- •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.
2. Закон Авогадро и его следствия.
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.
3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений.
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
4. Два принципа квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности.
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.
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.