1. Строение атома.

1. Особенности квантово –механического описания электрона в потенциальном ящике.

Электрон, находясь в потенциальном ящике( потенциал равен 0), сожжет иметь только дискретные значения полной энергии Е1,Е2,Е3…величины которых определяет целочисленный параметр n=123, называемый квантовым числом. То есть энергия связанного электрона квантована.

Распределение вероятности нахождения электрона в объеме потенциального ящика (плотность вероятности) определяется его энергетическим состоянием-энергией, которой обладает электрон.

2. Энергетическое состояние электрона в атоме. Квантовые числа. Атомные орбитали.

Энергетическое состояние электрона- энергия, которой обладает электрон.

Квантовые числа- энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

Атомная орбиталь- область наиболее вероятного пребывания электрона (электронное облако) в электрическом поле ядра атома (s,p,d,f)

3. Орбитали многоэлектронных атомов.

Не сильно отличаются от орбиталей атома водорода. Главное отличие- некоторая сжатость орбиталей из-за большего заряда ядра. Кроме того, для многоэлектронных атомов найдено, что для каждого энергетического уровня происходит расщепление на подуровни. Энергия электрона увеличивается в ряду s,p,d,f-орбиталей.

4. Правила заполнения орбиталей электронами. Спин. Электронная конфигурация атомов.

5. Связь электронной конфигурации атома с его положением в периодической таблице элементов.

Заряд атома соответствует порядковому номеру элемента в ПСХЭ и , в силу электроотрицательности атома, равен числу электрона в нем.

Электроны в электронной оболочке атома располагаются по энергетическим уровням. Их число равно номеру периода.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне равно № группы.

6. Валентные электроны. Периодический закон Д.Ии Менделеева и его связь с электронным строением атомов.

Валентные электроны- электроны, принимающие участие в образовании химической связи.

7. Физико-химические характеристики атомов.

• Радиус атома и иона: ковалентный радиус, ионный радиус

• Энергия ионизации- энергия, которую необходимо приложить к нейтральному невозбужденному атому для удаления электрона на бесконечность.

• Энергия сродства к электрону- энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона к нейтральному невозбужденному атому с образованием отрицательно заряженного иона.

• Электроотрицательность- это характеристика элемента, показывающая способность атома притягивать к себе электронную плотность при образовании химической связи с другим элементом.

2. Химическая связь.

8. Основные параметры химической связи. Типы химической связи.

Параметры: энергия химической связи; длина хим. связи; угол связи(валентный угол) Типы хим. связи: ковалентная связь(ковалентная неполярная; ковалентная полярная; ионная связь); металлическая связь; водородная связь или силы Ван-дер-Ваальса

9. Основные принципы метода валентной связи.

Основные принципы образования химической связи по МВС:

1. Единичная химическая связь образуется общей парой электронов с противоположными (антипараллель-ными) спинами. 2. Общая электронная пара локализована (сосредоточена) между атомами в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. 3. Энергия связи определяется только силами электростатического взаимодействия электронов и ядер и за-висит от величины перекрывания орбиталей.

10. Типы перекрывания валентных орбиталей . Кратность связи.

Кратность связи определяется количеством электронных пар, связывающих два атома.

При образовании химических связей между двумя атомами в первую очередь образуется сигма-связь. Если атомы имеют дополнительные неспаренные электроны (р-электроны) ,то кроме сигма-связи может образоваться одна или две п-связи, которые будутрасполагаться во взаимно перепендикулярных плоскостях.

Могут образоваться: 1)двойная связь (сигма и одна п-связь) 2) тройная (сигма и 3 п-связи)

11. Геометрия простейших молекул. Гибридизация АО.

Гибридизация АО- смешение атомных орбиталей разных типов, принадлежащих одному атому, выравнивание их по форме и энергии в момент образования связей.

Геометрия простейших молекул: 1) sp-гибридизация 2) sp²-гибридизация 3) sp³- гибридизация (тетраэдр) 4) dsp²-гибридизация 5) d²sp³-гибридизация

12. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Образование обобществленной пары электронов может происходить (кроме как образования пары электронов из 2 неспаренных, принадлежащих обоим атомам), когда оба атома не имеют неспаренных электронов, но один из них имеет неподеленнуюпару электронов (донор), а другой свободную орбиталь (акцептор) ( пример:СО-с-2с22р12р12р0-о-2с22р12р12р2)

13. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали.

14. Энергетические диаграммы двухатомных молекул. Электронные конфигурации молекул.

15. Полярность связи и дипольный момент молекулы.

3. Химическая связь в твердых веществах.

16. Межмолекулярные взаимодействия.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ, взаимод. молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых хим. связей. Основу межмолекулярного взаимодействия составляют кулоновские силы взаимод. между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой.

17. Водородная связь.

Водородная связь возникает между молекулами, которые содержат в своей структуре атом водорода и малый по размерам атом элемента с большей электроотрицательностью (кислород, фтор, азот). Из-за разности электроотрицательности связь сильно поляризована, на атомах возникают большие отрицательные и положительные заряды. Небольшой размер атомов позволяет им подходить близко друг к другу при диполь-дипольном взаимодействии. Поэтому энергия взаимодействия намного больше, чем в других случаях. Энергия связи также увеличивается за счет частичного образования ковалентной составляющей связи между взаимодействующими атомами соседних молекул по донорно-акцепторному механизму. Энергия водородной связи порядка 100 кДж/ моль, выше, чем при межмолекулярном взаимодействии (межмолекулярное взаимодействие 10-20 кДж/моль). Водородная связь определяет физические и химические свойства веществ: увеличивается температура плавления и кипения, изменяется плотность вещества. Пример: Н2О (в конденсированном состоянии молекула может иметь 4 водородных связи: две между атомами кислорода (донор) и атомами водорода двух соседних молекул воды, еще две за счет двух атомов водорода (акцептор)).

18. Кристаллическое состояние вещества. Типы кристаллов.

Кристалл- это тело, которое вследствие строго определенного внутреннего строения имеет самопроизвольно образующуюся форму, ограниченную плоскими гранями. Для кристаллов характерны правильные формы симметрии. Типы: молекулярные, ковалентные (атомные), ионные, металлические.

19. Ковалентные кристаллы.

В узлах кристаллической решетки атомы ковалентно связаны с ближайшими атомами-соседями, т.е. этот кристалл рассматривается , как одна гигантская молекула. Пример: SiO2 (кварц)

20. Ионные кристаллы. Ионная связь.

Ионные кристаллы – это кристаллические вещества, в которых сцепление между частицами обусловлено преимущественно ионными связями ( т.к. между ковалентной и ионной связями существует непрерывный переход , нет резкой границы между ионными и ковалентными кристаллами). К ионным относятся кристаллы, в которых связи между атомами наиболее полярны (большая разность электроотрицательности); в основном это соли щелочных и щелочно-земельных металлов. Ионные кристаллы обладают высокими температурами плавления, обладают ионной проводимостью при высоких температурах и рядом специфичных оптических свойств (прозрачность) .

Ионная связь- это очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Например, NaCl. Ионная связь образуется между типичными металлом и неметаллом.. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.

21. Химическая связь в металлах.

Металлическая связь — это одновременное существование положительно заряженных атомов и свободного электронного газа.

Во всех узлах кристаллической решётки расположены положительные ионы металла. Между ними беспорядочно, подобно молекулам газа, движутся валентные электроны, отцепившиеся от атомов при образовании ионов. Эти электроны играют роль цемента, удерживая вместе положительные ионы; в противном случае решётка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами. Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристаллической решётки и не могут её покинуть.

22. Зонная модель кристаллического тела: металлы, полупроводники и диэлектрики.

Зонная модель кристаллического тела- модель, позволяющая с единой позиции описать поведение электронов во всех типах кристаллов.

Металл- это кристалл, в котором либо не все энергетические уровни валентной зоны заняты электронами, либо валентная зона и зона проводимости перекрываются.

Полупроводник- это кристалл, у которого все энергетические уровни валентной зоны при Т=0К заняты. Концентрация свободных электронов при Т=0К равна 0.

Диэлектрик- кристалл, имеющий ширину запрещенной зоны много больше, чем энергия тепловых колебаний, концентрация свободных электронов равна 0. Электропроводность незначительна и слабо зависит от температуры.

23. Кристаллические материалы. Дефекты кристаллической решетки.

Монокристалл- это твердое вещество с непрерывный кристаллической решеткой во всем объеме физического тела. Обладают анизотропными свойствами («неравное направление», зависимость свойств от направления кристалла). Если в теле есть несколько различным образом ориентированных кристаллов, связанных между собой сильными химическими связями, то такое тело называется блочный монокристалл. Границы отдельных блоков- это дефекты кристаллической структуры.

Поликристаллы- твердые тела, состоящие из большого числа произвольно ориентированных относительно друг друга мелких монокристаллов, сцепленных сильными или слабыми химическими связями. Обладают изотропией свойств (из-за усреднения анизотропных свойств).

Дефекты кристаллической решетки: если тело имеет идеальную кристаллическую решетку, то энергия минимальна. Это соответствует состоянию идеального кристалла при Т=0К. любое сообщение системе дополнительного количества энергии переводит ее в возбужденное состояние, при этом в кристалле нарушается строгая периодичность расположения частиц в кристаллическое решетке, т.е. создаются дефекты. Следующий тип дефекта- нарушения регулярности решетки, связанные с примесями, которые появились в кристалле намеренно (легирующие примеси) или случайно(химические примеси).

Дефекты бывают:

• точечные дефекты- нарушения , связанные с узлами решетки.

• Одномерные (дислокации- дефекты кристаллической решетки, представляющие собой линии, вдоль которых нарушено правильное чередование атомных плоскостей.

• Собственные дефекты: вакансия- отсутствие в узле решетки частицы, образующей кристалл; межузельные атомы и ионы.

• примесные дефекты

24. Химическая связи в аморфных твердых телах и жидкостях.

4. Химическая термодинамика.

25. Термодинамическая система, параметры и функция состояния. Термодинамический процесс.

Термодинамическая система- это совокупность взаимодействующих между собой физических тел, выделенная из окружающего пространства реальной или мысленной границей. Остальная часть пространства является внешней средой . взаимодействие термодинамической системы с окружающей средой осуществляется путем обмена веществом и энергией. ( системы бывают: изолированные, закрытые, открытые). Различают гомогенные системы, все части которых обладают одинаковыми физико-химическими свойствами, и гетерогенные системы- системы, в которых можно выделить отдельные части, обладающие различными физико-химическими свойствами (т.е. состоящие из нескольких фаз). Совокупность всех физических и химических свойств системы называется ее состоянием, которое характеризуется термодинамическими параметрами. Основные параметры: температура, давление, объем, количество вещества, концентрация вещества. Термодинамическая система находится в состоянии равновесия, если ни один из ее параметров не изменяется во времени.

Функция состояния- величина, определяемая этими параметрами, однозначно характеризует систему и не зависит от ее перехода из одного состояния в другое.

Термодинамический процесс-переход системы из одного состояния равновесия в другое. При этом обязательно изменяется хотя бы один из параметров системы.