химия - шпоры

Молекула - мельчайшая частица вещества, сохраняющая св-ва данного вещества. Моль - кол-во вещества в граммах, численно равное атомной или молекулярной массе. Число Авогадро: N_A=6.02*10²³ моль^-1. З-н Авогадро: Равные объемы газов при одинаковых температуре и давлении содержат одинаковое число молекул. Парциальное давление -давление, которое оказывает каждый компонент газовой смеси. PV=n*^m/_M*RT. З-н парциальных давлений: Давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь. Понятие эквивалентной массы -Все элементы соединяются между собой в количествах прямопропорциональных их количественной массе(^m1/_m2=^Э1/_Э2). З-н эквивалентов: Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. З-н сохранения энергии: Энергия системы, включающей вещества, вступившие в реакцию, равна энергии системы, включающей вещества, образовавшиеся в результате реакции. З-н сохранения массы: Масса вещ-в, вступивших в реакцию равна массе вещ-в после реакции. Молярный объем газа -это отношение объема вещ-ва к количеству этого вещ-ва. V_mгаза(н.у.)=22,4 ^л/_моль. 1а.е.м=по углеродной шкале ¹/₁₂ часть массы атома углерода изотопа (12).

Коррозией металлов называют процессы их разрушения, происходящие результата химического воздействия окружающей среды. В результате коррозии образуются продукты окисления металла -оксиды, гидроксиды. Виды: 1)Хим. коррозия - может происходить и под воздействием на металл некоторых агрессивных жидкостей, и агрессивных газообразных компонентов окружающей среды при выс. t. Основным признаком является то, что она происходит без возникновения в системе электрического тока. Газовой коррозии подвергаются детали и узлы машин, работающих в атмосфере кислорода при высоких температурах (ракетные двигатели). 2)Электрохимическая коррозия -поверхностное разрушение металла в среде электролита с возникновением в системе электрического тока. Эл. хим. коррозия -это разрушение металла в атмосфере, на почве, в водоемах, грунтах; ей подвергаются всевозможные металлические изделия и сооружения, эксплуатируемые в самых разнообразных условиях. Атмосферная коррозия протекает во влажном воздухе при обычной температуре. Поверхность металла покрывается пленкой влаги, содержащей растворенный кислород. Интенсивность коррозии возрастает с ростом влажности воздуха, содержания в нем газообразных оксидов углерода(4) и серы(5), пыли копоти. Почвенной коррозии подвергаются трубопроводы, оболочки кабелей и все подземные сооружения. В этом случае металлы соприкасаются с влагой почвы, содержащей растворенный кислород. Электрическая коррозия происходит под действием блуждающих токов, возникающих от посторонних источников (линии электропередач, электрические железные дороги). Блуждающие токи вызывают коррозию газопроводов, нефтепроводов. Защита от коррозии. 1)Создание на поверхности защитной пленки. В качестве покрытий используются неметаллические, в частности органические, материалы например пленки высокополимерных веществ(каучук, пластмассы), лаки, олифа; особое значение имеют пленки из оксидов металлов, получаемые при действии кислорода или подходящих окислителей(азотная кислота) на поверхность металлов. 2)Электрохимические методы защиты - методы основаны на изменении потенциала защищаемого металла и не связаны с изоляцией металла от коррозионной среды. К ним относятся катодная защита, называемая также электрозащитой, и протекторная (анодная) защита. Катодная защита заключается в том, что защищаемая конструкция, находящаяся в среде электролита (например, в почвенной воде), присоединяется к катоду внешнего источника электричества. Защищаемая конструкция становится катодом. В ту же агрессивную среду помещают кусок старого металла (рельс), присоединяемый к аноду внешнего источника электричества. В процессе коррозии этот кусок старого металла становится анодом и разрушается. Протекторная защита -отличается от катодной защиты тем, что для ее осуществления используется специальный анод -протектор, в качестве которого применяют металл более активный, чем металл защищаемой конструкции(Al). Протектор соединяют с защищаемой конструкцией поводником электрического тока. В процессе коррозии протектор служит анодом и разрушается, тем самым предохраняя от разрушения защищаемою конструкцию

Периодический закон Д. И. Менделеева (1869г). Св-ва эл-тов, а также форма и св-ва их соединений нахожится в переодической зависимости от их атомной массы. Благодаря работам Мозли: от заряда ядра. Таблица состоит из горизонтальных рядов – периодов и верт. столбцов – групп. В группы объединяются элементы электронные аналоги, имеющие одинаковую структуру валентных подуровней. В малых периодах (1,2,3) расположены только элементы главных подгрупп. В 1 и 2 группе только s-элементы. Номер группы = количеству электронов на внешнем уровне у элементов главных подгрупп. У элементов побочных подгрупп количество электронов на внешнем уровне равно 2 или 1. Строение электронных оболочек атомов и порядок заполнения их электронами: 1) Номер периода – это количество энергетических уровней в атоме. Максимальное количество электронов в уровне: 2n². 2) Порядковый номер элемента – количество электронов в атоме. 3) Мах. количество электронов на внешнем уровне = 8. 4) Принцип Паули. 5) Принцип наименьшей энергии. Развитие теориии строения атома. Резерфорд предл.1 модель атом состоит из ядра, имеющ. + заряд и вращ. вокруг него ê. Ядро имеет бесконечно малые размеры однако в нем сосредоточ. почти вся m атома. r орбиты ê и его V меняются как угодно и непрерывно. Впоследствии было показано, что ядра состоят из нуклонов протонов и нейтронов. Состав атома 1) Заряд электрона ê = - 1,6  10^-19 Кул. ( -1) m_ê = 9,1  10^-31кг  2) Заряд протона р = + 1,6  10^-19 Кул. (+1) m_Р  1836m_ê  3) Заряд нейтрона n = 0 m_n  1840m_ê. Кол-во р в ядре, а также ê у нейтрона атома можно опр. по порядковому номеру эл-та z. Кол-во n опр. По разности атомной m и порядк. номера (А_r - z ). Кол-во эл-нов в атомах одного элемента может разл. Это изотопы. Недостатки теории Резерфорда (противоречия). 1)Любое движение тела по круговой орбите происходит с ускорением  электроны, двигаясь по круг. Орбитам, дожны непременно излучать энергию и вскоре должны упасть на ядро, т. е атомы должны быть неуст. системами. 2)Непрерывно излучая энергию спектр должен быть сплошным. Были получены линейчатые спектры  теория Резерфорда не могла объяснить уст. состояния атома и просхожд. линий в спектре атома. Теория Бора

А)Бор создал первую колич. Теорию для атома . Теория Бора основана на законах классич. механики и на законах квантовой теории излучения Макса Планка.

Б)Е = h,  - частота излучения, h – постоянная Планка = 6,62  10^-34 Джсек.

. Бор ввел понятие стационарных орбит (энерг. уровеней), момент кол-ва движения на которых = h(2  n), h – постоянная Планка, n – главное квантовое число. Находясь на этих орбитах ê не излуч. и не поглощ. энергию. 1-я орбита соответствует основному уровню и ей соответствует наименьшая энергия. С 1 на 2 – это поглощение энергии атомом, переход в возбужденное состояние. Если ê переходит в менее возбужденное, состояние энергия излучается. . Излучение и поглащ. энергии происходит только при переходе ê с одной орбиты на другую. ê излуч. энергию при переходе с дальней орбиты на ближ. ê поглащ. энергию при переходе с ближ. орбиты на дальнюю. излуч. или поглощ. энергии происходит отдельными порциями (квантами). Каждому переходу ê соответствует своя длина волны, поэтому если поток излучения разложить с помощью призмы в спектр, спектр получится линейчатым. Достоинства теории Бора Бор объяснил, почему атомы явл. уст системами (1 постулат). Бор объяснил просхожд. Линий в спектре атома ( 2 постулат). Бор показал, что природа света обладает как св-вами волны, так и св-вами частицы, т. е. гипотеза М. Планка нашла экспер. подтверждение в постулатах Бора. Недостатки теории Бора Теория Бора справедлива только для атома  и водородоподобных атомов. Осн. Положения квантовой ( волновой ) механики 1) Принцип неопределенности ( Гейзенберг). Одновременное точное измерение координаты и импульса частицы принципиально невозможно ХР  h – постоянная Планка, Х – изменение координаты, Р – изменение импульса. 2) Теория Луи де Бройля высказал предположение, что все частицы микромира (ê, р, n) обладают двойственной природой, как св-вами волны, так и св-вами частицы. Ур-ние де Бройля  = h( mv), v – скорость частицы,  - длина волны. Т.к. ê обладает двойственной природой (св-вами частицы и волны)  точную траекторию движ. ê указать нельзя. Можно говорить только о вероятности нахожд. ê в разл. Точках эл-ного облака. Движение ê в атома описывается волновой ф-цией . Вел-на ² – (квадрат модуля волновой ф-ции) пропорциональна вероятности нахожд. эл-на в разл. точках пространства.

Нахождение ê в атоме определяется 4-мя квантовыми числами. Система 4-х квантовых чисел как хар-ка повед. ê в атоме 1) ‘’ n ‘’ – главное квантовое число. Хар-ет: а) уровень энергии ê в атоме. б) расстояние ê от ядра в атоме, n = 1, 2, 3,4 .

n	1	2	3	4	5	6	7
Обозначения уровней	K	L	M	N	O	P	Q

2) ‘’ L ‘’ – орбитальное(побочное) квантовое число. Хар-ет: а) форму эл-ного облака; б) число подуровней L = от 0 до n-1. Совокупность ê с одинаковыми ‘’ n ‘’ и ‘’ L ‘’ образуют энерг. подуровень. Кол-во подуровней в атоме равно номеру уровня.

n	L	Обозначения подуровней.	Кол-во подуровней.
K(1)	0	1s	1
L(2)	0,1	2s, 2p	2
M(3)	0,1,2	3s, 3p, 3d	3
N(4)	0,1,2,3	4s, 4p, 4d, 4f	4

Энергия ê увел. при переходах с s p d f.

Орбиталь – это распред. плотности вероятности нахожд. ê в разл. точках эл-ного облака. На каждом подуровне может располагаться неск. атомных орбиталей.

3) ‘’ m ‘’ – магнитное квантовое число. Хар-ет: а) ориентацию эл-ного облака в пространстве; б) число возможных энерг. состояний (орбиталей) на каждом подуровне. m = -L; 0; +L.

L	M	Кол-во орбиталей (2L+1)
s(0)	0	1
p(1)	-1; 0; +1	3
d(2)	-2; -1; 0; +1; +2	5
f(3)	-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3	7

4) ‘’ s ‘’ – cпиновое квантовое число. Хар-ет вращение ê вокруг своей оси. S =  12.  спин ê +1 (ê вращ. по часовой стрелке);  спин ê -1 (ê вращ. против часовой стрелки). Положение ê в атоме опр. принципом Паули: а) В атоме не может быть даже 2-х ê с одинаковым набором всех квант. чисел; б) На 1-ой орбитали может находится более 2-х ê, но они должны отличаться своими спинами. N_max = 2n², N_max – max кол-во электронов.

Спиновое квантовое число (m_s) не связано с характеристикой атомной орбитали, а условно характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Оно может принимать только два значения: +½ и –½. Электроны размещаются на уровнях и подуровнях оболочек атомов в соответствии с принципом, согласно которому устойчивое состояние электрона в атоме связано с минимальным значением его энергии. Правило Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел. Правило Гунда: в данном подуровне электроны располагаются так, чтобы сумма их спиновых чисел была максимальна, в связи с чем они занимают наибольшее число свободных энергетических ячеек. Периодический закон Менделеева: свойства элементов, а также форма и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома или порядкового номера. Все элементы (110) подразделяются на три вида: металлы (восстановители), неметаллы (окислители) и металлоиды. Элементы, в которых одинакова электронная конфигурация наружного уровня, называются электронными аналогами. У атомов одних элементов сильнее выражена способность при затрате энергии к потере электронов, что обуславливает их восстановительные свойства, у атомов других элементов более сильно выражена способность к присоединению электронов, что обуславливает их окислительные свойства. Количественной характеристикой восстановительной способности атомов является энергия ионизации, т.е. энергия, которая должна быть затрачена извне для отрыва одного электрона от атома. Количественной характеристикой окислительной способности атома является энергия сродства к электрону. Это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, в результате чего образуется отрицательно заряженный ион. Чтобы учесть одновременно две эти величины, для количественной характеристики способности атомов элемента притягивать электроны используют значение электроотрицательности, равное полу сумме энергии сродства к электрону и энергии ионизации. Количественной характеристикой, показывающей число связей, образованных отдельным атомом в молекуле, является его валентность. Состояние атома, в котором при незаполненном низшем подуровне имеются электроны на более высоком подуровне, называется возбужденным. Валентность элемента зависит от того, в каком состоянии (возбужденном или нормальном) находится атом. Атомы и ионы не имеют определенной внешней границы. Поэтому под радиусом атома подразумевают какое-то эффективное значение. Экспериментально определяют либо кристаллические радиусы, как ½ расстояния между ядрами двух атомов в кристаллической решетке твердого состояния, либо так называемые ковалентные радиусы, как ½ длины связи в молекулах (½ расстояния между ядрами двух атомов).

При взаимодействии атомов между ними может возникать химическая связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы – молекулы, молекулярного иона, кристалла. При образовании химической связи движущей силой этого процесса является уменьшение потенциальной энергии системы. Согласно современным представлениям химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла. Существует три вида химической связи:

Ковалентная связь – связь между двумя атомами, осуществляемую за счет общей электронной пары, образуется между атомами неметаллов. Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, называют неполярной, а образованной двумя разными атомами – полярной или поляризованной. Полярность связи количественно оценивается дипольным моментом(μ=q*l). Направленность ковалентной связи обусловлена тем, что электронные облака атомов имеют определенную пространственную ориентацию. Следовательно, и область перекрывания электронных облаков находится в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Насыщаемость вызвана тем, что каждая пара атомов в молекуле удерживается при помощи одной или нескольких электронных пар. В образовании связей могут участвовать только валентные электроны, а их число для каждого атома ограничено. В зависимости от типа перекрывания орбиталей различают σ-,π- δ-связи. При образовании σ-связи максимальное перекрывание атомных орбиталей происходит на линии, соединяющей центры атомов. При образовании π-связи происходит боковое перекрывание двух р-орбиталей взаимодействующих атомов с образованием максимумов электронной плотности по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов. π-Связи обычно менее прочны, чем σ-связи и образуются только тогда, когда между атомами уже есть σ-связи, т.е. в соединениях с двойными и тройными связями. Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью связи. δ-Связи образуются при перекрывании d-орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях. Такой тип связи встречается в комплексных соединениях d-металлов. Ковалентная связь может образовываться по двум механизмам: обменному и донорно-акцепторному. В случае обменного механизма каждый из связывающихся атомов представляет по одному электрону для образования связи, при донорно-акцепторной связи один атом предоставляет два электрона(неопределенную пару), а другой - свободную орбиталь. Атом или ион, поставляющий пару электронов, называется донором, а атом или ион, на свободную орбиталь которого эта пара перемещается, называется акцептором.

Ионная связь осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ионная связь возникает при больших различиях в электроотрицательностей атомов(>2). К типичным соединениям с ионной связью относят оксиды, гидроксиды и галогениды щелочных и щелочноземельных металлов. Электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, поэтому ионная связь не обладает направленностью. Взаимодействие двух противоположно заряженных ионов не приводит к полной компенсации их полей, и они способны притягивать другие ионы, т.е. ионная связь не обладает свойством насыщаемости.

Металлическая связь – это связь между положительно заряженными ионами, расположенными в узлах кристаллической решетки, и обобществленными валентными электронами. Совокупность свободных электронов называется «электронным газом». Металлическая связь менее прочная, чем ковалентная.

Сложные частицы, построенные из более простых, неизменных групп атомов элементов или одноатомных ионов, называются комплексными. Комплексные соединения – это соединения, в которых одновременно присутствует несколько типов связей. Комплексные соединения состоят из центрального иона(комплексообразователя) и лигандов, а также ионов внешней сферы. Комплексообразователь – это центральная частица, располагающая вокруг себя другие ионы и молекулы. Лиганды – это частицы, непосредственно связанные с комплексообразователем полярной ковалентной связью. Число химических связей, которое образуется между комплексообразователем и лигандами – координационное число(2-16).

К видам межмолекулярного воздействия относятся силы Ван-дер-Ваальса, водородная связь, а также донорно-акцепторная связь. Силы Ван-дер-Ваальса имеют электрическую природу и возникают благодаря притяжению ядер одной молекулы и электронов другой. В отличие от химической связи они действуют на значительно больших расстояниях, а также являются более слабыми. Водородная связь образуется между положительно поляризованным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом другой молекулы. Степень окисления атома – это такое число, которое выражает величину его электрического заряда, если условно принять, что электроны в соединениях полностью переходят от одного атома к другому. Реакции, в которых меняются степени окисления атомов отдельных элементов, называются окислительно-восстановительными. Численное выражение степени окисления называется окислительным числом. При составлении ОВР необходимо учитывать, что в них происходит только эквивалентный обмен электронов между окислителем и восстановителем, т.е. суммарно числа электронов, теряемых окислителем и приобретаемых восстановителем, равны и никогда не образуется свободных электронов. Типичные окислители: KMnO₄, HNO₃, 0₂, H₂SO₄, CuO, Ag₂O; восстановители: металлы, H₂SO₃, FeSO₄, NH₃.

В зависимости от внешних условий почти каждое вещество может находиться в различных агрегатных состояниях: в газообразном, жидком или твердом. Стандартным считается состояние вещества в наиболее термодинамически устойчивой форме при температуре 298К и давлении 101,3 кПа. Переход вещества одного агрегатного состояния в другое называется фазовым переходом. Фаза – это совокупность гомогенных (одинаковых по составу, по химическим и физическим свойствам) частей системы, отделенных от других частей системы поверхностью раздела. Системы, содержащие две и более фазы называются, гетерогенными.

Изоморфизм – свойство веществ, аналогичных по составу, кристаллизироваться в одинаковых формах. Изоморфные вещества могут образовывать смешанные кристаллы с единой внешней формой. Полиморфизм – способность одного и того же вещества существовать в различных кристаллических формах.

Твердые тела подразделяются на кристаллические и аморфные. Они различаются по следующим признакам: а) Кристаллические вещества имеют четкий периодически повторяющийся порядок расположения частиц в пространстве, т.е. дальний порядок. Аморфные вещества, не имеющие строго повторяющейся периодической структуры, обладают, как и жидкости, ближним порядком. б) Для каждого кристаллического вещества существует определенная температура плавления. Аморфные тела плавятся в определенном интервале температур. в) Для кристаллических тел характерно свойство анизотропии: такие свойства как теплопроводность, электропроводность, прочность и др. неодинаковы в различных направлениях кристалла. Аморфные тела, также как газы и жидкости, изотропны. г) Аморфные тела обладают большим запасом энергии и энергетически менее устойчивы. Определенное расположение частиц в пространстве, обуславливающее структуру данного кристалла, называется кристаллической решеткой. Наименьшая часть кристаллической решетки, отображающая форму всей кристаллической структуры данного тела, называется элементарной ячейкой. Вершины кристаллов называются узлами кристаллической решетки. Симметрия кристаллов является характерным признаком, по которому можно классифицировать кристаллические формы. В кристаллах различают следующие элементы симметрии: плоскость симметрии, ось симметрии, центр симметрии. Плотность упаковки частиц в кристалле характеризуется кодинационным числом. Энергия кристаллической решетки – это энергия, которую необходимо затратить для разрушения кристалла и удаления частиц за пределы их взаимодействия.