- •№ 1 Классы неорганических веществ. Оксиды, основания, кислоты, соли: определения, классификация, названия, свойства, получение.
- •Классификации:
- •№ 2 Основные понятия и законы химии. Атом, молекула, простые и сложные вещества, моль. Относительная молекулярная масса. Молярная масса, эквивалентная масса.
- •Формулой атома
- •Способы выражения концентрации растворов:
- •* РН растворов солей. Возможны три случая гидролиза солей.
- •2. Уравняем данную реакцию методом электронного баланса. Процесс восстановления описывается:
- •Защитные покрытия представляют собой пленки (металлические, оксидные, лакокрасочные и т.П.).
Формулой атома
Квантовое число в квантовой механике — характеризует численное значение какой-либо квантованной переменной микроскопического объекта (элементарной частицы, ядра, атома и т. д.), характеризующее состояние частицы.
Некоторые квантовые числа связаны с движением в пространстве и характеризуют вид волновой функции частицы. Это, например, радиальное (главное) ,орбитальное , магнитное и спиновое число.
Главное (радиальное) квантовое число — целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень.
Орбитальное квантовое число – число, определяющее форму электронного облака. Характеризует число плоских узловых поверхностей.
Магнитное квантовое число — параметр, который вводится при решении любого движения заряженной частицы.
Спиновое квантовое число - квантовое число, определяющее величину спина (спин - собственный момент импульса элементарных частиц) квантовой системы (атома, иона, атомного ядра, молекулы)
Заполнение электронами энергетических уровней: В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов валентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них валентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.
Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, четыре квантовых числа которых одинаковы (т.е. каждая атомная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электронами, причем с антипараллельными спинами.)
Электронная формула атома: Электронные слои атомов заполняются электронами в порядке, который предписывает правило Клечковского. Порядок заплнения атомных орбиталей по мере увеличения энергии следующий:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈ 6d < 7p < 8s
4)свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов. Металические свойства увеличиваются слева направо,восстановительные уменьшаются слева направо.
5) Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловленное перекрытием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы (молекулы, комплекса, кристалла и т.д.)
Правило октета. В результате образования химической связи атомы могут приобретать такую электронную конфигурацию, как у благородных газов, которые имеют на внешней оболочке восемь (октет) электронов. Стремление к созданию устойчивой электронной конфигурации получило название правило октета. Это справедливо как для ионной, так и ковалентной связей.
Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору); либо по дативному механизму, когда оба атома или обе частицы одновременно выступают в роли и донора, и акцептора электронов
Ионная связь – это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами
Металлическая связь – делокализация электронов в металлах с образованием зон проводимости
6)
6.1) Хими́ческая термодина́мика — раздел физической химии, изучающий процессы взаимодействия веществ методами термодинамики.
6.2) Термодинамическая система – это тот объект, который изучает техническая термодинамика. Термодинамической системой называется любая совокупность материальных тел, заключенная внутри заданных или произвольно выбранных границ.
Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.
Термодинамические системы подразделяются на:
- гомогенные – однородные по составу и физическим свойствам во всем объеме. Например, воздух, вода, металл и т.п., находящиеся в заданном объеме
- гетерогенные – состоящие из разнородных тел, отделенных друг от друга поверхностями раздела. Например, кислород и азот в газообразном состоянии, находящиеся в емкости с непроницаемой перегородкой. Если эту перегородку убрать и газы перемешаются, то система будет уже гомогенной
6.3) Термодинамические функции:
Внутренняя энергия- Определяется в соответствии с первым началом термодинамики, как разность между количеством теплоты, сообщенным системе, и работой, совершенной системой надвнешними телами:
.
Энтальпия-Определяется следующим образом:
,
где — давление, а — объём.
Энтропия-термодинамическая функция, характеризующая меру неупорядоченности термодинамической системы, то есть неоднородность расположения и движения её частиц.
ΔS=ΣSпродукта-ΣSисходного вещества
Функция (энергия или свободная энергия) Гиббса:
G=H-TS (p, T=const)
6.4)
1,2,3 законы термодинамики:
1) Внутренняя энергия тела есть суммарная энергия его мо-
лекул.
,
2) Второй закон термодинамики: самопроизвольно протекают только те реакции, которые сопровождаются увеличением энтропии.
Второй закон термодинамики имеет несколько формулировок. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии:. dS> 0.
Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц.
3) энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю .
6.5) Термохи́мия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами. Ещё одной из задач термохимии является измерение теплоёмкостей веществ и установление их теплотфазовых переходов.
Термохимические уравнения-хз
6.6) Реакции, в которых энергия выделяется, называются ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИМИ
Реакции, в которых энергия поглощается, называются ЭНДОТЕРМИЧЕСКИМИ
6.7) Закон Гесса- Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данноехимическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы).
6.8) Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.
Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:
Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).
В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.
Если
реакцию проводят при стандартных
условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм =
101325 Па, тепловой эффект называют
стандартным тепловым эффектом реакции
или стандартной энтальпией реакции
ΔHrO.
В термохимии стандартный тепловой
эффект реакции рассчитывают с помощью
стандартных энтальпий образования.
6.9) Энтальпией образования химических соединения называют энтальпию реакции образования данного соединения из простых веществ. В качестве простых веществ выбирают химические элементы в их естественном фазовом и химическом состоянии при данной температуре.
6.10) критерием самопроизвольного протекания химических реакций является отрицательное значение энергии Гиббса: ΔG < 0
Для экзотермических реакций (ΔH < 0) величина ΔG также, как правило, меньше нуля, поскольку в уравнении ΔG = ΔH - TΔS при ΔS > 0вычитаемое будет всегда отрицательным, а при ΔS < 0 - положительным, но небольшим по значению вплоть до очень высоких температур, и, следовательно, не превышающим отрицательного значения ΔH.
Для эндотермических реакций (ΔH > 0), имеющих ΔS < 0, их протекание в заданном направлении невозможно ни при какой температуре, т.к. всегда ΔG > 0. Для реакций с ΔS > 0 их протекание возможно, но только при таких высоких температурах, когда вычитаемое (- TΔS)превысит положительное значение энтальпии реакции.
Таким образом, принципиальную возможность протекания химического процесса и его направление можно определить, рассчитав значениеΔG.
По значению стандартной энергии Гиббса реакции можно рассчитать значение константы равновесия K и сделать вывод о положении равновесия. Для рассчета энергии Гиббса реакции необходимо использовать выражение:
ΔG° = -RTlnK = -RT·2.3lgK |
где R - универсальная газовая постоянная: 8.31441 Дж/(моль·K).
6.11) нагревание вещества без фазовых переходов сопровождается непрерывным ростом энтропии; при фазовом переходе происходит скачкообразное изменение энтропии.
6.12) Энергия Гиббса – критерий самопроизвольного протекания химических реакций:
G=H-TS Gпростых веществ=0 Если энергия Гиббса : <0-то реакция идет
>0-то не идет =0-то одинакова в 2 стороны
7)
7.1) Химическая кинетика- наука о механических химических реакциях и законах их протекания во времени
Химическое равновесие- состояние, при котором ΔG=0
7.2) Скорость химических реакций: 1) Чем выше концентрация, тем выше скорость
2) При повышении температуры на 10 градусов, скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз
3) Чем меньше энергия активации, тем выше скорость
7.3) Факторы: Концентрация- Чем выше концентрация, тем выше скорость.
При постоянной температуре, скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ взятых в степенях, равным их стехиометрическим коэффициентам.
Температура: При повышении температуры на 10 градусов, скорость реакции увеличивается от 2 до 4 раз.
Энергия активации- энергия, которую должны затратить молекулы, чтобы при их столкновении образовалось новое вещество.
Чем меньше энергия активации, тем выше скорость.
Природа вещества: Энергия активации < 40 кДж/мольК- реакция со взрывом
Энергия активации > 120 кДж/мольК- скорость реакции очень медленная
Энергия активации = 40-120 кДж/мольК-скорость лежит в границах, поддающимся экспериментальному определению.
Катализаторы:
Катализаторы-ускоряют реакцию
Ингибиторы-замедляют.
7.4) Энергия активации(Еа)- энергия, которую должны затратить молекулы, чтобы при их столкновении образовалось новое вещество.
lnV1/V2=Ea/r*(1/T1-1/t2), R-универсальная постоянная = 8,3 Дж/мольК
7.5) Правило Вант Гоффа:
V= ΔC/ Δt, C-изменение концентрации; Δt=t2-t1; ΔC-C2-C1
7.6) Уравнение Аррениуса:
V=A*e^(-Ea/RT)
lnV1/V2=Ea/r*(1/T1-1/t2), R-универсальная постоянная = 8,3 Дж/мольК
7.7) Закон действующих масс(Гульберг и Вааге):
При постоянной температуре, скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ взятых в степенях, равным их стехиометрическим коэффициентам.
άА= βВ= δD, V=kA^ά*B^β.
7.8) Особеенности гетерогенных реакций:
1) скорость зависит от площади
2) скорость определяется скоростью подвода реагента и отвода его от реактивной поверхностиж
3) Концентрация веществ, находящихся в твердом состоянии не учитывается
7.9)
Химическое равновесие- состояние, при котором ΔG=0
7.10)
Смещение равновесия в зависимости от:
1) температуры- При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса. При понижении-в сторону экзотермического
2) давления- Только для газов. При увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону реакции, т.е. в сторону понижения давления.
3)концентрации- При изменении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, при уменьшении-в сторону его образования
7.11)Принцип Ле-Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказывается какое-либо воздействие, то равновесие смещается в сторону то реакции, при которой данное воздействие ослабляется
7.12) к1/к2= [Hcl]^2/[H2][Cl2]=Kp, когда К=1- это химическое равновесие
ΔG=-RTlnKp Kp= e^(- ΔG/RT)
8) *Растворы – гомогенная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов.
*Растворимостью называют способность данного вещества растворяться в том или ином растворителе. Количественно растворимость характеризуется массой вещества или количеством вещества, которое может раствориться при данной температуре в определенном количестве растворителя.
Раствор, в котором при данной температуре вещество больше растворяться не может, называют насыщенным.
Если вещество еще может растворяться в данном растворе, то оно называется ненасыщенным.
* Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащегося в определенном объеме или массе раствора или растворителя.