1. Строение атомов. Модель атома по Резерфорду, по Бору.

Атомы сост. из полож. заряж ядра и элек-ной орбитали. Яд- ро занимает мал.Часть , соср-едоточена вся масса-высокая плотность. Электроны – мик-рочастица, облода-ющая эле-ментарным отриц.зарядом, т.е. кото-рого меньше в при-роде не сущ. При хим. Взаим ядра реагир-их атомов ост.без измен., измен. их оболо-чки.Р:в центре атома нах. полож. заряж.ядро,а вокруг его движ. Электроны число которых =заряду ядра. Б:лучистая энер-гия испус-ктся и поглощается телами не непрерывно а дисперст-но, т.е.отде-льными порциями квантами.Энерг кванта:Е= hv .Класическая механика: вращ. движ. ионов вокруг ядра опр. моментами колич. Движ (МКД=mvr) ;Кван-тов. мех: энергия эл.меняется скоч-ками ,зн-т МКД=hn/2п мен. скочками 1постулат Б:электроны могут враща-ться по строго опр.орбитам дозво-леной квантов. Тео-рией,наз. Стационарными орбитами (mvr=hn/2п).С удал. электрон

>v-> ,но < -энергия эл. возрастает. 2постулат Б:вращ.по стационарной орбите эл.не измен. энергии. 3постулат

Б:излучен.происх.при скачкоо-вр.переходе электр.с 1 станц. орбит.на 2 при этом погло или выдел.квантэнергии Наиболее устой-чивое сост:эл нах.на ближ. орбитали к ядру(облодает наимен.энергией)

2. Волновые свойства электрона. Принцип неоп-ределенности Гейзенбер-га. Ур-ние Шредингера:

Луи де Бройля установил: корпоскулярные частицы облод.волновыми св-ми. электрон в атоме имеет 2-ую природу наряду с корпускулярыми, он про-являет волновые св-ва Гейзенберг:нельзя одно-временно точно опр. коор.и импульс электрона.Атом не имеет точных геометр. размеров и неизменой формы. Шредингер:

3. Квантовые числа. Главное, орбитальное, магнитное, спиновое числа.

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

4. Принцип Паули. Принцип наименьшей энергии. Правило Гунда. Порядок запол­нения атомных орбиталей электронами

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

5. Периодический закон Д.И. М. Струк-тура 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

6. Развитие перио-дического закона. Энергия ионизации, сродство к элект-рону, электроотри-цательность.

Периодич.изменения с-в хим.элем.происх. вследствии периодич возвращения к анало гичным электрон. рупировкам

7. Химическая связь и валентность.

Это совокупность сил действующие между двумя атомами или группами атомов и обуславливают оброз ование 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. Ковалентная связь.

Свойства ковалентной связи. Понятие о теории гибридизации.

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 симетрии обр.за счёт перекрив.

p и d орбиталей по обеим сторонам

3)дельта-св образ. при одноврем.перекр

всех 4-ёх лепистков d-орбиталей

9. Ионная связь. Типы ковалентных молекул.

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 от зарядов; полярная

(диполь) не совпод.

10.Межмолекулярные взаимодействия, их типы, харак-тика.

Одинак.электр.силы межмолек.взаимд.наз

си-и Ван-дер-Ваальса

Типы:1ориентационн между полярными молекулами;2)индукционная между пол.и неполярн.3)дисперсная между неполярн.

11. 1)Донорно-акцепторная связь. 2)Водородная связь.

1)возник.между а и b когда а имеет свободную неподе-лен.пару электронов, которую предостовл.

в общее пользов. к b, имеющ.свободных орбиталь.2)участвует атом во

12.Металлическая связь. 2)Структура твердых тел.

Метал.структуру можно представить

Виде кристал.решётк в узлах которой нах.

полож.заряжен.ионы, а между ними свобод

перемещ. Электроны в отличии от кован.св мет.св.не имеет напр-авления и насыщаем-

остью; 2)аморфные: с-ва одинак.по всем направл.кристала; кристалич - это боль-шинство твёрд.тел, имеют геомет.фигуру, св-ва различны.

4 типа решёток: а)молекулярная б)атомная; в)ионная г)металлическая

13.Элементы хим термодинамики. Первое начало термодинамики. Внутрен­няя 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 теплосодержащ.сист. (del)H=(del)U+p(del)V

14.Термохимические уравнения. Теплоты образования и разло-жения веществ. Закон гесса и следствия из него.

Указ.теплота и агрега сост. 1кал=4,2Дж

Энтальпия-колич. Теплоты для образ.

1 моля сложн.в-ва из простых в-вЭльтапия

Q-для разложения…

Гесс:Тепловая хим.р.

Не зависит от спосо-ба её провед,а от нач

и кон.сост.реагир.в-в

Сл-ия:1)Qразл=Qобр по обсолютн.величин,

но против.по знаку (del)Hобр=--(del)Hраз

2)общий теплов.эфек =

= (+Qобраз в-в)-(+Qисх в-в)

15.Элементы второго начала термодинамики. Энтропия.

Основатель Клазиус:

Любая форма энерги Может преобраз.в теплов.энергию,а она в другие виды полно-стью не превращ.Зак: невозможен процесс, единствен. Результ которого было бы прев-ращение теплоты в работу.Энтропия-мера беспорядка аотичности располо частиц.В изолир.сист. происх увелич энтропии. В открытых-умень (охложд расплав мет)

16.Энергия Гиббса. Направленность химических процессов.

При хим.взаимод общ денденция хар-ся: 1уменьшен энтропии, т.к.частицы стремя-ться к объединен; 2 увеличен.энтропии стремлен частицы к беспоряд.движению.

Сумарный эффект=G=(del)H-T(del)S

G<0—возмож.сам.пр

G>0—навозможен

G=0—равновес в сис

t-->0K—энтальпия

t>5000C—энтрония

17.Классификация химических реакций. Скорость гомоген-ных реакций. Энер-гия ак­тивации, энт-ропия активации.

По типу механизма:

1)необратимые

2)обратимые

3)последовательные

4)параллельные

5)ценные

6)фотохимические

По усл.проведения

-изотермические

-неизотермические

-при постоян.объёме

-адиабатические

-неадиабатические

По использ.католиз.

Католич. и некатолит

По фазовому сост. реагента:

-гомогенные

-гетерогенные

Скорость:моль/л с

Энергия активаци-- энергия необход.для

преодолен.сил оттал-кивания электрич. оболочек со ударяющ молекулами(энергия

затрачив.для перево-да исходн.реагентов

в сост.акт.комплекса)

Энтропия активации вероятность надле-жащей ориентаций соодурающ.активных

молекул.

18.Закон действия масс. Константа скорости реакции. Влияние температуры на ско­рость гомогенных химических реакций.

При t=const скорость химич.реакции прямо

пропорционально произвед.концентрац.

реагир.в-в возведен.

в степени их стерео-хим.коэф:v=

K-константа.скор.р-ии При повышен t=10С,

Скорость увелич.2-4р

19.Химическое равновесие в гомогенных системах. Принцип Ле-Шателье.

При t=const отн K1/K2 будет постоян Kp

Ле-Шателье:если на устойч.сист.подейст-вовать,то равновесие сместиться в сторону

реакции,которой пре-пяствует произведён

процессу.При +t в сторону эндотермич.

-t экзотермической

20.Цепные реакции. Элементы фотохим.

Активн.частицы пере-дают энерг.возбужд.ч

Обрыв цепи происх. при потере активн. центра:

1)столкновен. акт.частиц друг с друг

2)столкн со стенкой

3)столкн с частицами

примеси не вступив. в реакцию.Фот.хим.р

—р-ии возбужд.дейст видимого света и уль-трофиолетов.излучен Условие:1опр.длина.

волны поглощ.одним из реагир.в-в;2Епогл.

не ниже Еакт молеку-лы её поглатившей.

На Земле фотосинтез

21 .Гомогенный катализ.

Катализатор наход.в одной фазе с реаген-тами,р.протекает по всему объёму,осущес

промежуточные р.--> замена одной медлен

несколькими быст-рыми

22.Скорость гетеро-генных реакций.

Ге-терогенный катализ.

Катализ.и реагент наход.в разных фа-

зах (р.протекает на поверхн.катализат)

23.Д.С могут сущ.длит.вр.

Устойчивость:

1)кинетическая—спос частиц к самост.тепл.

движен.

2)агрегативн. устойчивость—части-цы не укрупняются(не слипаются) при столк друг с другом

24.Общая хар-ка растворов. Способы выражения концент-рации растворов. Растворимость газов, твердых тел и жидкостей в жидкостях.

Раств.наз.термодин. устойчив.однофазную

сист.сост.из двух и более компонентов.

Сост.из растворителя и растворён в-ва

Класификация:

-концентрированные

-разбавленные

-насыщенные

-пересыщенные

Способы выр-ния-7:

-массовый процент(1)

-молярная(2)

-моляльная(3)

-мольная доля(4)

-эквивалентная(5)

-титр;(6)

-Растворимость(7):

газ в жидкости:

увелич.с +t и –p(давл)

жидкость в жидкости:

твёр.тело в жидкости:

увелич.с +t,р не завит

25.Первый и второй законы Рауля.

1)относит.пониж.давл насыщен.пара раст-ля

над раствором прямо-пропорцион.мольной

доле раств.в-ва (Po-P)/P=N

2)повышен.темпер.кип или пониж.тем.кристал

р-ра прямопропорцион моляльной концентрац

26.Осмотическое давление. Закон Вант-гоффа.

Осмос—диффузия молекул р-ля в раст-воре через полупро-ницаемую перегарод-ку,но не проницае-мость для молекул растворенного.в-ва Pосм=P/S

Закон:Pосм=P,котор. оказывало бы раств.

в-во,если оно нах. в газообр.сост.и заним.

объём раствора Pосм=mRT/M

27.Водные растворы электролитов. Осо-бенности растворов кислот, солей, осно-ва­ний. Теория элект-ролитической диссо-циации.

В распл.и растворен. сост.проводят ток;

Ткип;Ткр;Росм;(det)P всегда>чем концентр.

растворов.Теория:

сальвотация—взаим. ионов электролитов

с полярными молеку-лами раств-ля(если

рас-ль вода,проц.наз. гидротацией).

Процес диссоциации крис-талов с ионной структурой:

отриван. ионов может проис-ходить:1)из притяжен

молекул воды;2)из толчков со стороны других молекул нахов движении;3)из-за теплов.колебаний ионов в кристал.

28.Степень диссо-циации. Виды элект-ролитов. Константа диссоциации слабых элек­тролитов.

Альфа=число дисоц-иированных молекул/ общее число раствор молекул.Виды элект

1)сильные(Альфа>30% для 0.1н р-ра(все щелочи) в водных растворах дисоции-рованы прак-тически нацело;

2) слабые (Альфа<3% для 0.1н р-ра) в водн.раст-рах диссоциируют части-чно и в растворе устан. равновесие между ионами и недисоции-рованными молекулами (органич.кислоты,соли

малораствор.в воде, слабые:кислоты и основания)

3)элементы средней силы (Альфа =3-30% для 0,1н р-ра)

Альфа= (i-1/(n-1))100%

Кд—выражение для константы равнове-сия,на основе законов хим.равновесия.Зависит от природы элект-ролита и раств-ля от t

Не зависит.от конц-ц

29. Диссоциация воды. Водородный показатель

Чистая вода очень плохо проводит эл.ток,

но облодает измери-мой электропроводн.

из-за незнач.десоциа цией воды.1*10 в 14 степени—величина постояная и наз.ионым

произведен.воды t=22C

Водор.показ:кислот-ность и щелочность среды выражают дру-гим методом:вместо концентрации ионов водорода указывают её десятичный лога-рифм взятый с обрат-ным знаком.Эту вели-чину наз.водор.показ pH=—lg(H+) (скобки квадратные; + вверху)

Для качеств.опр.pH сущ.спец.в-ва—инди-каторы,для точного— приборы pH-метры.

30.Гидролиз солей.

Это хим.взаимод. ион-ов соли с ионами воды, сопровожд.изменен. концентрии последних

1)соль сильной кис-лоты и сильного основ.

Т.к.равновесие не на-рушается,это гидроли-зу не подвергаются.

2)соли слабой к-ты и сильн.основ имеют щелочную реакцию;

3)соль слабого основ. и сильной к-ты:гидро-лизу подвергается к-та сопровождается выс-вобождением водорода(+) и их накаплени-

ем в р-ре(pH<7);4)соль слабого осн.и слаб.

к-ты:р-ия среды зави-сит от относит.силы образ.к-ты и основан.

5)соли слабого основ и слабой кислоты—полный гидролиз.Рав-новестн.сост.хар.степенью гидролиза h= число гидролированых

молей соли/общее число растворённых

молей соли 100%

31.Электродные по-тенциалы. Механизм возникновения. Зави-симость потенциа-лов от природы эле-ктродов.

В результ. на границе метал—расствор,воз-

никает двойной элект-рический.слой и следо-вательно возникает разность потенциалов,

которую наз.эл.пот.мет Отрицательн.заряд. пластинки тем меньше Чем больше концентра

ция ионов метала в растворе.Активные металлы при любой концентрации сохран. способность посылать свои катионы в р-р, т.е. остаются отриц.заряж

32.Устройство и на-значение водород-ного электрода. Из-мерение стандарт-ных элек­тродных по-тенциалов метал-лов. Ряд напряжений металлов.

Расположение металлов в ряд повеличине

стандартных потенциалов.Св-ва:

1)чем Е<,тем больше способность мет.отдо

вать электроны;

2) каждый мет.(не раз-логающий воду) спо-собен вытеснить из р-ра солей,те мет.

стоящие после его в ряду;

3)водород может вытеснить мет.стоящ до водорода(кроме азотной кислоты)

33.Теория гальвани-ческих элементов

Me=Me`n+`+ne может быть нарушено двояко

1)если удалять из мет. электроны,то равновес

смест.вправо,т.е.в сторону растворения мет.

2)если из вне подводить электроны,то равнов. Сместиться лево,мет-лы будут седать,нах.в растворе азличают внутрен.и внешн.цепь гальвон.эл Внутрен:учасники электродов погружен. в растворы своих солей и сами р-ры явл. проводник. 2-го рода всё остальн.внешн. цепь.ЭДС—разность потенциалов гальв.эл когда сист.тока в нём =0. ЭДС=Eк-Ea.

34.Уравнение Нернс-та. Концентрацион-ные гальванические элементы. Поляри-зация и деполяриза-ция.Элемент Лекланше

Это уравнение примен. для опред.электроного

потенциала мет.погруж в р-р своей соли

концентрация которой отличается от одномо-лярной ЭДС возник и при электродах одного и того же металла погружен в р-ры одной и той соли с разными концентра-циями

35.Электролиз. Процессы, протекающие на аноде и катоде. Законы Фарадея.

Это окисл-вост реак, протек на Эл-дах при прохожд пост Эл тока через электролит. ПРО1ДЕССЫ протекающие на Эл-дах при Эл-зе. А)на (-)К протек воcт процесс. 1)вост-е катионов из р-ра электролита до нейтр атомов или молекул. 2)вост-е молекул воды. Б)на (+)А протек окисл проц. 1)окисл раств Me анода. В этом случае анод наз растворимым. 2) окисл анионов электролита. 3) окисл молек воды. ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ. Они уст связь между кол-вом выделившихся в-тв на Эл-дах и кол-вом прошедшего через р-р электричества. 1 закон: масса в-тв выделяют на Эл-дах при электролизе прямопропорцион кол-ву электричества, прошедшему через электролит, и не зависит от др факторов. m=K₃*Q= К_э *I*t, где К_ээто электрохим эквивалент. 2 закон: одинак кол-во электр-ва выделяют на Эл-дах эквив массы различ в-тв. m₁/m_э1=....=m_n/m_эn- Для выдел одной экв массы любого в-ва требуется одно и тоже кол-во Эл-ва, а именно 96500 Кл(число Фарадея). F=N*e=6500/. m=m_э*I*t1/F.( m_э- экв масса в-ва выделяющ на Эл-де). Показателем эффективности Эл-за явл КПД Эл-за=m₀/m*100%, где m₀-фактически выделившаяся масса в-ва. А m-теорет возможная.