sp1-гибридизация. (36) Происходит при смешивании одной s

sp1-гибридизация. (36)
Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две
равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и
направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные
p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в
образовании пи-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов
sp2-гибридизация. (37)
Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные
орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам
треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь
перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании пи-связей
sp3-гибридизация. (38)
Одна s- и три р-орбитали смешиваются, и образуются четыре равноценные по форме и
энергии sp3-гибридные орбитали.Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к
вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что
соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.
Атом по Резерфорду. (2)
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную
часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса
электрона равна 1/1823 а.е.м.).
3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.
Ацетилен как пример sp 1-гибридизции(41)
В молекуле ацетилена каждый атом углерода находится в sp-гибридном состоянии,
образуя две гибридные связи, направленные под углом 180° друг к другу. Как в случае
связей С-С, так и в случае связей С-Н возникает общее двухэлектронное облако,
образующее σ-связи. σ-связью называют связь, возникающую при обобществлении
электронных облаков двух атомов, если облака перекрываются по линии, соединяющей
атомы.
Но в молекуле ацетилена в каждом из атомов углерода содержится еще по два рэлектрона, которые не принимают участия в образовании σ-связей. Молекула ацетилена
имеет плоский линейный «скелет», поэтому оба р-электронных облака в каждом из
атомов углерода выступают из плоскости молекулы в перпендикулярном к ней
направлении. При этом происходит также некоторое взаимодействие электронных
облаков, но менее сильное, чем при образовании σ-связей. В итоге, в молекуле
ацетилена образуются еще две ковалентные углерод-углеродные связи, называемые pсвязями. В общем случае p-связью можно назвать ковалентную связь, образованную
при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей атомы.
Бензол как изомер sp2-гибридизации. Делоколизация π-связи(42)
В бензоле все атомы углерода находятся во втором валентном состоянии (sр2гибридизация). В результате на плоскости образуются три сигма-связи с атомами
углерода и водорода. ( Шесть р-электронов, которые не участвовали в гибридизации,
образуют общее 6р-электронное облако, которое стягивает бензольное кольцо, делая его
более прочным, так как в результате перекрывания возникает единая делокализованная
шестиэлектронная -система (4n + 2 = 6, где n = 1).
Делокализованная связь - связь, электронная пара которой рассредоточена между
несколькими (более 2) ядрами атомов (подобие металлической связи). Такая
делокализация (рассредоточение) электронов характерна для сопряженных π-связей,
т.е. кратных связей, чередующихся с одинарными. Рассредоточение электронов энергетически выгодный процесс, т.к. приводит к снижению энергии молекулы.
Необходимым условием делокализации π-электронов является π-перекрывание р-АО
соседних sp2- или sp-атомов, лежащих в одной плоскости. Делокализация π-электронов
приводит к тому, что в сопряженной системе связи становятся нецелочисленными
(дробными), т.е. ни двойными или тройными, ни одинарными. Иначе говоря, связи
имеют нецелочисленный порядок.
Валентный угол в H2O, H2S, H2Se. (33)
Валентный угол — угол, образованный направлениями химических связей, исходящими
из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии
молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей
присоединенных атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального
атома.Для H2O=1050, Н2S – 920 35’.
Взаимодействие электронных орбиталей. Магнитное квантовое число(6)
Атомная(электронная) орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически
симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n,
орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.
Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве
относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются
от +l до -l, включая 0. Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1,
поэтому существуют 3 типа р-АО: рx,рy,рz.
Водородная связь. (45)
Водородная связь — разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное
взаимодействие между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы
A-H молекулы RA-H и электроотрицательным атомом B другой молекулы (или
функциональной группы той же молекулы) BR'.
Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи
(не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать
ассоциацию молекул, то есть их объединение в димеры или полимеры.
(4)Главное квантовое число, энергия атома.
Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер
энергетического уровня. Характеризует энергию электронов, занимающих данный
энергетический уровень. Является первым в ряду квантовых чисел, который включает в
себя главное, орбитальное и магнитное квантовые числа, а также спин. Эти четыре
квантовые числа определяют уникальное состояние электрона в атоме (его волновую
функцию). Главное квантовое число характеризует энергию электрона. Оно
обозначается как n. При увеличении главного квантового числа возрастают радиус
орбиты и энергия электрона.Главное квантовое число равно номеру периода элемента.
Атом — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся
носителем его свойств.
Когда электрон находится в связанном состоянии в атоме, он обладает потенциальной
энергией, которая обратно пропорциональна его расстоянию от ядра. Эта энергия
обычно измеряется в электронвольтах (эВ) и равна энергии, которую надо передать
электрону, чтобы сделать его свободным (оторвать от атома). Согласно
квантовомеханической модели атома связанный электрон может занимать только
дискретный набор разрешённых энергетических уровней — состояний с определённой
энергией. Наинизшее из разрешённых энергетических состояний называется основным,
а все остальные — возбуждёнными.
Главные и побочные подгруппы в системе Менделеева. Сходство и отличие
элементов. (22)
Подгруппы, в которых расположены s- и p-элементы, называют ГЛАВНЫМИ, а
подгруппы с d-элементами - ПОБОЧНЫМИ ПОДГРУППАМИ.Элементы побочных
подгрупп (d-элементы) называют ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными
металлами (все d-элементы - металлы).Поскольку в периодах (горизонтальных строчках
Периодической таблицы) имеется всего по 2 s-элемента и по 6 p-элементов (в сумме 8
штук), а d-элементов по определению должно быть больше (10 штук в каждом периоде),
возникла масса неудобств в оформлении таблицы. Например, в VIII группе вместе с
инертными газами (главная подгруппа) пришлось расположить не по одному, а по 3
элемента побочной подгруппы в каждой строчке!
Двойственность материальных тел. Гипотеза де Бройля. Микро- и
макрообъекты. (23)
Луи де Бройль высказал гипотезу о том, что установленный ранее для фотонов
корпускулярно-волновой дуализм присущ всем частицам — электронам, протонам,
атомам и так далее, причём количественные соотношения между волновыми и
корпускулярными свойствами частиц те же, что и для фотонов. Таким образом, если
частица имеет энергию E и импульс, абсолютное значение которого равно p, то с ней
связана волна, частота которой ню = E/h и длина волны лямбда = h / p. Эти волны и
получили название волн де Бройля.
Донорно-акцепторная связь. (43)
Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) — химическая связь между
двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары
электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора).
Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании за счет
свободной пары электронов, принадлежавшей (до образования связи) только одному
атому (донору) и обобществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь
отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов.
Например, реакция аммиака с кислотой состоит в присоединении протона, отдаваемого
кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота): В ионе NH4+ все четыре
связи азота с водородом равноценны, хотя отличаются происхождением. Донорами
могут быть атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др. Роль акцепторов может
выполнять протон.
Заполнение 1-го, 2-го, 3-го, 4-го уровня.
При заполнении электронной оболочки атома выполняется
принцип наименьшей энергии, т.е. Электрон располагается так, чтобы его энергия была
минимальной. Состояние атома, в котором все электроны имеют минимальную
энергию, называются основным, или невозбужденным, состоянием. Согласно принципу
наименьшей энергии, сначала заполняется энергетический уровень с n=1, затем, после
заполнения первого уровня, с n=2 и т.д. Всего на первом уровне (n=1) может находиться
только два электрона, на втором (n=2) восемь, на третьем (га = 3) восемнадцать, т.е. на
уровне с номером n может находиться не более 2n2 электронов. Это следует из другого
правила, которое выполняется при построении электронной оболочки атома и
называется принципом Паули. В атоме не может быть электронов, у которых бы
совпадал весь набор из четырех квантовых чисел.
Поэтому на первом уровне (n=1,l=n-1=0, орбиталь s-типа) электроны могут различаться
только значением спинового числа ns, а поскольку для него возможны только два
значения (-1/2 и +1/2), то первый энергетический уровень может быть занят не более
чем двумя электронами. Заполнение этого уровня происходит в невозбужденных атомах
водорода и гелия. Когда мы переходим на второй электронный уровень (главное
квантовое число 2), или, что то же самое, к элементам второго периода, появляется
возможность размещения электронов не только на s , но и на р -орбиталях (квантовое
число 1 может принимать значение 0 и 1).
Заселении ячеек подуровня. Правило Гунда, запрет Паули. (7,25)
Правило Гунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и
формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа
электронов данного подслоя должно быть максимальным. Это означает, что в каждой
из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания
незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон.
Запрет Паули-в атоме не может находиться 2-к электронов со всеми 4-мя одинаковыми
квантовыми числами.
Ионная связь по методу ВС. (29)
Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой
разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая
электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.
Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить
соединение CsF.
Важнейшие отличия ионной связи от других типов химической связи заключаются в
ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за
счёт ионной связи, тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих
ионов. Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в
полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности
частей молекулы. При растворении подобных соединений, как правило, выделяется
энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше
энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты
(нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются).
Ковалентная связь.(30,48)
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь,
образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных
облаков.Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость,
полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства
соединений.Направленность связи обусловливает молекулярное строение веществ и
геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных
связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних
атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной
плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку
ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием
внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы.
Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Полярность и
поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по
отношению к полярным реагентам.
Кристаллическое твердое тело. Закон гранных углов.(49)
Часто форма образующихся кристаллов не идеальна. Внешне, они кажутся мало или
совсем несимметричными, и на первый взгляд в их огранке не принимают участия
описанные выше простые кристаллографические формы. Однако рост кристаллов из
растворов практически всегда происходит за счет параллельного наложения новых
плоских сеток их кристаллической структуры, поэтому углы между одинаковыми
гранями всегда остаются неизменными. Этот закон называется законом постоянства
гранных углов. Впервые он был установлен Н. Стено в 1669 г. по кристаллам кварца и
гематита.
Максимальное число электронов в ячейке, подуровня, уровня
Энергия электронов в атоме и энергетический уровень определяется главным
квантовым числом n и принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем
больше значение n, тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число
электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне,
определяется по формуле:N = 2n2 Где N – максимальное число электронов на уровне;n
– номер энергетического уровня. Установлено, что на первой оболочке располагается не
более двух электронов, на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на
четвертой – не более 32. Известно, что на внешнем энергетическом уровне может
находиться не более восьми электронов, его называют завершенным. Электронные
слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными.
Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома
равно номеру группы для химических элементов главных подгрупп. Орбитали, или
подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их количество
соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый энергетический
уровень имеет один подуровень (s), второй – два (s,p), третий – три (s,p,d) и т.д.
Метод МО. Условия ее применения. (47)
Основные положения:
1.молекулы рассматриваются как единая система, в которой каждый электрон движется
в поле всех ее ядер.
2.При образовании связи из атомной орбитали получается молекулярная
орбиталь.Молекулярная орбиталь рассматривается как линейная комбинация атомных
орбиталей.
3.Заполнение МО происходит по пр.Гунда,пр.Паули.
МО требует:
1.четность числа электронов образующих эту связь.
2.чтобы электроны, участвующие в образовании связи, были энергетически
равноценными или их энергии отличались незначительно.
3.Число состояний имеющих место быть на исходных орбиталях должно ровняться
числу состояний на молекулярных орбиталях.
Недостатки: в некоторых случаях не удается объяснить механизм образования
хим.связи и свойства вещ-ва образованного по этому механизму.
Молекула H2 по Гейтлеру и Лондону(28)
Немецкие физики В. Гейтлер и Ф. Лондон отнесли один электрон, с положительным
спином, к 1s-орбитали одного атома водорода, а второй, с отрицательным спином, к 1sорбитали др. атома водорода. Волновая функция для данной молекулы была суммой
этой функции и функции, в которой два электрона менялись местами — электрон с
положительным спином относился ко второму атому, а с отрицательным — к первому
атому. Расчёты Гейтлера и Лондона, привели к выводу об устойчивости молекулы
водорода с энергией связи, превышающей приблизительно в 1,7 раза энергию связи в
молекулярном ионе водорода.
Недостаточность постулатов Бора. Побочное квантовое число. (5)
Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму
атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1,
2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0
называются s-орбиталями,l = 1 – р-орбиталями (3 типа,отличающихся магнитным
квантовым числом m), l = 2 – d-орбиталями (5 типов), l = 3 – f-орбиталями (7 типов).
Периодичность изменения первого потенциала ионизации и его связь с
восстановительными свойствами атома(17)
Потенциал ионизации-энергия необходимая для отрыва электрона от атома. По
периоду-возрастает, по группе-уменьшается.
Периодичность изменения радиуса атома. (16)
Ра́диусом а́тома -расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных
орбит электронов в электронной оболочке этого атома. В настоящее время принято
задавать этот размер в пикометрах (1 pm = 10−12m). Ранее для этой же цели
использовались Ангстремы (1 Å = 10−10m).
По периоду атомный радиус уменьшается в 3-3,5 раз(потому что увеличивается число
электронов на внешнем уровне). По группе атомный радиус увеличивается в 3-3,5
раз(потому что увеличивается электроотрицательность).
Периодичность изменения сродства к электрону. Его связь с
окислительными свойствами атома. (18)
Сродством к электрону называют энергию выделяющуюся в процессе присоединения
электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в
отрицательный ион Э- (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно
по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного
аниона).Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в
электронвольтах на атом (эВ/атом).
Наибольшим сродством к электрону характеризуются р - элементы VII группы.
Наименьшие (и даже отрицательные) величины сродства к электрону имеют атомы с
конфигурацией внешних электронов ns2 и благородные газы. Если атомы двух
элементов сильно различаются значениями энергии ионизации и энергии сродства к
электрону, то такие элементы будут активно реагировать друг с другом с образованием
прочной связи.
Порядок заселения электронных состояний атома. Правило Клечковского.
(10)
1.Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке возрастания(n+l):
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d
2.При равной сумме n+l первым заполняются энергетические подуровни с меньшим
значением n.
Постулаты Бора, их необходимость
1. Электроны вращаются по опред-м стационарным орбитам
2.Вращаясь по орбитам электроны не излучают и не поглощают энергию
3.Излучение энергии происходит только при переходе электрона на ближнюю к ядру
орбиту, а при переходе на дальнюю энергия поглощается.
Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы возможных орбит для
этого электрона и нашел, что они относятся, как квадраты натуральных чисел: 1 : 2 :
3 : ... n Величина n получила название главного квантового числа. Радиус ближайшей
к ядру орбиты в атоме водорода равняется 0,53 ангстрема. Вычисленные отсюда
частоты излучений, сопровождающих переходы электрона с одной орбиты на
другую, оказались в точности совпадающими с частотами, найденными на опыте для
линий водородного спектра .Тем самым была доказана правильность расчета
устойчивых орбит, а вместе с тем и приложимость постулатов Бора для таких
расчетов. В дальнейшем теория Бора была распространена и на атомную структуру
других элементов. Теория Бора позволила разрешить очень важный вопрос о
расположении электронов в атомах различных элементов и установить зависимость
свойств элементов от строения электронных оболочек их атомов.
Принципы заселения уровней. (9)
По принципу наименьшей энергии первыми заполняются атомные орбитали с
наименьшей энергией(те что наиболее близко расположены к ядру).
Причины образования молекулы. Льюис об образовании молекул (26-27)
Правило октета (октетная теория) — предложено Г.Н. Льюисом для объяснения причин
образования ковалентных химических связей. Согласно этому правилу при образовании
молекул атомы удовлетворяют свою потребность в достижении 8 электронной
валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов за счет
попарного обобществления своих валентных электронов.
Правила октетов:
1.Сумма валентных электронов атомов, образующих молекулу, нечетна. Пример молекула оксида азота NO.
2. Молекула образуется за счет трехцентровых связей, например KI3. В этой молекуле
анион иода связан с молекулой иода трехцентровой четырехэлектронной связью.
Аналогичные трехцентровые, но двухэлектронные связи присутствуют в молекуле
B2H6.
3.В образовании химических связей принимают участие d-орбитали. В этом случае
правило октетов (в пределе, т.е. в случае участия всех пяти d-орбиталей) преобразуется в
правило 18-электронов.
Сложность строения атома. (1)
Первые указания о сложном строении атома были получены при изучении процессов
прохождения электрического тока через жидкости. Опыты выдающегося английского
ученого М.Фарадея в тридцатых годах XIX в. навели на мысль о том, что электричество
существует в виде отдельных единичных зарядов.
Величины этих единичных зарядов электричества были определены в более поздних
экспериментах по пропусканию электрического тока через газы (опыты с так
называемыми катодными лучами). Было установлено, что катодные лучи — это поток
отрицательно заряженных частиц, которые получили названия электронов.
Прямым доказательством сложности строения атома было открытие
самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью.
(А.Беккерель, 1896 г.). Последовавшее за этим установление природы α-, β-, и γ-лучей,
образующихся при радиоактивном распаде (Э.Резерфорд, 1899—1903 гг.), открытие ядер
атомов (Э.Резерфорд, 1909—1911 гг.), определение заряда электрона (Р.Милликен, 1909
г.) позволили Э.Резерфорду в 1911 г. предложить одну из первых моделей строения
атома.
Углерод и его гибридные трансформации. (39)
Углерод (химический символ — C) — химический элемент 4-ой группы главной
подгруппы 2-го периода периодической системы Менделеева, порядковый номер 6,
атомная масса природной смеси изотопов 12,0107 г/моль.
Графит — минерал из класса самородных элементов, одна из аллотропных
модификаций углерода. Структура слоистая.
Алмаз — минерал, кубическая аллотропная форма углерода. При нормальных условиях
метастабилен и может существовать неограниченно долго, превращаясь в стабильный в
этих условиях графит только при нагревании.
Карбин — аллотропная форма углерода на основе sp-гибридизации углеродных атомов.
Состоит из углеродных фрагментов с тройной -С=С-С=С-, или двойной кумулированной
=С=С=С=С= связью. Может быть линейным или образовывать циклические структуры.
Графен — двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов
углерода толщиной в один атом, соединенных посредством sp2 связей в гексагональную
двумерную кристаллическую решётку.
Фактическая валентность азота. (44)
валентность азота III.
Валентность элемента - это количество электронов соответствующего атома, идущее на
образование КОВАЛЕНТНЫХ связей (связывающих электронных пар и пи-связей) в
молекуле.
Например, в нитрат-ионе NO3(-) валентность азота равна пяти (три электрона идут на
образование трёх электронных пар (сигма- связей) и два - на образование
делокализованной пи-связи.
С другой стороны, в молекуле аммиака NH3 азот - трёхвалентный, так как только три
электрона участвуют в образовании трёх элетронных пар (сигма-связей), а оставшиеся
два - идут на образование несвязыващей (неподелённой) электронной пары. Как видно,
степень окисления - более универсальное и удобное понятие, чем валентность.
Шкала электроотрицательностей, периодичность этой характеристики, ее
влияние на окислительно-восстановительную роль атома.(20)
Fr-0,86;Cs-0,86;Rb-0,89;K-0,91;Na-0,93;Ra-0,97;Ba-0,97;Li-0,97;Sr-0,99;Ac-1,00;Ca1,04;La-1,08;Y-1,11;Sc-1,20;Np-1,22;Pu-1,22;U-1,22;Zr-1,22;Hf-1,23;Nb-1,23;Mg-1,23;Mo1,30;Ti-1,32;Ta-1,33;Pb-1,35;Tc-1,36;W-1,40;Au-1,42;Ag-1,42;Ru-1,42;Hg-1,44;Pt-1,44;Tl1,44;Rh-1,45;V-1,45;Cd-1,46;Re-1,46;Al-1,47;Be-1,47;In-1,49;C-1,52;Ir-1,55;Pb-1,55;Cr1,56;Mn-1,60;Fe-1,64;Zn-1,66;Bi-1,67;Co-1,70;Sn-1,72;Ni-1,75;Cu-1,75;Po-1,76;Ga-1,82;Sb1,82;At-1,90;B-2,01;Te-2,02;Ge-2,02;Rn-2,06;H-2,10;As-2,11;I-2,21;Si-2,25;P-2,32;Xe2,4;0Se-2,48;C-2,50;S-2,60;Br-2,74;Cl-2,83;Kr-2,94;N-3,07;Ar-3,20;O-3,50;F-4,10;Ne4,84;He-5,50;
Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность.
Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности от валентного
состояния атома, формальной степени окисления, координационного числа, природы
лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых
других. В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности, а в
подгруппах — её падение. Наименьшая электроотрицательность у s-элементов I группы,
наибольшая — у p-элементов VII группы.
Электроотрицательность атома и его окислительно-восстановительная
способность. (19)
Электроотрицательность—количественная характеристика способности атома в
молекуле притягивать к себе общие электронные пары.
Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским
физиком Р. Малликеном. Исходя из очевидного положения о том, что способность
атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации
атома и его сродства к электрону, Р. Малликен ввёл представление об
электроотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных
электронов при ионизации валентных состояний (например, от А− до А+) и на этой
основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома: 𝑥 =
1 𝐴
(𝐽 + 𝜖𝐴 )
2 1
где J1A и εA — соответственно энергия ионизации атома и его сродство к электрону.
Степень окисления — вспомогательная условная величина для записи процессов
окисления, восстановления и ОВ реакций, численная величина электрического заряда,
приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары,
осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных
атомов.
Степень окисления элемента, будучи формальной характеристикой, не дает
представления ни об эффективных зарядах атомов этого элемента в соединении, ни о
валентности атомов, хотя степень окисления часто называют формальной
валентностью. Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных
степеней окисления.
Окислительно-восстановительные реакции- хим.реакции, сопровождающиеся
изменением степени окисления реагирующих вещ-в.
Окислителями называется нейтральный атом, молекула или ион, принимающие
электроны, восстановителями — нейтральный атом, молекула или ион, отдающие
электроны. Окисление и восстановление — взаимосвязанные процессы, к-е всегда
протекают одновременно. Когда одно вещество окисляется, то другое
восстанавливается, и наоборот.
Этилен С2Н4 как пример sp2-гибридизации(40)
Этилен — органическое химическое соединение, описываемое формулой С2H4.
Является простейшим алкеном. Содержит двойную связь и поэтому относится к
ненасыщенным или непредельным углеводородам.
Если есть два близких по энергии подуровня, то совместно существующие
(гибридизованные ) молекулы имеют выгоду по энергии. При распаривании с
подуровня электрон уходит на р-подуровень и получается ТРИ гибридизованных
орбитали ср2. Они в плоскости, 360 градусов разделим на 3 и получим 120 0. Это угол
между ними. Двойные связи в этилене более реакционно способны чем в этане за счет
п-связей, которые легче разорвать.
Идет ПРИСОЕДИНЕНИЕ ПО МЕСТУ РАЗРЫВА ДВОЙНОЙ СВЯЗИ.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №1
1.
2.
3.
Сложность построения атома.
Причины образования молекулы.
Z= 15.
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №2
1.
Атом по Резерфольду.
2.
Льюис об образовании молекул H2, O2, N2
3.
Z=12
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №3
1.
2.
3.
Постулаты Бора, их необходимость
Молекула Н2 по Гейтлеру и Лондону.
Z=8
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №4
1.
Главное квантовое число, энергия атома.
2.
3.
Ионная связь по методу ВС
Z=23
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №5
1.
2.
3.
Недостаточность постулатов Бора. Побочное квантовое число.
Ковалентная связь по ВС. Свойства этой связи.
Z=28
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №6
1.
2.
3.
Взаимодействие электронных орбиталей. Магнитное квантовое число.
Насыщенность ковалентной связи.
Z=11
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №7
1.
2.
3.
Заселение ячеек подуровня. Правило Гунда, запрет Паули.
Направленность ковалентной связи.
Z=32
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №8
1.
2.
3.
Максимальное число электронов в ячейке, подуровне, уровне.
Валентный угол в H2O, H2S, H2Se
Z=17
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №9
1.
2.
3.
Многоэлектронные системы. Принципы заселения уровня.
Опытные данные о форме молекул BeCl2, BCl3, CH4
Z=24
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №10
1.
2.
3.
Порядок заселения электронных состояний атома. Правило Клечковского.
Выравнивание состояний s2
sp1
Z=12
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №11
1.
2.
3.
Заполнение 1-го уровня
Образование sp1- гибридных орбиталей как суперпозиции S - и P x- волновых функций
Z=39
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №12
1.
2.
3.
Заполнение 2-го уровня.
sp2- гибридизация. Форма, пространственное строение орбиталей.
Z=35
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №13
1.
2.
3.
Заселение 3-го уровня.
sp3- гибридизация, форма, пространственное строение, примеры.
Z=20
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №14
1.
2.
3.
Заселение 4-го уровня.
Углерод и его способность к гибридным трансформациям.
Z=6
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №15
1.
2.
3.
Проявление периодичности при заселении уровней.
Этилен С2Н4 как пример sp2- гибридизации. π и σ- связь
Z=19
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №16
1.
2.
3.
Периодичность изменения радиусом атома.
Ацетилен С2Н2 как пример sp1- гибридизации.
Z=26
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №17
1.
2.
3.
Периодичность изменения I потенциала ионизации и его связь с восстановительными свойствами атома.
Бензол как пример sp2- гибридизации. Делокализация π-связи
Z=8
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №18
1.
2.
3.
Периодичность изменения сродства к электрону. Его связь с окислительными свойствами атома.
Донорно-акцепторная связь
Z=10
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №19
1.
2.
3.
Электроотрицательность атома и его окислительно-восстановительная способность
Фактическая валентность азота
Z=15
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №20
1.
2.
3.
Шкала электроотрицательностей, периодичность этой характеристики, ее влияние на окислительно-восстановительную роль атома.
Водородная связь. Причины ее образования, энергия связи, роль связи для состояния вещества.
Z=18
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №21
1.
2.
3.
Изменение свойств атома в группе.
СО как пример эффективности ВС.
Z=27
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №22
1.
Главные и побочные подгруппы в системе Д.И. Менделеева. Сходство и отличие элементов.
2.
3.
Метод МО. Условия его применения.
Z=35
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №23
1.
2.
3.
Двойственность материальных тел. Гипотеза де Бройля. Микро- и макрообъекты.
Ковалентная связь, дипольный момент связи, молекулы. σ- связь.
Z=19
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №24
1.
2.
3.
Электронная орбиталь и ее пространственное представление на примере 1s-, 2s-,3s- орбитали.
Кристаллическое твердое тело. Закон гранных углов.
Z=16
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
Павлодарский Государственный Университет им. Торайгырова
Кафедра химии и химических технологий
Дисциплина «Строение вещества»
Экзаменационный билет №25
1.
2.
3.
Правило Гунда и его реализация.
Водородная связь и ее распространенность
Z=7
Билеты утверждены на заседании кафедры
«29» марта 2010 г., протокол №10
Заведующий кафедрой ХиХТ
Жапаргазинова К.Х.
2)Атом по Резерфорду.
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).
3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.
4)Главное квантовое число, энергия атома.
Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Является
первым в ряду квантовых чисел, который включает в себя главное, орбитальное и магнитное квантовые числа, а также спин. Эти четыре квантовые числа определяют уникальное состояние
электрона в атоме (его волновую функцию). Главное квантовое число характеризует энергию электрона. Оно обозначается как n. При увеличении главного квантового числа возрастают радиус
орбиты и энергия электрона.Главное квантовое число равно номеру периода элемента.
Атом — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.
Когда электрон находится в связанном состоянии в атоме, он обладает потенциальной энергией, которая обратно пропорциональна его расстоянию от ядра. Эта энергия обычно измеряется в
электронвольтах (эВ) и равна энергии, которую надо передать электрону, чтобы сделать его свободным (оторвать от атома). Согласно квантовомеханической модели атома связанный электрон
может занимать только дискретный набор разрешённых энергетических уровней — состояний с определённой энергией. Наинизшее из разрешённых энергетических состояний называется
основным, а все остальные — возбуждёнными.
5)Недостаточность постулатов Бора. Побочное квантовое число.
Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому
значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,l = 1 – р-орбиталями (3 типа,отличающихся магнитным квантовым числом m), l = 2 – d-орбиталями (5
типов), l = 3 – f-орбиталями (7 типов).
6)Взаимодействие электронных орбиталей. Магнитное квантовое число
Атомная(электронная) орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m
квантовыми числами.
Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, включая 0.
Например, при l = 1 число m принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа р-АО: рx,рy,рz.
7)Заселении ячеек подуровня. Правило Гунда, запрет Паули.
Правило Гунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного
подслоя должно быть максимальным.Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь
добавляется второй электрон.
Запрет Паули-в атоме не может находиться 2-к электронов со всеми 4-мя одинаковыми квантовыми числами.
9)Принципы заселения уровней.
По принципу наименьшей энергии первыми заполняются атомные орбитали с наименьшей энергией(те что наиболее близко расположены к ядру).
10)Порядок заселения электронных состояний атома. Правило Клечковского.
1.Электроны заполняют энергетические подуровни в порядке возрастания(n+l): 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d
2.При равной сумме n+l первым заполняются энергетические подуровни с меньшим значением n.
16)Периодичность изменения радиуса атома.
По периоду атомный радиус уменьшается в 3-3,5 раз(потому что увеличивается число электронов на внешнем уровне). По группе атомный радиус увеличивается в 3-3,5 раз(потому что
увеличивается электроотрицательность).
17)Периодичность изменения первого потенциала ионизации и его связь с восстановительными свойствами атома
Потенциал ионизации-энергия необходимая для отрыва электрона от атома. По периоду-возрастает, по группе-уменьшается.
18)Периодичность изменения сродства к электрону. Его связь с окислительными свойствами атома.
Сродством к электрону называют энергию выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э(сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).Сродство к электрону выражают в
килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).
19)Электроотрицательность атома и его окислительно-восстановительная способность.
Электроотрицательность—количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.
22)Главные и побочные подгруппы в системе Менделеева. Сходство и отличие элементов.
Подгруппы, в которых расположены s- и p-элементы, называют ГЛАВНЫМИ, а подгруппы с d-элементами - ПОБОЧНЫМИ ПОДГРУППАМИ.Элементы побочных подгрупп (d-элементы) называют
ПЕРЕХОДНЫМИ элементами или переходными металлами (все d-элементы - металлы).Поскольку в периодах (горизонтальных строчках Периодической таблицы) имеется всего по 2 s-элемента и по
6 p-элементов (в сумме 8 штук), а d-элементов по определению должно быть больше (10 штук в каждом периоде), возникла масса неудобств в оформлении таблицы. Например, в VIII группе вместе
с инертными газами (главная подгруппа) пришлось расположить не по одному, а по 3 элемента побочной подгруппы в каждой строчке!
23)Двойственность материальных тел. Гипотеза де Бройля. Микро- и макрообъекты.
Луи де Бройль высказал гипотезу о том, что установленный ранее для фотонов корпускулярно-волновой дуализм присущ всем частицам — электронам, протонам, атомам и так далее, причём
количественные соотношения между волновыми и корпускулярными свойствами частиц те же, что и для фотонов. Таким образом, если частица имеет энергию E и импульс, абсолютное значение
которого равно p, то с ней связана волна, частота которой ню = E/h и длина волны лямбда = h / p. Эти волны и получили название волн де Бройля.
26-27)Причины образования молекулы. Льюис об образовании молекул
Правило октета (октетная теория) — предложено Г.Н. Льюисом для объяснения причин образования ковалентных химических связей. Согласно этому правилу при образовании молекул атомы
удовлетворяют свою потребность в достижении 8 электронной валентной оболочки, подобной электронной конфигурации благородных газов за счет попарного обобществления своих валентных
электронов.
Правила октетов:
1.Сумма валентных электронов атомов, образующих молекулу, нечетна. Пример - молекула оксида азота NO.
2. Молекула образуется за счет трехцентровых связей, например KI3. В этой молекуле анион иода связан с молекулой иода трехцентровой четырехэлектронной связью. Аналогичные
трехцентровые, но двухэлектронные связи присутствуют в молекуле B2H6.
3.В образовании химических связей принимают участие d-орбитали. В этом случае правило октетов (в пределе, т.е. в случае участия всех пяти d-орбиталей) преобразуется в правило 18-электронов.
28)Молекула H2 по Гейтлеру и Лондону
Немецкие физики В. Гейтлер и Ф. Лондон отнесли один электрон, с положительным спином, к 1s-орбитали одного атома водорода, а второй, с отрицательным спином, к 1s-орбитали др. атома
водорода. Волновая функция для данной молекулы была суммой этой функции и функции, в которой два электрона менялись местами — электрон с положительным спином относился ко второму
атому, а с отрицательным — к первому атому. Расчёты Гейтлера и Лондона, привели к выводу об устойчивости молекулы водорода с энергией связи, превышающей приблизительно в 1,7 раза
энергию связи в молекулярном ионе водорода.
29)Ионная связь по методу ВС.
Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью
переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF
30)Ковалентная связь.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков.Характерные свойства
ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.Направленность связи обусловливает
молекулярное строение веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.
Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи
подразделяются на неполярные и полярные.
Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется
подвижностью электронов. Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяет реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.
33)Валентный угол в H2O, H2S, H2Se.
Валентный угол — угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные
углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома.Для H2O=105градусов.
36)sp1-гибридизация.
Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны
от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании пи-связей, либо занимаются неподелёнными
парами электронов
37)sp2-гибридизация.
Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом
120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании пи-связей
38)sp3-гибридизация.
Одна s- и три р-орбитали смешиваются, и образуются четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали.Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного
тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов.
39)Углерод и его гибридные трансформации.
Углерод (химический символ — C) — химический элемент 4-ой группы главной подгруппы 2-го периода периодической системы Менделеева, порядковый номер 6, атомная масса природной смеси
изотопов 12,0107 г/моль.
Графит — минерал из класса самородных элементов, одна из аллотропных модификаций углерода. Структура слоистая.
Алмаз — минерал, кубическая аллотропная форма углерода. При нормальных условиях метастабилен и может существовать неограниченно долго, превращаясь в стабильный в этих условиях
графит только при нагревании.
Карбин — аллотропная форма углерода на основе sp-гибридизации углеродных атомов. Состоит из углеродных фрагментов с тройной -С=С-С=С-, или двойной кумулированной =С=С=С=С= связью.
Может быть линейным или образовывать циклические структуры.
Графен — двумерная аллотропная модификация углерода, образованная слоем атомов углерода толщиной в один атом, соединенных посредством sp2 связей в гексагональную двумерную
кристаллическую решётку.
40)Этилен С2Н4 как пример sp2-гибридизации
Этилен — органическое химическое соединение, описываемое формулой С2H4. Является простейшим алкеном. Содержит двойную связь и поэтому относится к ненасыщенным или непредельным
углеводородам.
Если есть два близких по энергии подуровня, то совместно существующие (гибридизованные ) молекулы имеют выгоду по энергии. При распаривании с подуровня электрон уходит на р-подуровень
и получается ТРИ гибридизованных орбитали ср2. Они в плоскости, 360 градусов разделим на 3 и получим 120 0. Это угол между ними. Двойные связи в этилене более реакционно способны чем в
этане за счет п-связей, которые легче разорвать.
Идет ПРИСОЕДИНЕНИЕ ПО МЕСТУ РАЗРЫВА ДВОЙНОЙ СВЯЗИ.
43)Донорно-акцепторная связь.
Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома
(донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до
образования связи) только одному атому (донору) и обобществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих
электронов. Например, реакция аммиака с кислотой состоит в присоединении протона, отдаваемого кислотой, к неподеленной электронной паре донора (азота): В ионе NH4+ все четыре связи
азота с водородом равноценны, хотя отличаются происхождением. Донорами могут быть атомы азота, кислорода, фосфора, серы и др. Роль акцепторов может выполнять протон.
44)Фактическая валентность азота.
валентность азота III.
Валентность элемента - это количество электронов соответствующего атома, идущее на образование КОВАЛЕНТНЫХ связей (связывающих электронных пар и пи-связей) в молекуле.
Например, в нитрат-ионе NO3(-) валентность азота равна пяти (три электрона идут на образование трёх электронных пар (сигма- связей) и два - на образование делокализованной пи-связи.
С другой стороны, в молекуле аммиака NH3 азот - трёхвалентный, так как только три электрона участвуют в образовании трёх элетронных пар (сигма-связей), а оставшиеся два - идут на образование
несвязыващей (неподелённой) электронной пары. Как видно, степень окисления - более универсальное и удобное понятие, чем валентность.
45)Водородная связь.
Водородная связь — разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное взаимодействие между атомом водорода H, ковалентно связанным с атомом A группы A-H молекулы RA-H и
электроотрицательным атомом B другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR'.
Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40 кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, то есть их
объединение в димеры или полимеры.
47)Метод МО. Условия ее применения.
Основные положения:
1.молекулы рассматриваются как единая система, в которой каждый электрон движется в поле всех ее ядер.
2.При образовании связи из атомной орбитали получается молекулярная орбиталь.Молекулярная орбиталь рассматривается как линейная комбинация атомных орбиталей.
3.Заполнение МО происходит по пр.Гунда,пр.Паули.
МО требует:
1.четность числа электронов образующих эту связь.
2.чтобы электроны, участвующие в образовании связи, были энергетически равноценными или их энергии отличались незначительно.
3.Число состояний имеющих место быть на исходных орбиталях должно ровняться числу состояний на молекулярных орбиталях.
Недостатки: в некоторых случаях не удается объяснить механизм образования хим.связи и свойства вещ-ва образованного по этому механизму.
49)Кристаллическое твердое тело. Закон гранных углов.
Часто форма образующихся кристаллов не идеальна. Внешне, они кажутся мало или совсем несимметричными, и на первый взгляд в их огранке не принимают участия описанные выше простые
кристаллографические формы. Однако рост кристаллов из растворов практически всегда происходит за счет параллельного наложения новых плоских сеток их кристаллической структуры, поэтому
углы между одинаковыми гранями всегда остаются неизменными. Этот закон называется законом постоянства гранных углов. Впервые он был установлен Н. Стено в 1669 г. по кристаллам кварца и
гематита.