Шпаргалка по "Химия"

1. Развитие представлений о строении атома. Первоначальные теории строения в-ва.

В V в до н.э. филос: Левкип, Демокрит – первые упомин. 1661 г. англ. уч. Р.Бойль. PV=const. Если T=const – Мариотт. 1748 – Россия, Ломоносов откр. закон сохр. массы (1766 Лавуазье откр. тот же закон).

В нач. XIX были откр. кол-ые (стехиометр. з-ны, подтвердивш. атомарное строение в-в):

- з-н постоянства состава,  Пруст (Фр)

- з-н эквивалентов, Рихтер (Герм)

- з-н кратн. отнош., Дальтон (Анг)

- з-н простых объемн. отнош., Гей-Люссак (Фр)

- з-н Авогадро (Ит)

1860 – атомно-мол. учение  получ. всеобщ.  признан. на I м/ународн. конгрессе.

Во 2 полов. XIX в - откр. х-ные разруш. представл. об атоме, как о не делимой частице.

1869 – табл. Менделеева, периодич. Закон.

1879 – катодные лучи, (Англ) Крукс.

1889 – фотоэффект, Столетов (Рос).

1896 – откр. γ-лучи, Рентген  (Герм).

1896 – радиоактивн,  Беккерель (ФР).

1897 – откр. электрон, Томсон (Англ), q=1,6*10(-19) Кл, m=6,1*10(-31).

1903 – появ. Первая атомн.  Модель – электрон. Модель, Томсон (Англ).

1911 – Резерфорд (Анг)  – ядерная модель mv(2)/r(2)=e(2)/r(2)

1913 – Бор (Дания)  – квантовая модель mvr=nh/2π, h=6.63*10(-37) Дж

Модель основана на принципе квантовой энергии E=  hν

 

2. Совр. Модель атома. Ур-ие волны де Бройля. Принцип неопредел. Гейзенберга. Волновое Ур-ие Шредингера.

Сов. Модель атома основ. на 3-ех полож:

- квантование энергии  из модели Бора

- корпускулярно-волновой  дуализ

- вероятный метод описания движ-я е-на. Луи де Бройль в 1924 высказал гипотезу о том, что V материальной частицы, имеющей массу m и движ. Со скоростью v, соответств. Волна , длина кот. λ.

E=me(2). Эйнштейн: E=hν. Планк:   me(2)= hν

Ур-ие де Бройля: e, имеющий массу m и движ. Со скоростью v, соотвт. Волна λ=h/mv, h – постоянная планка = 6,615*10(-34) Дж.

Принцип неорпедел. Гейзенберга: е также как и волна не имеет одноврем точных знач корд и импульса.

В 1926 Шредингер (Австрия)

Если е облад волновыми  свойствами, то его движ в атоме  можно описать волнов Ур-ями, подобно  тому, как опис движ светов и звуков волн.

Хар-ки электрон облака: размер, форма, располож и ориент в  пространстве.

 

3. Квантовые числа электрона.

n-характ.общую энергию  эл-ектрона или его энергич.  уровень,чем<n,тем<размер орбитали,чем  дальше нах. эл.от ядра,чем <’энерг.облод.Орбиталь(электрон.облоко)- Облоко вокруг ядра, заполн-ся эл,но не всегда. Орбита-льное:L-опр.форму орбита-ли,однозначно для H(водород) Каждому знач.L соот.подуровень

L=0=s;1=p;2=d;3=f

Магнитное :харак.ориентац.эл.облака в простран. и опр. вытянутость орбитали

вдоль оси

Спиновое внутр.движ.эл—спин и опр.направл. вращ. эл.вокруг собств.оси

Гл квант число опред  запас энергии, степень уго удален от ядра, размер Эл-го облака. Оно показыв  на каком энерг-ом уровне наход данный электрон.

Распред е-ов по орбиталям  в атоме опред 3 осн правила: 1) Принцип Паули, 2) принцип наим энергии, 3) правило Гунда.

 

4-5. Эл-ая структура  сложных атомов. Принцип Паули,  наим энергии, правило Клечковского, Гунда.

В атоме не может быть двух электронов с одинак.знач.всех 4-ёх квантовых чисел, должны отличаться значен 1-го кван. чис-ла.Наим.Энергия:электрон не занимает вышележащего энерг

уровня или подуровн

до тех пор пока на ниже лежащем есть свободные места. Клечковский:1)1-ым заполн.подуровень, для  которого s+l меньше;2) n+l равны, то заполн.тот у кот n<

Гунд:орбитали в пре-делах  дан..подуровня

заполн.сначало по одному электрону

1s*2  2s*2   2p*6   3s*2 3p*6  4s*2  3d*10 4p*6

5s*2  4d*10  5p*6   6s2 5d*1 4f*14 5d*9   6p*6

7s*2 6d*1 5f*14 6d*9 7p*6 

 

6. Периодический  закон Д.И. М. Структура периодической системы.

С-ва  простых тел, формы  и с-ва соедин элементов нах. в периодич.зависим.от атомных весов элем.

Группа (вертикал.стр) - Совокупность элеме-нтов имеющ. одинак. высшую степень окис.

Подгруппа:=выш. степень  окисления и хим. с-ва. Периуд (гориз):совок.элемент располож.в порядке возраст их атомных мас. Соврем.формул: с-ва элементов, нах. в периодич. зависим. от зарядов ядерных атомов, а порядк.№ = заряду его ядра

Порядковый номер Эл-ов равен заряду ядра и равен кол-ву Эл-ов в атоме.

Принадлежн хим Эл к тому или иному Эл-ому семейству завис от того какой подуров в атоме последн заполн Эл-ами.

 

7. Валентность.  Валентные е-ны, их граф изображ

Вал-ть – способность  атомов данного Эл-та присоед или  замещать опред число атомов другого  Эл-та. За един вал-ти было принято вал-ть Н.

Это совокупность сил  действующие между двумя атомами  или группами атомов и обуславливают  оброзование устойчивых систем-молек-ул, радикалов. Образ.в результате взаимод. электронов и осущес в основном в  слабо-связанных с ядром эл

облаками. Валентн: общ.число  холостых эл-тов способных к образов.химич.связей max валентн = в возбуж.сост наз. Спинвалентностью.

8. Периодич  измен свойств хим Эл-ов. Энергия  ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Энергия ионизации – энергия, кот необ затратить для отрыва Эл-на от нейтрального атома. (Ei)

ЭИ  опред восст  способность атома. Наим напряж Эл поля атома при кот происход отрыв  Эл-на от нейтрального атома, назыв  потенциал ионизации.

В гл подгруппе с увелич радиуса атома, Э И уменьш. В побочн практич не измен, но если сравн гл и побочн одной и той же гр, то в побочн Э И всегда больше.

Сродство к Эл-ну – энергия, кот выдел при присоед Эл-на к нейтральному атому. Она опред окислит способн атома.

Электроотриц – условная величина, хар-ая способн атома в хим соед притягив к себе Эл-ны.

Зная ЭО можно ответить на: 1) опред степень окисл, 2) установ степень полярности ковал связи, 3) какая хим связь более прочная.

Чем > ЭО, тем сильнее  Эл-ая пара смещена к более ЭО атому и тем слабее силы хим связи.

 

9. Хим связь.  Основн понятия. Услов и причины  образов ковал хим связи.

Хим связь – совок  сил, кот действуют м/у атомами  и связ их в устойчив мол-лы, ионы, радикалы или криссталы. Осн услов  образов хим связи – пониж  полной энергии системы по сравн с энергией изол атомов. Осн парметры: длина, прочность, валентные углы. Длина – межядерное расст м/у двумя хим связ атомами. Угол м/у вообр прямыми , проход ч/з ядра хим связ атомов – угол валентный. Прочность (энергия связи) – кол-во энергии, кот надо затратить для разрыва этой связи. Типы: ковален, ионная, метал, межмолекул взаимод.

Услов: 1) сближ атомов на расст порядка атомного радиуса, 2) наличие противоположных значений спиновых кв чисел. Причина – уменьш полной энергии системы.

 

10. Свойства ков хим связи. Насыщаемость, направленность, σ-связи.

Ков связь – хим  связь м/у атомами, возник при  объед неспарен Эл-ов взаимод атомов, с образов одной или несколких  общих Эл-ых пар.

Насыщаемость – кажд атом может образов огранич число  хим связей.

Направлен – хим связь действует в том направл, в кот достиг max перекрыв Эл-ых облаков взаимод атомов.

Если взаимное перекрыв Эл облаков происходит вдоль оси, соед ядра взаимод атомов, то это  σ-связь.

Возник.врезул.спарив электронов,возможно при противоп.спинах С-ва:1)длина связи (10 в -8см);2)энергия связи;3)кратность связи;4)насыщаемост 5)направленность:

а)линейная;б)угловая  в)пирамидальная

3 вида ковал.связи: 1)сигма-связь  имеет ось симетрии; 2)пи-св имеет  пл-ть симметрии обр.за счёт  перекрыв. p и d орбиталей по обеим сторонам 3)дельта-св образ. при одноврем.перекр всех 4-ёх лепистков d-орбиталей.

 

11. Гибридные  связи. Теория гибридизации.

У атомов многовал Эл-ов, вал Эл-ны могут не пренадлеж разл семействам и поэтому их Эл-ые облака имеют различн форму.

Гибридизация – смешив Эл-ых облаков различн форму приводит к образов такого же числа облаков одинак формы. Типы: sp – х-ы для Эл-ов II гр, вал 2, sp(2) – III гр, вал 3, sp(3) – IV гр, вал 4.

Гибр-ия осущ только тогда, когда в образов хим связи  учавств разного типа Эл-ны одного и того же атома Эл-та.

 

12. Кратность  связи. π- и δ- связь.

Если перекрыв происх перпенд оси, соед ядра атомов, то это  пи связь.

При перекпыв d Эл-ых облаков 4-ех областях про-ве располож симметр линии связи – δ-связь.

При возни к пи и б связей происходит м/у двумя атомами, только тогда, когда они связаны уже с б-связей – кратность связей (число Эл=ых пар, учавств в образов ковал связи).

Энергетичеки пи и  б неодинак, б>пи, значит при хим  реакциях пи связь разрыв легче.

 

13. Полярность  ковал связи. Полярн и непол молекулы. Ионная связь.

При образов мол-лы из атомов адного и того же Эл-нта или  из разн Эл-нтов, но с одинаков ЭО, связыв их электр облако располож всегда симметрично  м/у ядрами обоих атомов – ковалентная  неполярная. Если же мол образ из атомов разл Эл-нтов, отлич разл ЭО, то связыв электр облако смещается в сторону более ЭО атома (смещение - поляризация) – ковал полярная. Кол-но пол ков связи оцен дипольным моментом μ=ql. Многие свойства в-в, как раствор способн к диссоц в воде. Завис от полярности связи в мол-ах этих в-в.

Предельн.случ.поляризации  ковал.св явл. ионная св.,которая сопровож.практич. полным смещен. свя-зующего эл.облока к более отриц. атому с последов.электрич. притяж.,образов разноименных ионов. Типы:неполярная-совподения центров тяжести полож и отр зарядов; полярная (диполь) не совпод.

 

14. Ков связь  по донорно-акцепторному мех-зму.  Комплексные соед.

ДА связь явл разновидн  ков связи. В отлич от обычн  ков связи, ДА связь возник за счет двухэл-ого облака (Эл=ой пары), принадлеж перонач одному атому и свободн орб-ли принадл другому атому. В р-те образ Эл-ая пара принадлеж обоим атомам.

Атом пердоставл в общее пользов-ие Эл-ую пару назыв донором, а атом, предоставл свою свободн ор-ль, назыв  акцептором. Да связи сущ в комплексных соед-ях.

Соед-ия, в кот действ одна или  несколько ДА связей, назыв комплексными. Центр атом (ион) назыв комплексообразователем и явл акцептором эл-ых пар. Ионы (мол-лы), связан с комп-образ ДА связями, назыв лиганды – доноры Эл-ых пар.

Виды Комп-образов: ионы металлов, неметалл, нейтральные атомы мет. Виды лигвнд: отриц заряж ионы (Br, F, Cl, NO2); нейтр полярн мол-лы (H2O, CO, NH3). Число лигандов, присоед к комп-образов, назыв корд числом (К.ч.).

Компл соед: катионные, анионные, нейтральные. Заряд комп иона равен сумме зарядов комп=образов и лигандов W=Zко+ΣZл.

 

15. Водородная связь.  Межмолекулярные взаимодействия.

Водородная связь – хим связь  образов м/у мол-ми водородн соед с Эл-ами 2-го периода, имеющие высок  ЭО. Сущ два взгляда на мех=зи образов: 1) электростатическое взаимод, 2) ДА мех-зм. Согл первому, возникн водородн связи обусл тем, что при образов полярн ков связи м/у Н и Эл-ами N,O,F Эл-ое облако Н сильно смещ в сторону более ЭО атома, следов на атоме Н возник эффект полож заряд, а на атоме более ЭО Эл-та эф отриц заряд м/у + и – зарядами.

Н-ую связь можно рассм как  межмол взаимод, но энергия Н-ой связи  на порядок ниже энегии обычной ков связи, но в несколько раз выше энергии межмол-го взаимод.

Мол-лы одного и того же в-ва способн к взаимод м/у собой. Одинак.электр.силы межмолек.взаимд.наз силы Ван-дер-Ваальса. Типы:1ориентационн между полярными молекулами;2)индукционная между пол.и неполярн.3)дисперсная между неполярн.

16. Хим термодигамика.  Осн понятия. Первое начало. Внутр  энергия и энтальпия.

Хим.термод.изучает Переходы одних фо-рм энергии в другие имеющ.место  в хим. сист.Х.Т:1)опр.услов протекан. реакции;2)условия устойчивости 3)найти  способ умен-шен.побочных продук Термод.сист.бывают: 1)изолирован-отсуств энерго –масообмен 2)замкнутые:возмож энерго,---массообмен 3)открытыя:возможенэнер-масообмен

Закон: приращения внутрен.энергии сист. =сообщаемой сист. теплоте за вычитом работы совершаемой сист.

(del)U=U2-U1; A=p(del)V=p(V2-V1); Изохор.проц(V=const)

Qv=(del)U;Изобарный (P=const)Qp=(del)H; энтальпия в теплосо-держащ.сист. (del)H=(del)U+p(del)V

1-ое начало: сумма изм  внутр эн-ии и рабрты, соверш  в сис-ме, равна кол-ву тепла,  поглащ или выдел сис-ой. Q=delU+A

Осн понятия: ТД сис-ма, фаза, параметры, процессы, функции. Энтальпия  – внутр энергия.

 

17. Тепловой  эффект реакции. ТермоХим Ур-ия. Экзо- и эндотерм реакции.

ТЭР – кол-во теплоты, кот выдел или поглащ в рез-те протек ХР, при р=const. Типы: 1) экзотерм (выдел), 2) эндотерм (поглащ).