Вопрос 1 .Атомно-молекулярное учение(Ломоносов)в основе учения лежит принцип дискретности(все вещества из чего-то состоят):1)все вещества состоят из молекул. Молекула-это мельчайшая незаряженная химически делимая до атомов частица в-ва сохраняющая все его физико-химические свойства. Исключения составляют все металлы и инертные газы, которые состоят из своих атомов.2)все молекулы состоят из атомов. Атом – мельчайшая незаряженная химически не делимая частица элемента сохр. Все его физико-хим. свойства. 3)атомы у молекулы находятся в непрерывном движении скорость которого зависит от агрегатного сост. в-ва.4)при физических явлениях меняется только агрегатное состояние в-ва.5)при химических явлениях образуются новые в-ва.

Массы атомов и молекул, выраженные в граммах называются абсолютными, они очень малы и неудобны, поэтому ввели эталом атомной массы 1а.е.м.=m(C)/12. Относительная атомная единица массы Ar показывает во сколько раз масса атома больше 1а.е.м.(эталона). Относительная молекулярная масса Mr показывает во сколько раз масса молекулы больше 1а.е.м. Моль-единица количества в-ва. В одном моле в-ва число его структурных единиц одинаково и равно числу Авагадро- NA=6,02*10^23. Масса 1

моль в-ва, выраженная в гр. называется молярной массой.

Вопрос 5. Поведение е в атоме описывается 4 квантовыми числами. 1)е в атоме находится в виде облака. Размеры этого облака и его энергия определяется главным квантовым числом n.Е1=-13,6эВ.2)Форма е-го облака определяется значением орбитального квантового числа l.l=0-форма шар,это S электрон.l=0;1-P.l=0;1;2(3 значения)Дэлектрон.l=0;1;2;3-F.3)Расположение электронного облака в пространстве определяется магнитным квантовым числом ml.ml=-l,0,+l. Состояние е в атоме описываемое значениями m,l,ml-называется атомной орбиталью.4)Способность е вращаться вокруг оси харак-ся спиновым числом. S=1/2,-1/2.

Вопрос 6.Принцип Паули: в атоме нет 2 и более е-ов с повторяющимся набором всех 4-х квантовых чисел. Из принципа Паули→может быть в одной ячейке максимально 2е.↑-1/2спин-е вращается по часовой.и наоборот. Заполнение е-ми подуровней в атоме подчиняется принципу минимума энергии. Этот принцип подчиняется правилам Клечковского:1)е-ны заполняют подуровни последовательно по мере возрастания суммы(n+l).2)при равенстве суммы раньше заполняется подуровень с меньшим значением n. Заполнение е-ми подуровней P,D,F подчиняется правилу Гунда: е-ы располагаются на подуровне так, чтобы их суммарный спин был мах. При этом энергия будет меньше, а состояние выше.

Вопрос10. Окислительно-восстановительными реакциями называются реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит только из ионов.При определении степени окисления атомов в соединении, необходимо учитывать следующее:Н +1, О2-2, простые в-ва=0.Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции отдают электроны, называется  восстановителем.Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем. Только окислительными свойствами обладают атомы, имеющие в соединениях высшую степень окисления. Эти атомы существуют в виде элементарных ионов (H⁺, Hg⁺², Zn⁺² и т.д.) и входят в состав сложных ионов: S⁶⁺ - в виде SO^2-₄, N⁺⁵  в ионе NO^-₃, Mn ⁺⁷ – в ионе MnO^-₄ и др. Из простых веществ только окислительными свойствами обладают F и O, атомы которых имеютнаивысшую электроотрицательность. Только восстановительными  свойствами обладают  ионы типа (Сl^- , Br^-, I^-,  Se^-2, Te^-2), а также атомы с низшей степенью окисления, входящие в состав более сложных группировок (N^-3  в NH^-₃, O^2- в H₂O, S^-2 в  H₂S и др.). Атомы, находящиеся в промежуточной  степени окисления, могут выступать как в роли окислителей, так и восстановителей: N⁺³ – в HNO²₂; N⁺²₂ – в NO; N⁺ - в N₂O; N^o – в N₂;

Вопрос 11.ковалентная связь-это связь с образованием общих электронных пар, или хотя бы одной пары. Если молекула сост. Из одинаковых атомов, то общая электронная пара распределяется симметрично между ядрами обоих атомов. Такая ков-я связь будет неполярной.Механизм образования ков. Связи:1)образование ков. Связи за счет неспаренных е-в.а)эти неспаренные е-ы были изначально неспарены(Н2,О2,Н2О)б)эти неспаренные е-ы были спарены(СН)2)образование ков. Связи за счет спаренных вал-х е-в. Для этого механизма должны выполнятся следующие условия:1частица должна иметь пару спаренных валентныхе-ов(донер), другая частица должна иметь свободную атомную орбиталь.

Вопрос 12. Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. МВС всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Так же, как и в ММО, в образовании химической связи принимают участие валентные электроны. Недостатки:1)согласно м.в.с. ков-я связь –это общая е-я пара. Однако еще в 19в. Доказано существование частицыН2+ где есть только 1е.2)согласно мвс молекула О2 содержит только спаренные е, магнитным моментом не обладает и из внешнего магнитного поля выталкивается.

Вопрос 13Гибридизация АО – это взаимодействие (смешение) разных по типу, но близких по энергии атомных орбиталей данного атома с образованием гибридных орбиталей одинаковой формы и энергии. М.г.- при образовании молекулы вместо исходных атомных s,p,d-е-х облаков образуются новые равноценные «смешанные» или гибридные е-ные облака. Такие облака перекрываются значительно лучше. Такая гибридизация требует затрат энергии, но более полное перекрывание новых гибридных облаков приводит к образованию новых более прочных связей и выбросу энергии.

Вопрос 14..Нестыковки мвс объяснены в методе молекулярных орбиталей(ммо) по ммо состояние е-в в молекуле есть сумма

молекулярных орбиталей (мо) причем каждый мо соответствует набор квантовых чисел и сохр. Справедливость принцип Паули.(т.е. на одной м.о. может сидеть 2е-на). М.О. существует 2-х типов: связывающие и разрыхляющие.Кратность связи ммо определяется по формуле сумма связывающих е-сумма разрых.е и разделить на 2.

Вопрос 15. Ионная связь- это связь, которая возникает в результате электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Ионы образованные из 1 атома- простые. Свойства:1)ионная связь не обладает направленностью.(электрическое поле иона явл-ся сферическим и убывает с расстяниемпо одному и тому же закону поэтому взаимодействие между ионами идет одинаково независимо от направленности. Ионная связь не обладает насыщаемостью т.е. 2 разноименных иона взаимодействуя друг с другом сохраняют способность взаимодействовать с разл. Числом других ионов. Поляризация ионов-это взаимное влияние ионов друг на друга с дефформацией электронных оболочек этих ионов. Разные ионы деформормируютяпоразному. Поляризующая способность ионов-это их способность деформировать другие ионы, также зависит от заряда и размера иона. Чем больше заряд иона и меньше его размеры, тем такая способность выше.

16. Водородная связь.Водородная связь - это связь, которая возникает благодаря атому водорода, соединенному с атомом сильно электроотрицательного элемента (F, O, N, Cl, S) к образованию еще одной связи с другим подобным атомом.H^Ϭ+ - F^Ϭ- ... H^Ϭ+ - F^Ϭ-Условиеобразования водородной связи - высокаяэлектроотрицательность атома, связанного с водородом. Сильнее всего водородная связь проявляется у соединений фтора и кислорода, слабее - у азота, и слабее всего - у серы и у хлора. Энергия водородной связи (8-40 кДж/моль) меньше энергии ковалентной связи (150-400 кДж/моль). Однако этой энергии водородной связи хватает для ассоциации молекул в димеры (по 2) и полимеры. Именно такая ассоциация молекул - главная причина высоких температур плавления и кипения таких веществ, как HF, H₂O, NH₃.Водородная связь в значительной мере объясняет свойства белков и нуклеиновых кислот.

18. Внутренняя энергия. Энтальпия. I закон термодинамики.

Внутренняя энергия U системы представляет собой сумму энергий теплового движения молекул и энергии взаимодействия между ними. Абсолютную величину внутренней энергии определить невозможно, так как на практике имеет место только изменение энергии при переходе системы из одного состояния в другое. Обмен энергией может осуществляться передачей теплоты или совершением работы. Энергия - это мера способности системы совершать работу; общая качественная мера движения и взаимодействия материи. Теплота - это форма передачи энергии путем неупорядоченного движения молекул (частиц). Работа - это форма передачи энергии путем упорядоченного движения молекул (частиц).Первый закон термодинамикиВ изолированной системе сумма всех видов энергии есть величина постоянная.В термодинамике для изменения энергии системы применяют энергетические характеристики, называемые термодинамическими функциями состояния, которые зависят только от термодинамических переменных. Внутренняя энергия системы U - одна из таких функций.Изменение внутренней энергии ΔU обусловлено работой А, которая совершается при взаимодействии системы со средой, и передачей теплоты Q между средой и системой. ΔU=Q-AЭто уравнение выражает закон сохранения энергии, согласно которому изменение внутренней энергии не зависит от способа проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы.В химии чаще имеют дело с процессами, протекающими при постоянном давлении. Работа, совершаемая при изобарном процессе (р=const), равна:A=pΔVгде ΔV - изменение объема системы, равное разности объемов в конечном и исходном состояниях, р - давление в системе.Таким образом,Q_p=ΔU+pΔV=(U₂+pV₂)-(U₁+pV₁)где Q_p - теплота изобарного процесса.Величина (U+pV) - функция состояния системы, обозначается через H и называется энтальпией:H=U+pV энтальпия - это функция состояния системы, изменение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе. Единицы измерения энтальпии - кДж/моль.