1. Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.

Степень окисления элемента зависит от его положения в Периодической системе. Номер группы в Периодической системе соответствует максимальной степени окисления элемента расположенного в этой группе.

Классы химических соединений: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды – соединения, состоящие из 2 элементов (кислород обязательно).

Основания - вещества, которые при диссоциации в воде образуют из отрицательных ионов (анионов) ионы гидроксидов.

Кислоты – вещества, которые при диссоциации в воде из положительно заряженных ионов дают только протоны.

Соли - продукт полного или частичного замещения протонов в кислотах на катионы металлов или в основаниях – гидроксильных групп на кислотные остатки.

2. Планетарная модель атома водорода Резерфорда; постулаты Бора.

Планетарная модель строения атома (рисунок ) : ядро находится в центре атома и вокруг ядра по орбите вращается электрон.

1. Основная масса атома находится в ядре.

2. Ядро заряжено положительно электрон находится вне ядра.

3. Ядро состоит из протонов и нейтронов.

Ядро атома примерно в 10 тысяч раз меньше самого атома.

Аннигиляция - взаимное уничтожения ядра атома и электрона.

В основе постулатов Бора лежит идея о том, что энергия гамма-излучения изменяется по квантам.

1) электроны в атомах водорода вращаются по строго заданным орбитам.

2) находясь на квантованных орбитах, электрон не поглощает и не излучает энергию.

3) излучение и поглощение энергии происходит только при переходе электрона с орбиты на орбиту

3. Уравнение Де-Бройля, корпускулярно-волновые свойства микрообъектов (дуализм), принцип неопределенности Гейзенберга

4. Квантовые характеристики состояний электрона в атоме водорода (квантовые числа).

5. Электронное строение многоэлектронных атомов. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов: принцип Паули, правило Хунда; s-, p-, d-элементы. Полные и неполные электронные аналоги.

Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего – 18, для четвертого – 32 электрона. Максимально возможное заполнение электронами более высоких энергетических уровней, в атомах  известных элементов не достигнуто. Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию. Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s – и 2p-подуровни), третий энергетический уровень – на три подуровня (3s-, 3p- и 3d-подуровни). Каждый s-подуровень содержит одну s орбиталь, каждый р-подуровень – три р-орбитали, каждый d-подуровень семь f-орбиталей. Закономерность заполнения электронных оболочек атомов определяется принципом запрета, установленным в 1925 г швейцарским физиком Паули (принцип Паули): В атоме не могут одновременно находиться два электрона с одинаковым набором четырех квантовых квантовых чисел (заполнение электронами орбиталей происходит следующим образом: сначала на каждой орбитали располагается по одному электрону, затем, после заполнения всех орбиталей происходит распределение вторых электронов с противоположным спином). Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется следующему правилу:  В невозбужденном атоме все электроны обладают наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии). Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию. Последовательно квантовое возрастание энергии подуровней происходит в следующем порядке: 1s - 2s -2р - 3s – 3р - 4s –3d - 4р - 5s -…. Такой порядок увеличения энергии подуровней определяет расположение эле Ментов в Периодической системе. Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф. Хундом (1927г) (правило Хунда): При данном значении квантового числа l (т.е. в пределах одного подуровня) в основном состоянии электроны располагаются таким образом, что значение суммарного спина атома максимально. Это означает, что на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных  электронов.  Электронные аналоги:

Сравнивая атомные структуры элементов при характерных для них валентных состояниях, можно обнаружить наличие в группах двух различных случаев аналогии. Первый случай: элементы имеют однотипные структуры внешних электронных оболочек при любой заданной валентности, и поэтому могут считаться полными аналогами. Так, все стоящие друг под другом элементы больших периодов являются полными аналогами. Второй случай: однотипность структуры наружных электронных оболочек распространяется лишь на некоторые валентности, и поэтому относящиеся сюда элементы могут считаться неполными аналогами. Элементы главных подгрупп являются аналогами соответствующих типических (т. е. находящихся в малых периодах) элементов при всех валентностях, кроме отвечающей номеру группы высшей положительной (характеристичной), а элементы побочных подгрупп, наоборот, не являются аналогами типических элементов при всех валентностях, кроме характеристичной.