ПОЗНАВАТЕЛЬНОЕ

Оси и плоскости тела человека - Тело человека состоит из определенных топографических частей и участков, в которых расположены органы, мышцы, сосуды, нервы и т.д.

Отёска стен и прирубка косяков - Когда на доме не достаёт окон и дверей, красивое высокое крыльцо ещё только в воображении, приходится подниматься с улицы в дом по трапу.

Дифференциальные уравнения второго порядка (модель рынка с прогнозируемыми ценами) - В простых моделях рынка спрос и предложение обычно полагают зависящими только от текущей цены на товар.

Решение уравнения Шредингера в сферических координатах, оператор Лапласа в декартовых координатах, постоянная Ридберга.

19. Спектр излучения атома водорода Простейший из атомов, атом водорода явился своеобразным тест-объектом для теории Бора. Ко времени создания теории он был хорошо изучен экспериментально. Было известно, что он содержит единственный электрон. Ядром атома является протон – положительно заряженная частица, заряд которой равен по модулю заряду электрона, а масса в 1836 раз превышает массу электрона. Еще в начале XIX века были открыты дискретные спектральные линии в видимой области излучения атома водорода (так называемый линейчатый спектр). Впоследствии закономерности, которым подчиняются длины волн (или частоты) линейчатого спектра, были хорошо изучены количественно (И. Бальмер, 1885 г.). Совокупность спектральных линий атома водорода в видимой части спектра была названа серией Бальмера. Позже аналогичные серии спектральных линий были обнаружены в ультрафиолетовой и инфракрасной частях спектра. В 1890 году И. Ридберг получил эмпирическую формулу для частот спектральных линийСерия ЛайманаОткрыта Т. Лайманом в 1906 году. Все линии серии находятся в ультрафиолетовом диапазоне. Серия соответствует формуле Ридберга при n′ = 1 и n = 2, 3, 4, …; линия Lα = 1216 Å является резонансной линией водорода. Граница серии — 911,8 Å.Основная статья: Серия БальмераОткрыта И. Я. Бальмером в 1885 году. Первые четыре линии серии находятся в видимом диапазоне и были известны задолго до Бальмера, который предложил эмпирическую формулу для их длин волн и на её основе предсказал существование других линий этой серии в ультрафиолетовой области. Серия соответствует формуле Ридберга при n′ = 2 и n = 3, 4, 5, …; линия Hα = 6565 Å, граница серии — 3647 Å.Серия ПашенаПредсказана Ритцем в 1908 году на основе комбинационного принципа. Открыта Ф. Пашеном в том же году. Все линии серии находятся в инфракрасном диапазоне. Серия соответствует формуле Ридберга при n′ = 3 и n = 4, 5, 6, …; линия Pα = 18 756 Å, граница серии — 8206 Å.Классический вариант принципа неопределенности : поток элементарных частиц пропускают через тонкую пластину, на которой расположены две очень узкие вертикальные щели. При этом на экране, установленном за пластиной, возникает интерференционная картина из чередующихся темных и светлых полос. Интерференция имеет волновое объяснение: элементарные частицы обладают также волновой природой, и когда складываются волны, находящиеся в фазе, возникают светлые полосы, а когда в противофазе - темные.Интерференция в описанном эксперименте наблюдается и в том случае, когда интенсивность потока элементарных частиц настолько мала, что они проходят сквозь пластину по одной. Согласно так называемой Копенгагенской интерпретации квантовой механики, это явление объясняется тем, что электрон (или фотон) одновременно проходит сквозь обе щели и интерферирует сам с собой. Определить, сквозь какую из щелей все же прошла элементарная частица, нельзя из-за принципа неопределенности Гейзенберга. Любые измерения приведут к тому, что квантовая система "схлопнется" и интерференционная картина исчезнет.

20. Квантовые числа для атомовГлавное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, ...). Под главным квантовым числом, равным ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).Кроме того, оказывается, что в пределах определенных уровней энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уровня, отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n - 1 (l = 0,1, ..., n - 1). Обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными символами:Значение l 0 1 2 3 4 Буквенное обозначение s p d f gВ этом случае говорят о s-, р-, d-, f-, g-состояниях электронов, или о s-, р-, d-, f-, g-орбиталях.Орбиталь — совокупность положений электрона в атоме, т.е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака, а также орбитальный момент р — момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа).Таким образом, электрон, обладая свойствами частицы и волны, с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-, р-, d-, f-, g-состояниях различна.Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. (А.Беккерель, 1896 г.). Последовавшее за этим установление природы α-, β-, и γ-лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э.Резерфорд, 1899—1903 гг.), открытие ядер атомов (Э.Резерфорд, 1909—1911 гг.), определение заряда электрона (Р.Милликен, 1909 г.) позволили Э.Резерфорду в 1911 г. предложить одну из первых моделей строения атома.Модель Резерфорда. Суть планетарной модели строения атома (Э.Резерфорд, 1911 г.) можно свести к следующим утверждениям:1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных, но она сразу обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к тому, что электрон должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было, отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.Теория Бора. В 1913 г. датский физик Н.Бор предложил свою теорию строения атома. Как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца. Однако к этому времени Дж.Франк и Г.Герц (1912 г.) доказали дискретность энергии электрона в атоме и это позволило Бору положить в основу новой теории два необычных предположения (постулата):1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.Радиус орбиты r и скорость электрона v связаны квантовым соотношением Бора:mrv = nћгде m — масса электрона, n — номер орбиты, ћ — постоянная Планка (ћ = 1,05∙10-34 Дж∙с).2. При движении по стационарным орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например с энергией Е1, в другое — с энергией Е2, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия ∆E, величина которой определяется соотношением∆E = E1 – E2 = hv, где v — частота излучения, h = 2p ћ = 6,62∙10-34 Дж∙с.Бор, используя данное уравнение, рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями, но было обнаружено также и то, что для других атомов эта теория не давала удовлетворительных результатов.Квантовая модель строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом.Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.МО ЛКАО (Линейная Комбинация Атомных Орбиталей) - простейший метод определения волновых функций молекулярных орбиталей. Рассматривает волновые функции молекулярных орбиталей как линейные комбинации волновых функций атомных орбиталей. Для точного определения волновой функции молекулярной орбитали необходимо решить сложную даже для простейших молекул задачу о движении одного электрона в самосогласованном поле, создаваемым атомными ядрами и остальными электронами всех атомов, входящих в молекулу. Поэтому в методе МО ЛКАО используются упрощающие исходную задачу предположения.

21. Типы кристалловВсе кристаллы по характеру по характеру превалирующей связи подразделяют на молекулярные и ионные: Молекулярные кристаллы – это кристаллы, в которых преобладает связь Ван – дер – Ваальса, такая связь возникает между любыми элементарными (ионами, атомами, молекулами), но для многих кристаллов она мала по сравнению с другими более значительными силами. К этому типу кристаллов относятся: инертные газы, Н₂, N₂, Cl₂, I₂, H₂O, CO₂, CH₄. Энергия связи сил Ван – дер – Ваальса невелика, поэтому молекулярные кристаллы имеют низкие температуры плавления и испарения. Молекулярные кристаллы – диэлектрики, так как кристалл построен из электрически нейтральных атомов (молекул), кристаллы прозрачны для электромагнитного излучения; Ковалентные кристаллы – это кристаллы, в которых преобладает ковалентный тип связи, их образуют элементы IV, V, VI, VIIподгруппы В. В этих элементах преобладают неметаллические свойства, они электроотрицательны, вступая во взаимодействие с элементами других групп, атомы склонны отбирать валентные электроны, достраивая свою валентную зону. Ковалентная связь характеризуется направленностью. Вследствие этого атомы в ковалентных кристаллах укладываются не компактно и образуют кристаллические структуры с небольшим координационным числом. Направленность межатомных связей и неплотно упакованные кристаллические структуры приводят к низкой пластичности, но высокой твердости (алмаз – самый твердый материал). Температурный коэффициент электросопротивления у ковалентных кристаллов имеет отрицательное значение, т.е. при нагреве сопротивление снижается. К ковалентным кристаллам относятся многие сложные кристаллические вещества, состоящие из разнородных атомов: карбид кремния SiC, нитрид алюминия AlN₃;Металлические кристаллы – это кристаллы, в которых преобладает металлический тип связи, их образуют элементы всех подгрупп А и I, II, III подгруппы В, в которых преобладают металлические свойства. Металлическая связь в отличие от остальных типов связи ненаправленная, поэтому каждый атом стремится притянуть к себе как можно больше соседних атомов. Следствием этого является высокая координационное число и большая компактность кристаллических структур металлов. В следствие ненаправленности металлической связи и образования плотноупакованных структур металлические кристаллы более пластичны и менее тверды, чем ковалентные кристаллы. Хорошая электропроводность обеспечивается наличием свободных подуровней в валентной электрической зоне. Температурный режим электросопротивления у металлических кристаллов имеет положительное значение, то есть электоросопротивление при нагреве растет. Металлы в отличие от молекулярных кристаллов не прозрачны для электромагнитных волн от самых низких частот до середины ультрафиолетовой области спектра. Металлические кристаллы не только не прозрачны, но и хорошо отражают излучения, то есть обладают блеском;Ионные кристаллы – при образовании сложных кристаллов, состоящих из элементов различной валентности, возможно образование атомов и перекрытии валентных энергетических зон между элементами происходит перераспределение электронов. Электроположительный элемент теряет валентные электроны, превращаясь в положительный ион, а электроотрицательный – приобретает его, достраивая свою валентную зону до устойчивой конфигурации. В узлах ионного кристалла располагаются ионы. Типичный представитель – NaCl. По величине энергия связи ионного кристалла близка к энергии связи ковалентных кристаллов. Обе энергии больше энергии связи металлических и тем более молекулярных кристаллов, поэтому ионные кристаллы имеют высокую температуру плавления и испарения, высокий модуль упругости и низкие коэффициенты сжимаемости и теплового расширения. Направленность связи приводит к высокой твердости и отсутствии пластичности

22. Всеобщая химизация и загрязнение окружающей среды. Принципы «Зеленой химии».Основные типы загрязнения:1)Физичесское(тепловое,шумовое,электромагнитное,световое,радиоактивное)2)Химическое(тяжелые металлы,пестициды,пластмассы и др.хим вещества)3)Биологическое(биогенное,микробиологическое,генетическое)4)Информационное(инф шум,ложная информация,факторы беспокойства)Вредные примеси:Неорг природы(мин соли,кислоты,щелочи,глинистые частицы)Орг природы(нефть,нефтепродукты,орг остатки, пестициды)При правильном использовании и четком соблюдении техники безопасности пестициды не причинят существенного вреда, а, наоборот, помогут спасти урожай, повысить качество продукции. Хотя в ряде случаев можно вообще отказаться от химических средств защиты или снизить объем их использования, применяя биопрепараты, регуляторы роста и удобрения, способствующие повышению устойчивости растений.Пестициды – это химические вещества, применяемые для подавления вредителей, возбудителей заболеваний, сорной растительности и др. вредных организмов. Единого мнения о пестицидах нет. Одни считают, что они приносят огромную пользу, т.к. позволяют сохранить урожай, а часто и повысить его, улучшить качество продукции, защитить население от вредителей-переносчиков таких тяжелых заболеваний, как малярия. Они просты в применении, доступны и обладают высокой эффективностью при уничтожении вредных организмов.«Зеленая химия»-открытие, разработка и применение хим процессов и продуктов,уменьшающих и исключающих использование и образование вредных

23. Энергетические характеристики атомовТак как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, размеры атомов окислительно-восстановительные и другие свойства..Энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого либо элемента, называется первой энергией ионизации (потенциалом ионизации).В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают в кДж/моль, либо в эВ.Эта энергия характеризует восстановительную способность элемента. Она возрастает в периоде слева направо и в группе снизу вверх, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подуровней от ядра. Наименьшие значения энергии ионизации имеют щелочные элементы, находящиеся в начале периода, наибольшими значениями энергии ионизации характеризуются благородные газы, находящиеся в конце периода.Сродство к электронуэнергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов.Единицы измерения кДж/моль или эВ. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены фтор, кислород, сера. В периоде слева направо она увеличивается, а в группе снизу вверх растет.Электроотрицательность:характеристика способности атомов притягивать к себе электроны (ЭО).Она зависит от типа соединений, валентного состояния элемента.Существует несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р.Малликену, ЭО равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Наименьшие значения ЭО имеют s-элементы 1 группы, наибольшие значения – p-элементы 7 и 6 групп.

24.Крист решетки Твердые вещества, как правило, имеют кристаллическое строение. Оно характеризуется правильным расположением частиц в строго определенных точках пространства. При мысленном соединении этих точек пересекающимися прямыми линиями образуется пространственный каркас, который называют кристаллической решеткой.Точки, в которых размещены частицы, называются узлами кристаллической решетки. В узлах воображаемой решетки могут находиться ионы, атомы или молекулы. Они совершают колебательные движения. С повышением температуры амплитуда колебаний возрастает, что проявляется в тепловом расширении тел.В зависимости от вида частиц и характера связи между ними различают четыре типа кристаллических решеток: ионные, атомные, молекулярные и металлические.Кристаллические решетки, состоящие из ионов, называются ионными. Их образуют вещества с ионной связью. Примером может служит кристалл хлорида натрия, в котором, как уже отмечалось, каждый ион натрия окружен шестью хлорид-ионами, а каждый хлорид-ион - шестью ионами натрия. Такому расположению соответствует наиболее плотная упаковка, если ионы представить в виде шаров, размещенныхкристалле.Очень часто кристаллические решетки изображают, как показано на рис , где указывается только взаимное расположение частиц, но не их размеры.Число ближайших соседних частиц, вплотную примыкающих к данной частице в кристалле или в отдельной молекуле, называется координационным числом.В решетке хлорида натрия координационные числа обоих ионов равны 6. Итак, в кристалле хлорида натрия нельзя выделить отдельные молекулы соли. Их нет. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую макромолекулу, состоящую из равного числа ионов Na⁺ и Cl^-, Na_nCl_n, где n - большое число . Связи между ионами в таком кристалле весьма прочны. Поэтому вещества с ионной решеткой обладают сравнительно высокой твердостью. Они тугоплавки и малолетучи.Плавление ионных кристаллов приводит к нарушению геометрически правильной ориентации ионов относительно друг друга и уменьшению прочности связи между ними. Поэтому расплавы их проводят электрический ток. Ионные соединения, как правило, легко растворяются в жидкостях, состоящих из полярных молекул, например в воде.Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решетках соединены между собой прочными ковалентными связями. Примером может служить алмаз - одна из модификаций углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними атомами. Координационное число углерода в алмазе 4 . В решетке алмаза, как и в решетке хлорида натрия, молекулы отсутствуют. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую молекулу. Атомная кристаллическая решетка характерна для твердого бора, кремния, германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием.Кристаллические решетки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными.Молекулы в таких решетках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость и низкие температуры плавления, нерастворимы или малорастворимы в воде, их растворы почти не проводят электрический ток. Число неорганических веществ с молекулярной решеткой невелико.Примерами их являются лед, твердый оксид углерода (IV) ("сухой лед"), твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (F₂, Сl₂, Br₂, I₂, Н₂, О₂, N₂), трех- (О₃), четырех- (Р₄), восьми- (S₈) атомными молекулами.

25.Метод валентных связей Метод валентных связей основывается на положении, что каждая пара атомов в химической частице удерживается вместе при помощи одной или нескольких электронных пар. Эти пары электронов принадлежат двум связываемым атомам и локализованы в пространстве между ними. За счет притяжения ядер связываемых атомов к этим электронам и возникает химическая связь. 1. Ковалентную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам. Например, при сближении двух атомов водорода происходит частичное перекрывание их электронных орбиталей и образуется общая пара электронов2. При образовании ковалентной химической связи происходит перекрывание волновых функций электронов (электронных орбиталей), при этом связь будет тем прочнее, чем больше это перекрывание.3. Ковалентная химическая связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания волновых функций электронов, образующих связь будет наибольшей.4. Валентность атома в нормальном (невозбужденном) состоянии определяется:числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов; Американский химик Дж. Льюис в 1916 году предложил обозначать электроны точками рядом с символами элементов. Одна точка обозначает один электрон. В этом случае образование молекулы водорода из атомов записывается так:Оказалось, что формулы Льюиса имеют глубокий химический смысл. Мы видим, что связь между атомами водорода обозначается парой электронов. Как предположил Льюис, именно пара электронов позволяет образовать ковалентную связь.

26. Полярные ковалентные связи (аммиак, вода, двуокись серы). Поделенные и неподеленные электронные пары. Ионная связь (NaF)Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар. Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании. В отличие от предыдущего случая в дополнение к ковалентной составляющей химической связи в молекуле Na⁺:F^– добавляется еще и электростатическое притяжение между ионами натрия и фтора и этот факт делает связь прочнее.

27. Двойная связь — ковалентная связь двух атомов в молекуле посредством двух общих электронных пар. Строение двойной связи отражено в теории валентных связей. В этой теории считалось, что двойная связь образуется комбинацией сигма - и пи - связей. Тройная связь — ковалентная связь двух атомов в молекуле посредством трёх общих связывающих электронных пар. Правило Джиллеспи: геометрическая структура молекулы определяется взаимным расталкиванием валентных электронных пар (связывающих и неподеленных), причем они стремятся расталкиваться на максимальный угол (т.е. расположиться как можно дальше друг от друга).
2 валентные пары – линейная структура, угол 180°. (карбен)
3 валентные пары – плоский треугольник. угол 120°. (графит)
4 валентные пары – тетраэдр, 109.5° . (алмаз, кремний)
5 валентных пар – тригональная бипирамида.
6 валентных пар – октаэдр,
7 валентных пар - пентагональная бипирамида.

28. В основном (не возбужденном) состоянии сера двухвалентна. В реакции с атомами водорода она образует соединение H₂S потому, что у нее на двух p-орбиталях (из трех имеющихся) находится по одному электрону, и остается место для спаривания еще с двумя "чужими" электронами водородных атомов. Валентная оболочка серы имеет пустой 3d-подуровень. Этот 3d-подуровень находится достаточно близко по энергии к внешнему 3p-подуровню атома серы. При поглощении даже небольшой порции энергии один из 3p-электронов может переходить на 3d-подуровень. Затрата энергии при этом с лихвой покрывается выигрышем при образовании дополнительных ковалентных связей (Переход атома серы из основного состояния с валентностью II в первое возбужденное состояние с валентностью IV). VI валентная сера образуется при распаривание 3s и 3p подуровней.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ

Все атомы, имеющие незаполненные электронные оболочки, способны к образованию химической связи. Так, ковалентная химическая связь образуется за счет общей электронной пары. Если в образовании связи участвуют атомы разных химических элементов, то эта электронная пара будет смещена к одному из них. Способность атома к смещению электронной пары в свою сторону при образовании химической связи называется электроотрицательностью. Так электронная пара может быть смещена к более электроотрицательному атому АB , в данном случае это атом В . Или наоборот AB, теперь это атом А.

Электроотрицательность в периоде периодической системы Д. И. Менделеева увеличивается с возрастанием заряда ядра химического элемента, то есть слева направо. В группе с увеличением числа электронных слоев электроотрицательность уменьшается, то есть происходит уменьшение электроотрицательности сверху вниз. Значит самым электроотрицательным элементом является фтор (F), а наименее электроотрицательным – франций (Fr). Чтобы сравнить электроотрицательности элементов, расположенных в разных периодах и группах, можно воспользоваться рассчитанными значениями электроотрицательностей. Существует несколько способов расчета значений электроотрицательностей. Рассчитанные значения образуют шкалу электроотрицательностей. Наиболее известной шкалой является шкала известного американского химика Л. Полинга

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

В результате смещения электронной пары на атоме, к которому произошло смещение, возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме, связанном с ним – частичный положительный заряд. Если посчитать любое частичное смещение электронов полным, то на атомах будет либо полный положительный, либо полный отрицательный заряд. Результат этого допущения называется степенью окисления. Степень окисления – это условный заряд который возник бы на атоме в случае, когда все полярные ковалентные связи считались бы ионными.

30. Теория молекулярных орбиталей1. В этой теории квантовомеханические зависимости для атома распространены на более сложную систему - молекулу. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных электронов (молекулярные орбитали) с их самосогласованным движением в поле друг друга и всех ядер молекулы.2. Предполагается, что все электроны данной молекулы (как и в атоме) распределяются по соответствующим орбиталям. Состояние электрона в атоме описывается одноэлектронной волновой функцией ψ, являющейся решением уравнения Шрёдингера. Волновая функция ψ, зависящая от четырёх квантовых чисел, имеющая конкретный математический вид и удовлетворяющая условию нормировки и однозначности называется молекулярной орбиталью (МО)(по аналогии с атомной). Каждая орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел, отражающих свойства электронов в данном энергетическом состоянии. В отличие от одноцентровых орбиталей атомов, орбитали молекул многоцентровые, то есть молекулы имеют общие орбитали для двух или более атомных ядер. Каждая молекулярная орбиталь обладает определённой энергией, приближённо характеризующейся соответствующим потенциалом ионизации. 3. По аналогии с атомными s-, p-, d-, f- орбиталями молекулярные орбитали обозначают греческими буквами σ-, π-, δ-, γ-. МО образуются при комбинировании атомных орбиталей при достаточном сближении. Совокупность МО молекулы с указанием её типа и количеством электронов на ней даёт электронную конфигурацию молекулы. Существует 3 типа молекулярных орбиталей: связывающие, разрыхляющие . Электроны на связывающих молекулярных орбиталях упрочняют связь, на разрыхляющих как бы дестабилизируют (расшатывают). Молекула является устойчивой лишь в том случае, если число электронов на связывающих орбиталях превышает число электронов на разрыхляющих. Электроны, находящиеся на несвязывающих молекулярных орбиталях, участия в образовании химической связи не принимают. Из n исходных атомных орбиталей возникает n МО. (Li)Перекрывание одинаковых 1s-орбиталей атомов лития даст две молекулярные орбитали (связывающую и разрыхляющую), которые согласно принципу минимума энергии будут полностью заселены четырьмя электронами. Выигрыш в энергии, получаемый в результате перехода двух электронов на связывающую молекулярную орбиталь, не способен компенсировать ее потери при переходе двух других электронов на разрыхляющую молекулярную орбиталь. Вот почему вклад в образование химической связи между атомами лития вносят лишь электроны внешнего (валентного) электронного слоя. Перекрывание валентных 2s-орбиталей атомов лития приведет также к образованию одной -связывающей и одной разрыхляющей молекулярных орбиталей. Два внешних электрона займут связывающую орбиталь, обеспечивая общий выигрыш в энергии (кратность связи равна 1). Углерод sp2- графит, нанотрубки, фуллерены ;sp³ -форма алмаз; sp - форма КарбинСостоит из углеродных фрагментов с тройной –С≡С–С≡С–, или двойной кумулированной =С=С=С=С= связью. Может быть линейным или образовывать циклические структуры.