химия
.doc1. Осн законы и понятия химии.
Атом – мельчайшая частица, состоящая из положительного заряженного ядра и электронов.
Молекула – мельчайшая частица вещества, сохраняющая все его свойства. Молекулы образованы атомами.
Вещество – совокупность одинаковых молекул, т.е. молекул имеющих одинаковый качественный и количественный состав и одинаковый порядок соединения атомов в молекуле.
Все вещества можно разделить на простые и сложные. Простые – это вещества, образованные из атомов одного элемента.
Сложные – это вещества, образованные атомами разных элементов.
Закон сохранения массы энергии: «Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции»
2. Основные классы неорг соединений.
Оксиды – сложные вещества состоящие из 2 элементов, одним из которых является кислород.(Н2О – оксид водорода)
Основания – сложные в-ва, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.
Кислоты – сложные в-ва, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.
Соли – сложные в-ва, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков.
3. Периодический закон и ПСЭ.
Свойства элементов и их соединение находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.
Период – это горизонтальная последовательность элементов. В периоде свойства элементов изменяются от типичных металлических до свойств инертных газов.
Металлические свойства элементов ослабевают при увеличении числа электронов в атоме.
Группа – последовательный вертикальный ряд элементов. Номер группы обозначает число электронов на внешнем энергетическом уровне. Номер группы обозначает высшую валентность элементов.
Валентность – это максимальное число связей которое может образовать данный элемент с другими.
Металлические свойства элементов по группе усиливаются.
Порядковый номер элемента в ПЭС обозначает заряд ядра атома и число электронов в атоме.
4.Кинетика хим реакций.
Скорость хим реакции – это изменение концентрации реагирующий веществ в единицу времени.
Скорость хим реакции зависит:
1)-от природы реагирующий веществ;
С максимальной скоростью реакции протекают в растворах;
2)- от температуры:
По правилу Вант-Гоффа
«При увеличении температуры на каждые 10о скорость реакции возрастает в 2-4 раза»
V2=V1*γ(T2-T1/10)
3)- от концентрации реагирующих веществ: чем выше концентрация, тем скорость выше.
4)- от наличия катализаторов в системе.
Катализатор – это вещество которое изменяет скорость хим реакции, но не входит в продукты реакции.
Если катализатор увеличивает скорость реакции то он называется положительным, если же уменьшает – то отрицательным.
Существует два вида реакции: обратимые и необратимые.
Необратимые – это те в результате которых все исходные вещества превращаются в продукты. Признаки необратимых реакций: это образование в качестве одного из продуктов осадка, газа или воды.
Обратимые характеризуются тем что в них возможно образование исходных веществ из продуктов.
5. Растворы.
Растворы – это однородные системы, которые состоят из растворителя и растворенного вещества.
Растворителем в системе является то вещество плотность которого меньше.
Раствор содержит один растворитель и несколько видов растворенных веществ.
Способы выражения концентрации растворов:
-
– массовая доля вещества показывает сколько грамм растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора.
2) – молярная концентрация (молярность)
3) – титр (массовая концентрация)
T=m/V [T]=г/дм3
6.Электролиты и диссоциация.
Диссоциация – это процесс распада электролита на ионы.
Электролит – это вещество которое под действием полярных молекул воды распадается на катионы и анионы. К электролитам относятся кислоты, соли основания.
NCl -> H+ + Cl- (соляная кислота); H2SO4-> 2H+ + SO42- (серная кислота)
Сильные электролиты это те которые в водном растворе диссациируют полностью (все растворимые кислоты, соли и основания).
Слабые электролиты распадаются на ионы частично, т.е. большая часть молекул в среди растворителя находится в неизмененном виде.
Степень диссациации – это отношение числа молекул растворившихся на ионы к общему числу молекул электролита в растворе.
α=N/Na, N – общее число молекул электролита, Na – число молекул электролита распавшегося на ионы
по величине α электролиты делят на сильные α=1, слабые 0< α<1, и неэлектролиты α=0.
7. Реакция среды растворов.
Реакция раствора веществ в растворителе может быть трех видов: нейтральная, кислая и щелочная. Реакции зависят от концентрации водородных ионов Н+ в растворе.
Водный показатель (рН) является удобным и общепринятым способом выражения концентрации водородных ионов. Для чистой воды концентрация Н+ равна концентрации OH-, выраженных в грамм-йонах на литр, - величина постоянная, равная 1*10-14.
рН<7 – кислая, рН=7 – нейтральная, рН>7 – щелочная.
Индикаторы – это вещества, изменяющие свой цвет в зависимости от концентрации водородных ионов в растворе. Универсальный индикатор – прозрачная жидкость оранжевого цвета. При небольшом изменении среды в сторону щелочности раствор индикатора приобретает зеленоватый оттенок, при увеличении щелочности – голубой. Чем больше щелочности испытуемой жидкости, тем более интенсивным становится синий цвет.
8.Окислительно-восстановительные процессы.
Окислительно-восстановительные реакции – это встречно параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путем перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
Окисление – процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.
Восстановление – процесс присоединения электронов атомов вещеста, при этом его степень окисления понижается.
Пример окислитено-восстановительной реакции между водородом и фтором:
H2+F2->2H+1F-1 разделяется на две полуреакции:
1) окисление H02-2e 2H+
2) восстановление F02-> 2F-
Степень окисления – вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда.
9. Гальванический элемент. Устройство. Принцип работы.
Гальванический элемент – химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимнодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС (электродвижущая сила) гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.
Сейчас распространены следующие элементы:
Угольно-цинковые ( солевые) – ЭДС 1.5 – дешевые
Щелочные ( алколиновые) – ЭДС 1.6 – высокий ток, емкие
Никельоксигидроксидные (NiOOH) – ЭДС 1.6 – высокий ОТК, очень емкие
Литивые – ЭДС 3.0 – очень высокий ток, очень ёмкие
10. Электролиз.
Электролиз – это процессы возникающие на электродах под действием электрического тока подаваемого от внешних источников, через электролиты. При электролизе на электродах протекают ОВР. На катоде (-) процесс восстановления, на аноде (+) – процесс окисления.
Первичные электрохимические процессы подчиняются законам Фарадея:
1закон: масса вещества выделяемая на электроде электрическим током пропорциональна количеству электричества прошедшего через электрлит.
m=k*Q=k*I*t
2закон: массы различных веществ выделенных одним и тем же количеством электричества пропорциональны их химическим эквивалентам.
m1/m2=Mэ1/Мэ2
11.Дисперстные системы.
Дисперсная система – это образованная из двух и более тел, которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.
Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсной среды и дисперсной фазы. Сочитания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить 9 видов дисперсных систем. Записывают из через дробь: числитель это фаза, знаменатель – среда. (г/г – необр, ж/г – аэрозоли туман, т/г – аэрозоли дым,
г/ж – газовая эмульсия, ж/ж – эмульсия, т/ж – суспензии (ил),
г/т – пористые тела, ж/т – капиллярные системы( грунт, почва), т/т – твердые системы(сплавы, битон)