Содержание
- 2. Квантовая механика Квантовая механика – система понятий и уравнений, которые применяются для описания элементарных частиц, ядер,
- 3. Корпускулярно-волновой дуализм В 1924 г. французский физик Луи де Бройль высказал предположение: «Любая движущаяся частица одновременно
- 4. Корпускулярно-волновой дуализм Эта зависимость выражается уравнением: , где λ – длина волны; h – постоянная Планка,
- 5. Принцип неопределенности В 1925 г. немецкий физик В. Гейзенберг высказал положение: «Для микрочастицы атомного масштаба невозможно
- 6. Принцип неопределенности Математическое выражение этого положения: , где ∆q – неопределенность координат, или положения в пространстве;
- 7. Принцип неопределенности Из принципа неопределенности следует два вывода: Невозможно точно представить траекторию движения электрона в атоме;
- 8. Волновое уравнение В 1926 г. австрийский ученый Э. Шредингер предложил уравнение с помощью которого вычисляют вероятность
- 9. Волновое уравнение где сумма вторых производных волновой функции Ψ (пси) ; m – масса электрона; h
- 10. Квантово-механическая модель атома Квантово-механическая модель атома – это воображаемый вид атома, созданный на основе положений квантовой
- 11. Квантово-механическая модель атома Способы изображения распределения электронной плотности в атоме водорода: графики зависимости ψ – r(a),
- 12. Квантово-механическая модель атома Орбиталь – фигура, образованная движением электрона и составляющая примерно 95% электронного облака.Возможны различные
- 13. Квантовые числа Энергетическое состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами; n – главное, ℓ -
- 14. n - главное квантовое число определяет полный запас энергии электрона в размер электронной обитали. n принимает
- 15. l - побочное (орбитальное) квантовое число устанавливает уровень (подуровень) энергии и форму обитали, а следовательно, форму
- 16. ml - магнитное квантовое число Оно определяет пространственное расположение атомной орбитали и принимает целые значения от
- 18. Изображение с помощью граничных поверхностей s-, p-, d- и f-орбиталей.
- 19. s-Орбитали сферически симметричны для любого n и отличаются друг от друга только размером сферы. Их максимально
- 20. d-Орбитали определяются квантовым числом l = 2 (n ≥ 3), при котором ml = –2, –1,
- 21. ms -спиновое квантовое число Экспериментально установленно, что электрон имеет еще одно свойство – спин. Спиновое квантовое
- 22. Заполнение атомных орбиталей
- 23. Принцип наименьшей энергии При застройке атома каждый электрон размещается на той обитали, которой соответствует минимальное значение
- 24. Принцип Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел,
- 25. Последовательность застройки электронной оболочки многоэлектронного атома подчиняется следующим эмпирическим правилам: при застройке на последнем слое не
- 26. Правило Хунда: суммарное спиновое число электронов данного уровня должно быть максимальным. Иными словами, орбитали данного уровня
- 27. Электронные формулы 8О 1s22s22p4 16S 1s22s22p63s23p4 Электронно-графические конфигурации В=2 В=2 В=4 *S 1s22s22p63s23p33d1 В=6 *S 1s22s22p63s13p33d2
- 28. правилa Клечковского 1. Минимумом энергии обладают обитали с наименьшей суммой главного и побочного квантовых чисел n+l.
- 29. правилa Клечковского 2. При одинаковых значениях суммы n+l меньшей энергией обладает орбиталь с меньшем значением главного
- 30. Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду 1s
- 31. Периодическая система элементов Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы
- 32. Физическая основа периодического закона была установлена в 1922 г. Н. Бором. Поскольку химические свойства обусловлены строением
- 33. Периодическая система Д.И. Менделеева (1869)
- 34. периодическая система состоит из горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп. Период – горизонтальный ряд,
- 35. По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А – состоящие
- 36. В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего
- 37. Первый период (n = 1, l = 0) состоит из двух элементов H (1s1) и He
- 38. четвертый период. Следующие за Ar калий и кальций имеют внешним 4s-электроны. Появление 4s-электронов при наличии свободных
- 39. Начиная со скандия (Z = 21) заполняется 3d-орбиталь, а во внешнем слое остаются 4s-электроны. в четвертом
- 40. Дальше в четвертом периоде после десяти d-элементов появляются p-элементы от Ga (4s24p1) до Kr (4s24p6) Пятый
- 41. Седьмой период отчасти повторяет шестой. 5f-элементы называются актиноидами. Их общая формула 5f2–146d0–17s2. Далее следует еще шесть
- 42. Периодичность атомных характеристик орбитальный радиус. При изучении строения молекул и кристаллов атомы и ионы можно рассматривать
- 43. В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек У s- и p-элементов изменение
- 44. Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными. При этом радиусы катионов всегда
- 45. Энергией ионизации атома (I) называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома или иона.
- 46. I выражается в кДж∙моль–1 или эВ∙атом–1. Значения I в электронвольтах численно равны потенциалам ионизации, выраженным в
- 47. Потенциалы (энергии) ионизации I1
- 48. Энергия ионизации изменяется периодически по мере заполнения электронами оболочек атомов I1 максимален у элементов с полностью
- 49. Энергия связи электрона с ядром пропорциональна Z и обратно пропорциональна среднему (орбитальному) радиусу оболочки. Атомные радиусы
- 50. В побочных подгруппах d-электроны экранируются не только электронами заполненных оболочек, но и внешними s-электронами. Поэтому потенциал
- 51. Энергия сродства к электрону (Е)– энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Чем больше электронное
- 52. Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями s2 и s2p6 и переходные элементы. У
- 53. Рассмотрим кислородсодержащие кислоты хлора, в молекулах которых хлор проявляет различные степени окисления: хлорноватистая хлористая хлорноватая хлорная
- 54. Электроотрицательность (ЭО) Для более полной характеристики тенденции элемента к присоединению или отдаче электронов введено понятие электроотрицательности
- 56. Значения квантовых чисел и максимальные числа электронов в слоях
- 58. Домашнее задание Что характеризует и какие значения принимает главное квантовое число? Сколько максимально электронов находится на
- 59. Как изменяются величины энергий ионизации у элементов главных и побочных подгрупп (по вертикали) и у d-элементов
- 60. Напишите современную формулировку периодического закона Д.И. Менделеева. Как меняются окислительные способности и кислотные свойства в ряду:
- 61. Химическая связь
- 62. Образование из атомов молекул, молекулярных ионов, ионов, кристаллических, аморфных и других веществ сопровождается уменьшением энергии по
- 63. Согласно электронной теории валентности, химическая связь возникает за счет перераспределения электронов валентных орбиталей, в результате чего
- 64. Коссель Вальтер (4.I.1888–22.V.1956) Немецкий физик. Основные исследования посвящены развитию электронных представлений в химии. Предложил (1916) статическую
- 65. Льюис Гильберт (23.X.1875–23.III.1946) Льюис Гильберт Ньютон Американский физикохимик. Основные работы посвящены химической термодинамике и теории строения
- 66. Химическая связь характеризуется энергией и длиной. Мерой прочности связи служит энергия, затрачиваемая на разрушение связи, или
- 67. Сложение дипольных элементов в молекулах NH3 и NF3.
- 68. Полярность молекулы определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих двухцентровую связь, геометрией молекулы, наличием неподеленных электронных пар, так
- 69. Диполь – система из двух равных, но противоположных по знаку зарядов, находящихся на расстоянии l друг
- 70. Структуры и формы молекул угловая, линейная, пирамидальная
- 71. Типы химических связей Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной
- 72. механизмы образования ковалентной связи а) Обменный б) донорно-акцепторный +
- 73. Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся
- 74. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка
- 75. Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов,
- 76. Водородная связь. Ее образование обусловлено тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому
- 77. Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H2O, H2F2, NH3.
- 78. Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный
- 79. Химическая связь в твердых телах Свойства твердых веществ определяются природой частиц, занимающих узлы кристаллической решетки и
- 80. Ионные кристаллы, содержащие многоатомные ионы, имеют более низкие температуры плавления; так для NaCl tпл.= 801°C, а
- 81. В ковалентных кристаллах решетка построена из атомов, соединенных ковалентной связью, поэтому эти кристаллы обладают высокими твердостью,
- 82. Кристаллические решетки, образуемые металлами, называются металлическими. В узлах таких решеток находятся положительные ионы металлов, в межузлиях
- 83. Типы кристаллических решеток атомная, примером служит алмаз
- 84. ионная примером служит поваренная соль
- 85. металлическая
- 86. молекулярная примером служит кристаллический иод tпл=1130С
- 87. Кварц – кристаллическая форма оксида кремния
- 88. Метод валентных связей (МВС) основан на предположении, что химическая связь осуществляется одной или несколькими электронными парами,
- 89. Виды и кратность связи Направленность ковалентной химической связи В зависимости от направления перекрывания электронных облаков различают
- 90. σ – связь возникает при перекрывании орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. Схематическое изображение:
- 92. -связь возникает при перекрывании двух орбиталей, расположенных перпендикулярно линии, соединяющей ядра атомов. Она характеризуется двумя областями
- 93. Схематическое изображение:
- 94. Энергетически σ и π – связи неравноценны Еπ Разрыв π – связи происходит первой. π- связь
- 95. Свойства ковалентной связи Насыщаемость – это способность атома использовать все свои валентные возможности. Валентность – это
- 96. Направленность. Атомные орбитали направлены в пространстве, следовательно, и химические связи, возникающие при перекрывании атомных орбиталей, имеют
- 97. гибридизация Гибридизация АО – это смешивание и выравнивание АО, образующих σ-связи, по форме и энергии. Т.е,
- 98. SP- гибридизация гибридныe орбитали (ГО), которые представляют собой линейную комбинацию АО данного атома (s- и p-АО
- 99. s-орбиталь + p-орбиталь и две sp-ГО .
- 100. SP2- гибридизация В молекуле AlCl3 гибридные орбитали из АО алюминия (одной s и двух p), называются
- 101. Связи в молекуле бензола.
- 102. Основные положения теории гибридизации : Введение гибридных орбиталей служит для описания направленных локализованных связей. Гибридные орбитали
- 103. Гибридизуются близкие по энергии валентные АО независимо от того, заполнены они в атоме полностью, наполовину или
- 104. 180°
- 105. 120° 109°28'
- 106. 120°
- 107. Pассмотрим молекулы NH3 и H2O. Атомы азота и кислорода склонны к sp3-гибридизации. У азота на sp3-ГО,
- 108. Несвязывающие электронные пары и углы связи в молекулах NH3 и H2O в сравнении с молекулой CH4.
- 109. Метод Гиллеспи–Найхолма метод основан на том, что реальная геометрия молекулы определяется не только гибридизацией АО, но
- 111. Комплексные соединения Многие положительно заряженные ионы (Cu2+, Ag+) обладают способностью присоединять ионы противоположного знака (Сl–, СN–)
- 112. Примеры комплексных соединений: K2[Cu(CN)4], [Аg(NН3)2]Cl, [Ni(NH3)6]Cl2, K2[HgI4], [Cr(H2O)6]Cl3.
- 113. Центральное положение в комплексном соединении занимает ион металла – комплексообразователь, или центральный ион. Вокруг центрального иона
- 114. а – [CoCl2(H2O)4]•2H2O две молекулы H2O, находящиеся во внешней координационной сфере, не показаны; б – CoCl2•2H2O
- 115. При наличии у атомов одной из молекул свободной орбитали, а у атомов другой молекулы - электронной
- 116. лиганды являются донорами электронов . Например, NН3, Н2О, NO - нейтральные полярные молекулы, или анионы (Сl–,
- 117. Заряд комплексного иона может быть: а) положительным: [Cu (NH3)4]2+Cl2 – координирующее число=4 б) отрицательным: K3[Fe (CN)6]3-
- 119. Скачать презентацию