- •Часть 1
- •Изучаемые вопросы:
- •1. Предмет химии. Значение химии в изучении природы и развитии техники
- •Атомная масса (атомный вес) природного элемента. Изотопный состав элементов. Дефект массы.
- •2. Основные количественные законы химии
- •Вопросы для самоконтроля
- •Литература
- •Лекция 3-5 (6 ч)
- •Тема 3. Агрегатное состояние вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •3.1. Общая характеристика агрегатного состояния вещества
- •3.2. Газообразное состояние вещества. Законы идеальных газов. Реальные газы
- •3.3. Характеристика жидкого состояния вещества
- •3.4. Характеристика твёрдого состояния
- •Характеристики некоторых веществ
- •3.5. Типы кристаллических решёток
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекция 6-8 (6 ч)
- •Тема 1. Строение вещества. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Изучаемые вопросы:
- •1.1. Современная модель строения атома
- •1.2. Квантовые числа
- •Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4
- •1.3. Строение многоэлектронных атомов
- •1.4. Периодические свойства элементов
- •1.5. Периодическая система элементов д. И. Менделеева
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 9-11 (6 ч)
- •Тема 2. Химическая связь и взаимодействия между молекулами
- •Изучаемые вопросы:
- •2.1. Общая характеристика химической связи
- •2.2. Типы химической связи
- •2.3.Типы межмолекулярных взаимодействий
- •2.4. Пространственная структура молекул
- •Число гибридных орбиталей равно числу исходных. При смешении s и р-орбиталей образуется две sp-гибридных орбитали, угол между осями которых равен 180°.
- •Метод валентных связей
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Вопросы для самостоятельной работы:
- •Литература:
- •Лекции 12-13 (4 ч)
- •Тема 4. Энергетика химических процессов
- •Изучаемые вопросы:
- •4.1. Общие понятия термодинамики
- •4.2. Первый закон (начало) термодинамики. Внутренняя энергия системы. Энтальпия системы
- •4.3. Термохимия. Тепловые эффекты химических реакций
- •4.4. Закон Гесса и следствия из него
- •I путь.
- •II путь.
- •4.5. Основные формулировки второго закона (начала) термодинамики
- •4.6. Принцип работы тепловой машины. Кпд системы
- •4.7. Свободная и связанная энергии. Энтропия системы
- •4.8. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца и направленность химических реакций
- •Для определения температуры (Тр), выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 5. Химическая кинетика и катализ
- •Изучаемые вопросы:
- •5.1. Понятие о химической кинетике
- •5.2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс
- •5.3. Классификация химических реакций по молекулярности и по порядку
- •5.4. Кинетические уравнения реакци первого и второго порядка
- •Поле интегрирования
- •5.5. Теория активизации молекул. Уравнение Аррениуса
- •5.6. Особенности каталитических реакций. Теории катализа
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 16 (2 ч)
- •Тема 6. Химическое равновесие
- •Изучаемые вопросы:
- •6.1. Обратимые и не обратимые реакции. Признаки химического равновесия
- •6.2. Константа химического равновесия
- •6.3. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье
- •6.4. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды
- •Правило фаз для воды имеет вид
- •6.5. Понятие о химическом сродстве веществ. Уравнения изотермы, изобары и изохоры химических реакций
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Лекции 15-17 (6 ч)
- •Тема 7. Растворы. Дисперсные системы
- •Изучаемые вопросы:
- •7.1. Сольватная (гидратная) теория растворения
- •7.2. Общие свойства растворов
- •7.3. Типы жидких растворов. Растворимость
- •7.4. Свойства слабых электролитов
- •7.5. Свойства сильных электролитов
- •7.6. Классификация дисперсных систем
- •7.7. Получение коллоидно-дисперсных систем
- •7.8. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция. Пептизация
- •7.9. Свойства коллоидно-дисперсных систем
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекция 13 (2ч)
- •Тема 8. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства вещества
- •Изучаемые вопросы:
- •8.1. Особенности обменных процессов
- •8.2. Особенности окислительно-восстановительных процессов
- •Вопросы для самоконтроля:
- •Литература:
- •Лекции 14-15 (4 ч)
- •Тема 9. Электрохимические системы
- •Изучаемые вопросы:
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента.
- •9.1. Общие понятия электрохимии. Проводники первого и второго рода
- •9.2. Понятие об электродном потенциале
- •9.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
- •9.4. Электродвижущая сила гальванического элемента
- •9.5. Классификация электродов
- •9.6. Поляризация и перенапряжение
- •9.7. Электролиз. Законы Фарадея
- •9.8. Коррозия металлов
Метод молекулярных орбиталей
Химикам известно довольно много объектов, химическое строение которых в принципе не может быть описано с позиций МВС.
Пример №1. Известно, что молекулярный ион H2+ - устойчивая частица. Каким образом здесь осуществляется ковалентная хим. связь, если в данной частице присутствует только 1 электрон?
Пример №2. Простейший бороводород BH3 не существует, т.к. в момент образования он мгновенно димеризуется в молекулу B2H6. Каким образом здесь осуществляется ковалентная хим. связь, если каждый атом водорода одновалентен, а каждый атом бора должен быть трехвалентным (у бора 3 валентных электрона)?
Пример №3. По МВС молекулы О2 не должна содержать неспаренные электроны. Такие молекулы должны проявлять диамагнитные свойства (выталкиваться из магнитного поля). Эксперимент показывает обратное: молекулы О2 втягиваются в магнитное поле О2 парамагнитна, т.е. содержит 1 или несколько неспаренных электронов.
И таких примеров можно привести еще немало. Все эти явления легко объяснимы в рамках другого квантовомеханического способа описания хим.связи – ММО.
В ММО молекула (или любая другая частица) рассматривается как единое целое.
Фактически, ММО рассматривает молекулу как «многоядерный атом». Другими словами: при образовании молекулы исходные атомы исчезают, т.к. превращаются в «многоядерный атом». В таком «многоядерном атоме» тоже существуют орбитали, которые называются молекулярными орбиталями (МО).
МО получаются при взаимодействии АО исходных атомов.
МО отличаются от АО по энергии, форме и ориентации в пространстве (напрашивается аналогия с ГАО, но она мнимая).
В образовании каждой МО молекулы принимают участие все исходные АО всех атомов, объединяющихся в молекулу. Но вклад каждой АО в образование данной МО различен. Наиболее сильно взаимодействуют АО, которые:
а) близки по энергии
б) имеют одинаковую форму (s+s, p+p, d+d)
в) одинаково ориентированы в пространстве (px+px, py+py и т.д.).
При образовании МО соблюдается правило сохранения количества орбиталей: количество получившихся МО = количеству исходных АО.
Результатом расчета по ММО является энергетическая диаграмма, которая показывает взаимное расположение энергетических уровней МО относительно исходных АО.
Пример: энергетическая диаграмма для молекулы H2
МО, которые имеют энергию ниже, чем исходные АО называются связывающими.
МО, имеющие энергию выше, чем исходные АО называются разрыхляющими (*).
Заполнение МО электронами МО осуществляется по тем же законам, как и в атоме:
1. Принцип наименьшей энергии.
2. Принцип Паули.
3. Правило Хунда.
В ММО невозможно определить число связей между атомами в молекуле (химическая связь в ММО является понятием несчетным!). Вместо этого здесь используется понятие о порядке связи (ПС):
ПС=(Nсв-Nразр)/m ,
где: Nсв - кол-во электронов на СМО,
Nразр - кол-во электронов на РМО,
m - кол-во ядер в молекуле.
Чем больше ПС, тем крепче, прочнее частица (молекула, ион, радикал).
Если ПС ≤ 0, то связи вообще нет, т.е. данная частица существовать не может.
Например: ПС (H2) = (2-0)/2 = 1 молекула H2 устойчивая частица.
Далее разобрать:
ПС (H2+) = (1-0)/2 = 1/2 > 0 H2+ устойчивая частица
ПС (H2+2) = (0-0)/2 = 0 H2+2 не существует
ПС (H2-) = (2-1)/2 = 1/2 > 0 H2- устойчивая частица
ПС (H2-2) = (2-2)/2 = 0 H2-2 не существует