциируют, но уже как очень слабые электролиты, то есть лишь в незначительной степени происходит данный процесс.  Данный процесс называется вторичной диссоциацией.  В этом случае процесс диссоциации характеризуется постоянной величиной, называемой константой нестойкости. Метод валентных связейВ основу метода МВС положено допущение, что координационный ион (соединение) образуется по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленных электронных пар лигандов (доноров) и свободных гибридных орбиталей иона комплексообразователя (акцептора).Образование парамагнитного иона [FeF 6] 4– можно представить таким образом. Свободный ион Fe 2+ имеет электронную конфигурацию d 6 и следующее распределение электронов по орбиталям:Шесть ионов F – смещают по одной из своих неподеленных электронных пар на вакантные sp 3d 2-гибридные орбитали иона Fe 2+. Четыре неспаренных электрона иона Fe 2+ сохраняются и обусловливают высокий спин иона [FeF 6] 4–:Так как число неспаренных электронов в комплексе и свободном ионе Fe 2+ совпадает, то комплекс [FeF 6] 4– называетсявысокоспиновым.Ионы CN – значительно сильнее взаимодействуют с ионом железа (II), следствием чего является спаривание d-электронов центрального иона и образование низкоспинового комплекса [Fe(CN) 6] 4– с d 2sp 3-гибридизацией.Аналогично можно представить образование и других комплексных ионов:Комплексообразователем может быть не только положительный ион металла, но и металл в нулевой степени окисления, например, в карбонилах металлов – соединениях с общей формулой [M(CO) n]. Связь в таких соединениях можно объяснить с позиций МВС в рамках правила 18 электронов: устойчивы такие карбонилы, в которых все d- , s- и p-орбитали металла заполнены электронными парами. Стабильны карбонилы [Cr(CO) 6], [Fe(CO) 5], [Ni(CO) 4].У пентакарбонила железа [Fe(CO) 5–]-d 1sp 3-гибридизация.Если металл имеет нечетное число электронов, то карбонилы димерны: [Mn(CO) 5] 2, [Co(CO) 4] 2. Тип грани – правильный треугольник;Число сторон у грани – 3;Общее число граней – 8;

Число рёбер примыкающих к вершине – 4;Общее число вершин – 6;Общее число рёбер – 12;

Правильный октаэдр составлен из восьми равносторонних треугольников. Каждая вершина октаэдра является вершиной четырех треугольников. Следовательно, сумма плоских углов при каждой вершине равна 240°.Октаэдр имеет центр симметрии - центр октаэдра, 9 осей симметрии и 9 плоскостей симметрии.

25