- •1. Атомно-молекулярное учение и его эмпирические законы.
- •2.Газовые законы.
- •3. Атомные и молекулярные массы. Моль
- •4.Электронное строение атома.Функция радиального и углового распределения электронной плотности. Особый характер распределения электронной плотности для s-, p-, d- или f - электронных орбиталей.
- •5.Современные представления о состоянии электрона в атоме. Квантовые числа электронов в атоме.
- •6.Атомные орбитали. Порядок заполнения атомных орбиталей электронами в многоэлектронном атоме. Принцип Паули. Правила Клечковского.
- •7. Понятия потенциала ионизации и энергии сродства к электрону. Характер изменения первого потенциала ионизации в периодах и группах Периодической системы элементов. Правило Хунда.
- •9. Электронное строение молекул. Причина возникновения химических связей в молекулах.
- •10.Способы образования химической связи: ковалентные, донорно-акцепторные и дативные взаимодействия. Типы химической связи: сигма- пи- и дельта связи.
- •12. Понятие валентности. Метод валентных связей. Идея Полинга о гибридизации. Строение молекул метана, аммиака и воды
- •14. Энергетические характеристики химических реакций. Понятие внутренней энергии и энтальпии системы.
- •15. Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его следствие.
- •16. Направленность химического процесса. Понятие энтропии системы, Энтропия газообразных, жидких и твердых веществ
12. Понятие валентности. Метод валентных связей. Идея Полинга о гибридизации. Строение молекул метана, аммиака и воды
Валентность (валентное число) ‒ показывает число присоединенных или отданных электронов (число обобществленных пар электронов или число неспаренных электронов, имеющихся в его атоме), или иначе - число химических связей, образуемых атомом. Она характеризует способность атомов элементов образовывать химические связи с определенным числом атомов другого элемента. Если атом образует одну связь, он называется одновалентным, если две связи - двухвалентным, и так далее. Валентность атома определяется как сумма электровалентности и ковалентности.
метод валентных связей, метод валентных схем, метод локализованных электронных пар) — приближённый квантовохимический расчётный метод, основанный на представлении о том, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар.
Теория валентных связей заложена в 1927 году В.Гайтлером и Ф.Лондоном на примере квантовохимического расчёта молекулы водорода. В основе теории валентных связей лежит гипотеза о том, что при образовании молекулы из атомов, последние в значительной мере сохраняют свою электронную конфигурацию, а связывание атомов достигается в результате обмена электронов между ними и спаривания спинов двух электронов, находящихся на атомных орбиталях исходных атомов.
Главное научное достижение Полинга — теория химической связи, разработанная им в конце 1920-х — начале 1930-х годов
Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.
Мета́н (лат. Methanum) — простейший углеводород, бесцветный газ (в нормальных условиях) без запаха[2], химическая формула — CH4. Малорастворим в воде.
Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом, снегом или инеем, а в газообразном — водяным паром. Около 71 % поверхности Земли покрыто водой (океаны, моря, озёра, реки, льды).
Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества). Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика
13. Метод молекулярных орбиталей (МО) - основной метод современной теории строения молекул. Понятие молекулярной орбитали; пространственные и энергетические характеристики молекулярных орбиталей; принципы заселенности молекулярных орбиталей электронами. Электронная структура молекул водорода, кислорода, азота, фтора, молекулярных ионов водорода в методе МО.
14. Энергетические характеристики химических реакций. Понятие внутренней энергии и энтальпии системы.
Виды реакций:Все химические реакции подразделяют на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, обычно подразделяют на четыре типа: реакции соединения, реакции разложения, реакции замещения и реакции обмена.
Химическая термодинамика - это раздел физической химии, которая изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, кристаллизации. Химическая термодинамика исследует возможности и границы самопроизвольного протекания физических процессов. Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система, под которой понимают условно выделенную из пространства совокупность тел, между которыми возможен масса- и теплообмен.
Системы, которые могут обмениваться с окружающей средой и энергией и веществом называются открытыми. Системы, которые обмениваются только энергией, называются закрытыми.
Если между средой и системой отсутствует и тепло- и массообмен - это изолированная система.
Различают также гомогенные системы, состоящие из одной фазы и гетерогенные, состоящие из нескольких фаз. Реакции, которые протекают на границе раздела фаз - гетерогенные.
Энтальпи́я, также тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал, характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.
Проще говоря, энтальпия - это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении.
Эне́ргия — скалярная физическая величина, являющаяся единой мерой различных форм движения материи и мерой перехода движения материи из одних форм в другие.
Вну́тренняя эне́ргия тела (обозначается как E или U) — это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутреннюю энергию тела нельзя измерить напрямую. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы. Это означает, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, её внутренняя энергия принимает присущее этому состоянию значение, независимо от предыстории системы. Следовательно, изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое будет всегда равно разности между ее значениями в конечном и начальном состояниях, независимо от пути, по которому совершался переход.