1)_ Химия-наука о строении, свойствах веществ, их превращениях и сопровождающих явлениях. различают неорганическую и органическую. неорганической химии - все химические элементы и их соединения, Органическая изучает свойства соединений, образованных посредством углерода. Существует химия высокомолекулярных соединений, кристаллохимия, геохимия, биохимия и другие науки. Главным вопросом для химии является вопрос о химических свойствах. Химия включает: квантовую, хим. термодинамику, хим кинетику, электрохимию и др. Сущ множество направлений развития прикладной химии призванной решать конкретные задачи практической деятельности человека. Хим наука достигла такого уровня развития что стала порождать новые производства и технологии. Все вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных входит два или более элементов. Простые вещества делят на металлы и неметаллы. Слож вещ делят на органические и неорганические. Неорг вещества делят на классы либо по составу либо по хим. свойствам. Моль-это такое кол-во вещества которое содержит столько ФЕ сколько атомов содержится в 12г изотопа углерода С. А.е.м=m(С)\12=1,6606*10 в -27. Относительной атомной массой элемента называют отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1\12 массы атома изотопа углерода С. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение средней массы вещества определенного формульного состава включающего атомы отдельных элементов в их природном изотопном составе, к 1\12 массы атома изотопа углерода С. В равных объёмах любых газов взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении содержится одно и то же число молекул. Эквивалентом вещества называется такое его количество,которое соединяется без остатка с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Например, в соединениях HCl, H2S и NH3 эквивалент элементов хлора, серы и азота соответственно равен 1 моль, . моля и 1/3 моля. Масса одного эквивалента называется его эквивалентной массой или молярной массой эквивалента. Выражается в г/моль. Эквивалентом назыв условные частицы вещества в целое число раз меньше чем соответствующие им формульные единицы. Число Zb назыв эквивалентным числом. Если известно кол-во вещества то кол-во вещества эквивалентов всегда в число эквивалентности раз больше (или равно) кол-ва вещества. Молярной массой эквивалентов вещества назыв отношение массы вещества к его кол-ву вещества эквивалентов Закон эквивалентов (эквивалентных масс), предложенный в 1803-1814 гг. Дальтоном и Рихтером: «Элементы и вещества соединяется друг с другом, а также замещают друг друга а химических реакциях в строго определенных весовых количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам» Математическая запись закона такова: m1/m2=mЭ1/mЭ2 где m1 и m2 – массы взаимодействующих элементов или веществ, г; mЭ1 и mЭ2 – соответственно эквивалентные массы этих веществ, г/моль. Эквивалентная масса оксида складывается из значений эквивалентных масс составляющих оксид элементов. Эквивалентная масса кислоты равна её молярной массе, деленной на основность кислоты (число атомов водорода в молекуле кислоты). Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла; образующего основание. Эквивалентная масса соли равна отношению её молярной массы к произведению валентности металла на число его атомов молекуле.

2) Атом – это наименьшее кол-во вещества, обладающее хим. св-вами. Атом –исходное состояние для хим. превращений.

1790-1815 гг. – открыты осн. законы химии 1882 г. – Морозов предложил след. модель строения атома: атом он представлял в форме куба, внутри кот. находится + q, в узлах – отриц. 1897 г. – Дж. Томсон открыл . 1909 г. – Р. Малликен определил заряд . 1904 г. – Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно кот атом можно представить в виде + заряженной сферы с вкрапленными («булочка с изюмом»)

1910 г. – в лаборатории Э. Резерфорда в опытах по бомбардировке металлического фольги ‑частицами было установлено, что некоторые ‑частицы рассеиваются фольгой. Исходя из этого Резерфорд заключил, что в центре атома существует + заряженное ядро малого размера, окруженное е. Такая модель наз-cя «ядерной планетарной моделью». 1900 г. – М. Планк предположил, что энергия выделяется порциями . 1910 г. – Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой двигаются вокруг ядра не по любым орбитам, а лишь по разрешенным, на кот обладает опред энергиями (квантовая модель Бора

Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на 3х положениях: принципе минимума энергии, принципе Паули и правиле Хунда. Принцип минимума энергии: электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией. Очередность подоболочек по энергии определяется с помощью правила Клечковского. Каждая АО имеет на кривой радиального распределения вероятности нахождения электрона в элементе пространства определенно число максимумов. 1 правило Клечковского: электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоболочке где сумма квантовых чисел n и l минимальна. 2ое правило: Электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа.

Принцип Паули состоит в том что в атоме не может быть электронов имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Правило Хунда. Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одной электронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния атома. Оно гласит: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален.

3) Периодический закон д.И. Менделеева. Периодическая система элементов. Электроотрицательность. Закономерности изменения ее по периодам и группам элементов периодической системы.

Периодический закон Д.И. Менделеева: строение и свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и определяются периодически повторяющимися однотипными электронным конфигурациями их атомов. Периодическая система элементов состоит из периодов и групп Период – это совокупность элементов с одинаковым значением энергии. Группа – вертикальный ряд элементов имеющих одинаковое число электронов на внешнем эл. слое. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в системе. Элементы образуют 7 периодов. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы это группы элементов сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, возрастает химическая активность) Элементы с 58 по 71, а также 90 – 103 образуют 2 семейства – лантаноиды и актиноиды. Периодичность свойств элементов обусловлено периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов. С положением элементов в системе связаны его химические и многие физические свойства. Первые три периода называются малыми или короткими все остальные большие или длинные. В зависимости от того, как представлены в периодической таблице длинные периоды, различаются короткопериодные и длиннопериодные варианты таблицы. В последнем варианте длинный период вытянут полностью слева направо и четвертая, пятая строки таблицы содержат последовательность из 18 элементов. Шестой период и теоретически седьмой содержат по 32 элемента. Длина периода зависит от числа электронов на внешних электронных оболочках атомов элементов. В короткопериодном варианте периодической таблицы длинные периоды разделяют на две части и элементы размешают в те же группы что и элементы коротких периодов, причем так чтобы в каждой клетке было по 2 элемента. Группу элементов делят на главную и побочную при этом под каждым элементом находится по возможности элементы с похожими свойствами, например такие элементы как водород, литий, натрий, калий составляют главную подгруппу элементов, а входящие в медь, серебро, золото образуют побочную подгруппу. Экспериментальное изучение электронных конфигураций атомов и положения атомов в периодической системе позволяет сделать ряд выводов, придающих физический смысл номеру периода, группы и типу подгруппы и существенно облегчающих запись электронных конфигураций атомов. Среди таких выводов: 1. Номер периода совпадает с -количеством заполняющихся электронных оболочек атома; -главным квантовым числом внешней, заполняющейся электронами, обо­лочки; --главным квантовым числом, заполняющейся s-подоболочки; --главным квантовым числом, заполняющейся р-подоболочки; --главным квантовым числом +1 заполняющейся d-подоболочки (в больших периодах); --главным квантовым числом +2 заполняющейся f-подоболочки (в 6-м и 7-м периодах). Каждый период начинается двумя s-элементами и, кроме 1-го, заканчива­ется шестью р-элементами. В 7-м периоде р-элементов нет, так как период не достроен. В больших периодах между s- и р-элементами размещаются десять d-элементов. В 6-м и 7-м периодах за первыми d-элементами (La и Ас) находят­ся 14 f-элементов. У атомов элементов главных подгрупп на внешней электронной оболочке находится число электронов, численно совпадающее с номером группы. У большинства атомов элементов побочных подгрупп на внешней оболочке находится 2 электрона, у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au — по 1-му электрону, а атом Pd — не имеет электронов на внешней s-подоболочке. Электроотрицательность (ЭО) – это способность атома притягивать к себе ℮. Электроотрицательность закономерно изменяется в зависимости от положения элемента в периодической системе. В начале каждого периода находятся элементы с наиболее низкой электроотрицатель­ностью — типичные металлы, в конце периода (перед благородными газами) — элементы с наивысшей электроотрицательностью, т. е. типичные неметаллы. У элементов одной и той же подгруппы электроотрицательность с ростом числа электронных оболочек проявляет тенденцию к уменьшению. Таким образом, чем более типичным металлом является элемент, тем ниже его электроотрица­тельность; чем более типичным неметаллом является элемент, тем выше его электроотрицательность.

4) Энергия ионизации(I₁). Энергия необходимая для удаления одного моля электронов от одного моля атомов какого-либо элемента называется первой энергией ионизации I₁.[кДж/моль, эВ]. Характеризует восстановительную способность элемента. Первая энергия определяется электронным строением элементов и её изменение имеет периодический характер. Наименьшее значение имеют щелочные элементы находящиеся в начале периода, наибольшее – благородные газы, находящиеся в конце периода. По группе сверху вниз – уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов и расстояния внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону(E_ср). Энергетический эффект присоденения моля электронов к молю нейтральных атомов. E_ср выражается в кДж/моль или в эВ. Наибольшие значения имеют галогены, кислород, сера, наименьшие и даже отрицательные значения её – элементы с электронной конфигурацией s² (He, Be, Mg, Zn) ,с полностью или наполовину заполненными p-подоболочками (Ne, Ar, Kr, N, P, As).

Электроотрицательность(ЭО). Способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны. Возрастает по периоду, убывает по группам у элементов I, II, V, VI и VII главных подгрупп, III, IV и V – побочных подгрупп, имеет сложную зависимость у элементов III главной подгруппы(минимум у Al), возрастает с увеличением номера периода у элементов VII – VIII побочных подгрупп. Наименьшие значения s-элементы I подгруппы, наибольшие значения – p-элементы VI и VII групп.