Класс неорганических соединений

1. Оксиды – слож.соед сост. Из двух атомов один из которых кислород . А. Основный – степень оисления (СО) +1,+2. Б. Амфотерный СО=+3,+4. (искл. Be. Zn. Pb, Sn) В.Кислотный СО=+4,+7. Амфотрерный оксиды образуют только кислоты. 2. Гидроксид – гидратное соединение оксида. Гидроксид оксидов: основоного-основание, кислотного- кислота, амфотерного – основание и кислота (амфолиты- получ. Не путем постредственного взаимодействия амф.оксида с водой) 3. Основание- состоит из атомов металлов и ОН группы.1.Растворимое (щелочь) и не растворимое. 2.Кислотность: по наличию OH группы. 4.Кислота-состоит из атомов водорода и кислотных остатков. По основности- по числу атомов водорода в кислоте. По наличию кислорода. 5. Соли- состоят из кислотных и основных остатков. Средние-кислотный остаток. Кислые – наличие водорода. Основные соли- наличие OH группы.

Основные законы и понятия

Моль-кол-во в-ва содержащего столько структурных единиц сколько сод. Атомомов в 12гр изотопа углерода. Молярная маса – Масса 1 моля вещества (г/моль). в 1 моле любого вещества содержится одинаковое число структурных единиц раное числу Авагадро= 6,02*10^23. Закон Авагадро – При нормальных условиях (P=10^5 Па Т=273К) 1 моль равен 22,4л. Зная массу какого либо объема газа(V0) можно расчитать его полекул.массу M=(m*Va)/V0. По относит.плотности газа если известна отн.пл одного газа к другому и молек.масса одного из газов. D=M1/M2. Уравнение Менделеева-Клайперона: M=mRT/PV.

Эквивалентом химического вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает его в хим. реакциях.Газовый закон Гей-Люссака при постоянном давлении объем постоянной массы газа пропорционален абсолютной темп. V1/T1=V2/T2. Закон эквивалентов :по массам m1/m2=Mэ1/Мэ2, по объему m1/V2=Мэ1/Vэ2.

Термохимия

Изучает системы (совокупность взаимодействующих тел мысленно выделенная из окр.среды.) Параметры системы: давление, температура, концентрация, объем. Процес- изменение параметров системы. Системы: 1.Изолированные(не обмениваются массой и энергией с окр. Средой.) 2. Закрытые (Возможет обмен энергией с окр. Средой.) 3. Открытые(Возможет обмен как энергией так и массой с окр.средой). Реакции 1. +Q- экзотерм.(выделение) 2.-Q эндотерм. (поглощение). Компоненты системы –в-ва которые могут быть выделены в чистом виде и сохраняться длительное время. Формы энергии: Теплота- неупоряд. Работа –Упоряд. Форма. 1 Закон. На образование в-ва поглащается столько же кол-во теплоты сколько требуются на его разложение только с противоположным знаком. Закон Гесса – Тепл. Эффект не зависит от кол-ва стадий процесса а зависит только от начального и конечного значения теплотобр в-ва и агр. Стост. Следствие из закона Гесса- тепл.эф.хим. р-ции равен сумме теплот образования конечных продуктов за вычетом суммы теплот образования кон. Компонентов. aA+bB.dD+cC дQ= EдfQк-EдfQн. Энтальпия дН- энергосодержание системы.Q=-дH. дН=ЕƞQн-ЕƞQк. 2 закон термодинамики: 1.не возможен переход теплоты от менее к более нагретому тело обратный процесс возможен. 2.Не возможет полный переход теплоты в работу, а переход работы в теплоту возможен. 3. Вечный двиг. 2 рода не возможен.

дS- энтропия – мера порядка и беспорядка в системе – показывает возможность самопроизвольного развития процесса.

Энергия Гипса- дG= дН-ТдS p=const. 3 закон термохимии Достижение абсолютного нуля не возможно. В идеальном кристале значение энтропии равно нулю.