Химия_1 / 2

1. Квантовые числа как характеристики состояния электронов в атоме.

Главное квантовое число n характеризует размер атомной орбитали, энергию электрона, занимающего данный энергетический уровень. Главное квантовое число имеет значение ряда целых чисел от 1 до ∞. I)Главное квантовое число (n)- определяет энергию электронов и разделы атомных орбиталей и может принимать любые целочисленные положительные значения. n=1,2,…,∞ II)Орбитальное квантовое число (l)- определяет форму атомных орбиталей, может принимать любые целочисленные значения. l=0,1,2,3,..,( n-1) "0-s орбиталь,1-p,2-d,3-f" III)Магнитное квантовое число (m)- характеризует ориентацию орбиталей в пространстве, их симметрию;может принимать любые значения от – l до + l, включая ноль. m=- l,..,0,..,+ l. Все три

характеризуют положение атома в Дополнительно: ms-спиновое вращение электрона вокруг своей введено значение +1/2 и -1/2.

4.Порядок заполнения подуровней.

Клечковкого. Первое правило электронами в порядке возрастания характеризуется суммой n+1. Второе сумма n+1 двух разных орбиталей заполняется та орбиталь,у которой n

5.Максимальное число электронов на

максимальное число электронов 2,на d подуровне10 электронов,на f

6.Атомная электронная орбиталь.

атоме характеризуется энергией включает в себя энергетический значением числа n),симметрией находиться электрон(определяется l),ориентацией атомной орбитали отношению к создаваемому при дви магнитному полю(характеризуется квантового числа ml).

7.(8)Порядок заполнения орбиталей

соответствии с правилом Гунда: подуровней происходит таким образом максимальным.(наибольшая

вариантов заполнения p-подуровней

устойчивому состоянию (с наименьшей энергией) отвечает первый,где p-электроны занимают разные орбитали(суммарный спин равен 1½,для второго суммарный спин равен ½-менее устойчивое состояние.)

10. Объяснение причины периодического изменения свойств элементов на основе строения их атомов. Периодический закон Менделеева: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. С увеличением заряда ядра происходит периодическая повторяемость электронных структур атомов и повторяемость свойств элементов.

11.Нахождение элемента по особенностям строения его электронной оболочки. Найти элемент можно по тому,какой подуровень последним заполняется электронами. В атомах s- элементов последним заполняется s-подуровень внешнего уровня. Это первый два элемента главных подгрупп IA,IIA каждого периода (водород и гелий). В атомах р-элементов последним заполняется р-подуровень. Это все элементы главных подгрупп IIIA-VIIIA каждого периода. В атомах d-элементов последним заполняется d-подуровень второго снаружи уровня. Это все элементы больших периодов,начиная с четвертого,расположенных между вторым s и первым р-элементом.(элементы побочных подгрупп IB-VIIIB). В атомах f-элементов заполняются электронами f-подуровень третьего снаружи уровня. Элементы VI и VII периодов. (лактаноиды и актиноиды).

12.Основное и возбужденное состояние атомов. В основном состоянии электронная конфигурация атома соответствует его положению в периодической системе элементов,когда его энергия минимальна. Атом находится в возбужденном состоянии,когда его энергия отличается от минимальной,Е>Еmin. При этом будет иная электронная конфигурация внешнего валентного слоя.

2.Принцип Паули(запрет Паули)-в атоме не может быть двух электронов,у которых все 4 квантовых числа были бы одинаковыми. Максимальное число электронов в атоме, обладающих данным значением n, равно 2n2

3. Электронные и электронно-графические формулы элементов.

Электронная конфигурация атома H: 1s1

для атома Si0 1s22s22p63s23p23d0

n=3

n=2

ион Si4+ 1s22s22p63s03p0 ( до 4 группы-отрыв,после-присоединение).

и

электрона /моль. Чем способность орбитальный

. В

радиус

– у самых атомов, фтора (1681

кДж/моль). Наименьшая – у самых больших атомов, атомов цезия

(376 кДж/моль).

Сродство к электрону(Е)-энергия,которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к нейтральному атому.Чем больше эта величина,тем выше окислительные свойства атома. Выражается в кДж/моль или ЭВ/моль. В периодах слева на право сродство к электрону возрастает. В группах сверху внизуменьшается.

14.Электроотрицательность элемента,ее значение для предсказания типа химической связи.Электроотрицательность(х)-

условная единица,которая характеризует способность атома отдавать или присоединять электроны. Рассчитывается по формуле: х=1/2(J+E). Чем выше электроотрицательность.тем сильнее у элемента неметаллические свойства. Если х<2-металл,х>2-неметалл. Если в молекуле два атома связаны между собой и имеют разные значения х,то электроны сместятся к атому с большей электроотрицательностью.

15.Природа химической связи. Химическая связь-способность атомов удерживаться вместе. Необходимым условием образования химической связи является уменьшение энергии связанной системы по сравнению с суммарной энергией отдельных атомов. Понижение энергии-движущая сила образования хим.связи. Характеристиками связи являются энергии и длина. Энергия связи-количество энергии,которое выделяется при образовании химической связи. Длина связи-расстояние между ядрами двух связанных между собой символов.

16.Виды химической связи. ковалентная(полярная и неполярная),донорно-акцепторная, ионная, металлическая, водородная.

17.Ковалентная связь,механизм образования,свойства,связь со строением оболочки. Ковалентная связь-химическая связь в молекуле за счет образования пары электронов с противоположно направленными спинами,принадлежащей обоим атомам и делокализованной между ними. В основе метода ВС лежат следующие положения: 1)ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами,причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. 2)при образовании ковалентной связи каждый атом в молекуле достигает устойчивой конфигурации инертного газа s2 или s2p6. 3)ковалентная связь тем прочнее,чем в большей степени перекрываются атомные орбитали. ковалентная связь образуется в таком направлении,при котором это перекрывание максимально.

18.Неполярная и полярная ковалентная связь,σ- и π-

ковалентные связи. Полярная связь:если в молекулу связаны два атома с неодинаковой электроотрицательностью(НCl),то электронная плотность смещается к атому с большей электроотрицательностью.В результате на атоме водорода возникает положительный заряд δ+,а на атоме хлора-отрицательный δ-. Возникающие заряды называют эффективными. Неполярная связь:для атомов,образующих молекулу с неполярной связью,δ=0,в таких молекулах распределение электронной плотности между связанными атомами симметрично(Н2,Cl2). σ- связь.Примером такой связи является перекрывание двух s- орбиталей,одной s- и одной р-орбитали,двух р-орбиталей

,при этом получаются модели соответствующих σ-связей. σ-связь характеризуется наличием одной оси симметрии,совпадающей с линией связи(соединяет ядра связанных атомов).Степень перекрывания орбиталей и связанная с этим прочность связи не изменяется при вращении одного из атомов вокруг линии связи. π-связь. В качестве примера рассмотрим «двойное» перекрывание р-орбиталей по обе стороны

оси,соединяющей ядра атомов-линией связи. Здесь связь симметрична относительно плоскости,свободное вращение атомов вокруг линии связи невозможно.

19.Гибридизация связей.Атомные орбитали могут видоизменяться(смешиваться между собой),образуя гибридные орбитали(одинаковой формы и энергии),что приводит к более устойчивому состоянию. Например,в результате гибридизации одной s-орбитали и одной р- орбитали получаются две гибридные орбитали,каждая из которых имеет свою форму. Гибридные орбитали перекрываются в большей степени,чем негибридизированные орбитали.Химическая связь оказывается более прочной.

20.Дипольный момент.Электрический момент диполя (µ) многоатомной молекулы равен геометрической сумме электрических моментов всех ее связей. Например,у воды:

Измеряется в Кл·м.Чем больше отличаются электроотрицательности атомов, обрзующих молекулу,тем больше ее полярность и величина дипольного момента.

21.Координационная связь,ее общность и различия с ковалентной. (донорно-акцепторная) Известно,что молекула NH3-аммиака взаимодействует с положительным ионом

водорда с образованием иона NH4+. У атома азота-неподеленная пара электронов,у иона водородавакантная орбиталь (В.О.).Неподеленная пара становится общей,возникает связь по донорно-акцепторному механизму. В ионе аммония NH4+ все связи одинаковы. Атом азота в молекуле аммиака-донор электронов,а ион водорода-акцептор. Донорно-акцeпторная связь отличается только способом образования; по свойствам она одинакова с остальными ковалентными связями.

22.Ионная связь,причины возникновения и основные свойства.Ионная связьхимическая связь, образованная электростатическим притяжением друг к другу разноименно заряженных ионов. Ее можно рассматривать как как предельный случай полярной связи.для которой эффективный заряд атома близок к единице. Связи с разностью электроотрицательности >2,1 обычно считают ионными. Но на 100% ионной связи не существует. Природа химической связи едина. Свойства: Так как ионная связь имеет электростатический характер, то любой простой ион притягивает противоположно заряженные ионы по всем направлениям с одинаковой силой. Эта особенность ионной связи называется ненаправленностью.

Вторая особенность ионной связи – ненасыщаемость. Каждый ион с одинаковой силой притягивает один, два, три, четыре и так далее ионов противоположного знака (если они находятся на одинаковом от него расстоянии). Число таких ионов зависит только от их размера.

23.Водородная связь,условия возникновения,сила и влияние на свойства веществ.Водородная связь имеет промежуточный характер между межмолекулярным взаимодействием и ковалентной связью. Энергия водородной связи больше энергии межмолекулярного взаимодействия,но значтельно меньше энергии ковалентной связи. Водородная связь встречается в неорганических и органических соединениях. Водородная связь иногда определяет структуру вещества и влияет на физические (т.кип. и т.пл., летучесть, вязкость, спектральные характеристики) и химические (кислотноосновные) свойства соединений. Водородные связи бывают: 1)межмолекулярные,2)внутремолекулярные.Межмолекулярная связь возникает между молекулами, в состав которых входит водород и элемент с большой электроотрицательностью(фтор,кислород,азот) Водородная связь обознается тремя точками (…). Благодаря водородным связям молекулы объединяются в ассоциации молекул. Ассоциация ведет к изменению свойств.(повышение температур кипения и плавления вещества).Способностью к ассоциации обладает вода,аммиак,спирты и др. Внутримолекулярная водородная связь объединяет атомы одной и той же молекулы. Например, Н-связь внутри молекул салициловой кислоты повышает ее кислотность.

25.Виды химической связи в кристаллах.Виды раздличают по типам кристаллических решеток. Кристаллическая решетка построена из повторяющихся одинаковых структурных единиц,индивидуальных для каждого кристалла. Типы кристаллических решеток: ионная, молекулярная,атомная,металлическая.