Хим

В-37. Абсолютная масса атома – масса атома или молекулы, выраженная в граммах.

А́томная единица массы – внесистемная единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц. Атомная единица массы выражается через массу нуклида углерода 12C и равна 1/12 массы этого нуклида.

Относительная атомная масса элемента – это число, показывающее, во сколько раз масса одного атома данного элемента больше 1/12 части массы атома изотопа углерода-12 (12С).Относительной молекулярной массой называют отношение массы его молекулы к 1/12 части массы изотопа углерода 12С.

Моль – единица количества вещества СИ, обозначается моль. В 1 моле содержится столько молекул сколько атомов содержится в 0,012 кг ¹²С, т.е. 6,022·10.Массу в-ва, взятого в кол-ве 1 моль, называют молярная масса.

^{Количество вещества – физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся в веществе.}

^{Молярнаямасса вещества – масса одного моля вещества.}

^{Число Авогадро – физическая константа, численно равная количеству специфицированных структурных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других частиц) в 1 моле вещества. Определяется как количество атомов в 12 граммах чистого изотопа углерода-12. Обозначается обычно как NA= 6,022×1023 моль−1.}

^{Закон Авогадро. Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём. В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm. Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.}

^{Нормальные условия – стандартные физические условия, с которыми обычно соотносят свойства веществ. Атмосферное давление 101325 Па = 760 мм рт.ст. Температура воздуха 273,15 K = 0° C.}

^{Молярный объём — объём одного моля вещества, величина, получающаяся от деления молярной массы на плотность. Характеризует плотность упаковки молекул.}

^{Абсолютная плотность газа – это его плотнось в еденице объёма.}

^{Относительная – это число, показывающее отношение плотности данного вещества к плотности другого газа.}

^{Закон постоянства состава – любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами.}

^{Закон сохранения массы – исторический закон физики, согласно которому масса как мера количества вещества сохраняется при всех природных процессах, то есть нерастворима и неуничтожима.}

^{В-38. Законы идеальных газов. Газовые законы - законы термодинамических процессов, протекающих в системе с неизменным количеством вещества при постоянном значении одного из параметров.}

^{Закон Авогадро – закон идеальных газов, согласно которому в равных объемах различных газов при одинаковой температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.}

^{Закон Бойля-Мариотта – закон идеальных газов, согласно которому для данной массы данного газа при постоянной температуре произведение давления на объем есть величина постоянная. Закон Бойля-Мариотта описывает изотермический процесс.}

^{Закон Гей-Люссака – закон идеальных газов, согласно котор. объем данного количества газа при постоянном давлении прямо пропорционален абсолютной температуре.}

^{Закон Дальтона – физический закон, согласно которому давление смеси химически не взаимодействующих идеальных газов равно сумме парциальных давлений этих газов.}

^{Закон Шарля – закон идеальных газов, согласно котор. давление данной массы идеального газа при постоянном объеме прямо пропорционально абсолютной температуре.}

^{Майера уравнение – соотношение, устанавливающее связь между молярными теплоемкостями идеального газа при постоянном давлении и при постоянном объеме.}

^{Уравнение Пуассона – уравнение, связывающее давление и объем идеального газа при адиабатическом процессе.}

^{Уравнение Ван-дер-Ваальса – уравнение состояния реального газа, учитывающее химическую природу газа и собственный объем молекул.}

^{Уравнение Клапейрона–Менделеева – формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа. pV=m/M*RT.}

^{Универсальная газовая постоянная – одна из основных физических постоянных (R):}

^{- входящая в уравнение состояния идеального газа;}

^{- численно равная работе расширения одного моля идеального газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1 К. R = 8.31441 +/- 0.00026 Дж/(моль*К).}

^{Эквивалент – это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях.}

^{Молярная масса эквивалента – это масса моля эквивалента, выраженная в граммах (г/моль).}

^{Закон эквивалентов: вещества вступают в хим.реакции в количествах, пропорциональных их молярным массам эквивалентов. m1/m2=mЭ1/mЭ2.Эквивалентный объём VЭ - объем, занимаемый при данных условиях одним эквивалентом вещества.}

^{В-39. Периодическая система – классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы). Всего предложено несколько сотен вариантов изображения периодической системы. В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.}

^{В-40. Правило Клечковского – эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах. Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением.}

^{Принцип Паули. Все электроны атома должны отличаться друг от друга хотя бы одним квантовым числом. Распределение электронов в атоме изображают в виде электронных формул или электронных конфигураций.}

^{Правило Хунда: Минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по атомным орбиталям данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.}

^{В-41. Главное квантовое число n показывает энергию электрона и степень удаления его от ядра, т.е. электронный слой, в котором он находится. Главное квантовое число может принимать любые целочисленные значения. Для реально существующих атомов 1,2,3,4,5,6,7. Наименьшая энергия характерна для электронов первого уровня (n=1). С увеличением главного квантового числа энергия электронов возрастает. Электроны внешнего (последнего) уровня обладают наибольшей энергией, поэтому они менее прочно связаны с ядром. Они могут отрываться от ядра атома при поглощении квантов энергии и переходить к другим атомам, что и наблюдается во многих химических процессах. Начиная со второго уровня, электроны, образующие электронный слой, несколько отличаются по энергии, т.е. энергетические уровни расщепляются на подуровни. Число подуровней равно значению главного квантового числа. Орбитальное квантовое число l определяет энергию электрона на подуровне и форму орбитали. При данном n оно может принимать любые целочисленные значения от 0 до n-1. При n=1 возможно только одно значение l=0. Для n =2 возможны два значения l = 0, l =1, т.е. на первом уровне только один подуровень l=0, который обозначают s и l = 1 – р – подуровень и т.д. Mагнитное квантовое число – m. Принимает значения: ml = - l …0… l . Всего 2( l + 1) значений. Магнитным это квантовое число называется потому, что при помещении в магнитное поле эти орбитали имеют различные энергии. Спиновое квантовое число– единственное квантовое число, которое имеет размерность энергии hν .mS- спиновое квантовое число. Может принимать для всех электронов только два значения: либо +1/2, либо –1/2. Заполнение электронами орбиталей не произвольно, а идет по принципу Паули, и в порядке возрастания энергии электрона на каждой из них.}

^{В-42, 43.Ковавлентная связь – это вид химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении электронов, принадлежащих этим атомам. При ковалентной связи перекрытие электронных облаков, приводящее к обобществлению электронов, не сводится к простому наложению друг на друга электронных орбит, сопровождается существенным перераспределением электронной плотности и изменением энергии системы. При обобществлении электронов происходит втягивание электронных облаков в пространство между ядрами. Появление состояния с повышенной плотностью электронного заряда в межъядерном пространстве и приводит к возникновению сил притяжения. В основе ковалентной гомеополярной связи лежит обменное взаимодействие или обменный эффект, обусловленный обменом атомов электронами и имеющий чисто квантовую природу. Силы такого взаимодействия называются обменными силами, и их величина существенно зависит от направления спинов электронов, осуществляющих связь между взаимодействующими атомами.}

^{В-44. Гибридизация орбиталей – гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. Виды гибридизации. sp-гибридизация. Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов. sp2-гибридизация. Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей. sp3-гибридизация. Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. dsp2 ПлоскоквадратнаяNi(CO)4, XeF4. sp3d Гексаэдрическая PCl5, AsF5. sp3d2 Октаэдрическая SF6, Fe(CN)63–, CoF63. Ковалентная связь считается локализованной, если её электронная пара находится в поле двух ядер и связывает только два атома.}

^{Делокализованная связь – связь, электронная пара которой рассредоточена между несколькими ядрами атомов. Такая делокализация электронов характерна для сопряженных π-связей, т.е. кратных связей, чередующихся с одинарными.}

^{В-45. Ионная связь – это один из видов химической связи, в основе которой лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Возникает вследствие перехода валентных электронов от металлического атома к металлоидному и электростатического притяжения разноименно заряженных ионов друг к другу. Связь малонаправленная, реализуется в ионных кристаллах, типичный пример – галоидные соли щелочных металлов. Степень ионности соединения тем выше, чем больше разность электроотрицательностей атомов, участвующих в образовании химической связи. В типичных кристаллах с ионной связью наименьшей электроотрицательностью обладают атомы щелочных металлов, которые легко отдают электрон, наибольшей – атомы галогенов, которые охотно принимают электрон для завершения внешней электронной оболочки.}

^{В-46. Электроотрицательность (χ) – фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары. Эне́ргией сродства атома к электрону, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона). Э+e−=Э−+ε Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом). В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями.}

^{В-47. Металлическая связь– это вид химической связи атомов в веществах, обладающих металлическими свойствами. Кристалл с металлической связью можно представить себе как решетку из положительно заряженных атомных ядер, погруженных в отрицательно заряженный «газ», состоящий из свободных электронов, который удерживает положительно заряженные ионы на определенных расстояниях друг от друга. От каждого атома может оторваться несколько свободных электронов и все эти электроны обобществляются. Специфика металлической связи состоит в том, что в обобществлении электронов участвуют все атомы кристалла, и обобществленные электроны не локализуются вблизи своих атомов, а свободно перемещаются внутри решетки, т. е. они уже принадлежат не одному атому, как в случае ионной связи, и не паре соседних атомов, как в случае ковалентной связи, а всему кристаллу в целом. Не имея локализованных связей, металлические кристаллы ( в отличие от ионных) не разрушаются при изменении положения атомов, т. е. им свойственна пластичность (ковкость) при деформациях. Металлическая связь сферически симметрична. Для металлических кристаллов характерны большие координационные числа, плотные упаковки частиц.. Благодаря наличию свободных электронов металлы обладают высокими электро - и теплопроводностью.}

^{В-48. Межмолекулярное взаимодействие – это взаимодействие между молекулами с насыщенными химическими связями. Впервые существование молекулярного взаимодействия принял во внимание Ван-дер-Ваальс (1873) для объяснения свойств реальных газов и жидкостей. Мокулярное воздействие имеет электрическую природу.}

^{Водородная связь – это вид химической связи типа А — Н...А'; образуется в результате взаимодействия атома водорода, связанного ковалентной связью с электроотрицательным атомом А (N, O, S и др.), и неподеленной парой электронов другого атома А' (обычно O, N). Атомы А и А' могут принадлежать как одной, так и разным молекулам. Водородная связь приводит к ассоциации одинаковых или различных молекул в комплексы; во многом определяет свойства воды и льда, молекулярных кристаллов, структуру и свойства многих синтетических полиамидов, белков, нуклеиновых кислот и др.}

^{Ван-дер-ваальсово взаимодействие – cлабое, нековалентное межмолекулярное взаимодействие, возникающее за счет притяжения дипольных моментов молекул - постоянных или наведенных. Ван-дер-Вальсово взаимодействие имеет характер притяжения и возникает между любыми молекулами, как полярными, так и неполярными. В зависимости от полярности молекул, его подразделяют на три типа:}

^{• ориентационное – между полярными молекулами;}

^{• индукционное – между полярной и неполярной молекулами;}

^{• дисперсионное – между неполярными молекулами.}

^{В-49. Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Химическая связь имеет в основном электромагнитный характер. При образовании химической связи происходит перераспределение электронной плотности связывающихся атомов. По характеру этого распределения химические связи классифицируют на ковалентную, ионную, координационную, металлическую. По числу электронных пар, участвующих в образовании данной химической связи, различают простые (одинарные), двойные, тройные химические связи, по симметрии электронного распределения - и -связи, по числу непосредственно взаимодействующих атомов – двух-, трех- и многоцентровые.}

^{В-50. Энергетические эффекты хим. реакций. Закон Гесса – основной закон термохимии, который формулируется следующим образом: Тепловой эффект химической реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания. Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данное химическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окисление глюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.}

^{Термохимия – 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 теплот фазовых переходов.}

^{Закон Гесса. Тепловой эффект (∆Н) химической реакции (при постоянных Р и Т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания. Следствия из закона Гесса: Тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку. Тепловой эффект химической реакции (∆Н) равен разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ, взятых с учётом коэффициентов в уравнении реакции (то есть помноженные на них).}

^{Термохимические уравнения. Важнейшей величиной в термохимии является стандартная теплота образования. Стандартной теплотой образования сложного вещества называется тепловой эффект (изменение стандартной энтальпии) реакции образования одного моля этого вещества из простых веществ в стандартном состоянии. Стандартная энтальпия образования простых веществ в этом случае принята равной нулю. В термохимических уравнениях необходимо указывать агрегатные состояния веществ с помощью буквенных индексов, а тепловой эффект реакции (ΔН) записывать отдельно, через запятую. Например, термохимическое уравнение 4NH3(г)+3O2(г)→2N2(г)+6H2O(ж), ΔН=-1531 кДж, показывает, что данная химическая реакция сопровождается выделением 1531 кДж теплоты, при давлении 101 кПа, и относится к тому числу молей каждого из веществ, которое соответствует стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции. В термохимии также используют уравнения, в которых тепловой эффект относят к одному молю образовавшегося вещества, применяя в случае необходимости дробные коэффициенты.}

^{Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) – это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида. Энергию Гиббса можно понимать как полную химическую энергию системы (кристалла, жидкости и т. д.) Понятие энергии Гиббса широко используется в термодинамике и химии. Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж)}

^{В-51. Стандартные условия – значения температуры и давления, при которых определяются значения различных количественных характеристик веществ, зависящих от давления и температуры. Для обеспечения единообразия представления характеристик в научной и справочной литературе ИЮПАК в 1982 установила следующие стандартные условия: стандартное давление для газов, жидкостей, и твёрдых тел, равное 105 Па, стандартная температура для газов, равная 273,15 К (0°С), стандартная молярность для растворов, равная 1 моль•л−1.}

^{Энтропии – это отношение общего количества тепла ΔQ к величине абсолютной температуры T.}

^{Скорость химической реакции – изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики.}

^{Скорость химической реакции – величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу, то полученное значение домножается на −1. v=d[C]/dt.}

^{Закон действующих масс − скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для одностадийной гомогенной реакции типа А+В продукты реакции этот закон выражается уравнением:}

^{• v = k cAcB, где v - скорость реакции;}

^{• cA и cB - концентрации веществ А и В, моль/л;}

^{• k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.}

^{Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.}

^{Константа скорости реакции − является коэффициентом пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.}

^{В-52. Особый тип окислительно-восстановительных реакций − колебательные реакции. Они протекают в довольно сложных реакционных системах, и для таких реакций очень важным фактором оказывается кинетический. В рассматриваемых ниже примерах таких систем возможно протекание ряда последовательных реакций, которые характеризуются различной скоростью. Взаимное наложение нескольких таких реакций, продукты которых могут оказывать каталитическое либо ингибирующее воздействие, проводит к тому, что в реакционной среде поочередно накапливается то один, то другой компонент. В случае интенсивно окрашенных веществ в значительных концентрациях показ колебательных реакций может оказаться в числе самых эффектных демонстрационных опытов лекционного курса.}

^{Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза. Уравнение, которое описывает это правило следующее:V2=1*γT2-T1/10, где V2— скорость реакции при температуре T2, V1 — скорость реакции при температуре T1 , γ— температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов). Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса. Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:γ= (V2/V1)10/T2-T1.}

^{В-53. Энергия активации − минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Типичное обозначение энергии реакции Ea. В химической модели, известной как Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция: Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция. Молекулы должны обладать необходимой энергией. В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер; если этого не произойдёт, реакция не начнётся. Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга. При низкой (для определённой реакции) температуре большинство молекул обладают энергией меньшей, чем энергия активации, и неспособны преодолеть энергетический барьер. Однако в веществе всегда найдутся отдельные молекулы, энергия которых значительно выше средней. Даже при низких температурах большинство реакций продолжают идти. Увеличение температуры позволяет увеличить долю молекул, обладающих достаточной энергией, чтобы преодолеть энергетический барьер. Таким образом повышается скорость реакции.}