- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. Изотопы
- •Простые и сложные вещества. Масса атомов молекул. Агрегатное состояние веществ. Структурные формулы веществ. Аллотропия.
- •Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота. Кислорода, фтора и неона
- •4. Моль.Химические реакции. Типы химических реакций. Валентность, степень окисления Молярная масса.
- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
Главное квантовое число n Определяет общую энергию электрона на данной орбитали и его удаленность от ядра (номер орбиты) Оно может принимать любые целые значения (n =ь 1,2,3,4,….) т.е. энергетическое состояние е в атоме – характеризует.
Побочное квантовое число ℓ.
В пределах одного энергетического уровня электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями.
Различие энергетического состояния электронов принадлежащих различным подуровням в пределах данного энергетического уровня, отражается побочным или орбитальным квантовым числом ℓ. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (ℓ= 0.1,2,3…. n-1).
Для удобства числовые значения обозначают буквенными символами:
ℓ = 0; 1; 2; 3; 4
ѕ p d f q
Т.о. ℓ характеризует: Различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака, а также орбитальный момент.
Орбитальный момент р- это момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа – орбитальное) Р= h√ℓ (ℓ+1)
Т.о. форма электронного облака зависит от значения ℓ. Так, если ℓ=0 (ѕ -орбиталь) то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую) и не обладает направленностью в пространстве.
Форма электронного облака ѕ- орбитали.
При ℓ=1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму, гантели р-орбитали могут быть направлены по одной из 3х координатных осей х,у ,z их так и обозначают Рх,Ру,Рz
mℓ =+1 mℓ = 0 mℓ =-1
Формы электронных облаков d-,f- и т.д. орбиталей намного сложнее.
Любой энергетический уровень состоит из энергетических подуровней – образованы орбиталями одинаковыми по форме и энергии. Ѕ – подуровень – одна ѕ орбиталь
Р, подуровень – три р орбитали
d, подуровень – пять d орбитали
f , подуровень - семь f орбиталей.
Магнитное квантовое число mℓ.
Движение е в пределах орбитали вызывает возникновение магнитного поля.
Состояние е обусловленное орбитальным магнитным моментом электрона, характеризуется третьим квантовым числом – магнитным. mℓ.
mℓ.- характеризует величину проекции вектора орбитального момента количества движения на выделенное направление (направление магнитного поля).
Магнитное квантовое число может принимать значения любых целых чисел как положительных, так и отрицательных от -ℓ до +ℓ включая 0 т.е. всего (2ℓ+1) значений, например
При ℓ =0 mℓ=0 одно значение
ℓ =1 mℓ= -1,0,+1 три значения
ℓ =3 mℓ= -3,-2,-1,0, +1,+2,+3 семь значений
Например Р –орбиталь в магнитном поле может ориентироваться в пространстве в 3х различных положениях т.к. при ℓ =1, mℓ имеет три значения -1,0 +1 поэтому электронные облака вытянуты по осям х,у,z mℓ=-1
Спиновое квантовое число mѕ
Спин – это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов.
Строго говоря, спин – это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением е в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно ѕ=1/2
Проекция спина на ось z ( магнитное спиновое число mѕ ) может иметь лишь два значения: mѕ=+1/2 mѕ = -1/2 ( ориентация зависит от направления вращения) если
ѕ = +1/2 ↑ ѕ = -1/2 ↓, если одинаковые спины ↑↑ или ↓↓.
1. В 1925 году швейцарский ученый физик В. Паули установил правило, названное впоследствии принципом Паули ( или запретом Паули) ; В атоме не может быть 2х электронов, обладающих одинаковыми свойствами, или в атоме не может быть 2 электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Зная принцип Паули, посмотрим, сколько же электронов в атоме на определенной орбите с главным квантовым числом n.
Если n =1 то электронов со значениями mѕ – два +1/2
и -1/2 при заданных n и ℓ может быть максимальное число электронов 2 (2ℓ+1).
Следовательно, максимальное число электронов на данном энергетическом уровне выражается следующей суммой. N = 2n2
Отсюда ѕ – подуровень максимально вмещает два е; при
n =1 ℓ=0 есть только один подуровень и одна ѕ- орбиталь
на котором максимально могут находиться два электрона поэтому то первый период и состоит из 2х элементов Н и Не.
При n = 2 максимальное число электронов - 8 второй энергетический уровень включает 2 – подуровня ѕ и р.
Поэтому во втором периоде – 8 элементов. В третьем тоже 8 хотя может 18 но объясняется тем, что идет заполнение внешнего р подуровня.
Правило Гунда.
При данном значении ℓ ( т.е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Так, например: три р е азота необходимо распределить на 3х разных р-орбиталях при этом суммарный спин чтобы был максимальным.
↑ ↑ ↑ mѕ = +1/2 +1/2 + ½ = 3/2
эти же е могут быть расположены таким образом; при этом
↑↓ ↑ … mѕ = +1/2 -1/2 + ½ = ½
1ѕ 2ѕ 2р
Принцип наименьшей энергии ( наибольший вклад в развитие этого принципа внес отечественный ученый В.М.Клечковский
1)В атоме каждый е располагается так, чтобы его энергия была минимальной ( что отвечает наибольшей связи его с ядром)
В 1961 г. Клечковский сформулировал общее положение, гласящее, что е занимает в основном состоянии уровень с наименьшим значением суммы n + ℓ
А в том случае, когда для 2х подуровней суммы значений n + ℓ равны, сначала идет заполнение с меньшим значением n.
Например, 3d 4p 5ѕ сумма = 5 в этом случае заполнение идет 3d →4p→5ѕ