2. Основные классы и номенклатура органических и неорганических соединений.

Номенклатура – совокупность названий индивидуальных химических веществ, их групп и классов, а также правила составления их названий.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые состоят из одного элемента(железо, азот), а сложные из 2х и более(вода). Простые делятся на металлы и неметаллы. Сложные делятся на органические и неорганические. Органические соединения – это сложные соединения, включающие связь между атомами углерода (С). Сложные неорганические вещества разделяют на классы либо по составу (2-х элементные, многоэлементные, кислородосодержащие и т.д.), либо по свойствам, т.е. функциям, которые эти вещества осуществляют в химических реакциях (кислотно-основные, окислительно-восстановительные и т.д.). Все остальные - неорганические. Неорганические вещества делятся на классы либо по составу, либо по функциональным признакам. По составу выделяют: 1) оксиды - соединения с кислородом; (Ag2O) 2) галогениды - соединения с галогенами; (AgCl) 3) нитриды - с азотом; (Mg3N2) 4) карбиды - с углеродом; (СаС2) 5) гидриды - с водородом. (NaH) По функциональным признакам выделяют подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основными называют оксиды, взаимодействующие с кислотами с образованием солей. (CaO+H2O= Ca(OH)2). Кислотными называют оксиды, взаимодействующие с основаниями, с образованием солей. Присоединяя воду, получается кислота. (SO3+H2O=H2SO4). Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. Несолеобразующие не способны взаимодействовать с кислотами или с основаниями с образованием солей.

3. Строение атома. Модели строения атома.

1903г. – Томсон (атом – круг с колеблющимися в нем электронами)

1911г. – Резерфорд («планетарная» модель атома – в центре находится ядро, вокруг движутся электроны)

атом состоит из положительного заряженного ядра, в котором сосредоточена большая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что в целом атом электронейтрален. Возникающая вследствие вращения электронов центробежная сила уравновешивается силой электростатического притяжения. Размеры ядра очень малы. Из опытов Резерфорда следовало, что заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической таблице. (Д атома = 10^-8 см, а Д ядра = 10^-13-10^-12 cм) заряд ядра = порядковому номеру эл-та. Но были противоречия 1) устойчивость атома, 2) наличие у атомов линейных спектров

1913г. – Нильс Бор объединил модель атома с квантовой теорией света.

E=h*ν – уравнение Планка, ν – частота излучения, h – постоянная планка=6,626 Дж*с, Е – энергия излучения

Энергия изм-ся скачкообразно, энергетические сост-я квантованы.

Постулаты Бора:

1. е вращ вокург ядра по опред круговым(стационарным) орбитам.

2. Двигаясь по ним е не излучает энергии

3. При переходе е с 1 на др орбиты он поглащ/испуск энергию в виде кванта.

4. Квантовые числа. Характеристика квантовых чисел.

Квантовое число – численное значение квантованной переменной микроскопического объекта, характеризующее состояние частицы. Любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами.

Характеристика квантовых чисел:

Главное квантовое число (n) (совпадает с номером периода): n=1, 2, 3, 4, …, характеризует:

1)номер энергетического уровеня ,равный номеру периода; 2)запас энергии электрона на данном уровне; 3)размер атома; 4)номер периода.

Орбитальное (побочное) квантовое число (l) l_n=0, 1, 2, 3, …, n-1

Характеризует: 

1)энергетический подуровень; 2)изменение энергии в пределах энергетического уровня; 3)рассматривает форму орбитали. (l=0, то s-орбиталь; l=1, то p-орбиталь; l=2, то d-орбиталь; l=3, то f-орбиталь)

Магнитное квантовое число (m): (m = —1, 0, 1)показывает 1)ориентацию электронного облака в пространстве; 2)определяет количество орбиталей на энергетическом уровне.

Спиновое-квантовое число (s) S = ½, — ½: 1)вращение электрона вокруг оси; 2)показывает максимальное число электронов на подуровне; 3)показывает максимальное число электронов на уровне.

5. Распределение электронов в многоэлектронных атомах. Принцип Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда.