1.Основопологающие идеи квантовой механики. Квантовые числа, их характеристика. В 1854-59 хим Р.Бунзен и физик Г.Киргоф открыли спектральный анализ. В 1895 нем.физик Ренген открыл лучи,обладающими большой проникающей способностью – ренгеновские лучи. 1896 фр.физик А.Беккерель обнаружил явление радиактивности у солей урана. 1897 анг.физик Дж.Дж.Томсон открыл электрон,а 1898 определил его заряд 1,602*10^-19 Кл,а масса электрона 9,1095*10^-28г.

Квантовые числа – целые или дробные числа, определяющие возможные значения физических величин, характеризующих квантовую систему (молекулу, атом, атомное ядро, элементарную частицу). Квантовые числа отражают дискретность (квантованность) физических величин, характеризующих микросистему. Набор квантовых чисел, исчерпывающе описывающих микросистему, называют полным. Так состояние электрона в атоме водорода определяется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n (может принимать значения 1, 2, 3, …), определяющим энергию Е_n электрона (Е_n = -13.6/n² эВ); орбитальным квантовым числом l = 0, 1, 2, …, n – 1, определяющим величину L орбитального момента количества движения электрона (L = [l(l + 1)]^1/2); магнитным квантовым числом m < ± l , определяющим направление вектора орбитального момента; и квантовым числом m_s = ± 1/2, определяющим направление вектора спина электрона.

Основные квантовые числа

n	Главное квантовое число: n = 1, 2, … .
j	Квантовое число полного углового момента. j никогда не бывает отрицательным и может быть целым (включая ноль) или полуцелым в зависимости от свойств рассматриваемой системы. Величина полного углового момента J связана с j соотношением J2 =  2j(j + 1). = + , где и векторы орбитального и спинового угловых моментов.
l	Квантовое число орбитального углового момента l может принимать только целые значения: l = 0, 1, 2, … . Величина орбитального углового L момента связана с l соотношением L2 = 2l(l + 1).
m	Магнитное квантовое число. Проекция полного, орбитального или спинового углового момента на выделенную ось (обычно ось z) равна m . Для полного момента mj = j, j-1, j-2, …, - (j-1), - j. Для орбитального момента ml = l, l-1, l-2, …, -(l-1), -l. Для спинового момента электрона, протона, нейтрона, кварка ms = ±1/2
s	Квантовое число спинового углового момента s может быть либо целым, либо полуцелым. s - неизменная характеристика частицы, определяемая ее свойствами. Величина спинового момента S связана с s соотношением S2 =  2s(s + 1).
P	Пространственная четность. Она равна либо +1, либо -1 и характеризует поведение системы при зеркальном отражении. P = (-1)l.

    Существование сохраняющихся (неизменных во времени) физических величин для данной системы тесно связано со свойствами симметрии этой системы. Так, если изолированная система не изменяется при произвольных поворотах, то у неё сохраняется орбитальный момент количества движения. Это имеет место для атома водорода, в котором электрон движется в сферически симметричном кулоновском потенциале ядра и поэтому характеризуется неизменным квантовым числом l. Внешнее возмущение может нарушать симметрию системы, что приводит к изменению самих квантовых чисел. Фотон, поглощенный атомом водорода, может “перебросить” электрон на другую орбиту с другими значениями квантовых чисел.

Всегда в атоме имеются электроны С близкими значениями энергии, которые и образуют электронные слои в оболочке атома. Число электронных слоёв равно номеру периода в периодической системе. Максимальное число электронов на слое можно найти с помощью формулы N=2n²,где N-число электронов на слое, n-номер слоя. Произведя простые рассчёты, выясним что на первом электронном слое будет 2 электрона, на втором-8, третьем-18, четвёртом-32. Но на внешнем электронном слое не может быть более 8 электронов, а для первого слоя не более 2. Это небходимо учитывать при распределении электронов по энергетическим слоям. Рассмотрим несколько примеров заполнения электронных оболочек.

После заполнения второго слоя до восьми электронов появляется третий слой.

Третий электронный слой заполняется до максимального числа -18 электронов. После этого начинает заполняться внешний четвёртый слой до 8 электронов.

Внешний электронный слой заполняется у элементов главных подгрупп, причём число электронов соответствует номеру группы. У элементов побочных подгрупп заполняются предвнешние слои, а на внешнем слое остаётся чаще всего два электрона. У d-элементов заполняется предвнешний слой, а у f-элементов третий снаружи слой. Распределение электронов по уровням можно записать с помощью ячеек Хунда.

Здесь уровни разделены на подуровни. Вы наверное заметили, что в периодической системе элементы подразделяются на s-, p-, d-, f-элементы. Какой подуровень заполняется последним, к такой группе и относится данный элемент. Например, последний электрон занимает одну из р-орбиталей, то этот элемент относится к р-элементам. При заполнении ячеек электроны обозначаются стрелками (одна стрелка направлена вверх, другая вниз, это связано с тем, что электроны вращаются вокруг своей оси-один по часовой, другой-против часовой стрелки), причём в одной ячейке могут находиться не более двух электронов.

Порядок заполнения ячеек.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

При заполнении ячеек следует учитывать то,что ячейки подуровней заполняются вначале по одному электрону, затем к ним помещают другие электроны.

2. Основные правила квантовой механики(принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского). В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом n и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n + 1 = 4 + 0 = 4, а во втором n + l = 3 + 2 =5; на подуровне 5s (n + l = 5 + 0 = 5) энергия меньше, чем на 4d (n + l = 4 + 2 = 6); на 5р (n + l = 5 + 1 = 6) энергия меньше, чем на 4f (n + l = 4 + 3 = 7) и т.д.

В.М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением n, а с наименьшим значением суммы n + l.

В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n. Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т.е. Зd - 4р – 5s и т.д

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находить­ся на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.Принцип Паули В1925 г. швейцарский физик В.Паули (в 1945 г. ему была присуждена Нобелевская премия по физике) установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули): В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми ...Правило Гунда При данном значении l (т.е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.Если, например, в трех p-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т.е. размещаться.

3. Энергетические эффекты химических реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса. Когда в результате химической реакции при образовании новых связей выделяется энергии БОЛЬШЕ, чем потребовалось для разрушения "старых" связей в исходных веществах, то избыток энергии высвобождается в виде тепла. Примером могут служить реакции горения. В других случаях на разрушение связей в исходных веществах требуется энергии больше, чем может выделиться при образовании новых связей. Такие реакции происходят только при подводе энергии извне и называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ (от латинского "эндо" - внутрь). Примером является образование оксида углерода (II) CO и водорода H₂ из угля и воды, которое происходит только при нагревании. Таким образом, любая химическая реакция сопровождается выделением или поглощением энергии. Чаще всего энергия выделяется или поглощается в виде теплоты (реже - в виде световой или механической энергии). Эту теплоту можно измерить. Результат измерения выражают в килоджоулях (кДж) для одного МОЛЯ реагента или (реже) для моля продукта реакции. Такая величина называется ТЕПЛОВЫМ ЭФФЕКТОМ РЕАКЦИИ. Уравнения химических реакций, в которых вместе с реагентами и продуктами записан и тепловой эффект реакции, называются ТЕРМОХИМИЧЕСКИМИ УРАВНЕНИЯМИ. Особенность термохимических уравнений заключается в том, что при работе с ними можно переносить формулы веществ и величины тепловых эффектов из одной части уравнения в другую. С обычными уравнениями химических реакций так поступать, как правило, нельзя. Допускается также почленное сложение и вычитание термохимических уравнений. Это бывает нужно для определения тепловых эффектов реакций, которые трудно или невозможно измерить в опыте. Тепловой эффект прямой реакции всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.Это означает, что при образовании любого соединения выделяется (поглощается) столько же энергии, сколько поглощается (выделяется) при его распаде на исходные вещества. Тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Это означает, что общий тепловой эффект ряда последовательных реакций будет таким же, как и у любого другого ряда реакций, если в начале и в конце этих рядов одни и те же исходные и конечные вещества. Закон гесса – тепловой эффект реакции не зависит от пути процесса,а зависит от начального и конечного состояния веществ. Следствие – тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициэнтов.

4. Катализ. Катализаторы и каталитические реакции. Процесс изменения скорости реакции под воздействием катализаторов наз-ся катализом. Катализаторами наз-ся вещества, которые изменяют скорость хим. Реакций, но сами не испытывают хим. Превращений и остаются в том же количестве. Каталитическими реакциями наз-ся реакции, в которых скорость хим. Реакций изменяется за счет введения катализатора. Катализ гомогенный-катализатор и реагирующее вещества находятся в одном фазовом состоянии. Катализ гетерогенный-катализатор и реагирующее вещества находятся в разных фазовых состояниях. В 1951г. Б.П.Белоусовов изучил окисление лимонной кислоты броматом натрия в растворе серной кислоты, в присутствии катализатора растрвора солей церия. Цвет раствора периодически менялся. Реакции, характеризующиеся колебательными концентраций некоторых промежуточных соединений и соответственно их скоростей, наз-ся колебательными реакциями.

5. Жидкие растворы. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость веществ. Произведение растворимости. Растворы занимают промежуточное место между химическими соединениями и механическими смесями. Однородность растворов делает их схожими с химическими соединениями, так же на химическое взаимодействие между компонентами растворов указывает выделение теплоты при растворении некоторых веществ. Растворы отличаются от химических соединений тем, что состав взаимодействующих веществ может изменяться в широких пределах. В свойствах раствора можно обнаружить многие свойства компонентов его составляющих, что характерно для механических соединений.

Процесс растворения кристалла в жидкости происходит так. Когда кристалл соли, например, хлорида натрия попадает в воду, то распложенные на его поверхности ионы притягивают полярные молекулы воды (ион-дипольное взаимодействие). К ионам натрия молекулы притягиваются своими отрицательными полюсами, а к ионам хлора положительными. Но если ионы протягивают к себе молекулы воды, то и молекулы воды притягивают к себе ионы. В то же время притянутые молекулы воды испытывают толчки со стороны непритянутых молекул воды, находящихся в тепловом движении. И этих толчков, а так же тепловых колебаний самих ионов достаточно для того, чтобы ион хлора или натрия отделился от кристалла и перешел в раствор. Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой и таким образом идет постепенное растворение кристалла. Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. Гидратация – основная причина диссоциации . Она отчасти затрудняет их обратное соединение (ассоциацию). Под гидратацией обычно понимают совокупность энергетических процессов и структурных изменений, происходящих в растворе при взаимодействии частиц растворенного вещества с водой. Слой частиц воды, непосредственно присоединенных к центральной частице растворенного вещества образует вокруг нее гдратную оболочку. Наименьшее число молекул растворителя, удерживаемое около частицы растворенного вещества называется координатным числом гидратации. Координатное число определить трудно, оно зависит от природы растворенного вещества и растворителя.

Любой раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. В случае растворов газов или твердых веществ в жидкостях растворителем обычно считается жидкость, а растворенным веществом – растворенный газ или твердое вещество, независимо от их относительного количественного содержания. Когда компоненты обладают ограниченной смешиваемостью, то растворителем является тот, прибавление которого к раствору возможно в неограниченном количестве без нарушения гомогенности. Если компоненты обладают неограниченной растворимостью, то можно выделить два случая. При значительном различии содержания компонентов растворителем считается вещество, присутствующее в относительно большем количестве. Понятия растворитель и растворенное вещество теряют смысл, когда речь идет о смесях с примерно равными или близкими концент­рациями компонентов. В этом случае состав раствора может выражаться различными способами – как с помощью безразмерных единиц – долей или процентов, так и через размерные величины – концентрации. На практике используют более десятка способов выражения концентрации.

6.Теория электролитической диссоциации.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты. Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K₂SO₄ и т.д.) Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl). К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза. Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении. Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость. Как же происходит процесс растворения?. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор. При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов. Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус .Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности Уравнение диссоциации можно записать следующим образом: NaCl=Na+Cl

Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко. Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

Сила электролитов.

Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации. Степень диссоциации электролита-это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор.

α=Nдисс/N

Степень диссоциации потенциальных электролитов изменяется в пределах 0< α ≤1( значение α=0 относится к неэлектролитам). Степень диссоциации возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры ( повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы.) Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации при постоянной концентрации и температуре. К сильным электролитам относятся относятся вещества степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты.

18. Природа химической связи. Ионная связь. Металлическая связь. Химическая связь-такое взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные образования – молекулы,ионы,кристаллы и т.д. Любая хим. Связь образуется только тогда, когда сближение 2х или большего числа атомов приводит к понижению полной энергии системы (суммы потенциальной и кинетической энергий). В образовании хим. Связи между атомами главную роль играют электроны, которые расположены на внешней оболочке – валентные электроны. В процессе хим. Взаимодействия незавершенные уровни атомов завершаются, т.е. они стремятся приобрести устойчивую двухэлектронную(дублет) или восьмиэлектронную(октет) оболочку. В 1916г. В.Коссель и Г.Льюис предложили две электронные теории валентности. Эти теории носили качественный характер. По современным представлениям:хим. связь по своей природе едина, она имеет электрическое происхождение и осуществляется валентными электронами. Типы хим. связей: ионная,ковалентная,металлическая,водородная. Ионная связь образуется, если разность электроотрицательностей взаимодействующих атомов велика(больше 1.7 по шкале Полинга). Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами, при образовании которой электроны одного атома полностью передаются в электронную оболочку другого. Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. Соединения, состоящие из атомов, представляют собой твердые тела с ионной кристаллической решеткой(NaCl).Металлическая связь – связь между положительно заряженными ионами металлов, находящихся в узлах кристаллической решетки, и электронами, свободно перемещающихся по всему объему металла. Хим.связь в кристаллах металлов делокализована, т.к. электроны, которые осуществляют связь,обобществлены и образуют так наз. «электронный газ».

19. Свойства и характеристики химической связи. Гибридизация. Пространственное строение многоатомных молекул. Насыщаемость связи-способность атомов образовывать ограниченное число хим.связей. Ионная связь ненасыщаема. Ионы могут притягивать ионы противоположного знака в различных направлениях. Ковалентная связь насыщаема. Число ковалентных связей определяется числом неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях. Возбуждение – процесс распаривания электронов,т.е. переход с одного энергетического подуровня на другой, в пределах одного уровня. Sn=>np;ns=>nd;np=>nd. Возбуждение – это затрачивание энергии. CH ->образ. 1 ковалентные связи С-Н сопровождающийся выделением 85 ккал/г*атом, выигрыш энергии:85х4=340ккал/г*атом. Направленность хим. Связи определяет форму и геометрию молекул в пространство. Ионная связь ненаправлена. Ионы могут притягивать ионы противоположного знака в любых направлениях. Ковалентная связь направлена. Она образуется за счет перекрывания электронных облаков. sp2-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей.sp-гибридизация.Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами.Sp3-гибридизация: в хим. связь вступает атом, у которых на внешнем энергетическом уровне имеется один s- и три p- электрона.

28. Общие (коллигативные) свойства растворов. Коллигативные свойства растворов это те их свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворённого вещества; свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения. Первый закон Рауля: Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p₀) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя. Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе: p = p₀ · χ_р-ль, где p — давление пара над раствором, ПА; p₀ — давление пара над чистым растворителем; χ_р-ль —— мольная доля растворителя. Для растворов электролитов используют несколько другую форму уравнения, позволяющую добавить в неё изотонический коэффициент: Δp = i · p₀ · χ_в-ва, где Δp — собственно изменение давления по сравнению с чистым растворителем; χ_в-ва — мольная доля вещества в растворе. Второй закон Рауля: Тот же Рауль экспериментально доказал, что повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя, а равно и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с аналогичным характеризующей величиной для растворителя прямо пропорциональна моляльности раствора, то есть,ΔT_{кип/зам}= K_эб/кр · b_в-ва, где K_эб/кр — соответственно эбулиоскопическая (от лат. ebullire — «кипеть» и др.-греч. σκοπέω — «наблюдаю») и криоскопическая (относится к замерзанию) константы, характерные для данного растворителя; b_в-ва — моляльность вещества в растворе.