1. Основные понятия химии: атом, молекула, химический элемент, химическое соединение, простое и сложное вещество. Моль. Молярная масса. Относительные молекулярная и атомная массы.

Атом – элементарная частица элемента, обладающая всеми его свойствами.

Молекула – элементарная частица вещества, обладающая свойствами данного вещества.

Химические соединения — химически индивидуальное вещество, состоящее из атомов различных элементов. Важный признак химического соединения — однородность и постоянство состава — соединение химических элементов.

Простое вещество – это вещество, состоящее из атомов одного вида (элемента)

Сложное вещество - это химическое соединение, состоящее из различных атомов.

Моль – единица измерения количества вещества.

Молярная масса (М) показывает сколько г вещества содержится в одном моль.

1 Моль вещества содержит столько же частиц (молекул атомов или ионов) сколько их содержится в 12г изотопа ¹²С.

Относительная молекулярная масса (Мr) складывается из относительных молекулярных масс суммированием.

2. Основные количественные законы химии: сохранения массы веществ; постоянства состава; эквивалентов; Авогадро.

Закон сохранения массы веществ – массы веществ, вступающих в реакции = массе продуктов реакции.

Закон постоянства состава – состав сложных веществ постоянный и не зависит от способа получения.

Закон эквивалентов – вещества вступают в химическое взаимодействие в определенных соотношениях. Количество этих веществ соотносится как простые целые числа.

Закон Авогадро - В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

3. Современная формулировка периодического закона. Структура периодической системы: малые и большие периоды; группы и подгруппы. Зависимость свойств элементов от положения в периодической системе.

Современная формулировка периодического закона- свойство элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимоти от заряда ядра их атомов.

Структура периодической системы: малые и большие периоды; группы и подгруппы – Периодическая система элементов состоит из периодов, групп и подгрупп. Свойства простых веществ, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Это объясняется периодическим повторением электрнной конфигурации внешнего энегретического уровня.

Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns¹ до ns² np⁶. Малые периоды содержат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным.

В системе имеется 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов во внешних подоболочках. Группы делятся на главные (основные) и побочные подгруппы.

Зависимость свойств элементов от положения в периодической системе – Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяюся и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, окислительно-восстановительные и другие свойства.

Энергия ионизации – энергия, необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента, называется первой энергией ионизации I_1. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ)

Сродство к электрону – Энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов. (Э + е = Э^-).

Сродство к электрону выражают либо в килоджоулях на моль (кДж/моль), либо в электронвольтах (эВ).

Небольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения ее – элементы с электронной конфигурациией s² (He, Be, Mg, Zn) с полностью или наполовину заполненными р-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As)

Электроотрицательность – для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны (ЭО)

Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика имеет условный характер.

Атомные радиусы – атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно.

4. Периодическая система и электронная структура атомов. Квантовые числа. Атомная орбиталь и ее графическое изображение. Распределение электронов по квантовым уровням. Принцип минимальной энергии; принцип Паули; правило Гунда.

Периодическая система и электронная структура атомов –

Квантовые числа – введены в атоме для характеристики поведения электрона: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1,2,3,4,5,…и характеризует оболочку или энергетический уровень. Чем больше n, тем выше энергия.

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома.

Электроны с орбитальным квантовым числом 0, называется s-электронами.

Электроны с орбитальным квантовым числом 1, называюся р-электронами.

Электроны с орбитальным квантовым числом 2, называются d-электронами.

Электроны с орбитальным квантовым числом 3, называются f-электронами.

Магнитное квантое число m_e характеризует ориентацию электронного облака в пространстве по отношению к внешнему магнтному полю (“+” и “-“)

Магнитное квантовое число показывает сколько орбиталей может быть в пределах каждого подъуровня

Спинное квантовое число m_s имеет только два значения +1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направлеными стрелками .

Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l, m_l и m_s.

Атомная орбиталь и ее графическое изображение – Каждая электронная орбиталь в атоме (атомная орбиталь, АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами n, l и m_l.

Распределение электронов по квантовым уровням –

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.

Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов , у которых все 4-ре квантовых числа одинаковые.

Следствием этого принципа является то, что на одной орбитали не может быть более двух электронов.

Правило Гунда – Электроны в пределах подъуровня распределяются так, чтобы их суммарное спиновое число, было максимальным.

5. Основные виды химической связи. Энергия и длина связи. Насыщаемость и направленность связи. Валентность атомов по обменному механизму валентных связей. Электроотрицательность атомов и полярность химической связи. Мера полярности связи - электрический момент диполя.

Основные виды химической связи – к основным видам химической связи относятся ионная, ковалентная и металлические связи.

Ионная химическая связь представляет собой электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Такя связь возникает лишь в случае большой разности ЭО атомов.

В кристаллической решетке ионы “+” и “-“ чередуются, и связаны со всеми ближайшими противоположно заряженными ионами (то есть валентность не ограничена)

Локализации электронной плотности в кристаллической решетке нет т.к. валентные электроны полностью переходят к более электроотрицательному атому. Отсуда следует, что решетка состоит из ионов, поэтому ионная связь не насыщаемая и не направленная.

Ковалентная связь - Химическая связь, образованная путем общих электронных пар.

BeCl₂

В этом случае электронная плоскость локализована между ядрами взаимодействия атомов по линии, соединяющий их.

Cl-Be-Cl

Атом элемента не способен присоединить электроны больше своих валентных возможностей. Это обуславливает насыщаемость ковалентных связей.

Ковалентная неполярная – образуется посредством общих электронных пар между атомами с одинаковой электротрицательностью (или близкой)

H-OH

O=O

CH₄

Ковалентная полярная – образуется среди общих электронных пар между атомами с разной электроотрицательностью.

HNO₃

P₂O₅

HF

Энергия и длина связи:

Длина связи характеризует прочность химической связи, а также тепловой эффект при ее образовании.

Длина связи связана с прочностью связи. Она = расстоянию между ядрами взаимодейсвия атомов.

Т.к. между атомами имеется взаимодействие и их электронные орбитали частично перекрываются, то реальная длина связи меньше, чем сумма радиусов.

С увеличением кратности связей, длина связи уменьшается.

Энергия связи – это то количество энергии, которое необходимо для разрыва связи.

В результате этого разрыва могут образоваться: атомы, ионы, радикалы.

Насыщаемость и направленность связи – В зависимости от типа связи (ковалентная или ионная) она может быть направленной или ненаправленной, насыщаемой или ненасыщаемой.

Насыщаемость ковалентной всязи вызывается огрничением числа электронов, находящихся на внешних оболочках, которве могут учавствовать в образовании ковалентной связи.

Валентность атомов по обменному механизму валентных связей – основана на том, что каждый атом предоставляется для общей электронной пары один или более своих неспаренных электронов.

Валентность – способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием зимических связей.

При этом каждый достраивает свой внешний энергетический уровень до завершенного.

Донорно-акцепторный механизм лежит в основе образования комплексных ионов

[BeF₄]^-2

F

F-Be-F

F

F - донор

Be – акцептор

Электроотрицательность атомов и полярность химической связи:

Электроотрицательность — количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны.

Полярность химических связей — характеристика химической связи, показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.

Мера полярности связи - электрический момент диполя – Общая электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому.

- диполь (модель полярна)

Полярность тем выше, чем больше разность электроотрицательности.

Мерой полярности являетсяэлектронный момент диполя М_св = g*l_св

g – обсолютное значение эффективного заряда атома.

l_св – длина связи.

Граница между ионной и ковалентной связью точно не выявлена.