1) Молекула— это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами.

Атом — электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов

Основы атомно-молекулярного учения были развиты и впервые применены в химии М.В. Ломоносовым:

а) каждое вещество состоит из мельчайших, неделимых физическими методами. частиц (корпускул, молекул);

б) молекулы находятся в постоянном, самопроизвольном движении;

в) молекулы состоят из атомов (элементов):

г) атомы характеризуются определенным размером и массой:

д) молекулы могут состоять из одинаковых или различных атомов.

Массы атомов и молекул выражают в относительных величинах — атомных

единицах массы. Они называются относительными атомными и молекулярными массами соответственно.

Атомная единицамассы (а.ем.) — 1/12 часть массы атома йзотопа углерода "С. Поэтому а.е.м. иногда называют углеродной единицей (у.е.). Масса I у.е. = = 0,012 (кг/моль)/б • 10"(1/молъ)= 1.66- 10-гкг.

Атомная масса химического элемента (AJ — величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома углерода 1:С.

Моль — единица количества вещества. Моль равен количеству вещества, содержащему столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов и т. д.), сколько атомов содержится в 0.012 кг изотопа углерода 1JC. В 0.012 кг 1гС содержится 6.02 • 10а атомов. Это число обозначается Л' , = 6,02 • I О23 моль-' и называется постоянной Авогадро.

Молярная масса (М) — масса 1 моль вещества, величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Молярная масса имеет размерность кг/м, но в химии чаще используется размерность г/моль; в этом случае молярная масса численно равна молекулярной массе.

Молярный объем — объем I моль вещества (Г„, м!/моль). Для веществ в твердом и жидком состоянии чаще используют единицы см5/моль: для газообразных веществ — л/моль.

Основные законы химии

Закон сохранения массы веществ. Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции

Закон постоянства состава веществ. Всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав

Закон эквивалентов При химических реакциях вещества реагируют одно с другим в массовых соотношениях, пропорциональных их эквивалентам

Закон кратных отношений. Если два элемента образуют несколько соединений, то массы одного из элементов в разных соединениях относятся между собой как целые числа

Закон объемных соотношений Объемы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) относятся друг к другу как простые целые числа

Закон Авогадро. В равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул

Закон суммы тепловых эффектов реакций (закон Гесса) Общий тепловой эффект химической реакции не зависит от тепловых эффектов промежуточных стадий процесса, а зависит только от тепловых эффектов начального и конечного состояния реагирующих веществ

Закон действия масс (действующих масс) Скорость химической реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Математическое выражение закона: v = к[А]\В]. Если реакция выражается условным уравнением пА +тВ = С, то выражение принимает вид: v = к[А\"\В\". Коэффициент к — константа скорости реакции

Периодический закон Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов

2) Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки.  Ядро атома состоит из протонов (p+) и нейтронов (n0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона. Число протонов N(p+) равно заряду ядра (Z) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N(p+) = Z Сумма числа нейтронов N(n0), обозначаемого просто буквойN, и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А.

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е-). Число электронов N(e-) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре. Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.  Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Согласно принципам квантовой механики, состояние электронаватомехарактеризуется четырьмя так называемыми квантовыми числами: п, l, т и s, где п — главное квантовое число, в основном определяющее энергиюэлектрона; l — орбитальное (побочное) квантовое число, характеризующее момент количества движенияэлектрона; т — магнитное квантовое число, характеризующее проекцию момента количества движенияэлектронана некоторое выделенное направление, а именно — направление внешнего магнитного поля; s — спиновое квантовое число, характеризующее некоторый дополнительный момент количества движенияэлектрона, присущий самомуэлектрону. На квантовые числа l, т и s накладываются следующие ограничения: l не может быть больше, чем главное квантовое число минус единица; т может принимать 2l +1 различных значенийот —l до +l; s может принимать только два значения

Представление о форме электронных облаках. Электронное облако не имеет резко очерченных границ в пространстве, поэтому представления о размерах и форме электронного облака требуют специального пояснения. Обратимся к рис. 7, на котором изображено электронное облако атома водорода. В этом облаке можно провести поверхности, на которых электронная плотность будет иметь одинаковое значение. В случае атома водорода это сферические поверхности, внутри которых заключена большая или меньшая часть электронного облака. Если проведённая поверхность охватывает 90 % заряда и массы электрона, её называют граничной поверхностью. Размер и форму граничной поверхности отождествляют с размером и формой электронного облака.

Квантовые числа

Все квантовые числа имеют целочисленные значения, кроме спинового квантового числа. Любая энергетическая характеристика электрона пропорциональна кванту энергии.

n - главное квантовое число;

l - побочное (орбитальное)  квантовое число;

m_l - магнитное квантовое число;

m_s - спиновое квантовое число;

Главное, орбитальное и  магнитное квантовые числа описывают энергетическое состояние электрона в электронном облаке. n характеризует размер электронного облака, l - форму электронного облака, m_l - ориентацию электронного облака в пространстве.

Главное квантовое число (n)

Характеризует запас энергии электрона (энергетический уровень) и размер электронного облака. Может принимать целочисленные значения от 1 до бесконечности (теоретически). Теоретически границы периодической системы являются неопределенными. А практически, в соответствии с существующими границами периодической системы, главное квантовое число может принимать все целочисленные значения от 1 до 7. Исхода из значения n, можно вычислить максимальное число элдектронов на на данном энергетическом уровне по формуле  2n². Число значений  n, т.е. число энергетических уровнейсовпадаетс номером периода в периодической системе

Побочное квантовое число (l)

Характеризует энергетический подуровень электрона. В пределах одного энергетического уровня электроны обладают примерно одинаковым запасом энергии, но их электронные облака различаются по форме, т.е. энергетический уровень разделяется на подуровни.

l может принимать все целочисленные значения от 0 до n - 1.

Магнитное квантовое число (m_l)

Характеризует ориентацию электронного облака в пространстве под воздействием внешнего магнитного поля. Электрон, как и любой движущийся электрический заряд возбуждает вокруг себя магнитное поле. На каждый данный электрон в атоме действуют магнитные поля соседних электронов. В результате электронное облако определенным образом ориентируется в пространстве. m_l приобретает целочисленные значения в зависимости от l.

Число значений l соответствует числу возможных ориентаций облака в пространстве

Спиновое квантовое число (m_s)

Характеризует направление вращения электрона вокруг собственной оси. Электрон может с равной вероятностью вращаться вокруг собственной оси как по, так и против часовой стрелки.  В каждойорбитали максимально может находиться два электрона с антипараллельными спинами. Поэтому, учитывая число орбиталей на каждом подуровне максимальное число электронов можно рассчитать по формуле: 2(2l+1).

3)Обычный порядок заполнения атомных орбиталей имеет следующий вид:

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

Принцип минимальной энергии (принцип устойчивости). Орбитали заполняются, начиная с имеющих самую низкую энергию, в порядке её повышения. Такое состояние называется основным. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость — максимальной.

Принцип Паули

Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, m_l, m_s).

Атом лития имеет три электрона. Орбиталь с самой низкой энергией - 1s-орбиталь - может быть заселена лишь двумя электронами, причем у этих электронов должны быть разные спины. Если обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 - стрелкой, направленной вниз, то два электрона с противоположными

(антипараллельными) спинами на одной орбитали можно схематически представить так:

Третий электрон в атоме лития должен занимать орбиталь, следующую по энергии за самой низкой орбиталью, то есть 2s-орбиталь.

Правило Гунда

Правило Гунда (Хунда) определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Гундом (Хундом) в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.

Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Гунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

4) Периодический закон и Периодическая система химических элементов

Открытие Периодического закона

Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевымв 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно.

В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов.

Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемостьхимических свойств.

Например, свойства типичного металла литий Li повторялись у элементов натрий Na и калий K, свойства типичного неметалла фтор F - у элементов хлор Cl, бром Br, иод I.

У некоторых элементов Д.И. Менделеев не обнаружил химических аналогов (например, у алюминия Al и кремния Si), поскольку такие аналоги в то время были еще неизвестны. Для них он оставил в естественном ряду пустые места и на основе периодической повторяемости предсказал их химические свойства.  После открытия соответствующих элементов (аналога алюминия - галлия Ga, аналога кремния - германия Ge и др.) предсказания Д.И. Менделеева полностью подтвердились.

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

На основе Периодического закона Д.И. Менделеев создал Периодическую систему химических элементов.

Периоды - это горизонтальные ряды таблицы, они подразделяются на малые и большие. В малых периодах находится 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды), в больших периодах - 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Каждый период начинается с типичного металла, а заканчивается неметаллом (галогеном) и благородным газом.

Группы - это вертикальные последовательности элементов, они нумеруется римской цифрой от I до VIII и русскими буквами А и Б. Короткопериодный вариант Периодической системы включал подгруппы элементов (главную и побочную).

Подгруппа - это совокупность элементов, являющихся безусловными химическими аналогами; часто элементы подгруппы обладают высшей степенью окисления, отвечающей номеру группы.

По периоду слева направо:

заряд ядра атома - увеличивается;

радиус атома - уменьшается;

количество электронов на внешнем уровне - увеличивается;

электроотрицательность - увеличивается;

отдача электронов - уменьшается;

прием электронов - увеличивается.

По группе сверху вниз:

заряд ядра атома - увеличивается;

радиус атома - увеличивается;

количество электронов на внешнем уровне - не изменяется;

электроотрицательность - уменьшается;

отдача электронов - увеличивается;

прием электронов - уменьшается.

Подгруппы, в которых расположены s- и p-элементы, называют ГЛАВНЫМИ, а подгруппы с d-элементами - ПОБОЧНЫМИ ПОДГРУППАМИ.

5) Энергия связи – это энергия, необходимая для разрыва химической связи. Энергии разрыва и образовании связи равны по величине, но противоположны по знаку. Чем больше энергия химической связи, тем устойчивее молекула. Обычно энергию связи измеряют в кДж/моль. Например, на разрыв связи H–H затрачивается 432,1 кДж/моль энергии.

Для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи

принимается среднее ее значение, рассчитанное делением суммарной энергии данных связей на число связей. Так, на разрыв четырех связей в молекуле метана CH4 – 1648 кДж/∙моль и в этом случае EC–H = 1648 : 4 = 412 кДж/моль.

Длина связи – это расстоянию между ядрами взаимодействующих атомов в соединении. Измеряется в нанометрах (10–9 м). Иногда применяется Å (ангстрем = 10–8 см).

Валентный угол – это угол между двумя химическими связями. Он отражает геометрию молекулы.

6) Ионная связь. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

Ковалентная неполярная связь. При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2

Ковалентная полярная связь. При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях. К ковалентным  связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония. Металлическая связь.

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

Водородная связь. Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.