На сортировку / 4 / 1 КУРС / Химия / теория 7

Если молекулы состоят из одинаковых атомов, то в-во наз-ют простым. Простымо наз-ют проят из атомов,000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000000стое в-во яв-ся формой существования химического элемента в свободном состоянии. Если молекула в-ва состоит из разных атомов, то в-во называют сложным. Эквивалентом в-ва наз-ся такое его кол-во, которое соед-ся с 1 молем атомов водорода или замещает то же кол-во атомов водорода в хим р-ях.

Правило валентности: в большинстве бинарных соединений () произведение валентности элемента А(х) на число его атомов (n) равно произведению валентности элемента В(у) на число его атомов (m): x*n=y*m. Правило валентности не применяется для бинарных соединений, в которых атомы одного элемента непосредственно соединяются друг с другом.

Закон постоянства состава: каждое химически чистое соединение всегда имеет один и тот же количественный и качественный состав независимо от способа получения.

Закон сохранения массы: масса в-в, вступивших в химическую реакцию, равна массе в-в, образующихся в результате реакции.

Закон объемных отношений: при неизменной температуре и давлении объемы газов, вступающих в р-ию, относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Закон Бойля-Мариотта:

T=const;

pv=const

Закон Гей-Люссака:

P=const;

V/T=const

Закон Шарля:

P=const;

P/T=const

Объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

Где ,, при н.у.

Закон Авогадро: в равных объемах различных газов, измеренных при одинаковой температуре и давлении, содержится одинаковой число молекул.

Неорганические в-ва:

1)Простые:

А) Ме

Б) неМе

В) инертные газы

2) Сложные:

А) оксиды

Б) основания

В) кислоты

Г) соли

Оксиды - сложные в-ва, состоящие из 2-ух элементов, одним из которых яв-ся кислород:

1)солеобразующие (при взаимодействии с кислотами о основаниями образуют соли):

А) основные (образуют соли при взаимодействии с кислотами или с кислотными оксидами)

Б) кислотные (образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами)

В) амфотерные (образуют соли при взаимодействии и с кислотами и с основаниями)

2)несолеобразующие (при взаимодействии с кислотами и основаниями не образуют соли)

Основания - сложные в-ва, состоящие из атома Ме и одной или нескольких гидроксильных групп:

1)однокислотные(содержат 1 группу ОН): NaOH, KOH;

2)двухкислотные(содержат 2 группы ОН): Ca(OH)2, Ba(OH)2

3)трехкислотные(содержат 3 группы ОН): Fe(OH)3,Cr(OH)3

Основания:

1)растворимые в воде (щелочи): LiOH, NaOH, Ca(OH)2,Ba(OH)2

2)нерастворимые в воде: Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3

3) амфотерные (тв в-ва, нерастворимые в воде реагируют с кислотами как основания, а со щелочами как кислоты)

Кислоты - сложнве в-ва, содержащие кислотный остаток и один или несколько атомов водорода, которые могут замещаться атомами Ме:

1)одноосновные (содержат 1 атом H):HCl, HJ

2)двухосновные ( 2 атома Н): H2SO4, H2CO3

3)трех- и более основные (3 и более атомов): H3PO4, H4P2O7

Кислоты:

1)безкислородные HCl, H2C, HCN

2)Кислородсодержащие HNO3, H2SO4, H3PO4

Электрохимический ряд напряжений Ме:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Pl, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au

Соли - сложные в-ва, состоящие из атомов Ме и кислотного остатка:

1)средние (нормальные)NaCl, CaSO4, Al2(SO4)3

2)кислые KHSO4, Ca(H2PO4)2

3)основные Fe(OH)2SO4, CuOHCl, Bi(OH)2NO3

4)двойные KAl(SO4)2, NaKCO3

5) комплексные Na2[Zn(OH)4], K4[Fe(CH)6], [Ag(NH3)2]Cl

Средние соли образованы при полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты атомами Ме или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

Кислые соли образованы при частичном замещении атомов водорода в молекуле многоосновных кислот кислотными остатками.

Основные соли образованы при частичном замещении гидроксогрупп в молекуле многокислотного гидроксида кислотными остатками.

Двойные соли образованы при замещении атомов водорода в многоосновной кислоте атомами не одного, а двух различных Ме.

В 1904 Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительно заряженной сферы с вкрапленными электронами. Эти док-ва явились предпосылкой для развития представлений о строении атома и позволили предложить планетарную (или ядерную) модель строения атома (Э. Резерфорд), состоящую из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

В 1900 М. Планк высказал предположение, что в-ва поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными квантами. В 1910 датский ученый Р. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Однако теория Бора оказалась непригодной для многоэлектронных атомов.

В 1904 А Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу.

В 1924 Луи де Бройль выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом. Позднее это было подтверждено на опытах по дифракции электронов на кристаллах. Де Бройль предложил ур-ие:

В 1926 Э. Шредингер вывел ур-ие, описывающее поведение электрона в атоме.

В 1927 В. Гейзенберг постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью.

Т.к. электрон несет отриц заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией ψ, которая характеризует амплитуду волны как ф-ию координат электрона. Подобно амплитуде любого волнового процесса, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения. Однако величина ψ² всегда положительна. При этом она обладает замечательным св-ом: чем больше значение в данной области пространства, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь свое действие, т.е. что его сущ-ие будет обнаружено в каком-либо физическом процессе.

Порядок заполнения орбиталей электронами получил название электронной конфигурации элемента. При составлении электронной конфигурации многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского.

Принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии.

Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+l, а при равной сумме n+l в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд:

1s<2s<3s<3p<4s=3d<4p<5s=4d<5p<6s=5d=4f<6p<7s и т.д.

Принцип запрета Паули. В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины.

Правило Гунда. Заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.