1)Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Степень диссоциации:

n-число молекул распавшихся на ионы.

N-общее число молекул

α-показывает какая часть растворенного электролита продиссоциировало на ионы .

α < 5% - слабые электролиты

} эти электролиты частично диссоциируют на ионы, поэтому их на ионы не расписывают:

α= от 5 до 30%- средние электрлиты

H2CO3, H2S, HCN, HNO2, H2SO3, H2PO4,.....; основания которые не растворимы в воде Be(OH)2, AL(OH)3, NH4OH, H2O.

α>30%- сильные электролиты, полностью диссоциируют на ионы: это все соли, NaOH, KOH.

Закон Оствальда:

Для слабых электролитов существует и другая хар-ка диссоциации это const(K) диссоциации- это отношение произведения концентраций ионов в растворе к концентрации не диссоциированых молекул

[ ]- концентрация

Чем выше K_diss, тем больше концентрация ионов в растворе. K_diss зависит от природы электролита, расторителя, температуры и независит от концентрации раствора. Для слабых электролитов связь K_diss и α выражается уравнение Оствальда , где c-молярная концентрация электролита.

, видно что α возрастает с разбавлением раствора.

2)Основные классы неорганических соединений:

Оксиды-это соединения из двух элементов одним их которых является кислород. В степени окисления -2.

Степень окисления- это формальный или условный заряд вычисленный в предположении что связи в молекуле ионные.

ЭxOy

Al₂O₃;CO

О ксиды

несолеобразующие солеобразующие амфотерные

(CO;SiO;SiO₂) (Al, Zn, Cr, Sn, Be, Pb)

основные кислотные

(NaO;K₂O;MgO) (SO₂;SO₃)

Амфотерность-это способность электрона проявлять, как кислотные так и основные свойства.

ZnO + 2HCl →ZnCl₂+H₂O

ZnO+2NaOH→Na₂ZnO₂+H₂O

Оксиды на ионы не диссоциируют.

Основания - это элемент диссоциирующий на катион металла и гидроксоанион.

NaOH↔Na⁺+OH^- - однокислотные основания (NaOH; KOH; LiOH)

Число OH групп в молекуле основания определяет ее кислотность.(2-x Ba(OH)₂: 3-x Al(OH)₃

Бывают растворимые в воде щелочи: NaOH, KOH, LiOH; Нерастворимые в воде: Fe(OH)₂, Fe(OH)₃ Амфотерные основания: Al(OH)₃;Zn(OH)₂ ; , , .

Кислоты- это электролиты диссоциирующие на катион водорода и анионы кислотного остатка.

HCl↔H⁺+Cl^-

H ₂SO₄↔2H⁺+SO^2-₄ Число атомов в молекуле кислоты определяет ее основность.(1-HCl; 2-H₂SO₄; 3-H₃PO₄)Безкислородные кислоты: HCl, HF, HBr, H₂S; Кислосодержащие кислоты: HNO₃ Удельная кислота H₂CO₃→CO₂↑

H₂O

Соли - это электролиты диссоциирующие на катионты металла и аонион кислотного остатка.

Соль→кислота + основание

При полном замещении атомов H в многоосновных кислотах атомами металла образуется нормальная или средняя соль, при неполном замещении - кислая соль.

средняя или кислая соль кислая соль

В молекулах многокислотных основаниях замещение может быть полным и не понлным.

;

3)Ионно-обменные реакции. Обратимые и необратимые реакции. Признаки необратимых реакций.

ИОР-это реакции между ионами без изменения степени окисления. Обратимые ИОР- протекают в двух взаимопротивоположных направлениях и не доходят до конца.

; Необратимые ИОР идут одном направлении доходят до конца.

Признаки: 1)выпадает осадок;2)выделяется газ;3)образуются слабые электролиты

4)Строение атома

Атом имеет сложное строение. Согласно одной из первых моделей строения атома Томпсона 1897г.б положительно заряженный заряд равномерно расположен по всему объему атома с вкрапленными по нему электронами. Другая модель ядерная планетарная предложенная Резерфордом 1911г, согласно которой в центре атома расположен положительно заряженное ядро, вокруг которого вращаются отрицательно заряженные электроны. Однако эта модель столкнулась с 2-мя трудностями:

1)Излучение испускаемое атомами, должно иметь непрерывный спектр, тогда как наблюдаемые спектры линейные.2)Атомы по Резерфорду не стабильны так как электроны двигаясь по замкнутой траектории теряют энергию и радис орбиты уменьшается и электрон должен упасть на ядро.

След.модель была предложена Бором в 1913г., согласно которой электрон двигается по круговым орбитам.

Постулаты Бора:

1)В атому существует стационарные орбиты вращаясь по которым электрон не излучает, т.е. обладает энергией

2)электрон в атоме может переходить с одной стационарной орбиты на другую, при этом испускается или поглащается энергия в виде кванта Модель Бора объясняет строение атома H у которого один электрон. Квантово-механическая модель-эксперементально установлено, что электрон имеет двойственную природу: он обладает свойствами частицы и волны.

Гейзенберг в 1927г. сформулировал принцип неопределенности, согласно которому электрон не имеет определенной траектории движения, можно установить только вероятность нахождения электрона в пространстве. Пространство вокруг ядра в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью. Каждый электрон в атоме заполняет определенную орбиталь.

5)Квантомеханическая модель атома: квантовые числа. Принцип Паули. Правило Гунда. Правила Клечковского.

Состояние электрона в атоме описывают четырьмя квантовыми числами. (n, l, m, s)

1. Главное квантовое число n, определяет энергию электрона и объем области пространства в котором наиболее вероятно нахождение электрона. n=1,2,3,4,5,6,7....∞ Обозначения: K,L,M,N,O,P,Q. Состояние электрона характеризуется определенным значением n и называют энергетическим слоем. При n=1 электрон находится на 1-ом эн.уровне → ) , при n=3 на 3-ем → ))).

2.Орбитальное квантовое число (l) характеризует форму орбитали (эн.подуровня) и принимает значения l=0,1,2,3....,n-1. Об-я: S,P,d,f.

Число подуровней равно номеру эн.уровня или значению n. n=1→ l=0→ S; n=2 l=0,1 S,P; n=3 l=0,1,2 S,P,d; n=4 l=0,1,2,3 S,P,d,f

Орбитали для которых l=0 имеют форму шара и называют эту орбиталь S-орбиталь, S-электроны l=1(P) l=2(d) l=3(f)

3. Магнитное квантовое число m, определяет ориентацию орбитали в пространстве и принимает значения от -l до +l, включая 0. Магнитное квантовое число m, определяет число орбиталей на подуровне m=2l+1. Пример: d(l=2) -2,-1,0,1,2 → 5 орбиталей.

4.Спиновое квантовое число s, характерезует спиновое состояние электрона, связанное с собственным магнитным моментом и принимает значение . Эти значения отвечают двум возможным проекциям собственного момента спина и обозначается ю

Принцип Паули: все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон)

Правило Гунда: определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. 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.

Правило Клечковского: При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа ~n и побочного (орбитального) квантового числа ~l, т.е. ~n+l, имеет меньшее значение.