1.Предмет химии. Моль. Атомная единица массы Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей, оксидов.

Химия-наука о вещ-вах, их строении, составе, св-вах, превращениях вещ-в. Неорганические вещ-ва делятся на: оксиды, гидрооксиды, соли, кислоты, основания.

Моль-кол-во вещ-ва, которое содержит столько же молекул этого вещ-ва, сколько атомов содержится в 12 г. углерода. 1 а.е.м. определяется как 1/12 часть атома углерода.

Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое кол-во молекул. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объём. 1 моль любого газа при н.у. (р=10⁵ Па, t=298 К ) занимают V=22,4 л/моль.

Эквивалентом элемента наз-ют такое его кол-во, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же кол-во атомов водорода в хим. реакции. Эквивалентом сложного вещ-ва наз-ся такое его кол-во, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещ-ва.

. Закон эквивалентов: вещ-ва взаимодействуют друг с другом в кол-ве, пропорциональных их эквивалентов; массы (объёмы) реагирующих друг с другом вещ-в пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Э_оксида =М_оксида/число ат. эл-тавалент. эл-та.;

Э_кисл=М_кисл/основность к-ты (кол-во Н).;

Э_основ=М_основ/кислотность осн.(кол-во ОН).;

Э_соли=М_соли/кол-во ат. метала× вал. мет.

2. Классификация неорганических соединений.

простые вещества  металлы и неметаллы

оксиды(несолеобразующие (CO, NO, N₂O), солеобразующие(основные(оксиды щелочо-зем. мет), кислотные (Cl₂O, B₂O₃, CO₂, N₂O₅, SO₃, Cl₂O₇₎, амфотерные (BeO, ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, SnO₂, PbO₂, MnO₂))- сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемента. Получение: Взаимодействием простых веществ с кислородом:2 Mg + O₂ = 2 MgO;

Разложением сложных веществ:Cu(OH)₂ = CuO + H₂O; CaCO₃ = CaO + CO₂; 2 Zn(NO₃)₂ = 2 ZnO + 4 NO₂ + O₂.

Гидроксиды((основания- электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы:NaOH = Na⁺ + OH^), (кислоты- электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Н⁺; Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H₂S) и кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄), амфотерные- это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства; Cr(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Al(OH)₃)- продукты соединения оксидов с водой

Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или ионы аммония NH₄⁺), анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние(Na₂CO₃, K₂SO₄, Ca₃(PO₄)₂), кислые(NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂, KHSO₃), основные((CuOH)₂CO₃, AlOH(NO₃)₂, FeOHCl).

3.Строение многоэлектронных атомов. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (ао). Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда

В многоэлектронных атомах на каждый электрон действует не только ядро, но и все остальные электроны. При этом электронные облака отдельных электронов как бы сливаются в одно общее многоэлектронное облако. Энергетическое состояние электронов зависит не только от квантового числа n, но и от орбитального квантового числа L. Это связано с тем, что электрон в атоме не только притягивается ядром, но и испытывает отталкивание со стороны электронов, расположенных между данным электроном и ядром.

Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х , у которых все 4 квантовых числа были бы одинаковыми. Хотя бы одно число должно отличаться.

Правило Клечевского: в атоме каждый распологается так, чтобы его энергия была минимальной.

Правило Хунда: при данном значении L (то есть в пределах определ. подуровня) располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимален.

Квантовые числа — энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится.

1.Главное квaнтовое число n определяет общую энергию электрона и степень его удаления от ядра (номер энергетического уровня); оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, . . .)

2.Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы. Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями,  l = 1 – р-орбиталями (3 типа, отличающихся магнитным квантовым числом m),  l = 2 – d-орбиталями (5 типов),  l = 3 – f-орбиталями (7 типов).

3.Магнитное квантовое число m определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Его значения изменяются от +l до -l, в ключая 0. Например, при l = 1 числоm принимает 3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют 3 типа  р-АО:  р_x,  р_y,  р_z.

4.Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином (от англ. веретено). Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: и .

s-ат орбитали d-ат орбиталь p-ат орбиталь