1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.

Согласно волновой теории, ē является и частицей и волной, т.е. имеет двойственную природу: *корпускулярные сво-ва ē выражаются в его способности проявлять свое действие только как цлого;*волновые сво-ва проявляются в его движении, а такжк в явлениях дифракции и интерференции.

ē как бы размазан вокруг ядра по сфере, удаленной от ядра на некоторое расстояние, таким образом, вместо стационарных орбит по Бору, ядро атома окружено пульсирующим ē-ым облаком. Область пространства вокруг ядра, занимаемая ē-ми получила назв. - атомная орбиталь, выражающая форму электронного облака.

Понятие о квантовых числах – n, l, m ,m – квантовые числа. В простейших приложениях квантовой механики иногда удобнее вместо самой волновой функции пользоваться квантовыми числами, представляющими её. Такой подход часто применяют для объяснения свойств многоэлектронных металлов.

Главное квантовое число характеризует энергию электрона в атоме. N=1,2,3…бесконечность. Главное квантовое число так же определяет характер радиальной зависимости орбитали, т.е. размеры электронного облака. n определяет средний радиус нахождения электрона в атоме.

Орбитальное квантовое число (l) определяет угловую зависимость волновой функции, т.е. форму электронного облака. l = 0,1,2…(n-1).

Магнитное квантовое число определяет возможность ориентации электронного облака в пространстве. m_l = -l,…,-2,-1,0,+1,+2,…,+l.

Спиновое квантовое число отражает наличие у электрона собственного момента движения. m_s = + ¹/₂ или - ¹/₂

Основное состояние атома – состояние атома когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия в атоме является минимальной из возможных значений энергии. Состояния с более высокими значениями энергией называт возбужденными, а сам процесс или результат повышения энергии атома(или электрона) – возбуждением.

Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х ē-ов с одинаковыми квантовыми числами, все ē-ны разные. Правило Хунда: ē-ны в атоме располагаются так, чтобы суммарный спин был max. Правило Клечковского: в атоме каждый ē располагается так, чтобы его энергия была min.

Атомная орбиталь – часть ē-го облака, где вероятность нахождения ē-на составляет 90%.Характеризуется конкретными значениями квантовых чисел: n,m,l,s.Форма: S-облако – 2 вида, Р–облако – 6 видов;d-облако – 10 видов;f-облако – 14 видов.

2.Степень ионности и ковалентности связи. Природа связи в кс.

Комплексные соединения – такие соед-я, которые при электролитической диссоциации образуют комплексный ион. Теория комплексных соед-ий – Альфред Вернер, 1913 г. Нобелевская премия. они образуются в результате насыщения хим. связями некоторых атомов, моединяющихся молекул или ионов, за счет их вакантных (акцепторы) или заполненных (доноры) орбиталей. Большинство комп. частиц имеют явно выраженную «централизованную» структуру, т.е. содержат центральный атом, вокруг которого располагаются (координируются) связанные с ним частицы – атомы, ионы или молекулы. Центральный атом, называемый комплексообразователем, способен устанавливать хим. связь (иногда не 1) с каждой окружающей его частицей.Частицы, непосредственно связанные с комплексообр-лем – лиганды (адденды).Комплексооб-ль вместе с лигандами образует комплексную частицу, которую при написании заключают в квадр. скобки. Количество лигандов в ней определяется координационным числом – важнейшая характеристика компл. соед-я, пказывающая число атомов, связанных σ-связями, т.е. оно показывает число мест вокруг комплесооб-я, на которых могут размещаться лиганды.

Взаимодействие м\у комплексооб-ем и лигандами , природу связи м\у ними объясняют с помощью различных методов: метод ВС (1)ковалентная хим.связь образуется двумя электронами, обладающими противоположно-направленными спинами и принадлежащими двум атомам, между которыми осуществляется связь. Такая общая электронная пара может образоваться как в результате спаривания двух не спаренных электронов, принадлежащих разным атомам (обычный механизм образования связи ), так и за счёт пары эл. одного атома- донора и вакантной орбитали второго атома-акцептора (донорно-акцепторный механизм образования связи); 2)ковалентная связь тем прочнее чем в большей степени перекрываются взаимодействующие эл. облака, поэтому ковалентная связь образуется в том направлении, где облака перекрываются максимально.

МО: вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер (бывших атомов) и электронов (ранее принадлежавших атому); 2)все эл. являются общими для всех ядер, то есть хим.связи являются многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной степени. Таким образом с точки зрения метода МО двух центровая связь представляет собой частный случай многоцентровой хим.связи. 3) Состояние ē в молекуле описывается с решением соответствуешего уровнения Шреденгера для молекулярной системы.

С помощью электростатической теории, рассматривающей взаимд-е хим. частиц как взаимод-е жестких шаров, обладающих определенных электр-им зарядом. Объяснение компл-ых тех или иных координ. чисел основывается на сопоставлении кулоновских сил притяжения к комплекснообр-ю лигандов и их отталкивания друг от друга.

При увел. заряда комплексооб-я притяжение к нему лигандов усиливается и его координ. число повышается, также повышается прочность комплекса, т.е. к росту связи м\у ним и лигандами, а при увеличении зарядов лигандов растет их взаимное отталкивание и координац. число комплексооб-я принимает меньшие значения.

3.Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Сильный электролит – соед-ие, которое в расплавленном состоянии или в растворе полностью ионизировано. Слабый электролит – вещ-во, которое диссоциирует частично. Степень дисс-и (α) – доля молекул, распавшихся на ионы, (N диссоциированных/N общее *100%). α >30% сильные электролиты, α<3% слабые электролиты.

Электрол-ая диссоциация - самопроизвольный процесс распада элект-та в раст-е с образованием «+» и «-« заряженных ионов, или соответственно катионов и анионов. 1)Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита. 2)повышение температуры, как правило, увеличивает дисс-ию и при нагревании степень дисс-ии возрастает. 3)при умен-ии концен-ии электролита, т.е. при его разбавлении, степень дисс. увелич. Электролиты, степень дисс-ии которых даже в разбавленных растворах мала,- слабые (почти все орг. кислоты, некоторые мин. кислоты: H₂CO₃, H₂S, многие гидроксиды металлов). Константа диссоциации сл.электролитов- это отношение произведения концентраций продуктов реакции к концентрации реагентов.

Константа диссоциации сл.электролитов- это отношение произведения концентраций продуктов реакции к конц-ии реагентов. Константа дисс-ии – константа равновесия отвечающая дисс-ии слабого электролита. Зависит от природы электролита и растворителя, температуры но не зависит от концен-ии. Характеризует способность данного в-ва распадаться на ионы. Чем больше К тем лучше в-во диссоциирует. Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита с и его степень диссоциации α, то получим Kд=(с*α) *(с* α)/с(1- α)=(с* α ²)/(1- α). Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:.

Билет 6

1.Периодический закон Д.И. Менделеева как основа развития неорганической химии. Структура периодической системы: периоды, группы и подгруппы. Периодическая система элементов и ее связь со строение атома. Номенклатура основных классов неорганических соеднинений.

1869 – русский ученый Д.И.Менделеев открыл периодический закон и опубликовал свой первый вариант перио-кой системы хим-их элементов «Опыт системы элементов основанный на их атомном весе и хим. сходстве». Формулировка период-ого закона Д.И Менделеева: Свойства простых тел, а также формы и свой-а соед-ий элементов находятся в период-ой зависимости от величин атомных весов элементов. Современная формулировка период-ого закона: Свойства хим. элементов, а также формы и свой-а соеди-ий элементов находятся в период-ой зависимости от величины заряда ядер их атомов. Структура период-ой системы хим. элементов Д.И. Менделеева: Период – горизон-ый ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядкового № от 1 s-элемента (ns1) до 6 p-элемента(ns2np6). Каждый период начинается активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом. В пределах периода с возрастанием поряд. № изменяются свой-ва элементов: * Метал. сво-ва ослабевают; *Неметал. сво-ва усиливаются; * Возрастает валентность по кислороду (от 1 до 8); *Уменьшение валентности по водороду (от 4 до 1, начиная с 4 группы);* Сво-ва соед-ий изменяются от основных через амфотерные к кислотным.

В пределах мал. периодов изменение сов-в идет быстрее, чем в больших. У элем-ов больших периодов сначала происходит заполнение не внешнего, а предвнеш. электр-го слоя, поэтому большие периоды делятся на 2 ряда. Элементы четных рядов больших периодов являются металлами, т.к. содержит 1,2 ē на внешнем уровне.

С изменением числа ē на внеш. уровне у элементов одного и того же периода слева на право незначительно, уменьшается R. При увел. числа ē увалич. сила Кулоновского взаимодействия.

Группы – вертик-ые ряды. № группы определяет max валентность элемента, max положит-ую степень окисления, число валентных ē (исключения O и F). Группы делятся на подгруппы. Подгруппа – это вертик-ый ряд элементов, имеющих однотипное электр-ое строение и являющихся электр-ми аналогами. Главные подгрупы (А) содержат элементы s- и p-электронных семейств, которые расположены и в больших и в малых периодах. s-элементы только металлы p-элементы Ме и неМе. Побочные подгруппы (В) содержат элементы d-электронных семейств. В побочных подгруппах элементы только больших периодов, только Ме. Только элементы А подгр.( начин. с 4) образуются летучие соед-я . В пределах А подгруппы металл-ие свойства ↑, а неметалл. ослабевают, т.к ↑ R атома и лёгкость отдачи ē. Самый активный Ме – Fr(франций),самый активный неМе – F(фтор).

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых кислород в степени окисления «-2». Э₂^+хО_х^-2- общая формула оксида. Номенклатура: «Оксид» + название элемента, образующего оксид в родительном падеже + в скобках римскими цифрами валентность, если для элемента она может быть переменной.

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и гидроксогруппы OH-. Me⁺ⁿ(OH)_n^-1 – общая формула оснований. Название оснований составляют из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже.

Кислоты - это сложные вещества, в состав которых входят ионы водорода Н+, способные замещаться на металл, и кислотный остаток. Нⁿ⁺ Х^-n - общая формула кислот.

Номенклатура: Бескиcлородные кислоты – название неметалла + «О»+слово водородная. Кислородосодержащие - по степени окисления кислотообразующего элемента или по количеству атомов кислорода в кислоте.

Соли – это сложные вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка. Общая формула - M_m⁺ⁿX_n^+m. Средние (нормальные) – продукт полной нейтрализации кислоты основанием (продукт полного замещения ионов водорода Н+ ионами металла в кислоте. Примеры: NaCl, K2S, Ca(NO3)2, FeSO4, Fe2(SO4)3. Названия средних солей составляют из названия аниона кислотного остатка в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже.