Для специальности «Фармация»

Экзаменационные вопросы

По дисциплине «Химия общая и неорганическая»

для специальности «Фармация»

(2015/2016 уч. год)

I. Общая химия

1. Строение атома: атомное ядро, нуклоны (протоны, нейтроны), электроны. Их краткая характеристика. Четыре квантовых числа (n, l, m, s), их характеристика. Орбиталь, размер, форма, направленность в пространстве. Подуровень, уровень. Электронная емкость орбитали, подуровня, уровня.

Атом- это мельчайшая электронейтральная частица; по планетарной модели атома Резерфорда атом сост. из ядра, в кот. сконцетрирована основная масса атома. Атом состоит из протонов, нейтронов и электронов. В ядре-протоны и нейтроны. Орбиталью называют область атома, в которой движется электрон с данными значениями n, L, m. s-орбитали имеют форму шара, р-орбитали - форму «гантели», d-орбитали – двух пересекающихся «гантелей». Главное квантовое число (n) определяет общий запас энергии электрона. Побочное (орбитальное) квантовое число (L) определяет форму орбитали. Магнитное квантовое число (m) характеризует ориентацию орбиталей относительно осей координат, оно принимает значения от -L до +L. Спиновое квантовое число (s) принимает значения +1/2 и -1/2. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг своей оси. Оно может осуществляться по часовой или против часовой стрелки .Уровень -сумма или совокупность орбиталей, наход. на одинаковом расстоянии от ядра и имеющий одинаковый запас энергии. Подуровень- сумма орбиталей, наход. на одинаковом расстоянии от ядра, имещий одинаковый запас энергии и одинаковую форму. Электр. емкость: орбиталей- s-2, p-6, d-10, f-1.; подуровней-2(2L+1); уровней-2n^2.

(см. в тетради).

2. Правила формирования электронных оболочек атомов – принцип наименьшей энергии, запрет Паули, правило Гунда. Электронные формулы и электронно-структурные диаграммы атомов. Эмпирическое правило составления электронных формул. Четыре семейства элементов, их краткая характеристика (положение в ПС элементов, электронные формулы атомов в общем виде, принадлежность к металлам и неметаллам).

Принцип наименьшей энергии состоит в том, что электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии уровней и подуровней. Согласно запрету Паули в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовые числа одинаковые. Правило Гунда: в пределах энергетического подуровня электроны распределяются так, что абсолютное значение их суммарного спина имеет максимальное значение. s-Семейство составляют элементы, в атомах которых очередной электрон занимает s-орбиталь внешнего энергетического уровня. К ним относятся элементы главных подгрупп I и II групп, а также водород и гелий. Валентные электроны занимают s-орбиталь внешнего энергетического уровня: ...ns¹². р-Cемейство составляют элементы, в атомах которых очередной электрон занимает р-орбиталь внешнего энергетического уровня. К ним относятся элементы главных подгрупп III и VIII групп. Валентные электроны занимают s- и р-орбитали внешнего энергетического уровня: ...ns²np¹⁶. К d-семейству относятся элементы, в атомах которых очередной электрон занимает d-орбиталь предвнешнего энергетического уровня: ...(n-1)d¹¹⁰ns². К ним относятся элементы побочных подгрупп всех групп. К f-семейству относятся элементы, в атомах которых очередной электрон занимает f-орбиталь третьего снаружи энергетического уровня: ...(n-2)f ^114.(n-l)s²(n-1)р⁶(n-1)d¹ns². К ним относятся элементы вторых побочных подгрупп (лантаноиды и актиноиды).

3. Периодический закон (ПЗ). Конструкция короткопериодного варианта периодической системы (ПС): периоды, группы, подгруппы. Связь между строением электронной оболочки и положением элемента в ПС.

ПЗ-Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомного ядра. Период – это горизонтальный ряд элементов, атомы которых имеют одно и то же число энергетических уровней, равное номеру периода. Группа - это вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинаковое число валентных электронов, равное номеру группы. Подгруппой называется вертикальный ряд элементов, атомы которых обладают не только одинаковым числом валентных электронов, но и сходной структурой электронных оболочек.

4. Орбитальный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, относительная электроотрицательность, периодический характер их изменения. Вторичная периодичность.

Орбитальный радиус (r_орб.) - расстояние от ядра до граничной поверхности наименее связанного с ядром электрона-В пределах периода величина орбитальных радиусов с возрастанием заряда ядра уменьшается, достигая минимального значения у атомов благородных газов. Энергия ионизации (энтальпия ионизация) - энергия, которая необходима для отрыва электрона от изолированного невозбужденного атома - в пределах периодов энергия ионизации минимальна для элементов, начинающих период (щелочные и щелочно-земельные металлы) и максимальна у благородных газов. Сродство к электрону - это энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к изолированному атому - Сродство к электрону максимально у р-элементов VII группы и минимально у благородных газов. Электроотрицательность (ЭО или χ) - способность химически связанного атома притягивать электроны - в пределах периодов ЭО увеличивается, а в пределах групп уменьшается.

5. Ионы простые (элементарные) и сложные. Типы элементарных ионов по строению электронных оболочек. Ионный потенциал. Поляризующее действие ионов.

Ионы – это отрицательно или положительно заряженные частицы. Ионы, состоящие из атомов одного элемента называются простыми или элементарными: Cl^-; S^2-; I^-; K⁺; Fe³⁺ и др. Сложные ионы – это ионы, состоящие из атомов нескольких элементов, чаще всего это кислотные остатки SO₄^2-; NO₃^-; SCN^-;CN^-; ион аммония NH₄⁺ и др. Типы: благородногазовые, псевдоблагородногазовые, ионы с незавершенным d-подуровнем, ионы с неподеленной электронной парой в ns-орбитали. Ионный потенциал равен отношению модуля заряда к величине радиуса иона:

Поляризация химической связи. Важной характеристикой химической связи является ее полярность. Если связь образована атомами с одинаковой электроотрицательностью, то область перекрывания атомных орбиталей расположена симметрично относительно ядер обоих атомов. В этом случае центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают. Такая связь называется неполярной. Если связь возникает между атомами с разной электроотрицательностью (ЭО больше 0, но меньше 1,7), то область перекрывания атомных орбиталей смещается к атому с большей ЭО, что приводит к тому, что центры тяжести положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов не совпадают. Такая связь называется полярной, а процесс - поляризацией связи. Тот атом, к которому область перекрывания ближе, приобретает отрицательный заряд (поляризуется отрицательно), а атом, который располагается дальше, поляризуется положительно, так образуется диполь. Расстояние между центрами тяжести зарядов называется длиной диполя (L).

6.Основные типы химической связи: ковалентная, ионная, водородная, металлическая; их краткая характеристика. Примеры соединений с различными типами связей, их свойства (растворимость в воде, физическое состояние, температура плавления). Характеристики химической связи: длина, энергия, валентный угол. Метод валентных схем, его основные положения. Два механизма образования ковалентной связи. Электронно-структурные диаграммы частиц: H₂, H₂O, N₂, Cl₂, NH₃, NH₄⁺, CO, CO₂ и др. Концепция гибридизации атомных орбиталей. Типы гибридизации s- и p-орбиталей: sp, sp², sp³. Типы связей по характеру перекрывания атомных орбиталей: - и -связи. Одинарные и кратные связи.

Ковалентная связь - это связь, осуществляемая за счет общих электронных пар. Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7) электроотрицательностей NaCl.. Металлическая связь – это тип связи в металлах и их сплавах. Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н. Энергия связи - энергия, которая выделяется при образовании связи между атомами. Длина связи - расстояние между центрами ядер атомов в молекуле (частице), когда силы притяжения уравновешены силами отталкивания и энергия системы достигает минимального значения. Валентный угол - угол, образуемый линиями связи. Основные положения метода ВС заключаются в следующем:

• Одиночные электроны с антипараллельными спинами образуют двухцентровую связь; все связи в молекуле (частице) можно представить комбинацией таких связей.

• При образовании химической связи происходит перекрывание атомных орбиталей взаимодействующих атомов, в межъядерном пространстве увеличивается электронная плотность, атомы притягиваются друг к другу, что приводит к уменьшению потенциальной энергии системы.

• Химическая связь направлена в сторону максимального перекрывания электронных орбиталей взаимодействующих атомов.

Комбинация двухэлектронных, двухцентровых связей, отражающая электронную структуру молекулы называется валентной схемой.

Механизмы образования ковалентной связи: ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ - в образовании связи участвуют одноэлектронные атомные орбитали, т.е. каждый из атомов предоставляет в общее пользование по одному электрону. ДOНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ - образование связи происходит за счет пары электронов атома-донора и вакантной орбитали атома-акцептора. При sp-гибридизации происходит выравнивание формы и энергии одной s- и одной р-орбиталей. Получаются две гибридные орбитали, которые располагаются под углом в 180^о. В случае sр²-гибридизации выравнивается форма и энергия одной s- и двух р-орбиталей, в результате получаются три одинаковых по форме и энергии орбитали, они располагаются в одной плоскости, при этом области наибольшей электронной плотности орбиталей повернуты к вершинам правильного треугольника, поэтому частицы, образованные такими орбиталями, имеют форму правильного треугольника, с валентным углом в 120^о. Для sр³-гибридизации характерно выравнивание формы и энергии четырех орбиталей: одной s- и трех р-орбиталей. Четыре равноценные орбитали располагаются в пространстве, ориентируясь к вершинам тетраэдра, угол между орбиталями соответствует тетраэдрическому и равен 109,5^о. типы связи- см. в тетр. Одинарная связь - это когда в химической связи у атома только один неспаренный электрон (см. в лекции).

7. Поляризация ковалентной связи. Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. Правило Полинга.

Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу, образуются ионы.

Если химическая связь образуется между атомами, которые имеют очень большую разность электроотрицательностей (ЭО > 1,7 по Полингу), то общая электронная пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование соединения противоположно заряженных ионов: 1-ое Правило Полинга - расстояние катион - анион в координационном полиэдре определяется суммой ионных радиусов, а КЧ - их отношением (см. правило Магнуса-Гольдшмидта)
2-ое Правило Полинга - сумма валентных усилий катионов первой координационной сферы, сходящихся на анионах, должна быть численно равна или почти равна валентности аниона:

Поляризация химической связи асимметрия (смещение) электроннойHYPERLINK "http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/212904" HYPERLINK "http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/212904"плотности, связывающей молекулярнойHYPERLINK "http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/114403" HYPERLINK "http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/114403"орбитали ковалентной связи.

8. Комплексные соединения (КС). Определение понятия КС. Строение КС: центральный атом, координационное число центрального атома, лиганды, донорный атом лигандов, внутренняя и внешняя сфера КС; дентатность лигандов. Первичная и вторичная диссоциация КС; константа нестойкости. Классификация КС: по заряду комплексной частицы, по типу лигандов, по принадлежности к классам неорганических веществ. Окраска КС. Биологическая роль КС.(в тетр.)

Комплексными (координационными) называются соединения, образованные в результате координации лигандов к центральному атому, которые способны к самостоятельному существованию как в кристаллах, так и в растворах. Роль центрального атома обычно выполняют положительно заряженные ионы, имеющие свободные электронные орбитали, т. к. центральные атомы являются акцепторами электронных пар. Акцепторные свойства сильнее выражены у ионов с незавершенным d-подуровнем. Например, Сu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Ni²⁺, Pt²⁺, Pt⁴⁺, Cr³⁺ и др. Лигандами обычно являются отрицательно заряженные ионы или полярные молекулы. В их электронной оболочке обязательно есть неподеленные электронные пары, т. е. лиганды, как правило, являются донорами электронных пар. Например, CN^-, SCN^-, S₂O₃^2-, F^-, Вг^-, I^-, NH₃, H₂O, CO, NO. Каждый центральный атом (ц.а.) может скоординировать определенное число лигандов. Это число называется координационным (к.ч.). КС, состоящие из внешней и внутренней сферы, являются сильными электролитами. Они диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферу. Этот процесс называется первичной диссоциацией. Внутренняя сфера или комплексный ион диссоциирует обратимо и ступенчато – это вторичная диссоциация. Она характеризуется константой равновесия, которая называется константой нестойкости (Кн). внешняя (в тетр.). По числу донорных атомов различают лиганды монодентатные, полидентатные и амбидентатные. Монодентатные лиганды содержат один донорный атом, полидентантные – два и более донорных атома, амбидентантые – два донорных атома, но координация с данным центральным может идти только по одному из них, например, SCN^- и NCS^- ÖNO^- и NO₂^-, ČО и СÖ. Первичная диссоциация: