- •2. Закон Авогадро и его следствия.
- •3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений.
- •4. Два принципа квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности.
- •5. Понятие волновой функции. Квантовые числа, их сущность. Понятие энергетического уровня, подуровня, орбитали. Электронное облако и его форма.
- •13. Законы термохимии. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия образования вещества. Термохимические расчеты.
- •18. Способы выражения состава растворов.
- •12. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия. Свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Критерий направленности химических реакций.
- •15. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •17. Вода. Физические и химические свойства. Уникальные свойства воды. Строение молекулы воды. Водородная связь. Диаграмма строения воды.
- •32.Электрохимическая коррозия и способы защиты от нее.
- •33.Гальвонические элементы. Элемент Даниоля-Якоби. Эдс гальвонического элемента.
- •34.Аккумуляторы. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Процессы на электродах при работе свинцового аккумулятора.
- •35.Электролиз расплавов и растворов. Законы электролиза.
- •19. Общие свойства растворов. Закон Рауля и его следствия. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа. Определение молекулярных масс растворенных веществ.
- •21. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.
1.Химия – часть
естествознания. Химические процессы.
Типы химических соединений. Химическая
номенклатура. Номенклатура средних,
кислых, основных солей. Химия
– часть естествознания. Химия-наука
о веществах. Она изучает вещества и их
превращения, сопровождающиеся изменением
внутреннего строения вещества и
электронной структуры взаимодействующих
атомов, но не затрагивающие состав и
структуру ядер. Известно
около 7000000 химических соединений и из
них 400000 неорганических. Химия
– одна из фундаментальных дисциплин.
Она является частью естествознания,
наук о природе. Она связана с множеством
других наук, таких как физика, медицина,
биология, экология и т.д. Химические
процессы. Типы
химических соединений. Химическая
номенклатура.
В
настоящее время для названия химических
элементов используют тривиальную и
рациональную номенклатуру, причем
последняя делится на русскую,
полусистематическую (международную)
и систематическую.
В
тривиальной
номенклатуре
используют исторически сложившиеся
собственные имена химических веществ.
Они не отражают состав химических
соединений. Использование таких названий
чаще всего дань традиции. Пример: СаО
– негашеная известь, N2О
– веселящий газ.
В
рамках русской номенклатуры используют
для названия химических соединений
корни русских названий, а в
полусистематической – латинских.
Чтение формул химических соединений
начинается справа налево. И русская и
полусистематическая номенклатуры в
полной мере отражаю состав химических
соединений. Пример: СаО – окись кальция
(оксид кальция), N2O
– полуокись азота (оксид азота I).
В
целях унификации и упрощения формирования
названий международный союз теоретической
и прикладной химии предложил иную
систему формирования химических
соединений. Согласно этим правилам
называть эти вещества следует слева
направо. Пример: СаО – кальций оксид,
N2O
– диазот оксид.
В
настоящее время самые распространенные
в использовании русская и полусистематическая
номенклатура. Номенклатура
средних, кислых, основных солей. По
химическому составу различают средние,
кислые, основные соли. Существуют еще
двойные, смешенные и комплексные соли.
Большинство солей независимо от их
растворимости в воде являются сильными
электролитами. Нормальные
соли.
Закон
Авогадро. Амадео
Авогадро в 1811 году выдвинул гипотезу,
которая в дальнейшем была подтверждена
опытными данными и потому стала
называться законом Авогадро: Одинаковые
объемы различных газов при одинаковых
условиях (температуре и давлении)
содержат одинаковое число молекул. Авогадро
предположил, что молекулы простых газов
состоят из двух одинаковых атомов.
Таким образом, при соединении водорода
с хлором их молекулы распадаются на
атомы, которые образуют молекулы
хлористого водорода. Из одной молекулы
хлора и одной молекулы водорода
образуется две молекулы хлористого
водорода. Следствия
закона Авогадро. Равные
количества газообразных веществ,
находящихся при одинаковых условиях
(давлении и температуре), занимают
равные объемы.
В частности: при нормальных условиях
1 моль любого газа занимает объем, равный
22.4 литра. Этот объем называют молярным
объемом газа. Нормальные условия: 273К,
760мм рт. ст. или 1,01*10^5Па. Плотности
любых газообразных веществ, находящихся
при одинаковых условиях (Т, Р), относятся
как их мольные (молярные) массы. Отношение
плотностей – относительная плотность
одного газа по другому (Dотн.),
тогда отношение молярных масс – тоже
равно Dотн. Если
относительная плотность газа определена
по водороду или по воздуху, то значение
μ=2Dн
и μ=29Dвозд.
Где 29 – мольная масса воздуха. Если
газ находится в реальных условиях, то
его объем вычисляется по формуле
Менделеева-Клапейрона:
P*V=(m/μ)*R*T,
где R=8,31
Дж/моль*К Газовые
смеси. Если
в газовой смеси нет взаимодействия, то
каждый газ смеси обладает своими
индивидуальными свойствами и подчиняется
рассмотренным ранее законам. Состав
газовых смесей может выражаться:
массовыми, объемными, мольными долями. Массовая
доля газа – отношение массы газа к
массе всей газовой смеси. Объемная
доля газа – отношение объема газа к
объему всей смеси. Мольная
доля газа – отношение числа молей газа
к числу молей смеси. Одним
из следствий закона Авогадро: объемная
доля = мольной доле. Основные
характеристики газовой смеси суммируются
из характеристик ее компонентов. Так
общее давление газовой смеси равно
сумме парциальных давлений газа.
Эквивалент. Эквивалентом
вещества (элемента) Э называется такое
его количество, которое взаимодействует
с одним молем атомов водорода или вообще
с одним эквивалентом любого другого
вещества (элемента). Например, найдем
эквивалент некоторых веществ: HCl
– 1 моль, H2O.
С одним молем водорода соединяется 1
моль хлора и ½ атомов кислорода, и
следовательно эквиваленты равна
соответственно 1 и ½. Эквивалентная
масса и эквивалентный объем. Эквивалентная
масса (Эм) называется масса одного
эквивалента вещества (элемента). Эквивалентные
массы ранее рассмотренных элементов
равны Эм(Cl)=35.3
г/моль, Эм(O)=8
г/моль. Эквивалентную
массу любого элемента можно определить
по формуле: Эм=μ/СО, где СО- абсолютная
величина степени окисления в соединениях.
Поскольку большинство элементов имеют
переменную степень окисления, то
значения их эквивалентов в различных
соединениях различно. Например найдем Если
в задаче указаны объемы газов, то удобнее
пользоваться понятием эквивалентный
объем, вычисляемый с помощью закона
Авогадро. Эквивалентным объемом
называется объем занимаемый при н.у.
одним эквивалентом вещества. Так 1 моль
водорода, т.е. 2г. Занимает объем 22.4л.,
следовательно 1г. (т.е. одна эквивалентная
масса), будет занимать 11,2л. Аналогично
можно найти эквивалентный объем
кислорода который равен 5.6л. Закон
эквивалентов. Массы
реагирующих веществ, а также продуктов
реакции пропорциональны изх эквивалентным
массам. m1/m2=Эм1/Эм2 Для
химической реакции: νаА+νвВ=νсС+νдД
справедливо nЭм(А)=nЭм(В)=nЭм(С)=nЭм(Д) Где
nЭм
– число эквивалентных масс. Поэтому
если известно число эквивалентных масс
одного из веществ, то отпадает
необходимость в подсчете числа Эм
оставшихся веществ. Очевидно, что число
эквивалентных масс равно отношению
массы вещества к эквивалентной массе. Закон
эквивалентов для эквивалентных объемов
записывается в следующем виде: V1/V2=Эv1/Эv2 Эквивалентные
массы сложных соединений. На
основе закона эквивалентных масс
справедливы следующие формулы для
расчета Эм:
Эм(оксида)=μ(оксида)/∑СОэл-та
,где ∑СОэл-та – суммарная степень
окисления одного из элементов (она
равна произведению степери окисления
элемента на число атомов этого элемента)
Эм(соли)=μ(соли)/∑z
, где ∑z
– суммарный заряд иона (катиона или
аниона).
Эм(кислоты)=μ(кислоты)/nh(основность-число
Н)
Эм(основания)=μ(основания)/nон(кислотность
основания – число ОН) H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O 3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4
Электрон
является объектом микромира и в своем
поведении он подчиняется особым законам,
не похожим на законы макромира. Движение
объектов микромира описывается не
законами механики Ньютона, а законами
квантовой механики. Квантовая механики
основывается на двух основных принципах. Принцип
корпускулярно-волнового дуализма. Согласно
этому принципу поведение объектов
микромира может быть описано как
движение частицы (корпускулы) и как
волновой процесс. Физически это
представить невозможно. Математически
это описывается уравнением Де Бройля: ק=(h*ν)/m*υ,
где ν
– длина волны, соответствующая электрону
массой m
и движущегося со скоростью υ. Принцип
неопределенности Гейзенберга. Для
электрона не возможно с какой либо
точностью определить координату х и
импульс (px=m*Vx, где Vx
– скорость электрона в направлении
координаты х) ΔxΔp≥h/2∏ Неопределенности
(погрешности) нашего знания о величинах
х и рх. Мы можем говорить лишь о
вероятностном расположении электрона
в этом месте. Чем точнее мы определяем
х, тем неопределеннее для нас становится
величина рх.
Из
этих двух принципов складывается
ветоятностно-статистический характер
квантовой механики.
6.
Последовательность заполнения
электронами состояний в атомах различных
элементов (энергетические состояния
электронов в многоэлектронных атомах).
Электронные формулы многоэлектронных
атомов на примере элементов 2 и 3 периодов.
Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные
формулы элементов в основном и
возбужденных состояниях на примере
атомов азота, углерода, серы. Последовательность
заполнения электронами состояний в
атомах различных элементов (энергетические
состояния электронов в многоэлектронных
атомах). Согласно
принципу минимума энергии, наиболее
точным состоянием атома будет то, при
котором электроны размещаются на
орбиталях с наименьшей энергией.
Состояние атома, которое характеризуется
минимальным значением энергии электрона
называется основным (невозбужденным). Порядок
заполнения орбиталей энергетически
определяется: 1).принцип
минимума энергии 2).принцип
Паули 3).правило
Хунда Принцип
наименьшей энергии Так
появление второго электрона у атома
гелия приводит к тому, что на эффект
взаимодействия электрона с положительным
ядром, влияет еще и сила отталкивания
электронов между собой. При дальнейшем
росте электронов, внутренние или
основные электроны препятствуют
взаимодействию внешних с ядром. То есть
внутренние электроны экранируют
внешние, В связи с этими причинами в
многоэлектронных атомах различаются
подуровни с соответственно различным
значением энергии. Порядок чередования
подуровней определяется двумя правилами
Клечковского: 1).Меньшая
энергия отвечает подуровню с меньшим
значением суммы n+l 2).При
одинаковых значениях суммы меньшая
энергия отвечает подуровню с меньшим
значением m Таблица.
4s
подуровень по энергии ниже, чем 3d
подуровень, т.к. s
электроны меньше экранируются, чем d
электроны, т.к. могут ближе проникнуть
к ядру. Принцип
Паули В
атоме не может быть двух электронов с
одинаковым наборов квантовых чисел.
Таким образом, на одной орбитали может
находится не более двух электронов,
причем с разными спинами вращения. Правило
Хунда Подуровень
заполняется таким образом, чтобы их
суммарный спин был максимальным. То
есть в пределах подуровня сначала
заполняется максимальное число квантовых
ячеек.
7.
Характер изменения химических свойств
элементов по мере увеличения их
порядкового номера. S-,
p-,
d-,
f-
элементы. Связь между электронной
конфигурацией атомов элементов и их
положением в периодической системе. Характер
изменения химических свойств элементов
по мере увеличения их порядкового
номера. При
увеличении порядкового номера в периодах
слева направо нарастают неметаллические
(кислые) свойства. В группах нарастают
металлические (основные свойства). Это
приводит к тому, что вблизи диагонали
проведенной из левого верхнего угла в
правый нижний элементы образующие
соединения амфотерного характера. Кроме
того, периодическое изменение свойств
элементов с увеличением порядкового
номера объясняется периодическим
изменением строения атомов, а именно
числом электронов на их внешних
энергетических уровнях. S-,
p-,
d-,
f-
элементы.
Связь
между электронной конфигурацией атомов
элементов и их положением в периодической
системе. Начало
каждого периода соответствует началу
застройки нового энергетического
уровня. Номер периода определяет номер
внешнего уровня. Он является застраивающимся
у элементов главных подгрупп. Т.е. s
и p
элементов. У d
элементов идет заполнение первого с
наружи уровня. У f-
второго снаружи. Т.е. внешний и
застраивающийся уровень не всегда
совпадают. Т.к у d
элементов заполняется первый снаружи
уровень, а химические свойства в первую
очередь определяются структурой
внешнего энергетического уровня, то
химические свойства этих элементов
похожи между собой (например, все они
металлы). У них отсутствует резкое
изменение свойств при переходе от
элемента к элементу. Как, например, у s
и p
элементов. Еще более похожи свойства
f
элементов (лантаноиды и актиноиды),
поскольку у них заполняются еще более
глубокие подуровни.
2. Закон Авогадро и его следствия.
3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений.
4. Два принципа квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности.
10.Ковалентность
в методе валентных связей. Валентные
возможности атомов элементов второго
периода в основном и возбужденном
состояниях. Сравнить валентные
возможности (ковалентность) S
и О, F
и Cl
в рамках метода валентных связей.
Ковалентность
в методе валентных связей. Каждый
атом предоставляет один из пары
электронов. Общее число электронных
пар, которое он образует с атомами
других элементов, называется
ковалентностью.
Валентные
возможности атомов элементов второго
периода в основном и возбужденном
состояниях.
Сравнить
валентные возможности (ковалентность)
S
и О, F
и Cl
в рамках метода валентных связей.