8. Характеристика основных квантовых чисел: n, m, l, s; строение электронных оболочек атомов.

Ответ. Четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме, характеризуют его энергию, спин, формулу электронного облака и его ориентацию в пространстве. Главное квантовое число – n определяет энергетический уровень электрона, удалённость энергетического уровня от ядра и размер электронного облака. Главное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с n=1 (n=1,2,3,…) и соответствует номеру периода. Орбитальное квантовое число – L определяет геометрическую форму атомной орбитали. Имеет значения от 0,1,2,3…(n-1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. “Набор” таких орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа называется энергетическим уровнем. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. 0=s, 1=p, 2=d, 3=f. Магнитное квантовое число – m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число принимает любые целочисленные значения от -l до +l, включая 0. Для s-орбитали l=0, m=0 - одна равноценная ориентация в пространстве (одна орбиталь). Для p-орбитали l=1, m=-1,0,+1 - три равноценные ориентации в пространстве (три орбитали). Для d-орбитали l=2, m=-2,-1,0,1,2 - пять равноценных ориентаций в пространстве (пять орбиталей). Для f-орбитали: l=3, m=-3,-2,-1,0,1,2,3 - семь равноценных ориентаций в пространстве (семь орбиталей). Спиновое квантовое число – ms (s) определяет магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Принцип Паули– в атоме не может быть 2 электронов у которых все 4 квантовые числа были бы одинаковыми. Электроны в электронной оболочке атома расположены слоями. Электроны в разных слоях различаются энергией взаимодействия с ядром атома. Чем дальше от ядра находится электрон, тем меньше энергия его взаимодействия с ядром. Вместимость электронных слоев различная. В первом слое, у всех элементов, кроме водорода, находится 2 электрона Во втором слое может находиться не больше восьми электронов. В третьем слое максимально может расположиться 18 электронов. В четвертом слое максимально бывает 32 электрона. Если N — максимальное число электронов на электронном слое с номером n, то для определения числа N можно воспользоваться формулой N = 2n2. Завершенный электронный слой — это слой в атоме, содержащий максимально возможное для него число электронов. Электронные слои заполняются так: сначала первый, потом второй и последующие — по мере уменьшения энергии их взаимодействия с ядром. Число электронных слоев атома равно номеру периода химического элемента в таблице Менделеева. Валентный слой — это внешний электронный слой. Внешний слой всегда содержит не больше восьми электронов. Восьми-электронный внешний слой характеризуется повышенной устойчивостью. Зная максимальное число электронов в каждом электронном слое атома, можно составить схему расположения электронов по слоям в заданном элементе. Электронные слои атомов называют энергетическими уровнями. Химические свойства атомов определяются свойствами их электронов. Движение электронов в атоме описывают с привлечением понятия орбитали. Каждый электрон в атоме находится на своей орбитали. Орбиталь — это часть электронного облака, создаваемого электронами при движении в атоме. Орбиталь — это пространство около ядра, где чаще всего находится электрон. Электроны первых 30 химических элементов от водорода до цинка размещены на орбиталях трех видов — s, р и d. Вместимость любой орбитали — два электрона. На 1-м энергетическом уровне одна s-орбиталь.

9. Периодическая система элементов, как форма отражения периодического закона.

Ответ. Периодический закон: Свойства простых веществ и соединений, которые они образуют, находятся в периодической зависимости от величины атомного номера элемента. Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их соединений. Элементы со сходной электронной конфигурацией внешних энергетических уровней обладают сходными химическими свойствами. Период – последовательный ряд элементов расположенных в порядке возрастания заряда ядер их атомов, в котором электронная конфигурация меняется от ns1 до ns2np6. Важнейшие свойства элементов: Радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электоотрицательность Атом не имеет строго определенных границ, его точные размеры определить невозможно. В химической практике чаще всего используют эффективные радиусы (рассчитаны экспериментально). На размер радиуса оказывают влияние структура вещества, характер связи, СО. Поэтому различают атомные (ковалентные и металлические) и ионные радиусы. Металлический радиус – половина расстояния между ядрами соседних атомов металлов. Ковалентный радиус – половина расстояния между атомами соседних атомов неметаллов. Ионный радиус – характерный размер шарообразных ионов, применяемый для вычисления межатомных расстояний в ионных соединениях. Понятие "ионный радиус" основано на предположении, что размеры ионов не зависят от состава молекул, в которые они входят. На него влияет количество электронных оболочек и плотность упаковки атомов и ионов в кристаллической решётке. Радиусы положительных ионов всегда меньше радиусов отрицательных ионов и наоборот. Изменение атомных радиусов в группах меньше, чем в периодах; в группах изменение немонотонно. Энергия ионизации – это минимальная энергия для удаления электрона. Максимальное значение имеют инертные газы, минимальное – щелочные металлы. Сродство к электрону – называют энергию, выделяющуюся или поглощающуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион A-. Электроотрицательность – способность атомов удерживать внешние электроны. Не является абсолютной константой и зависит от эффективного заряда ядра атома, который может меняться под влиянием соседних атомов, типов атомных орбиталей и характера их гибридизации.

10. Ковалентная химическая связь, способы образования ковалентной связи.

Ответ. Ковалентная связь – это тип химической связи между двумя атомами, возникающий при обобществлении электронов, которые принадлежат этим атомам. Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами. Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая. Является тем более прочной, чем более плотно перекрываются электронные облака. Способы образования: Обменный механизм – образование за счет неспаренных электронов одного и второго атомов (Н₂). Донорно-акцепторный механизм (частный случай ковалентной связи) – образование за счет неподеленной пары одного атома и вакантной орбитали другого атома (NH₄). Свойства ковалентной связи. Насыщаемость; направленность; поляризуемость; полярность (полярная, неполярная). Насыщаемость – это свойство состоит в том, что образование электронной пары исключает участие этой пары в других химических взаимодействиях. Благодаря этому ковалентные соединения имеют строго определенный состав. Направленность – это способность обеспечивать максимальное перекрывание облаков. Поляризуемость – влияние на связь внешнего поля. В качестве этого поля могут выступать ионы или полярные молекулы. Полярность – смещение электронной пары в сторону более электроотрицательного элемента.

11. Геометрия структур с ковалентным типом связей (sp1-, sp2-, sp3- гибридизация).

Ответ. Гибридизация – это процесс выравнивания орбиталей по форме и энергии. s-связь – ковалентная связь, образованная за счет перекрывания атомных орбиталей атомных орбиталей вдоль линии связи. π-cвязь – ковалентная связь, возникающая при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов. Если в образовании химической связи одновременно участвуют s и p (p и d) одного и того же энергетического уровня, то можно вести речь о гибридизации. Sp-гибридизация происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуются две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра центрального атома. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов. Sp2-гибридизация происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуются 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 π-связей. Sp3-Гибридизация происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей. В соответствии с этим четыре связи образуют тетраэдр; они направлены под углом 109,5° одна к другой. Условия устойчивой гибридизации. В гибридизации могут участвовать орбитали с близкими значениями энергии, s и p орбитали внешнего энергетического уровня и d орбиталь внешнего или предвнешнего уровня. Гибридная атомная орбиталь должна более полно перекрываться с орбиталями другого атома при образовании связи. В гибридизации участвуют орбитали с достаточно высокой электронной плотностью в большинстве случаев это орбитали элементов начальных периодов. Гибридные орбитали должны быть ориентированы в пространстве таким образом чтобы обеспечить максимальное удаление друг от друга. В этом случае энергия всей системы минимальная.

12. Ионная и металлическая связь.

Ответ. Ионная химическая связь — связь, обусловленная образованием электронных пар за счет перехода валентных электронов от одного атома к другому. Характерна для соединений металлов с наиболее типичными неметаллами. Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними. Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому "молекулой" ионного соединения следует считать весь кристалл. Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т. д.). Это происходит из-за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, «растаскивают» молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы, окружённые диполями растворителя. Металлическая связь возникает между атомами металлов. Характерной особенностью атомов металлов является небольшое число электронов на внешнем энергетическом уровне, слабо удерживаемых ядром, и большое число свободных атомных орбиталей с близкой энергией, поэтому металлическая связь ненасыщенная. Металлическая связь характеризуется слабым взаимодействием общих электронов с ядрами соединяемых атомов и полной делокализацией этих электронов между всеми атомами в кристалле, что обеспечивает устойчивость данной связи. Металлы имеют особую кристаллическую решётку, в узлах которой находятся как нейтральные, так и положительно заряженные атомы металла, между которыми свободно перемещаются (в пределах кристалла) обобществлённые электроны ("электронный газ"). Движение общих электронов в металлах осуществляется по множеству молекулярных орбиталей, возникших за счёт слияния большого числа свободных орбиталей соединяемых атомов и охватывающих множество атомных ядер. В случае металлической связи невозможно говорить о её направленности, так как общие электроны равномерно делокализованы по всему кристаллу. Особенности строения металлов определяют их характерные физические свойства: твёрдость, ковкость, высокую электрическую проводимость и теплопроводность, а также особый металлический блеск.

16. Химические реакции, скорость химических реакций.

Ответ. Скорость химической реакции – число элементарных актов реакции, происходящих за единицу времени, в единице объема (гомогенная реакция) или на единице поверхности (гетерогенная реакция) раздела фаз. Мера скорости химической реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося при реакции за единицу времени в единице объема системы или на единице поверхности раздела фаз.  ;  , где  - число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ; V – объем системы; t – время; S – площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция;   – молярная концентрация данного вещества. Средняя скорость реакции при определенной температуре равна изменению концентрации одного из реагентов или одного из продуктов за единицу времени. . Элементарные реакции – протекают в одну стадию. Сложные реакции – протекают в несколько стадий. Закон действующих масс: скорость химических реакций пропорциональна концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов. Для гомогенных реакций:  ; , где k- константа скорости; [ ] – молярная концентрация. Величина k зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и присутствия катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Для гетерогенных реакций в уравнении закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой форме или в растворе. Концентрация твердых веществ представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости. Скорость любого гетерогенного процесса возрастает при увеличении поверхности контакта фаз (измельчение).

17. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа.

Ответ. Правило Ван-Гоффа: скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на 10 градусов. γ - температурный коэффициент. Ускорение химической реакции с ростом температуры, казалось бы, можно объяснить увеличением числа столкновений реагирующих частиц. Однако далеко не каждое столкновение приводит к акту химической реакции. Для того чтобы столкновение стало эффективным, реагирующие частицы должны не только обладать достаточной энергией, но и иметь пространственное соответствие. Количественной характеристикой энергетического соответствия является величина, называемая энергия активации (Еа). Энергия активации (Еа) – это некоторое избыточное количество энергии по сравнению со средней ее величиной, которым должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы произошла реакция. Энергия активации расходуется на преодоление отталкивания между частицами и на ослабление химических связей у исходных веществ. Таким образом, энергия активации косвенно характеризует природу реагирующих веществ, так как отражает прочность химической связи в них. Влияние температуры и природы реагирующих веществ на скорость химической реакции описывается уравнением Аррениуса, которое связывает константу химической реакции с энергией активации и температурой: где Ао – предэкспоненциальный множитель; Еа– энергия активации; R– универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль∙К); Т– абсолютная температура. Из уравнения Аррениуса следует, что при постоянной температуре константа скорости определяется величиной энергии активации. Чем выше Еа, тем меньше в реакционной смеси активных молекул, тем меньше константа скорости и сама скорость химической реакции.

14. Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.

Ответ. Основу метода валентных связей составляют следующие положения: Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами. Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая. Ковалентная связь является тем более прочной, чем более полно перекрываются электронные облака. Несмотря на свою простоту и наглядность, метод валентных связей имеет ряд существенных недостатков: Не мог объяснить парамагнитных свойств уже известных молекул. Например, кислород при температуре – 220 градусов по Цельсию переходит в жидкое состояние, которое притягивается магнитом. Парамагнитные свойства обусловлены наличием хотя бы одного электрона. К моменту создания метода валентных связей доказано существование молекулярных ионов. Однако метод валентных связей не мог объяснить возникновение молекулярных ионов. Метод МО позволяет описывать важнейшие свойства молекулярных систем: Принципиальную возможность образования молекулярных систем. Насыщаемость химической связи и состав молекул. Энергетическую устойчивость молекул и (соответствующих молекулярных ионов) прочность химической связи. Распределение электронной плотности и полярность химических связей. Донорно-акцепторные свойства молекулярных систем. Метод МО основан на следующих правилах: При сближении атомов до расстояния химических связей из атомных орбиталей (АО) образуются молекулярные. Число полученных молекулярных орбиталей равно числу исходных атомных. Перекрываются атомные орбитали, близкие по энергии. В результате перекрывания двух атомных орбиталей образуются две молекулярные. Одна из них имеет меньшую энергию по сравнению с исходными атомными и называется связывающей, а вторая молекулярная орбиталь обладает большей энергией, чем исходные атомные орбитали, и называется разрыхляющей. Молекулярная орбиталь не участвующая в образовании химической связи носит название несвязывающей. Ее энергия равна энергии исходной атомной орбитали. На одной молекулярной орбитали (как, впрочем, и атомной) возможно нахождение не более двух электронов (принцип Паули). Электроны занимают молекулярную орбиталь с наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии). Заполнение орбиталей вырожденных (с одинаковой энергией) происходит последовательно по одному электрону на каждую из них.

15. Кристаллическое состояние веществ атомные и молекулярные кристаллические решетки. Примеры.

Ответ. В кристаллических твёрдых телах частицы вещества располагаются в пространстве упорядоченно, т.е. выстроены правильными рядами, плоскостями, симметричными блоками, что придаёт отдельным кристаллам характерную правильную форму. Кристаллическое состояние твёрдых тел встречается в природе чаще, чем аморфное, поскольку обладает меньшей свободной энергией и, в силу этого, является более стабильным. Примерами кристаллических материалов являются различные горные минералы (кварц, гранит, рубин, алмаз и т.д.), а также соль, речной песок и глина, состоящая в основном из мелких кристаллов Al2O3. Атомная решетка - в узлах решетки — атомы, связанные ковалентными связями. Химическая связь — ковалентная полярная или неполярная. Атомная кристаллическая решетка характерна для углерода (алмаз, графит — рисунок), бора, кремния, германия, оксида кремния SiO (кремнезем, кварц, речной песок), карбида кремния SiC (карборунд), нитрида бора BN. Свойства: высокая твердость, высокие температуры плавления, нерастворимость, нелетучесть, отсутствие запаха. Примеры: Сложные вещества: оксид алюминия (AlO), оксид кремния (IV) SiO. Молекулярные решетки. В узлах — молекулы веществ, которые удерживаются в узлах решетки с помощью слабых межмолекулярных сил. Молекулярное строение имеют: все органические вещества (кроме солей); вещества — газы и жидкости; легкоплавкие и летучие твердые вещества, в молекулах которых ковалентные связи (полярные и неполярные). Подобные вещества часто имеют запах. Примеры: При обычных условиях – газы, жидкости или летучие твердые вещества (О, Н, Cl, N, Br, HO, CO, HCl); сера, белый фосфор, иод; органические вещества.