- •Химия как раздел естествознания.
- •Значение химии для народного хозяйства. Понятие о материи и веществе.
- •Основное содержание атомно-молекулярного учения. Простое вещество и химический элемент.
- •Атом. Молекула. Ион.
- •Атомные и молекулярные массы. Моль. Эквивалент.
- •Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.
- •Ядерная модель строения атома. Квантово-механические представления о строении атома.
- •Квантовые числа.
- •Формы электронных облаков. Атомная электронная орбиталь.
- •Порядок заполнения электронами энергетических уровней в атоме.
- •Принцип минимума энергии.
- •Принцип Паули.
- •Правило Хунда.
- •Правила Клечковского.
- •Строение атомных ядер. Изотопы.
- •Энергия связи. Дефект массы.
- •Периодический закон. Порядковый номер элемента.
- •Размеры атомов и ионов. Энергия ионизации.
- •Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Теория химического строения.
- •Типы химической связи.
- •Метод валентных связей.
- •Способы образования ковалентной связи.
- •Направленность ковалентной связи.
- •Гибридизация атомных электронных орбиталей.
- •Основные понятия термодинамики.
- •Первый закон термодинамики.
- •Второй закон термодинамики.
- •Энтропия. Статический и термодинамический смысл.
- •Третий закон термодинамики и его следствия.
- •Превращения энергии при химических реакциях.
- •Основные понятия термохимии.
- •Первый закон термохимии. Термохимические уравнения.
- •Второй закон термохимии и его следствие.
- •Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия.
- •Энергия Гиббса. Направленность химических процессов.
- •Скорость химических реакций в гетерогенных и гомогенных системах.
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
- •Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ и температуры.
- •Энергия активации. Активированный комплекс.
- •Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •Стадии протекания гетерогенных реакций.
- •Необратимые и обратимые реакции.
- •Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
- •Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.
- •Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •Правило фаз Гиббса.
- •Растворы. Процесс растворения.
- •Способы выражения состава растворов.
- •Растворимость. Закон Генри.
- •Закон распределения. Экстракция.
- •Осмос. Закон Вант-Гоффа.
- •Давление пара растворов. Закон Рауля.
- •Водные растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.
- •Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
- •Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •Состояние сильных электролитов в растворе. Активность. Ионная сила.
- •Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •Ионно-молекулярные уравнения. Гидролиз солей.
- •Произведение растворимости. Диссоциация воды. Водородный показатель.
- •Окисленность элементов. Окислительно-востановительные реакции.
- •Составление уравнений окислительно-востановительных реакций.
- •Электрохимические процессы. Гальванический элемент Якоби-Даниэля.
- •Электронные потенциалы. Уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал.
- •Водородный электрод. Измерение электродных потенциалов.
- •Электролиз. Реакции на катоде и аноде при электролизе.
- •Электролиз растворов и расплавов солей.
- •Законы Фарадея. Применение электролиза.
- •Определение и классификация коррозионных процессов.
Атом. Молекула. Ион.
А́том - наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и электронов. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Моле́кула - электрически нейтральная частица, состоящая из двух или более атомов, наименьшая частица химического вещества, обладающая всеми его химическими свойствами. Заряженные молекулы называют ионами. Ио́н - одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица, образующаяся в результате потери или присоединения атомом или молекулой одного или нескольких электронов. В виде самостоятельных частиц ионы встречаются во всех агрегатных состояниях вещества — в газах (в частности, в атмосфере), в жидкостях (в расплавах и растворах), в кристаллах и в плазме (в частности, в межзвёздном пространстве).
Законы стехиометрии. Закон сохранения массы веществ.
Общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции. Открытый М. В. Ломоносовым (1748), в общем виде сформулирован А. Лавуазье (1789). Современная формулировка закона сохранения массы: сумма массы вещества системы и массы, эквивалентной энергии, полученной или отданной той же системой, постоянна.
Законы стехиометрии. Закон постоянства состава.
(Ж.Л. Пруст, 1801—1808гг.) — 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. Это один из основных законов химии.
Законы стехиометрии. Закон эквивалентов.
Закон эквивалентов (И. Рихтер):
В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.
Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, способная соединиться и заместить 1 моль атомов водорода в реакциях присоединения и замещения или принять (отдать) 1 моль электронов в окислительно-восстановительных реакциях.
Законы стехиометрии. Закон кратных отношений.
Если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие. Закон кратных отношений открыт в 1803 Дж.Дальтоном.
Законы стехиометрии. Закон простых объемных отношений.
Установлен Ж. Л. Гей-Люссаком в 1808 году. Закон объемных отношений гласит, что при постоянном давлении и температуре объемы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции, то есть отношение объемов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел.
Законы стехиометрии. Закон Авогадро.
Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро (1776—1856), профессором физики в Турине.
Следствия закона
Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.
Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.