- •1 Простые и сложные вещества, хим элементы
- •4 Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава
- •5. Закон эквивалентов и закон кратных отношений
- •6 Газовые законы
- •7 Таблица Менделеева
- •Периодический закон
- •8 Ядерная модель атома Резерфорда
- •9 Квантовая теория строения атома Бора. Корпускулярно-волновая теория.
- •10 Главное квантовое число . Физический смысл и численные значения
- •11 Орбитальное квантовое число. Формы электронных облаков
- •12 Главное, орбитальное, магнитное, спиновые числа для волновых функций частиц
- •13 Принцип Паули. Распределение электронов в атоме по состояниям.
- •14 Запрет Паули ,Правило Хунда
- •15 Основные типы и характеристики химической связи
- •16 Ковалентная связь. Способы образования – обменный и донорно-акцепторный. Свойства ковалентной связи.
- •17 Ионная связь. Энергия ионной кристаллической решетки. Механизм образования и свойства ионной связи.
- •18 Металлическая и водородная связь. Механизм образования и свойства.
- •19 Характеристика раствора. Процесс растворения, растворитель . Насыщенный раствор , растворимость, зависимость растворимости от температуры. Критическая температура растворимости
- •20 Способы выражения концентрации растворов
- •21. Гидраты и кристаллогидраты. Понятие связанной и кристаллизационной воды. Двление пара растворов. Закон Рауля.
- •22 Превращение энергии в химических реакциях. Экзо- эндотермические реакции
- •24 Основные термодинамические функции состояния системы. Энтропия. Стандартная энтропия. Изменение энтропии в различных процессах.
- •26. Направленность протекания реакций при разных знаках термодинамических функций состояния
- •28 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс.
- •29 Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
- •30 Понятие энергии активации. Уравнение Аррениуса.
- •32 Химическое равновесие. Необратимые и обратимые процессы.
- •33 Факторы определяющие направление протекания хим. Реакций
- •34 Понятие константы равновесия
- •35. Смещение химического равновесия принцип ле шателье
- •Принцип Ле-Шателье
- •36. Типы химических реакций.
- •37 Теория электролитической диссоциации . Процесс диссоциации. Сильные и слабые. Степень диссоциации. Сила электролитов.
- •38. Электролиты. Правило Бертолле. Ионообменные реакции и условия их протекания.
- •39. Понятие константа диссоциации. Закон разбавление Оствальда
- •Водородный показатель pH
- •41. Гидролиз солей
- •42. Константа и степень гидролиза . Определение кислотности среды при различных случаях гидролиза.
- •43. Классификация, строение, основные способы получения и свойства комплексных соединений . Устойчивость комплексных соединений.
- •44. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие об окислителе и восстановителе. Важнейшие окислители и восстановители.
- •45 Типы окислительно-восстановительных реакций
- •46.Электродный потенциал металла. Гальванические элементы.
- •47. Нормальный водородный электрод . Уравнение Нернста. Автомобильный аккумулятор.
- •49 Коррозия металлов. Классификация коррозионных процессов.
- •50. Химическая коррозия. Способы защиты от коррозии.
- •51. Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия. Способы защиты.
- •52. Кислородная и водородная деполяризация.
7 Таблица Менделеева
Периодическая таблица Менделеева состоит из 8 групп и 7 периодов.
Вертикальные столбцы таблицы называют группами. Элементы, внутри каждой группы, обладают сходными химическими и физическими свойствами. Это объясняется тем, что элементы одной группы имеют сходные электронные конфигурации внешнего слоя, число электронов на котором равно номеру группы. При этом группа разделяется на главные и побочные подгруппы.
В Главные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешних ns- и np- подуровнях. В Побочные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n — 1) d- подуровне (или (n — 2) f- подуровне).
Все элементы в периодической таблице, в зависимости от того, на каком подуровне (s-, p-, d- или f-) находятся валентные электроны классифицируются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).
Высшая валентность элемента (за исключением O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы) равна номеру группы, в которой он находится.
Для элементов главных и побочных подгрупп одинаковыми являются формулы высших оксидов (и их гидратов). В главных подгруппах состав водородных соединений являются одинаковыми, для элементов, находящихся в этой группе. Твердые гидриды образуют элементы главных подгрупп I — III групп, а IV — VII групп образуют а газообразные водородные соединения. Водородные соединения типа ЭН4 – нейтральнее соединения, ЭН3 – основания, Н2Э и НЭ — кислоты.
Горизонтальные ряды таблицы называют периодами. Элементы в периодах отличаются между собой, но общее у них то, что последние электроны находятся на одном энергетическом уровне (главное квантовое число n — одинаково).
Периодический закон
Менделеев дал следующую формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Существует четыре основных периодических закономерности:
Правило октета утверждает, что все элементы стремятся приобрести или потерять электрон, чтобы иметь восьмиэлектронную конфигурацию ближайшего благородного газа. Т.к. внешние s- и p-орбитали благородных газов полностью заполнены, то они являются самыми стабильными элементами. Энергия ионизации – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Согласно правилу октета, при движении по периодической таблице слева направо для отрыва электрона требуется больше энергии. Поэтому элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. Самая высокая энергия ионизации у инертных газов. Энергия ионизации уменьшается при движении вниз по группе, т.к. у электронов низких энергетических уровней есть способность отталкивать электроны с более высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования. Благодаря этому эффекту внешние электроны мене прочно связаны с ядром. Двигаясь по периоду энергия ионизации плавно увеличивается слева направо.
Сродство к электрону – изменение энергии при приобретении дополнительного электрона атомом вещества в газообразном состоянии. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным вследствие эффекта экранирования.
Электроотрицательность — мера того, насколько сильно атом стремится притягивать к себе электроны связанного с ним другого атома. Электроотрицательность увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. При этом надо помнить, что благородные газы не имеют электроотрицательности. Таким образом, самый электроотрицательный элемент – фтор.