Вопросы к зачету 1 семестр

1. Основные понятия химии: стехиометрические коэффициенты и индексы. Моль. Молярная масса. Химический эквивалент. Фактор эквивалентности и его расчеты, молярная масса эквивалента. Закон эквивалентов.

Стехиометрические коэффициенты — это числа, стоящие перед формулами веществ в уравнениях реакций. Они определяют соотношения количеств исходных веществ и продуктов реакции.

Стехиометрические индексы — это числа, стоящие в химических формулах справа внизу при символах химических элементов. Они характеризуют количественное содержание химических элементов в соединениях.

_Моль — это количество вещества, масса которого, выраженная в граммах, численно равняется его молекулярной массе.

Моль любого вещества содержит структурных частиц

_{Постоянная Авогадро:}

_Молярная масса - масса вещества, взятого в количестве 1 моль, измеряется в г/моль.

Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества.

Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1

МЭ = М×fЭ.

Молярная масса эквивалента (М_Э) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:

Закон эквивалентов был открыт в 1792 г. И. Рихтером. Современная формулировка закона: вещества реагируют и образуются согласно их эквивалентам. Все вещества в уравнении реакции связаны законом эквивалентов, поэтому:

э(реагента1) = … = э(реагентаn) = э(продукта1) = … = э(продуктаn)

Из закона эквивалентов следует, что массы (или объемы) реагирующих и образующихся веществ пропорциональны молярным массам (молярным объемам) их эквивалентов. Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:

или    или

2. Основные законы химии: закон сохранения массы и энергии, закон кратных отношений, закон постоянства состава, закон Авогадро и следствия из него, закон простых объемных отношений.

Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции.

Закон сохранения энергии: Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.

Е = тс²

Закон кратных отношений формулируется так: Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон постоянства состава: Всякое чистое вещество независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный состав.

Закон Авогадро: В равных объемах газа при одинаковых условиях содержится равное количество молекул.

Следствие 1 из закона Авогадро. Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

В частности при нормальных условиях объем одного моля идеального газа

равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом  :

Следствие 2 из закона Авогадро. Отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта величина называется относительной плотностью (D).

Закон простых объемных отношений: объемы вступающих в реакцию газов при неизменной температуре и давлении относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

4. Основные принципы квантовой теории строения вещества: корпускулярно-волновой дуализм, принцип неопределенности, волновая функция, уравнение Шредингера, атомная орбиталь.

Корпускулярно-волновой дуализм (или квантово-волновой дуализм) — свойство природы, состоящее в том, что материальные микроскопические объекты могут при одних условиях проявлять свойства классических волн, а при других — свойства классических частиц.

Дуализм – двойственность свойств.

Принцип неопределенности: Невозможно одновременно с точностью определить координаты и скорость квантовой частицы.

Движение электрона в атоме описывается волновой функцией. Эта функция приобретает разные значения в разных точках атомного пространства. Поскольку движение электрона - это волновой процесс, то определение волновой функции сводится к нахождению амплитуды волны. Она количественно находится из уравнения Шредингера. При этом волновая функция, являющаяся решением уравнения Шредингера, называется орбиталью.

Атомная орбиталь — это область пространства, в которой вероятность нахождения электрона максимальна.

По форме различают s-, p-, d- и f-орбитали. s-орбитали имеют форму шара, иными словами, электрон, находящийся на такой орбитали (его называют s-электроном), большую часть времени проводит внутри сферы. s-орбиталь, находящуюся на первом энергетическом уровне, обозначают 1s, на втором — 2s и т. д

р-орбитали имеют форму объемной восьмерки (см. рис. б и в). Следует подчеркнуть, что любая орбиталь является объемной. Они могут быть направлены по одной из трех координатных осей (обозначаются px,py, pz), поэтому на каждом энергетическом уровне (кроме первого, где есть только s-орбиталь) существуют три р-орбитали, обладающие одинаковой энергией. Формы d- и f-орбиталей намного сложнее. Существует 5 форм d-орбиталей и 7 форм f-орбиталей. На каждой из орбиталей, как вы помните, могут размещаться не более двух электронов, следовательно, s-подуровень максимально вмещает 2 электрона, p — 6, d — 10, f — 14.