Химическая связь

Cтроение атома. Периодический закон. Периодическая система

1. История развития представлений о строении атома: планетарная модель Резерфорда, постулаты Бора. Предпосылки создания квантовой теории: уравнения Планка и Эйнштейна, волновое уравнение Де Бройля и принцип неопределенности Гейзенберга.

2. Атомное ядро. Масса и заряд протона и нейтрона. Ядерные силы, их природа. Примеры ядерных реакций: a- распад, `b- распад, b⁺-распад, деление тяжелых ядер.

3. Заряд и масса электрона. Квантование энергии электрона в атоме. Корпускулярно-волновой дуализм электрона. Понятие о волновом уравнении Шредингера и его решении. Описание состояния электрона в атоме с помощью квантовых чисел, их физический смысл.

4. Основные принципы и правила, определяющие порядок заполнения орбиталей электронами: принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда, правила Клечковского.

5. Форма граничной поверхности s, p, d – орбиталей. Понятие орбитального радиуса и радиуса граничной поверхности. Периодически повторяющиеся свойства атомов: энергия ионизации, сродство к электрону, относительная электроотрицательность (ОЭ). Определение ОЭ по Полингу и Малликену, а также по Олриду и Рокау.

6. Физический смысл номера периода, номера группы, деления группы на главную и побочную подгруппы. Классификация элементов по строению атома: s, p, d, f- элементы.

7. Примеры внутренней и вторичной периодичности. Их объяснение с помощью эффектов "экранирования" и "проникновения". Понятие эффективного заряда ядра, эффективного порядкового номера и эффективного атомного радиуса. Правила Слэтера.

8. Кайносимметрия. Понятие кайносимметричной орбитали и кайносимметричных элементов. Типовая, полная и неполная электронная аналогии; слоевая аналогия.

1. Природа химической связи. Различия между понятиями “химическая связь” и “валентность”, “валентность” и “координационное число”. Степень окисления. Понятие комплексного соединения.

2. Основные положения теории валентных связей (ВС). Насыщаемость и направленность ковалентной связи. Простой и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Способы перекрывания орбиталей (s- и p- связи).

3. Теория гибридизации атомных орбиталей. Расположение в пространстве гибридных орбиталей: sp, dp, sp², dp², sd², pd², sp³, sd³, sp²d, sp³d, sd⁴, sp³d², sp³d³, sp³d⁴. Теория локализованных пар и геометрическая форма молекул.

4. Длина связи и кратность связи. Примеры неорганических соединений с одинарными, двойными и тройными связями. Делокализованная связь на примере CO₃^2-, NO₃^-, SO₂.

5. Полярность и поляризуемость связи. Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент связи и дипольный момент молекулы. Постоянные, мгновенные и индуцированные диполи.

6. Основные положения теории молекулярных орбиталей (МО). Физический смысл функций j, y и коэффициентов l₁ и l₂ в уравнении

j_мо= l₁y_а `± l₂y_в. Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие МО.

7. Условия, определяющие возможность перекрывания атомных орбиталей (энергия и геометрия). Энергетическая диаграмма МО двухатомных гомо- и гетероядерных молекул, образованных элементами 2 периода. Расчет кратности связи и оценка магнитных свойств молекул.

8. Расчет степени ионности связи. Ионная связь как крайний случай полярной связи. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Понятие ионного кристала.

9. Химическая связь в металлах с позиций теории «электронного газа» и теории МО (зонная теория). Валентная зона, запрещенная зона и зона проводимости. Объяснение высокой электропроводимости, пластичности и металлического блеска с помощью зонной теории. Влияние вклада ковалентной связи на физические свойства металлов.

10. Электростатическая природа межмолекулярного взаимодействия. Примеры ориентационного, индукционного и дисперсионного взаимодействия.

11. Водородная связь как частный случай ковалентной донорно-акцепторной связи. Примеры водородной связи (вода, фтороводород, салициловый ангидрид). Влияние водородной связи на физические свойства веществ.

Дата добавления: 2014-01-13