1)Основные классы неорганических соединений. Номенклатура. Диссоциация. Степень окисления и валентность. Графические формулы.

1. Оксиды – бинарные соединения состоящие из двух элементов одним из которых является О₂

2. Основания – электролит который при диссоциации образует гидроксо группу ОН и катеон метала.

3. Кислоты – сложные вещества которые при электролитической диссоциации образуют катион Н₂⁺ и кислотный остаток.

4. Соли – это продукты полного или частичного замещения Н₂ в кислоте на метал или замещение ОН в основании на кислотный остаток.

Степень окисления - это условный заряд который приобретает атом в соединении исходя из предложения, что все связи являются ионными.

2) Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Типы реакций. Метод подбора баланса.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ (реакции окисления-восстановления), химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

• Атом, который отдает электроны, называется - восстановителем.

• Атом, который принимает электроны, называется – окислителем.

Виды.

1. Межмолекулярный (окислитель и восстановитель, разные молекулы).

2. Реакции самоокисления и самовосстановления.

3. Внутримолекулярное окисление и восстановление.

3) Строение атома. Элементарные частицы и ядро. Квантово-механическое объяснение строения атома.

В результате проведенных исследований было установлено, что в атоме каждого элемента (кроме ₁H) присутствуют протоны, нейтроны и электроны, причем протоны и нейтроны сосредоточены в ядреатома, а электроны - на его периферии (в электронной оболочке).

Число протонов в ядре равно числу электронов в оболочке атома и отвечает порядковому номеруэтого элемента в Периодической системе.

Электронная оболочка атома представляет собой сложную систему. Она делится на подоболочки с разной энергией (энергетические уровни); уровни, в свою очередь, подразделяются на подуровни, а подуровни включают атомные орбитали, которые могут различаться формой и размерами (обозначаются буквами s, p, d, f и др.).

Современная квантово-механическая,орбитальная модель атома не только абстрактно-математически описывает движение электронов в атоме, но и обеспечивает достаточно наглядное представление о строении электронной оболочки атома.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Так как атомная орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами n, ℓ, m_ℓ, то в ней могут находиться не более двух электронов, причем с противоположными спинами.

Принцип наименьшей энергии: Согласно первому из этих принципов электрон в атоме стремится занять такое состояние, в котором его энергия была бы наименьшей. По правилу Клечковского энергия электронов увеличивается в порядке возрастания суммы (n + ℓ), а при равных значениях (n +ℓ) – в порядке возрастания n.

Правило Хунда: орбитали (квантовые ячейки) в пределах данного подуровня заполняются электронами таким образом, чтобы суммарное спиновое квантовое число было максимальным.

Волновые свойства таких частиц (дифракция, интерференция) были обнаружены экспериментально (1927 г.). Таким образом, учеными была принята двойственная природа материи, так называемый корпускулярно-волновой дуализм.

Следствием корпускулярно-волновой двойственности частиц является принцип неопределенности, сформулированный немецким физиком Вернером Гейзенбергом (1927 г.), согласно которому для частицы невозможно одновременно и точно определить положение в пространстве (координаты x, y, z) и импульс p = mv или скорость.

Электронное облако — это наглядная модель, отражающая распределение функции плотности вероятности обнаружения электрона в атоме или молекуле.

4) Квантовые числа. Атомная орбиталь. Валентные орбитали.

1. Главное квантовое число n характеризует общий запас энергии электрона или энергетический уровень, на котором он находится, и принимает значения n = 1, 2, 3 … ¥. С другой стороны, главное квантовое число характеризует размер электронного облака.

2. Орбитальное (побочное) квантовое число ℓ характеризует различие в энергиях электронов в пределах данного энергетического уровня, принимает значения ℓ = 0, 1, 2, 3… (n-1) и определяет форму электронного облака.

3. Магнитное квантовое число m_l характеризует различное энергетическое состояние электронов в пределах данного подуровня, если на атом Действует электрическое или магнитное поле, и определяет ориентацию электронного облака в пространстве. Оно принимает значения m_l = 0,±1,±2,±3…±l.

4. Спиновое квантовое число m_s характеризует внутреннее движение электрона, которое не имеет аналогов в классической механике, и называется спином

Атомная орбиталь – это совокупность с одинаковыми значениями главных и орбитальных чисел.

Валентные орбиталь – это орбиталь которая заполняет последнюю +S орбиталь с максимальным значением квантового числа.

5. Написать электронную и электронно-графическую формулы атома азота и охарактеризовать набором квантовых чисел электроны внешнего уровня атома.

₇N 1s² 2s² 2p³ - электронная формула атома азота

S

n= 1 P

n = 2 - электронно-графическая формула атома азота.

m_l=0 m_l=-1 m_l=0 m_l=+1

5) Периодический закон в свете теории строения атома. Радиус атома, энергия ионизации, электроотрицательность. Их изменение по периодам и группам. Период - горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь.  По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные - А, состоящие из s- и p-элементов, и побочные - B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (4f- и 5f-семейства). Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы.  В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных - на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n - 2)f-, (n - 1)d- и ns-электроны.  Сходство элементов внутри каждой группы - наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, кроме того, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали (в группах) и их изменением по горизонтали (в периодах). 

Согласно квантовой механике, атомы не имеют четких границ, но вероятность найти электрон, связанный с ядром данногоатома, на определенном расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния. Поэтому атому приписывают некоторый определённый радиус, полагая, что в сфере этого радиуса заключена подавляющая часть электронной плотности(порядка 90 процентов).

Энергия ионизации —представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.