59. Квалификация комплексные соеденения.

Сложные соединения у которых имеются ковалентные связи, образованные по донорно акцепторному механизму

Назвние начинается с названия отрицательного лиганда, с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом, с указанием римской цифрой его степени окисления. H₂O(аква), NH₃(амин), CO(карбонил), NO(нитрозил). Число лигандов обозначается приставками ди-, три-, тетра-, пенто- и др. или бис- трис тетракис- пентакис- гексакис- для комплексов у которых в названии уже используется приставки ди- три-… [Zn(NH₃)₂Cl]Cl – хлорид хлордиаминцинка.

66. Строение атома. Теория квантовой механики (Бор). Планетарная модели (Зоммерфельда, Резерфорда, Бора)

Атом – это наименьшее кол-во вещества, обладающее хим. св-вами. 1790-1815 гг. – открыты осн. законы химии 1882 г. – Морозов предложил след. модель строения атома: атом он представлял в форме куба, внутри кот. находится + q, в узлах – отриц. 1897 г. – Дж. Томсон открыл . 1909 г. – Р. Малликен определил заряд . 1904 г. – Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно кот атом можно представить в виде + заряженной сферы с вкрапленными («булочка с изюмом»)

1910 г. – в лаборатории Э. Резерфорда в опытах по бомбардировке металлического фольги ‑частицами было установлено, что некоторые ‑частицы рассеиваются фольгой. Исходя из этого Резерфорд заключил, что в центре атома существует + заряженное ядро малого размера, окруженное е. Такая модель наз-cя «ядерной планетарной моделью». 1900 г. – М. Планк предположил, что энергия выделяется порциями . 1910 г. – Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой двигаются вокруг ядра не по любым орбитам, а лишь по разрешенным, на кот обладает опред энергиями (квантовая модель Бора).

70.Энтропия и термодинамическая вероятность. Изменение энтропии системы, её связь с изменением объёма.

Энтропия- термодинамическая функция, мера упорядоченности состояния системы.Термодинамическая вероятность системы W- число микросостояний системы.Энтропия системы- RlnW=S Дж/(моль*К)

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции:

dD + bB = lL + mM равно S = lS_L + mS_M - dS_D - bS_B

Энтропия характеризует число микросостояний, является мерой беспорядка в системе. Её увеличение говорит о переходе системы из более упорядоченного состояния к менее упорядоченному в результате тех или иных процессов.