1.Атомно-молекулярное учение. Атом, молекула ,простое и сложноевещество. Относительная атомная масса и т.д.Все вещества состоят из химически неделенных частиц атомов. Вид атома опред. зарядом его ядра. Химическим элементом назыв. совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Атомы могут соедин. друг с другом образуя молекулы, которые явл. наименьшими частицами индивидуального вещества. Атом-система взаимодействующих элементарных частиц, сост.из ядра и электронов. Молекула- наименьшая частица вещ-а, сохраняющая его химические свойства. Простые вещ-а- вещ-а образованные атомами одного хим.элемента(O₂,Al).Сложные вещ-а - состоят из атомов нескольких химических элементов(CH,CuO).Относительная атомная m-(Ar) называется отношение m данного атома к 1 а.е.м.(атомная единица массы) .Относительная молекулярная m-(Mr) отношение m данной молекулы к 1 а.е.м.Моль - единица количества в-ва содержащая столько структурных единиц сколько атомов содержится в 12 г.С.Это число назыв.постоянной Авагадро=6,02*10^-23 1/моль. Колличество ве-а -(n) это величина характеризующая число структурных единиц и равная отношению числа частиц N в данном количестве вещ-а к постоянной Авагадра.(моли) Молярная m - (М)m данного в-ва в количестве 1 моль.(М=m/n).

2.Закон Авогадро и выводы из закона Авогадро.По закону Ав. В равных V разных газов при одинаковых условиях(t,p)содержится одинаковое число молекул.1) При одинаковых внешних условиях одинаковое число молекул любого газа занимает одинаковый V.2) Равные молекулы кол-ва газов при одинаковых внешних условиях занимают равные V.3)При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает V=22,4 л.V=1 моль,называемый молярным V.(V_m=V/n).4)Массы двух газов взятых в одинаковых V должны относиться друг к другу как их молярные m. V занимаемый данной m газа при любых условиях расчит.по уравн.Менделеева-Клайперона.(pV=m/M*RT)R-универсальная газовая постоянная.

3.Химический эквивалент. Молярная масса эквивалента. Коло вещ-а эквивалента. Фактор эквивалентности. Эквивалент вещ-а -такое кол-во вещ-ва ,которое в хими.реакции соед.с 1 молем атомов водорода или замещают его в хим.реакциях.Молярная m эквивалента- m 1 эквивалента вещ-ва.(Mэкв.=M(элемента)/валентность)Мэкв.(сложных вещ-в): 1.оксиды = М(оксида)/число атомов эл.*валентность.2.кислоты =М(кислоты)/основность. 3.основания = М(основания)./кислотность. 4. соли = М(соли)/число атомов металла*валентность металла.Колличество вещ-ва эквивалента(nэкв). - это отношение m вещества к молярной m эквивалента.Фактор эквивалентности(Fэкв.) - число обозначающее какая доля реальной частицы в-ва эквивалента к 1 иону водорода в кислотно-основных реакциях/1 электрону в ОВР.Fэкв. :1оксиды = 1/число атомов элемента*валентность.2. кислоты = 1/основность.3. соли = 1/число атомов металла*валентность металла.4. ОВР = 1/число электронов вост./ принимающих окисл.

4.Эквивалент сложного веща. Закон эквивалентов. Молярный объем эквивалентов. Эквивалентом сложного вещ-а явл.такое его количество которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом любого другого вещ-а .По закону эквивалента вещ-а взаимодействуют друг с другом в количественных пропорциях их эквивалентов.nэкв(А)=nэкв(В).По другому закон эквивалентов формулируется:m(V) реагирующих вещ-в пропорциональны молярным массам эквивалента(молярный объем)Vэкв- молярный объем эквивалента для данного газа(тоесть объем который занимает 1 моль эквивалента данного газа).Vэкв.=Vm*Fэкв;Fэкв.для газа=1/число атомов*валентность.

5.Понятие химического элемента.Массовое число ядра.Изотопы.Электронное облако.Атомная орбиталь. Химический элемент- множество атомов с одинаковым зарядом ядра,числом протонов,совпадающим с порядковым ,или атомным номеров в табл.Менделеева.Каждый химический элемент имеет свои названия и символы.Формой существования химических элементов в свободном виде явл.простые вещества.

Массовое число ядра(А) равно сумме протонов и числа нейтронов.Многие хим.элементы в природе имеют атомы с одинаковым зарядом ядра но с разными массовыми числами.Ядра этих атомов имеют одинаковое число протонов но разное число нейтронов.Изотопы-атомы одного элемента которые имеют одинаковый заряд ядра но разные массовые числа.Быстро движущий электрон может находиться в любой части пространства находящегося ядра и совокупность различных его положений рассматривается как электронное облако.Орбиталью -называют область пространства вероятность нахождения электрона в котором не менее 90%.

6.Квантовые числа. Главное квантовое число n - характеризует энергетический уровень и размер электронного облака.Принемает целочисленные значения от 1 до бесконечности(соответствует №периода в кот.находится элемент).Чемчисло нейтронов тем выше энергия электрона.Орбитальное квантовое число L- характеризует энергетический подуровень и опред.форму электронного облака..принимает значение от 0 до n-1.0=s;1=p;2=d;3=f.Магнитное квантовое число me -характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Принемает целочисленное значение от -L до +L ,включая 0.

L=0(s) me=0(1 значение);L=1(p) me=-1,0,+1;L=2(d) me=-2,-1,0,1,2;L=3(f) me=-3,-2,-1,0,1,2,3,(число значений характеризует число клеточек на уровнях)Спиновое квантовое число ms- характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси.Принемает 2 значения + ½,- ½ .

7.Электронная конфигурация атома. Принцип минимума энергии.Принцип Паули. Правило Клечковского.Правило Хунда.Максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Запись распределения электронов в атоме по уровням. подуровням и орбиталям назыв.электронной конфигурацией элементов.

Принцип минимума энергии: Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбитали.Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех 4х квантовых чисел. Правило Кличковского : Последовательное заполнение орбитали происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главных и квантовых чисел к орбиталям с большим значением этой суммы.При одинаковых значениях этой суммы заполняются орбитали в порядке увеличения числа нейтронов. Правило Хунда: Электроны распределяются по орбиталям в пределах подуровня таким образом чтобы суммарный спин электронов был максимальным. Максимальное кол-во электронов на энергетическом уровне опред.по формуле N=2n² где N-число электронов,n-номер энерг.уровня. n=1(2e),n=2(8e),n=3(18e),n=4(32e).На каждой из орбиталей могут находиться 2 электрона.Таким образом возможное число s-электронов в данном энергуровне=2,p электронов-6,d-электронов-10 и f-электронов-14.

8.Периодическая система элементов. Структура периодической системы: периоды, группы, подгруппы. Особенности электронного строения атомов элементов главных и побочных подгрупп. Периодическая система элементов отражает электронное строение атомов элемента в виде горизонтальных и вертикальных рядов ,периодов и групп.Перид- ряд элементов в пределах которого свойства изменяются последовательно и происходит заполнение одинакового числа энергетических уровней.При этом № периода соответствует числу заполненных уровней.По периоду металлические свой-а элементов ослабевают а не металлические усиливаются.Группы делятся на главную и побочную подгруппы.Подгруппы включают в себя элементы атомы которых имеют общее строение внешнего энергетического уровня.В главную подгруппу входят s и p элементы,в побочную d и f.В зависимости от того какой подуровень заполняет электрон различают s,p,d,f элементы.S-элементы это металлы 1 и 2 главной подгруппы,кроме водорода и гелия.P-элементы это металлы и неметаллы начиная от 3 главной подгруппы по 8 главную подгруппу.D-элементы это металлы с 1 побочной подгруппы по 8 побочную подгруппу.F-элементы это металлы с 57 по 71 и актиноиды с 89 по 103 .

9.Периодические свойства химических элементов(энергия ионизации атомов,сродство атома к электрону,электроотрицательность,атомные и ионные радиусы)Изменение их в периодах и группах. Энергия ионизации - энергия которая необходимо затратить для отрыва 1 электрона от нейтрального атома.В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы.Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента.Чем она меньше тем легче оторвать электрон от атома,тем сильнее выражены металлические свой-а элемента.По периоду энергия ионизации возрастает .В группе сверху вниз энергия ионизации понимается ,что обусловленно увеличением размера атома.Сродство к электрону - энергия которая выделяется при соединении электрона к нейтральному атому не металла.Сродство к электрону характеризует окислительную способность электрона ,по периоду оно возрастает,в подгруппах уменьшается.Электроотрицательность - способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.Мерой электроотрицательностью считают полусумму энергии ионизации и сродства.Электроотрицательность служит мерой неметалличности элемента,чем ниже ее значение тем сильнее вырастают металлические свойства.По периоду возрастает,в групах понижается.Радиус атома: За радиус атома условно принимают половину расстояния между центрами 2х смежных ядер кристаллов.По периоду радиус уменьшается что объясняет увеличение притяжения электрона последнего уровня к ядру по мере возрастания его заряда.В группе сверху вниз радиус возрастает в связи с повышением числа энергетических уровней.

10.Ковалентная связь.Метод валентных электронов.Химическая связь образованная путем обобщения пары электронов 2я атомами называется ковалентной связью.Метод валентных электронов: 1) Химическая связь образуется как результат образования общей электронной пары принадлежащей двум атомам.Общая электронная пара может образоваться а)по обменному механизму когда каждый атом неспаренный электрон.б)по сонорно-акцепторному механизму,когда 1 из атомов предоставляет электрону пару а другой вакантную орбиталь на которой эта пара может разместиться.2)Хим.связь образуется лишь при взаимодействии электрона с антипараллельными спинами.3)Ковалентная связь тем прочнее чем в большей степени перекрывается взаимодействие электронного облака.

11.Понятие валентность и степень окисления.Основное и возбужденное состояние атома. Валентность атома-число связей соединяющий данный атом с другими при условии,что каждой связи соответствует одна общая электронная пара.Колличественной мерой валентности считают число неспаренных электронов у атома в основномили в возбужденном состоянии.

Be C

Переменная валентность многих элементов объясняется возможностью переходов атома в возбужденное состояние.

Сl

Cтепень окисления-число электронов смещенных от более электроположительного элемента к более электроотрицательному.Степень окисления иногда может несовпадать с валентностью,а иногда и совпадает.

12.Полярность ковалентной связи.Диполь.Дипольный момент связи.Полярные и неполярные молекулы.Пи и дельта-связи.Если молекула образована двумя одинаковыми атомами то общая электронная пара распределяется между ними поровну.Такая молекула и возникающая в ней связь называется неполярной. Если соединяются два атома с разными значениями электроотрицательности то общая электронная пара смещается к атому более электроотрицательному такая связь называется полярной.Полярная молекула это диполь т.е.электрически нейтральная система с двумя одинаковыми по величине с положительными и отрицательными зарядами,находящиеся друг от друга на расстоянии L называемой длиной диполя.В полярной связи количественно выражается величиной µ оторая равна произведению L на q.Дипольный момент связи явл. Следующей величиной при чем вектор направлен от положительно заряженного атома к отрицательно заряженному атому .Дипольный момент молекулы состоит более чем из двух атомов ,представляет собой сумму дипольных моментов и ее отдельных связей и несвязывающих электронных пар.Полярезуемость-способность молекулы становиться полярной или более полярной в результате действия на нее внешнего энергетического поля.Ковалентная связь обладает направленностью,в зависимости от геометрии перекрывания электронных облаков атомов ,орбитали различают сигма,пи и дельта связи.Связь образованная перекрыванием атомных орбиталей по обе стороны соединения ядра атомов называется пи связью.Связь образованная перекрыванием d орбиталей всеми четырьмя леписками называется дельто связью.

13.Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное строение молекул. Гибридизация атомных орбиталей-изменение формы и энергии орбиталей атома при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей.Согласно теории гибридизации атомных орбиталей при химическом взаимодействии происходит перераспределение электронов и плотности облаков,так что форма и энергия орбиталей становятся равноценными.Число гибридных орбиталей всегда = числу исходных орбиталей .Гибридное облако ассиметрично. Гибридизация 1s и 1p орбитали приводит к возникновению двух гибридных облаков расположенных под углов 180 градусоа ,это sp-гибридизация в результате которой молекула линейна.Комбинация 1s и 2p орбиталей приводит к возникновению трех sp гибридных орбиталей расположенных под углом 120 градусов,при этом будет sp² гибридизация .Молекула будет представлять плоский треугольник.Комбинация 1s и 3p орбиталей приводит к возникновению четырех гибридных орбиталей расположенных под углом примерно 109 градусов и направленных к вершинам тетраэдра,это sp³ гибридизация.Согласно экспериментальным данным часто встречаются молекулы с иными значениями валентных углов.Это объясняется тем что гибридизация может происходить и при отсутствии электронов на орбиталях и при наличии спаренных электронов на одном или нескольких орбиталей.

14.Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

Для образования связи по сонорно-акцепторному механизму необходимо чтобы один из атомов имел на внешнем уровне непоселенную электронную пару,а другой акцептор вакантную орбиталь на которой бы эта пара могла разместиться.Обменный механизм-каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

Атом N в молекуле аммиака образован 3 ковалентными связями с 3 атомами водородапо обменному механизму.

15.Ионная связь, ее свойства. Ионная связь осуществляется за счет взаимного притяжения противоположно заряженных ионов в химическом соединении.Ионная связь возникает лишь в случае большой разности относительных электроотрицательных атомов элементов.Ионная связь необладает направленностью,поскольку электрическое поле создаваемое ионом имеет сферическую симметрию.Ионная связь необладает насыщенностью т.к.к одному иону можит присоединиться любое число ионов противоположного знака.Ионы бывают простыми т.е состоят из атомов одного элемента(Mg,S)а также и сложные состоят из атомов двух или более элементов(SO4)Ионные молекулы склонны к ассоциации т.е к соединению друг с другом.В обычных условиях ионные соединения это кристаллические вещества каждый кристалл состоит из огромного числа ионов,только в парообразном состояние ионные соединения состоят из отдельных молекул.Чем больше разность электроотрицательностей для данной пары атомов тем больше ионность связи.

16.Водородная связь. Водородная связь осуществляется между атомами водорода химически связанном в одной молекуле и атомом фтора,кислорода,азота,хлора,принадлежащей другой или той же молекуле.Водородная связь проявляется тем сильнее чем больше элетроотрицательность и меньше размер атома партнера.Если водородная связь образуется между разными молекулами ,то она называется межмолекулярной.Если водородная связь образуется между двумя функциональными группами одной и тойже молекулы она называется внутримолекулярной. Молекулы с внутримолекулярными водородными связями не могут вступать в межмолекулярную водородную связь.Вещества с такими связями имеют более низкую температуру кипения и температуру плавления ,вязкость.

17.Тепловой эффект химической реакции.Энтальпия.Изобарный,изохорный процессы.Экзо- и эндотермические реакции. Химическая термодинамика изучает энергетические эффекты сопровождающие химические процессы,направление и их возможность самопроизвольного протекания.Под химической системой понимают совокупность вещ-а отделенных от внешней среды определенной границей через которую может осуществляться объмен вещ-а и тепла.Различают гомогенные и гетерогенные системы.Гомогенные системы состоят из одной фазы .Гетерогенные из 2х фаз или более фаз разграничивающих поверхность раздела..сущность химической реакции сводится к разрыву связей в исходных веществах и возникновению связей в продуктах реакции.По скольку образование связей происходит с выделением энергии а разрыв с поглощением то химические реакции проходят с поглощением или выделением энергии.По 1 закону термодинамики теплота подведенная к системе расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы против внешних сил.Энтальпия-общий запас энергии системы включающий все виды энергии движения и взаимодействия частиц.При постоянном давлении тепловой эффект реакции =изменению энтальпии(дельта Н).Стандартным состоянием вещ-а называют такое его агрегатное состояние которое устойчиво при 25 градусах и давлению101,3 КП.Изменение энтальпии при реакции когда все реагенты и все реакции находятся в стандартном состоянии называются стандартным изменением энтальпии(дельта Н⁰).Реакции протекающие с выделением тепла ,тоесть с понижение дельта Н < 0,называется экзотермические. C+O2=CO+Q.Реакции протекающие с поглощением теплоты ,тоесть с повышением дельта Н,дельта Н >0,называют эндотермическими.CfCO3=CfO+CO2-Q.При изохорном процессе объем системы остается постоянным.Такие процессы реализуются в герметично закрытых или запаянных сосудах,специальных герметичных реакторах-автоклавах.В ходе процесса не производится работа расширения против внешнего давления ,тогда дельта Q_v =дельта U, где дельта Q_v - теплота,поглощенная системой в изохорном процессе.Вся подводимая или отводимая теплота идет на изменение внутренней энергии системы.Изобарный процесс это термодинамический процесс ,протекающий в системе при постоянном давлении.Простейшие примеры изобарных процессов-нагревание воды в открытом сосуде.В этом случае давление =атмосферному.Если изобарный процесс происходит настолько медленно,что давление в системе можно считать постоянным и =внешнему давлению ,а температура меняется так медленно что в каждый момент времени сохраняется термодинамическое равновесие,то изобарный процесс обратим.Для осуществления изобарного процесса к системе надо подводить или отводить теплоту,которая расходуется на работу расширения и изменение внутренней энергии.