1. Строение атома. Модели атома (Морозова, Резерфорда, Бора) теория Морозова предусматривала 1) существование безвалентных элементов; 2) разложимость атомов на гелий и остаточные компоненты, вроде электронов; 3) существование изотопов у каждого тяжелого атома; 4) существование предельной нормы оводнения растворимых кристаллов. В 1910 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. В 1910 г. датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения 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. Каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3, 4, ...), который назвали главным квантовым числом.

2. Постулаты Бора, радиус, энергия, уравнение Бора. 1)если электрон вращается по стационарной орбите атом ничего не получает и не поглощает 2) Электрон вращается по стационарной орбите с определенным радиусом r =n²/(4π²m), где n=1,2,3…

3. Квантово-механические представления об атоме. Квантово-механическая теория строения атома определяется двойственной природой микрочастиц и принципом неопределенности, который говорит о том, что невозможно одновременно точно определить координаты и скорости для электрона.

8. s-, p-, d-, f- элементы. s- элементы главных подгрупп (I-A II-A) у которых заполнен s подуровень 1-м или 2-мя электронами. p- элементы это элементы главной подгруппы с IIIA до VIII A группы, у которых заполняется p подуровень. d- элементы побочных подгрупп с I B до VIII B групп, у которых заполняется предпоследний d подуровень от 1 до 10 элементов, f- это элементы подобные лантану и актинию, называемые лантаноидами и актиноидами, у которых заполняется f подуровень.

9. Периодическая система Д. И. Менделеева В 1869 г. Д.И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого следующая: свойство элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д.И. Менделеева. К настоящему времени предложено большое число вариантов системы. Наиболее общепризнанными являются короткая и длинная системы

10. Периодичность изменения свойств. Радиус атому по периоду справа на лево и по группе сверху вниз увеличивается. Энергией ионизации (I) наз-ся энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома. Энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому называется сродством к электрону (E). Электроотрицательность- среднее арифметическое между E и I, те Э.О.=(I+E)/2. Э.О, I, E, растет по периоду слева направо и по группе снизу вверх .Восстановительная способность элементов растет по периоду справа налево и по группе сверху вниз.

11. Ковалентная связь- наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору). В 1916 Льюис высказал идею, что ковалентная химическая связь образуется за счёт обобществления пары электронов, то есть электронная плотность распределяется между двумя атомами, в противовес принятой тогда теории, что один из связанных атомов несёт положительный, другой отрицательный заряды. Эта теория сейчас называется электронной теорией химической связи.

12. Св-ва ковалентной связи: насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность. 1)Насыщаемость – обусловлена способностью атомов образовывать определенное число ковалентных связей. Оно определяется числом валентных электронов, поэтому в возбужденном состоянии – увеличивается. 2) Количественная направленность выражается в виде валентных углов – углы между направлениями химической связи в молекуле. 3)Гибридизация – создание новых орбиталей, образуется в рез-те перестройки атомных орбиталей. sp – гибридизованные орбитали расположены под углом 180 и имеют линейную конфигурацию, sp²- угол =120 образуют треугольную молекулу, sp³ пространственная форма виде правильного тетраэдра.

13. Параметры химической связи: энергия, длина, валентный угол. Энергия связи (прочность) – количество энергии, выделяющееся при образовании химической связи. Длина связи- расстояние между атомами, составляющими связь. Валентный угол - угол между двумя соседними связями в молекуле.

14. Дипольный момент связи – произведение заряда электрона на длину диполя (векторная величина, поэтому Дипольный момент молекулы есть результирующий вектор связей) μ=l_диполя*e, где e=1.6*10^-19 Кл [μ]=Д (дебал).

15. Неполярная связь, полярная связь. Это разновидности ковалентной связи. Полярная связь возникает между атомами, электроотрицательность которых отличается, но незначительно. Неполярная связь возникает между атомами э.о. которых одинакова(например это молекула иода I₂ или водорода Н₂)

16. π- и σ- связи. δ-связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей по линии, соединяющей ядра атомов.

π-связь – ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей ядра атомов.

17.Теория молекулярных орбиталей (МО) дает представление о распределении электронной плотности и объясняет некоторые свойства молекул. В этой теории квантово-механические зависимости для атома распространены на более сложную систему — молекулу. В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных электронов (молекулярные орбитали) с их самосогласованным движением в поле друг друга и всех ядер молекулы. Предполагается, что все электроны — данной молекулы (как и в атоме) распределяются по соответствующим орбиталям. Каждая орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел, отражающих свойства электронов в данном энергетическом состоянии. В отличие от одноцентровых орбиталей атомов, орбитали молекул многоцентровые, то есть молекулы имеют общие орбитали для двух или более атомных ядер. По аналогии с атомными s-, p-, d-, f- орбиталями молекулярные орбитали обозначают греческими буквами σ-, π-, δ-, γ-. МО образуются при комбинировании атомных орбиталей при достаточном сближении. Из исходных атомных орбиталей возникает nМО. Так, при образовании двухатомной молекулы H2 из атомов Н из s-орбиталей двух атомов Н возникают две двухцентровые МО — одна энергетически более выгодная (связывающая σsсв), другая менее выгодная (разрыхляющая σsразр), чем исходные атомные орбитали. На связывающей МО электрон большую часть времени пребывает между ядрами (повышается электронная плотность), способствуя их химическому связыванию. Нa разрыхляющей же МО электрон большую часть времени находится за ядрами, вызывая отталкивание ядер друг от друга. Характер распределения электронов по МО определяет порядок (кратность) связи, ее энергию, межъядерные расстояния (длина связи), магнитные свойства молекул и др.

Водородная связь - вид химической связи типа А - Н...А'; образуется в результате взаимодействия атома водорода, связанного ковалентной связью с электроотрицательным атомом А (N, O, S и др.), и неподеленной парой электронов другого атома А' (обычно O, N). Атомы А и А' могут принадлежать как одной, так и разным молекулам. Водородная связь приводит к ассоциации одинаковых или различных молекул в комплексы; во многом определяет свойства воды и льда, молекулярных кристаллов, структуру и свойства многих синтетических полиамидов, белков, нуклеиновых кислот и др. Водородная связь - это своеобразная химическая связь. Она может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор, сера.

19.Ионной называется связь между ионами, т. е. заряженными частицами, образовавшимися из атома или группы атомов в результате присоединения или отдачи электронов Ионная связь характерна для солей и щелочей. Сущность ионной связи лучше рассмотреть на примере образования хлорида натрия. Натрий, как щелочной металл, склонен отдавать электрон, находящийся на внешнем электронном слое. Хлор же, наоборот, стремится присоединить к себе один электрон. В результате натрий отдает свой электрон хлору. В итоге образуются противоположно заряженные  частицы — ионы Na+ и Сl-, которые притягиваются друг к другу. При ответе следует обратить внимание, что вещества, состоящие из ионов, образованы типичными металлами и неметаллами. Они представляют собой ионные кристаллические вещества, т. е. вещества, кристаллы которых образованы ионами, а не молекулами.После рассмотрения каждого вида связи следует перейти к их сравнительной характеристике.  Для ковалентной неполярной, полярной и ионной связи общим является участие в образовании связи внешних электронов, которые еще называют валентными. Различие же состоит в том, насколько электроны, участвующие в образовании связи, становятся общими. Если эти электроны в одинаковой мере принадлежат обоим атомам, то связь ковалент-ная неполярная; если эти электроны смещены к одному атому больше, чем другому, то связь ковалент-ная полярная. В случае, если электроны, участвую щие в образовании связи, принадлежат одному атому, то связь ионная. Металлическая связь — связь между ион-атомами в кристаллической решетке металлов и сплавах, осуществляемая за счет притяжения свободно перемещающихся (по кристаллу) электронов (Mg, Fe).  Все вышеперечисленные отличия в механизме образования связи объясняют различие

21.Донорно-акцепторная связь, координационная связь, термин, обозначающий один из способов образования химической ковалентной связи. Обычная ковалентная связь между двумя атомами обусловлена взаимодействием двух электронов — по одному от каждого атома. Д.-а. с. осуществляется за счёт пары электронов одного атома (донора) и свободной (незаполненной) орбитали другого (акцептора). Схематически это различие можно выразить так: Ковалентная связь:

Д.-а.с.:

  В обоих случаях электроны становятся общими для двух атомов. Типичным примером является образование иона аммония при реакции аммиака с ионом водорода (протоном):  В молекуле аммиака азот имеет неподелённую пару электронов, у иона водорода 1s-орбиталь свободна. При достаточном сближении молекулы NH3 и иона Н+ двухэлектронное облако азота попадает в сферу притяжения иона водорода и становится общим и для атома азота, и для атома водорода, т. е. возникает четвёртая ковалентная связь N — Н. Все связи N — Н в этом ионе становятся равноценными и неразличимыми. В данном случае молекула воды — донор, протон — акцептор.  Этот способ образования ковалентной связи играет большую роль в химии.

Комплексные соединения - координационные соединения, химические соединения, состав которых не укладывается в рамки представлений об образовании химических связей за счет неспаренных электронов. Обычно более сложные К. с. образуются при взаимодействии простых химических соединений. Так, при взаимодействии цианистых солей железа и калия образуется К. с. - ферроцианид калия: Fe (CN)₂ + 4KCN = K₄[Fe (CN)₆]. К. с. широко распространены. Общее число уже синтезированных комплексных соединений, по-видимому,? превышает число соединений, обычно относимых к простым. К. с. существуют в растворах, расплавах, в кристаллическом и газообразном состоянии. Переход вещества из одного физ. состояния в другое может приводить к изменению состава и строения К. с., к распаду одних комплексных группировок и образованию новых.

22. Внутренняя энергия системы представляет собой ее полную энергию, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер и электронов. Внутренняя энергия включает в себя энергию поступательного, вращательного и колебательного движений, а также потенциальную энергию, обусловленную силами притяжения и отталкивания, действующими между молекулами, атомами и внутриатомными частицами. Она не включает потенциальную энергию положения системы в пространстве и кинетическую энергию движения системы как целого. Внутренняя энергия является термодинамической функцией состояния системы. Это значит, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, ее внутренняя энергия принимает определенное присущее этому состоянию значение. U=U₂-U₁ где U₁ и U₂ внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях соответственно.

23. Первый закон термодинамики в применении к изобарному, изохорному, изотермическому, адиаботическому. Если система обменивается с внешней средой тепловой энергией Q и механической энергией (работой) А, и при этом переходит из состояния 1 в состоянии 2, количество энергии, которое выделится или поглощается системой форм теплоты Q или работой А равно полной энергии системы при переходе из одного состояния в другое и записывается: Q=U+A. Закон записывается для: 1)изобарной системы(p=const): Q=ΔU+A 2)изохорной системы(V=const) ΔV=0 → A’(работа_газа)=0 → Q=ΔU 3)изотермической системы (T=const) ΔT=0→ ΔU=0→Q=A’ или A=-Q 4)адиаботический процесс( Q=0 ) ΔU=A или ΔU=-A’

24. Стандартная энтальпия образования вещ-ва. Теплоемкость изобарная, изохорная, удельная. Тепловой эффект образования 1 моль в-ва из простых в-в, устойчивых при 298К и 100кПа,называют энтальпией образования (Нв-ва). Энтальпию образования простых в-в устойчивых при 298К и 100кПа, принимают равной нулю. Тепловые эффекты реакций образования в-в в стандартном состоянии называю стандартными энтальпиями образования.

25. Законы Гесса. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Так как энтальпия зависит от состояния системы, но не зависит от пути процесса, то, если при проведении процесса система вернулась в исходное состояние, суммарное изменение энтропии системы равно нулю (H = 0). Процессы, в которых система после последовательных превращений возвращается в исходное состояние, называются круговыми процессами или циклами. Метод циклов широко используется в термодинамических расчетах. H1+H2+H3=0

Итак, закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала реакция, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не меняется конечное и исходное состояния системы.

26.энтропия. Самопроизвольное протекание процессов. Согласно 2му закону ТД самопроизвольно протекают процессы, при которых энергия Гиббса (G) и энергия Гельмгольца(F)меньше нуля. G=H-TS F=U-TS

Энтропия логарифмическая функция вероятности существования системы, определяющая меру беспорядка в системе. В изолированной системе самопроизвольно протекают процессы в сторону увеличения беспорядка в системе. 1)S>0 возможно самопроизвольное протекание процесса. 2) S<0 самопроизвольное протекание процесса не возможно. S=R*ln(беспорядок в конечном состоянии/беспорядок системы в начальном состоянии), где R-универсальная газовая постоянная,R=8,314кДж/моль*K. Если пренебречь взаимодействиями молекул S=R*2,303*lg(V2/V1) ;где V2 -объем после завершения процесса,V1-первоначальный объем

27.свободная энергия Гиббса, Гельмгольца, II закон ТД Все проц-сы, происх-щие в прир-де, протек-ют самопроизв-но, в опред-ом направл-нии и в ряде случаев могут сопров-ся произв-вом работы против внешних сил. В соотв-вии со 2-м з-ном термодин-ки, опред-ся направл-ть проц-са и его пределы. Различные виды эннерг хар-ся фактором интенсивн-ти, опред-им потенц-л данного вида эннерг (давл-е газа, темпер-ра, поверхн-ное натяж-е и т.п) и фактором ёмкости (кол-ва в-ва, электрич-ва и т.д). Самопроиз-ные проц-сы идут в сторону выравнив-ния факторов интенсивн-ти во всех частях сист-мы. Направл-ть проц-са и его предел могут хар-ся выравнив-ем факт-ров интенсивн-ти во всех частях системы. Формулир-ка: Критерием самопроизв-ного протек-ния р-ции явл-ся ТД св-во протек-ния проц-са - энергия Гиббса.G=G2-G1; G<0 - р-ция будет самопроизв-но протекать; G>0 - р-ция не идёт при дан-х усл-ях G=0 - равновесие. Gр-ции=Gкон.в-в-Gнач.в-в. Влияние энтальпийного и энтропийного фактора: G=H-TS, где S - энтропийный фактор, Н - энтапийный фактор. Эти 2 фактора направл-ны друг против друга. Соотн-е м.д 2-мя факторами опред-ет направл-е проц-ов: G<<0 - р-ция необр-ма, G>>0 - р-ция необр-ма в обратн-м направл-нии, G<>0 - хим-кое равн-сие (при разнице до 10 кДж). Энергия Гиббса играет важную роль для изуч-я биоэнергетич-х процессов. С пом-щью этой ф-ции сост-я можно прогнозир-ть направл-е самопроизв-х проц-ов в биологич-ких сист-мах и рассчитывать максим-но достижимый КПД. Энергия Гиббса G так же, как и энтальпия H является ф-цией сост-я системы. Поэтому измен-е энергии Гиббса G может использоваться для хар-ки хим-ких превр-ний аналогично измен-ю энтальпии Н. Уравнения р-ций, для которых указ-ся соотв-щий им измен-е энергии Гиббса, так же наз-ся термохим-ми.

28.Самопроизвольное протекание процессов. Самопроизвольным называют процесс, который протекает самопроизвольно без воздействия внешних факторов. По энергии Гиббса мы можем определить самопроизвольность протекания реакции:

G>0 (не самопроиз-ый), G=0(равновесный), G<0(самопроиз-ый)

Энтропия показывает меру хаоса, т.е. неупорядочность системы

Сущ. еще 1 функция сост.-я системы - энтропия, которая показывает самопроизвольность протекания. реакций

2з/н Т/Д (1896г Больцман)- в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии т.е.:

S>0 (самопроиз-ый)

S=0(равновесный)

S<0(не самопроиз-ый)

29.III закон термодинамики: энтропия любой системы при абсолютном нуле температуры всегда может быть принята равной нулю, т. е. ΔH=ΔG. Взаимосвязь 1-го 2-го и 3-го законов термодинамики: ΔH=Δu+pΔV

36.Концентрации: Концентрация. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

Молярная концентрация вещества. В, c_в - отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к объему этой системы. Единица измерения моль/м³ или моль/л.

Молярная доля вещества. В, x_в – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к общему количеству вещества(в молях)Измеряется в %.

Объемная доля вещества. В, _в – отношение объема компонента, содержащегося в системе, к объёму системы.

Массовая доля вещества. В, _в - отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе этой системы.

Скорость химической реакции прямопропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях равным коэффициентам перед формулами: aA+bB→lL+dD V_{прямой реакции} =k_{прямой реакции}[A] ^a[B] ^b V_{обратной реакции} =k_{обратной реакции}[L] ^l[D]^d Гомогенная система - смесь в которой даже под микроскопом нельзя обнаружить частицы веществ, составляющих смесь, например смеси любых газов(газообразное – газообразное), сплавы металлов(твердое-твердое), водные растворы некоторых солей (жидкое- жидкое).

Гетерогенная система – смесь в которых визуально или при помощи микроскопа можно обнаружить частицы веществ, составляющих смесь, например глина в воде(твердое в жидком), дым, смог, пыль(твердое в газообразном), мыльная пена (газообразное в жидком) и т.д.

37. Влияние температуры на скорость реакции .1)При увеличении температуры увеличивается число столкновений, увеличивается диффузия 2) Температура способна повышать свободные энергии реагирующих молекул. С увеличением температуры кол-во молекул обладающих избытком энергии возрастает. Если реакция эндотермическая то повышение температуры способствует прохождению реакции в прямом направлении, если экзотермическая- в обратном.

38. Энергия активации. Энтропия активации. Понятие об активированном комплексе. Энергия активации- это тот энергетический барьер, который необходимо преодолеть молекулам, чтобы вступить в химическое взаимодействие. Энтропия активации(ΔS) зависит от числа и ориентации молекул в момент столкновения, т. е. она характеризует вероятность благоприятного расположения молекул при столкновении. Активированный комплекс – это переходное состоянии системы, в котором связи между старыми соединениями еще не полностью разорваны, а новые еще не полностью образованы.

39. Влияние катализаторов на скорость химической реакции. Катализаторы – вещества которые активным образом учавствуют в химическом процессе, изменяя его скорость, но в результате реакции выходят в неизменном виде: 1)A+B→AB(V₁) 2)a)A+K→AK(V₂) b)AK+B→AB+K(V₃). Если V₁<V₂+V₃ то катализатор промотор(увел. ск. реак), Если V₁>V₂+V₃ то ингибитор (умень. ск. реак) Катализаторы разбивают реакции на ряд стадий, энергия активация которых отличается от реакций без катализаторов.

40. Цепные реакции, простые и разветвленные. Цепные реакции это реакции в рез-те которых первоначально появляющиеся продукты принимают участие в образовании новых продуктов.

41. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие достигается, когда V_{прямой реакции}=V_{обратной реакции}, т. е. в реакции aA+bB↔lL+dD V_{прямой реакции} =k_{прямой реакции}[A] ^a[B] ^b=V_{обратной реакции} =k_{обратной реакции}[L] ^l[D]^d . Отсюда можно найти константу равновесия – произведение концентраций продуктов реакции, к произведению концентраций исходных веществ, в степенях равных коэффициенту перед формулами: k_{равновесия}=([L^l][D^d])/([A]^a[B]^b)

56. Строение мицеллы коллоидов

Кол. частица состоит из ядра, адсорбирующего из окруж. среды иона другого вида, эти ионы наз-ся зарядообразующими. Ядро кол. частицы притягивает к себе из среды ионы противопол. знака. все сочетание, сост. из кол. частицы и эквивал-ой ей части дисперсной среды, наз-ся мицеллой.

Т.е, мицелла:

-ядро

-адсорбирующий слой

-слой противоионов

Кол. частица – это мицелла и диффузионный слой противоионов.

Оптич. св-во:

Если пропускать пучок света через совершенно прозрачный кол. раствор, то он станов. видимым.

Элект. св-во:

Частицы дисперсной фазы перемещаются к аноду при возд.пост.эл.тока, а частицы дисперсионной среды – к катоду. Дисп. фаза несет на себе заряд противоп.заряду среды.

57. Окисление, восстановление. Важнейшие окислители, восстановители.

Степень окисления - условный заряд, вычисленный в предположении, что соед-е сост. только из атомов, ионов и электронов.

Любая ОВР состоит из процессов окисления и восстановления:

Окисление – это процесс отдачи электронов при этом происходит понижение степени окисления.

Восстановление – это процесс присоединения электронов, при этом происходит понижение степени окисления.

Восстановители: металлы в низших степенях окисления, водород, углерод, соединения неметаллов с отрицательными степенями окисления.

Окислители: металлы и неметаллы в высших степенях окисления, галогены, кислоты, пероксид водорода.

58. Овр. Метод полуреакций.

ОВР-реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Любую реакцию ОВР рассматривают исходя из осн. определения реакции с переносом электрона для составления электронного баланса и применяют метод полуреакции (электронно-ионный).

Стадии окисления и восст-я разделены: 1.установление формул исх. в-в и продуктов реакции. 2.опред. степени окисления элементов. 3.опред. числа эл-в, отдаваемых восст-ем и приним-х ок-лем. 4.опред. коэффициентов при всех веществах.

59. Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Водородный электрод.

Электрохимические процессы – процессы взаимопревращения хим. и электрич-ой форм энергии, протекающие на электродах.

Электрод – любой металл или токопроводящий материал, погруженный в р-р электролита. Между ними подвижное равновесие: Меⁿ⁺+ne^-=Me⁰. при погружении Ме в р-р нач-ся сложное взаимодействие Ме с компонентами р-ра электролита. Гидратированные ионы Ме, находящиеся у поверхности электрода, и оставшиеся на Ме избыточные электроны, образуют две противозаряженные плоскости, аналогичные обкладке плоского конденсатора. И на границе раздела возникает двойной электрич-й слой. Переход ионов Ме с электрода в раствор приводит к равновесному состоянию системы, потенциал на поверхности Ме равновесный и зависит от св-в Ме и концентрации его ионов в р-ре.

Стан-й водородный потенциал: 2H⁺+2e^-=H₂⁰

Ст.электр.потенциал Ме:

Электродный потенциал, измеренный относительно стандартного водородного потенциала при условии, что концентрация свободных гидратированных ионов Ме равна 1 моль/л раствора электролита.