Геологический факультет. Шпаргалка 1 курс. / Химия / shpory_k_himii

1.Фундаментальный закон сохранения массы-энергии (А.Эйнштейн).Закон сохранения массы в химии (М.В.Ломоносов).Закон постоянства состава.Дальтониды и бертоллиды.Закон кратных отношенийюЗакон удельных теплоёмкостей.

В 1905г. А. Эйнштейн показал, что между массой тела и его энергией существует связь, выражаемая соотношением E=mc² , где c-скорость света в вакууме, 2,997925*10 в 8 м*с в -1(или приближённо 300000км/с).. При хим.реакциях всегда выделяется или поглощается энергия. Поэтому при учёте массы веществ необходимо принимать во внимание прирост или убыль её, отвечающие поглощение или выделению энергии при данной реакции. Однако из-за громадного значения с² тем энергиям, которые выделяются или поглощаются при хим. реакциях, отвечают очень малые массы.. Поэтому при хим. реакциях можно не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с энергией.

При академии наук Ломоносов создал хим. лабораторию, в ней он изучал протекание хим. реакций. При этом он установил закон сохранения массы: Масса вещ-в ,вступающих в реакцию,равна массе вещ-в,образующихся в результате реакции .Ломоносов впервые сформулировал этот закон в 1748г.,а экспериментально подтвердил его на примере обжигания металлов в запаянных сосудах в 1756г.

В результате установления закона сохранения массы с конца 18века в химии прочно утвердились количественные методы исследования. Был изучен количественный состав многих вещ-в. При этом был установлен закон постоянства состава: Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Многие элементы, соединяясь друг с другом, могут образовывать разные вещ-ва,каждое из которых характеризуется определённым соотношениям между массами этих элементов.

Изучая,подобные соединения, Дальтон в 1803г. установил закон кратных отношений: Если два элемента образуют друг с другом несколько хим-соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Вещ-ва постоянного состава-дальтониды,вещ-ва переменного состава-бертоллиды(соединения с титаном)

Закон удельных теплоёмкостей был сформулирован Дюлонгом и Пти: Произведение уд. теплоемкости простого вещ-ва на ат. массу этого элемента, является величиной приближенно-постоянной. А*с=25,9Дж/К*моль

Уд.теплоёмкость-кол-во теплоты, необходимое для нагревания единицы массы данного вещ-ва на 1К.

2.Понятие эквивалента.Эквивалентная масса.Эквивалентные массы простых и сложных вещ-в.

Из закона постоянства состава следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определённых количественных соотношениях. Поэтому в химии введено понятие эквивалента. Эквивалент-кол-во, масса или объём вещ-ва, которые соединяются с 1 молем атомов Н или замещают тоже кол-во атомов Н в хим. реакциях.

Масса 1эквивалента элемента-его эквивалентная масса.

эквивалентная масса равна молярной массе делённой на его валентность(у простых в-в).у сложных в-в: Э_оксида=М_оксида/число атомов эл-та*валентность эл-та; Э_{кислоты}=М_{кислоты}/основность кислоты; Э_{основания}=М_{основания}/кислотность основания; Э_соли=М_соли/N_k*z_k (N_k кол-во катионов, входящих в молекулярную формулу соли, z_k заряд катиона

3.Закон эквивалентов и следствия из него.Вычисление эквивалентной массы вещества для конкретной хим.реакции.

Закон эквивалентов был сформулирован в 1793г. физиком В.Рихтером: Вещ-ва взаимодействуют друг с другом в кол-вах, пропорциональных их эквивалентам.

А)Массы 2вещ-в исходных или продуктов данной реакции пропорциональны их эквивалентным массам

Б)Кол-во эквивалентов исходных вещ-в и продуктов данной реакции одинаковы.

В)Сумма эквивалентных масс исходных вещ-в равна сумме эквивалентных масс продуктов реакции

Эоксида=Моксида/число атомов элемента*валентность элемента Экислоты=Мкислоты/основность

Эоснования=Моснования/кислотность

Эсоли=Мсоли/Nk*Zk, где Nk-кол-во катионов, а Zk-заряд катиона.

Fe + S= FeS M(Fe)=56моль, M(S)=32 моль Валентность железа равна 2, у серы тоже 2. Э_АxBy =Э_А+Э_В ; Э_Fe= 28 _{г/ моль -экв.}; Э_S=16, то Э_FeS=28+16=44 _{г/ моль -экв.}

4.Газовые законы:Авогадро,Бойля-Мариота,Гей-Люссака.Объединений газовый закон.Уравнение состояния идеального газа.

В 1811г.итальянский физик Авогадро объяснил простые отношения между объёмами гахов,наблюдающиеся при хим.реакциях,установив закон Авогадро:В равных объёмах различных газов при одинаковых внешних условиях содержится одинаковое число молекул.Этот закон вводил в науку представление о молекулах как о мельчайших частицах вещ-ва.Закон Авогадро позволил сделать выводы о числе атомов в молекулах газов.

Закон Бойля-Мариоота:Для данной массы газа произведение давления на объём есть величина постоянная при неизменной температуре.

Первые количественные исследования между газами принадлежат фр.учёному Гей-Люссаку.Измеряя объёмы газов,вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции,Гей-Люссак пришёл к обобщению,известному под названием закона простых объёмных отношений Гей-Люссака:Объёмы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Измерения объёмов газов обычно проводят при условиях,отличных от нормальных.Для приведения объёма газа к нормальным условиям можно пользоваться объединённым газовым законом: PV/T=P V /T

Мольные массы газов можно вычислить,пользуясь уравнением состояния идеального газа-уравнение Квайперона-Менделеева: PV=mRT/M

11.Строение атома.Св-ва элементарных частиц, входящих в состав атома.Изотопы.

Резерфорд в 1911г. Предложил следующую схему строения атома, получившую название ядерной модели атома. Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома и вращающихся вокруг него электронов.

Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, поэтому атом в целом электронейтрален. Заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической таблице. Атомные ядра состоят из протонов р и нейтронов n. Протон-элементарная частица, обладающая массой 1,0728 а.е.м. и положительным зарядом равным по абсолютной величине заряду электрона. Нейтрон также представляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим зарядом. Масса нейтрона равна 1,00867 а.е.м. Между образующими ядро частицами действуют два вида сил: электростатические силы отталкивания протонов и ядерные силы, действующие между протонами и нейтронами.

Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом нейтронов, называются изотопами. Для обозначения изотопов пользуются обычными символами элементов, добавляя к ним слева вверху индекс, указывающий массовое число изотопа.

13. Движение электронов в атоме. Волновое облако. Волновая ф-ция. Орбиталь.

Состояние электрона в атоме нельзя представить как движение матер.точки по орбите.

Квантовая механика описывает движение электрона, с помощью волновой ф-ции. φ=φ (x,y,z)

Физ.смысл волновой ф-ции:

φ²-вероятность нахождения электрона в точке с координатами x,y,z

φ²dV-вероятность нахождения электрона в бесконечно малом элементе объёма dV.

Электронное облако часто изображают в виде граничной пов-ти вокруг ядра, в которую попадает 90% вероятности нахождения электрона.

Область пр-ва вокруг ядра, в которой наиболее вероятно существование эектрона-орбиталь. Формы и размер граничной пов-ти считают формой и размером орбитали.

Вычисление вероятности нахождения электрона осуществляется, с помощью ур-ния Шрёдингера: Hφ=Eφ, где H-оператор Гамильтона, E-энергия

14. Главное квантовое число. Энергетические уровни. Их энергии. Переходы электронов между уровнями. Основное и возбуждённое состояние атома.

Главное квантовое число n (n=1,2...)-целое число, обозначающее номер энергетического уровня. Характеризует энергию орбитали.

Энергетический уровень-возможные значения энергии квантовых систем, то есть систем, состоящих их микрочастиц и подчиняющихся законам квантовой механики. Характеризует определённое состояние системы.

Состояние электрона связанной с определённой энергией, называется квантовым состоянием.

При переходе электрона с одного уровня на другой происходит скачкообразное изменение энергии. При переходе электрона с уровня с большей энергии на уровень с меньшей энергией, энергия выделяется при этом наблюдаются спектры излучения вещ-в.

Квантовое состояние, в котором суммарная энергия электронов минимальна-основное состояние атома. Остальные состояния-возбуждённые.

В основном состоянии атом может находится неограниченное время, а в возбуждённом 10^-8с.

23. Применение метода молекулярных орбиталей (ММО) для описания ковалентной связи в гомоядерных двухатомных молекулах элементов второго периода периодической системы на примере О2. Этапы построения схемы МО. Диамагнетики и парамагнетики.

. В молекуле О₂ в образовании хим.связей принимают участие по четыре 2p-электрона каждого атома. Шесть электронов занимают три связывающих МО, а два размещаются на разрыхляющих МО π ^разр 2p. Здесь избыток числа связывающих электронов над разрыхляющими равен 4, а кратность связи 2. В молекуле О₂ имеются два неспаренных электрона, следовательно, она является парамагнетиком. При образовании иона О₂⁺ из молекулы О₂ удаляется электрон, находящийся на разрыхляющей орбитали, т.е. электрон обладающий максимальной энергией. Отсюда увеличивается кратность связи и образуется более прочная молекула.

Этапы построения схемы МО: 1) выбор валентных атомных орбиталей 2) составление из 2 или нескольких атомных орбиталей комбинаций и построение диаграммы энергий МО 3) заселение диаграммных энергий электронами

Парамагнитные молекулы втягиваются в магнитное поле, имеют неспаренные электроны. Диамагнитные слабовыталкиваются из магнитного поля, не имеет неспаренные электроны.

24. Основные положения метода валентных связей (МВС). Объяснение ковалентных связей в молекулах СО и О2. Сигма- и пи- связи.

Основные положения МВС: 1) считается, что взаимодействующие атомы могут обмениваться между собой электронами, образующие связывающие пары. 2) обменивающиеся электроны в соответствии с принципом Паули должны иметь противоположные спины. 3) энергия хим.связи обусловлена в основном обменом электронами между атомами

Если перекрывание атомных s-электронных облаков происходит вблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, то ковалентная связь называется сигма-связью. При взаимодействии p-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, образуется две области перекрывания, расположенные по обе стороны от оси. Такая ковалентная связь называется пи-связью.

O2 - образуются пи и сигма связи. CO2 - две пи и одна сигма связи

25. Использование метода валентных связей (МВС) для объяснения пространственного строения молекул. Гибридизация. Пространственное строение молекул BF3, H2O, CH4.

При образовании молекулы формы и взаимное расположение атомных электронных облаков изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, следовательно, образование более прочных ковалентных связей.

Гибридизация-смешение орбиталей в различной форме, с целью получения симметрично расположенных равных по энергии новых орбиталей.

Гибридизации подвергаются валентные орбитали, участвующие в образовании сигма-связи, валентные орбитали, содержащие неподелённые электронные пары. Не подвергаются невалентные орбитали, орбитали, не содержащие электронов, орбители, образующие пи-связи. sp³- гибридизация, форма тетраэдра, углы = 109,5^о.(CH₄, NHb 3, H₂O) sp²- гибридизация, углы = 120^о.(BF₃, AlCl₃) sp - гибридизация, углы = 180^о(BeH₂, ZnCl₂)

32. Растворы. Растворимость. Водные и неводные растворители. Хим. (гидратная) теория растворов В.И.Менделеева. Гидраты, сольваты, кристаллогидраты, кристаллосольваты.

Раствор-гомогенная система, образованная 2 или более вещ-вами, которые подразделяются как правило на растворитель и растворённые вещ-ва. Растворы бывают насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. . При этом растворы с низким содержанием растворённого вещества называются разбавленными, а с высоким – концентрированными.

Растворимость-способность вещ-ва переходить в раствор. Растворимость зависит как от природы растворимого вещ-ва, так и от природы растворителя.

При растворении вещ-в молекулы связываются с молекулами растворителя, образую сольваты, когда растворителем является вода, соединения называются гидратами. Вещ-ва, в кристаллы которых входят молекулы растворителя-кристаллосольваты, а если раствротилем является вода, то кристаллогидратами.

33. Температура кипения растворов электролитов и неэлектролитов. Эбулиоскопия. Давление пара растворителя над раствором. Физ.теория растворов.

Присутствие растворённого вещ-ва повышает температуру кипения растворителя, и тем сильнее. Чем концентрированнее раствор. В большинстве случаев из раствора выкипает только растворитель, вследствие чего концентрация раствора в ходе его кипения возрастает. Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление её насыщенного пара достигает величины внешнего давления.

Эбулиоскопия-метод определения молекулярной массы вещ-ва по температуре кипения её раствора. Для растворов электролитов температура кипения оказываются больше теоретически рассчитанного. Это связанно с увеличением кол-ва частиц при диссоциации электролитов.

Давление насыщенного пара ратворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем-относительное понижение давления пара над раствором. Относительнео понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мальной доле растворённого вещ-ва.

Теория элетролитической диссациации: при растворении в воде электролиты распадаются на положительный и отрицательные ионы +катионы и анионы.

40. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Вычисление pH для растворов слабых электролитов (кислот и оснований) заданной концентрации.

Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%), хотя экспериментально наблюдаемая находится в пределах от 30% и выше. Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии ( в молекулярной форме).

Степень диссоциации-отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Выражают в долях или в %.

Константа диссоциации-математическое выражение состояния равновесия при диссоциации для обратимой системы

41. Труднорастворимые электролиты. Равновесие раствор-осадок. Произведение растворимости. Связь растворимости и произведения растворимости на примере BaSo4

Труднорастворимый электролит находится в растворе в очень малой концентрации, вследствии чего он почти полностью диссоциирован на ионы.

произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости. BaSO₄ ПР_ВаSO4=S²

47) Типы окислительно-восстановительных реакций.

1) межмолекулярное окисление-восстановление

Окислитель и восстановитель в разных молекулах или вещ-вах.

2H2+O2=2H2O

2) внутримолекулярные окисление-восстановление

Разные элементы, но находятся в одной молекуле

(NH4)2Cr2O7=Cr2O3+N2+H2O

3) реакции самоокисления-самовосстановления (диспорционированные)

Cl2+NaOH=NaCl+NaClO+H2O

48) Расстановка коэффицентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса. Примеры реакций, в которых степень окисления изменяют 2 элемента, три элемента.

Метод электронного баланса уравнивания ОВР заключается в выполнении правила: число электронов, отданных всеми частицами окислителей в данной реакции.

1) определяют изменяющиеся степени окисления и условно записывают процессы окисления и восстановления элементов

2) составляется электронный баланс.

3) полученные коэффициенты ставим перед окислителем и восстановителем и продуктами их восстановления и окисления.

4)Уравнивают ионы металла, не изменяющие своей степени окисления, а участвующие лишь в связывании анионов среды.

5)определяют коэффициенты перед средой.

6)уравнивают число атомов H

7)проверяют правильность подбора коэффицентов.

1)10HNO3+4Zn= NH4NO3+4Zn(NO3)2+3H2O

2)As2S3+22HNO3= 2H3AsO4+3SO2+22NO2+8H2O

52. Скорость хим.реакции. Зависимость скорости от концентрации и температуры. Правило Вант-Гоффа.

Скорость хим.реакции-число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени, в единице объёма (для гомогенных) или на единице пов-ти (для гетерогенных) раздела фаз.

Закон действия масс Гульдберга (1867г): при постоянной темпераре скорость хим.реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующихвещ-в.

Зависимость скорости хим.реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10градусов скорость хим.реакций увеличивается в 2-4 раза.

5.Простые вещ-ва.Металлы и их основные сво-ва.Ряд стандартных электродных поненциалов металлов.

Простые вещ-ва-вещ-ва, состоящие из атомов одного хим.элемента.

Металлы-ковкие,пластичные,тягучие вещ-ва,которые имеют метал.блеск и способны проводить электр. ток. Блеск металлов обусловлен наличием свободных электронов. Все металлы в обычном состоянии твёрдые вещ-ва (кроме ртути). Атомы металлов являются сильными восстановителями. Металлы реагируют с галогенами, О ,S ,водой,солями,кислотами.

Ряд стандартных электродных потенциалов составлен в порядке увеличения алгебраического значения стандартных , электродных потенциалов металлов Е⁰. Стандар тный электродный потенциал - это потенциал металла, определенный относительно стандартного (нормального) водородного электрода, при условии, что концентрация ионов водорода Н⁺ и ионов испытуемого металла Meⁿ⁺ равны 1 моль-ион/л при стандартных условиях (298К, 101кП). Ряд стандартных электродных потенциалов служит для сравнительной характеристики свойств атомов и ионов металлов в растворе.

6.Неметаллы и их основные св-ва.Электроотрицательность.

Неметаллы-хим. Элементы, которые образуют в свободном виде простые вещ-ва, не обладающие физическими св-вами металлов. При обычных условиях могут быть жидкостями, газами и твёрдыми вещ-вами. Неметаллы не имеют металлического блеска, кроме йода и графита. Большинство не проводят электр.ток (кроме кремния и графита).

В твёрдом состоянии хрупкие и непластичные.

Электроотрицательность-способность атома притягивать электроны.

Ряд электроотрицательности неметаллов:

H,As,I,Si,P,Se,C,S,Br,Cl.N,O,F.

8. Гидроксиды.Их классификация. основные и амфотерные гидроксиды и их основные хим.св-ва.Характер диссоциации гидроксидов в растворе.

Гидроксиды-соединения оксидов хим. элементов с водой; это электролиты, при диссоциации которых из отрицательных ионов образуются только ионы OH Гидроксиды делятся на основные,кислотные и амфотерные.

Основания-вещ-ва, молекулы которых состоят из ионов металлов или аммония и одной или нескольких гидроксогрупп.

Св-ва: основание+кислота=соль+вода, основание+оксид неметалла=соль+вода, щёлочь+соль=основание+соль.

Амфотерные гидроксиды-хим.вещ-ва, способные проявлять основные, так и кислотные св-ва

Св-ва: гидроксид+кислота=соль+вода, H2ZnO2+2NaOH=Na2ZnO2+2H2O гидроксид+основание=комп.соль+вода Zn(OH)2+H2SO4= 3 ZnSO4+2H2O.

При диссоциации среда щелочная, pH<6

9.Кислоты.Типы кислот.Основные хим. св-ва кислот.Классификация.Характер диссоциации в растворе.

Кислоты-сложные вещ-ва, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка; это электролиты, при диссоциации которых из положительных ионов образуются только ионы H⁺.

По силе кислоты делятся на сильные и слабые.По наличию кислорода на кислородосодержащие и бескислородные.По основности на одноосновные, двухосновные, трёхосновные и т.д.

Св-ва: кислота+основание=соль+вода, FeO+2HCl=FeCl2+H2O

кислота+оксид металла=соль+вода,

кислота+металл=соль+водород, Fe+H2SO4=FeSO4+H2 кислота+соль=кислота+соль

CH3COONa+HCl= CH3COOH+NaCl

15.Орбитальное, магнитное, спиновое квантовые числа. Формы орбиталей и их пространственная ориентация.

Орбитальное квантовое число l (l=0,1….) характеризует форму орбитали.

Магнитное квантовое число ml (ml=-l,…-1,0,1,…,l) характеризует расположение орбиталей в пр-ве.

Спиновое квантовое число ms (ms=+1/2; -1/2) характеризует вращения электрона вокруг своей оси. Если по час.стрелке, то +1/2, если против час.стрелки, то-1/2.

Электронное облако 1s-электрона обладает сферической симметрией, т.е. имеет форму шара. 2p-электрон обладает формой объёмной восьмёрки или гантели. D-электрон имеет обладает формой четырёхлепестковой фигуры.

Ориентация электронного облака в пр-ве определяется магнитным квантовым числом.

16. Заполнение орбиталей электронами в атоме. Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.

Для определения состояния электрона в многоэлектронном атоме важное значение имеет сформулированное В.Паули положение (принцип Паули): в атоме не может быть хотя бы 2 электронов, имеющих одинаковый набор всех 4 квантовых чисел.

ПравилоКлечковского: Заполнение электр. Уровней с увеличением порядкового номера элемента происходит последовательно с ростом суммы главного и орбитального квантовых чисел, а при равных значениях этой суммы осуществляется состояние с меньшим квантовым числом.

Правило Хунда: Суммарное спиновое число электронов данного подслоя должно быть максимальным.

Порядок заполнения:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f.

20. Современная формулировка периодического закона. Периодическая зависимость атомных радиусов,энергии ионизации и электроотрицательности.

Периодический закон: Св-ва хим.элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

В пределах одного периода радиус уменьшается , восстановительная активность атомов уменьшается, а окислительная увеличивается, металл.св-ва уменьшаются, а неметалл. увеличиваются.

26. Ионная связь. Её характеристики. Структура ионных соединений.

Ионная связь-прочная хим.связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большой электроотрицательностью.

Св-ва ионной связи: Ненаправленность (ион может притягивать разношенные заряды по всем направлениям), ненасыщяемость (ион может притягивать любое кол-во частиц противоположного знака.

В следствии этих св-в энергетически выгодней, когда ион окружён максимальным числом ионов противоположного знака. Из-за отталкивания одноимённо заряженных ионов устойчивость системы достигается только при определённой взаимной координации ионов.

структура ионных соединений не зависит от специфики электронной структуры элементов, а определяется соотношением их размеров. При соотношении ионных радиусов от 0,41 до 0,73 имеет место октаэдричес_eaая координация, а при соотношениях от 0,73 до 1,37- кубическая.

27. Металлическая связь. Понятие электронного газа. Проводники, полупроводники, диэлектрики.

Металлическая связь-хим.связь, обусловленная свободными электронами. Металлы отличаются от других вещ-в 2 св-вами: повышенная электро- и тепло-проводность, все металлы в обычных условиях твёрдые вещ-ва (кроме ртути).

Из 1 св-ва следует, что часть электроновможет свободно передвигаться по куску металла. Из 2 св-ва следует, что атомы не связаны друг с другом лакализованными двусцентровыми связями. Связи осущаствляются за счёт свободно перемещающихся по всему куску металла электронов, т.е. имеет место сильно делакализованная хим.связь.

Электронный газ-совокупность «свободных» электронов в металле.

Проводники-тела, в которых имеются свободные носители заряда, то есть заряженные частицы, которые могут свободно перемещаться внутри этого тела.

Диэлектрики-тела, в которых нет свободных носителей заряда, т.е. нет заряженных частиц, которые могли бы перемещаться в пределах этого диэлектрика.

Полупроводники-вещ-ва, характеризующиеся увеличением электрической проводимости с ростом …

34. Температура замерзания растворов электролитов и неэлектролитов. Криоскопия. Осмотическое давление.

Присутствие растворённого вещ-ва понижает температуру замерзания растворителя, и тем сильнее.чем концентрированнее раствор. В большинстве случаев из раствора кристаллизуется только растворитель, вследствие чего концентрация раствора в ходе его кристаллизации возрастает.

Для растворов электролитов температура замерзания оказываются больше теоретически рассчитанного. Это связанно с увеличением кол-ва частиц при диссоциации электролитов.

Криоскопия- метод определения молекулярной массы вещ-ва по температуре замерзания её раствора.

Осмотическое давление-равновесное давление раствора, препядствующие диффузию растворителя через полунепрозрачныую перегородку.

Закон осмот. давления: осмотическое давление разбавленных идеальных растворов численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворённое вещ-ва, если бы в виде газа оно занимало объём раствора.

35. Способы выражения состава растворов: массовая доля, мольная доля. Молярная и эквивалентная концентрации, моляльность

Массовая доля-отношение массы растворённого вещ-ва к массе раствора. Обычно выражается в процентах.

Мольная доля N-отношение кол-ва растворённого вещ-ва (или растворители) к сумме кол-в всех вещ-в, соствляющих раствор. Молярность СM-отношение количества растворённого вещ-ва к объёму раствора. Моляльность m-отношение кол-ва растворённого вещ-ва к массе растворителя. Эквивалентная концентрация Сн-отношение числа эквивалетов растворённого вещ-ва к объёму раствора.

36. Ионизация и диссоциация вещ-в в растворе. Механизм ионизации. Ионогидраты и ионосольваты.

Под электрической диссациацией понимают процесс образования ионов в расплаве или растворе. Возможность и степень распада вещ-ва на ионы зависит как от природы растворённого вещ-ва, так и от природы растворителя. Электрическая диссоциация в растворе может быть связана с явлениями диссоциации и ионизации. При растворении полярных молекул происходит ионизация и образуются ионы.

Ионные соединения при диссоциации распадаются на свободные ионы.

При взаимодействии ионов с молекулами растворителя происходит комплексообразование. В резальтате этого образуются ионосольваты.В случае воды образуются ионогидраты.

42. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (привести не менее 3 примеров)

Гидролиз-взаимодействиевещ-ва с водой, при котором составные части вещ-ва соединяются с составными частями воды.

Гидролиз идёт по катиону. Каждая последующая ступень протекает в значительно наименьшей степени, чем предыдущая.

43) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (привести не менее 3 примеров).

Гидролиз идёт по аниону.

44) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Случаи полного гидролиза (привести не менее 3 примеров)

Гидролиз проходит и по катиону и по аниону.

49. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций.

http://www.zomber.ru/chemistry_book/content/ chapter7/section/paragraph2/subparagraph1.php

При любой окислительно-восстановительной реакции происходит переход электронов от восстановителя к окислителю. Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами. Электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. Ряд стандартных электродных потенциалов позволяет решать вопрос о направлении самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительная реакция может самопроизвольно протекать в таком направлении, при котором электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, т.е. восстанавливается

50. Классификация хим.реакций с точки зрения теплового эффекта и количества фаз ( не менее 3примеров на каждый тип)

Тепловой эффект:

1)с выделением теплоты (экзотермические)

C+O2=CO2+Q

2)с поглощением теплоты (эндотермические)

CaCO3=CaO+CO2-Q

Кол-во фаз:

1)гомогенные ( в одной фазе)

NaOH(р)+HCl(р)=NaCl+H2O

NH3(р-р)+HCl(р)=NH4Cl(р)

2)гетерогенные (в 2 или более фазы)

NH3(г)+HCl(г)=NH4Cl(тв)

51. Классификация хим.реакций с точки зрения изменения степеней окисления элементов ( не менее 3примеров на каждый тип)

30. Понятие о координационном числе центрального атома и дентантности лигандов. Хелаты. Комплексные соединения с полидентатными лигандами.

Координационное число центрального атома-кол-во связей, которые может образовать центральный атом с лигандами. Как правило для заряженных центральных ионов координ. Число в 2 раза превышает его заряд.

Дентантность - количество связей, которое может образовывать лиганд с центральным атомом. Связь между центральным атомом и лигандами в большинстве случаев носит донорно- акцепторный характер.

Хелаты-комплексы с участием полидентантных лигандов

К ним также относятся и внутрикомплексные соединения. Они отличаются особой прочностью, т.к. центральный атом как бы блокирован циклическими лигандами. Полидентантные лиганды- может служить оксалатный ион C₂O₄^2- и молекула этилендиамина NH₂CH₂ CH₂ NH_2.

7. Оксиды и их классификация: основные, кислотные, амфотерные, безразличные. Основные хим.св-ва.

Оксиды-ложные вещ-ва, состоящие из двух хим.элементов, один из которых-кислород со степенью окисления -2.

Несолеобразующие оксиды не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей (NO).

Солеобразующие оксиды взаимодействуют с кислотами или основаниями и образуют при этом соль и воду.

Основные оксиды-оксиды, взаимодействующие с кислотами с образованием солей. Присоединяя воду, основные оксиды образуют основания.

Св-ва: оксид+кислота=соль+вода FeO+H₂SO=FeSo4+H₂O оксид+вода=щёлочь CaO+H₂O=Ca(OH)₂ осн.оксид+кисл.оксид=соль BaO+SiO₂ =BaSiO₂

Кислотные оксиды-оксиды, взаимодействующие с основаниями с образованием солей. Присоединяя воду, кислотные оксиды образуют кислоты.

Св-ва: оксид+основание=соль+вода CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O кисл.оксид+осн.оксид=соль P2O5+3CaO=Ca3(PO4)2 оксид+вода=кислота. P2O5+3H2O=2H3PO4

Амфотерные оксиды-оксиды, образующие соли при взаимодействие как с кислотами, так и с основаниями.

Св-ва: оксид+кислота=соль+вода,

Оксид+основание=комп.соль+вода

При диссоциации образуют катионы водорода.Среда кислая, pH>6.

10.Соли.Типы солей: средние,кислые,основные,оксосоли. Хим.св-ва. Способы получения.

Соли-сложные вещ-ва, состоящие из ионов металла и кислотных остатков; это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков

Средние(нормальные) соли-продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Кислые соли-продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Основные соли-продукт неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Оксосоль-продукт неполного замещения гидроксогруппы на кислотный остаток, при этом остаётся ион кислорода(оксо-ион).

Св-ва: соль+кислота=соль+кислота, соль+щёлочь=соль+основание, соль+соль=соль+соль, Соль+металл=соль+металл.

Способы получения: взаимодействие киcлоты или кислотных оксидов с основанием или основным оксидом N2O5+Ca(OH)2=Ca(NO3)2+H2O N2O5+CaO=Ca(NO3)2 амфотерные гидроксиды образуют соли только с сильными кислотами и основаниями Zn(OH)2+2NaOH=Na2ZnO2+H2O Zn(OH)2+H2SO4=ZnSO4+2H2O

12. Основные положения квантовой механики: квантование энергии, корпускулярно-волновой дуализм, статистический метод описания микрообъектов (принцип неопределённости).

Квантовая механика-наука, описывающая движение микрочастиц.

Квантование энергии( Планк):энергия передаётся не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями-квантами.

E=hv, h=6,63*10 в -34 Дж*с.

Корпускулярно-волновой дуализм (Луи де Бройль):

Луи де Бройль предположил распространить волновые св-ва на все микрочастицы

λ=h / mv-длина волны

λ*v=c-скорость света в вакууме

Гипотеза Луи де Бройля подтверждена открытием интерференционного эффектов электронов, протонов, нейтронов. Эти эффекты используются для определения структуры различных вещ-в.

Принцип неопределённочти:

Невозможно одновременно точно определить положение микрочастицы и её скорость.

Электрон, который движется со v-5800км/с, можно определить его с точностью до 10 в -12 м.

17. Заполнение электронами орбиталей у элементов малых периодов на примере элементов третьего периода.

Na-1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Mg-3s2 Al-3p1 Si-3p2 P-3p3 S-3p4 Cl-3p5 Ar-3p6

18. Заполнение электронами орбиталей у d-элементов на примере Mn, Pd, Cd.

Mn(25)-1s2, 2s2,2p6, 3s2,3d5,4s2.

Pd(палладий46)-3d10,4s2,4p6,4d10,5s0.

Cd(кадмий48)-4d10,5s2.

19. Заполнение электронами орбиталей у f-элементов на примере Lu, Sm

Lu(лютеций71)-1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10, 4f14, 5s2, 5p6, 5d1,6s2.

Sm(самарий62)-4f6,5s2,5p6,6s2

21. Структура периодической системы. Периоды и группы. Большие и малые периоды.Главные и побочные подгруппы. Физ.смысл порядкого номера. Максимальная и минимальная степени окисления.

Ряды элементов, в пределах которых св-ва элементов изменяются периодически-периоды.. Вертикальные столбцы, в которых один под другим размещены элементы сходные между собой-группы.

Первые три периода, начинающиеся со щелочного металла и заканчивающиеся благородным газом-малые периоды. В остальных периодах св-ва повторяются через 18элементов-большие периоды.

Элементы II и III периодов Менделеев назвал типическими. Подгруппы, содержащие типические элементы, называются главными. Элементы четных рядов (для I и II групп - нечетных) составляют побочные подгруппы.

Порядковый номер элемента равен положительному заряду его ядра.

Степень окисления-условный заряд атомов хим.элемента в соединении. Максимальная положительная с.о. равна номеру группы, а минимальная отрицательная с.о. равна 8-№группы

22. Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО). Применение ММО для описания ковалентной связи в молекуле водорода. Связывающие и разрыхляющие орбитали.

Основные положения ММС: 1) рассматривается деколализация только валентных электронов ns (n-2)d np 2) рассматривают фолновые ф-ции электронов в поле нескольких центров, имеющих определённые эффективные заряда. Эти волновые ф-ции-молекулярные орбитали (МО) 3) МО рассматриваются как результат комбинации волновых ф-ций электронов сближающихся атомов.

При образовании молекулярного иона Н2 единственнй электрон переходит с атомной орбитали 1s на связывающую орбиталь, что сопровождается выделееним энергии (+259кДж).

Возникают силы притяжения положительно заряженных атомных ядер к этой области- образуется химическая связь. Это связывающая орбиталь. разрыхляющая орбиталь- возникают силы приводящие к взаимному отталкиванию ядер, следовательно химическая связь не возникает.

28. Типы межмолекурного взаимодействия: дисперсионное, ориентационное, индукционное. Вандервальсовы силы. Донорно-акцепторное межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.

Ориентационное взаимодействие между полярными молекулами, дисперсионное-между неполярными молекулами, индукционное-индукционированные диполярные+неполярные. Относительный вклад взаимодействий зависит от св-в: полярность и поляризуемость.

Чем выше полярность, тем выше роль ориентационных сил. Чем больше поляризуемость, тем больше роль дисперсионных сил.

Вандерваальсовы силы обуславливают притяжение молекул и агрегацию вещества, переход вещества из одного состояния в другое.

Д.- а. взаимодействие возникает за счёт электронной пары 1 молекулы и свободной орбитали другой.

Водородная связь-разновидность донорно-акцепторной связи, невалентное взаимодействие между атомами Н, ковалентно связанным с атомом А и электроотрицательным атомом В другой молекулы.

29. Комплексные соединения. Структура. Классификация. Номенклатура.

Представление о комплексных соединениях ввёл Альфред Вернер. Причиной комплекса образования может быть как донорно-акцепторное так и электрическое взаимодействие.

Комплексные соединения-соединения, в узлах которых находятся частицы, способные к самостоятельному существованию в растворе.

Классификация комплексов:1) по заряду комплексной частицы (катионный: отрицательно загрязнённые лиганды, нейтральные лиганды; анионные, нейтральные, по лиганду входящих комплексных соединениях

Классификация лигандов: заряженные и незаряженные, по кол-ву мест, которые они занимают в координационной сфере.

37. Энергетический эффект растворения. Зависимость растворимости от температуры.

Энергет.эффект растворения состоит из 2 слагаемых: 1) разрушение связи между частицами растворимого вещ-ва, что связанно с затратой энергии 2) процесс комплекса образования или сальводации, в результате коготорого возникают связи между частицами растворённого ещ-ва и растворителем, связано с выделением энергии. Суммарный энергетический эффект растворения может быть как положительным, так и отрицательным. При растворении газов и жидкостей теплота обычно выделяется, а при растворении твёрдых вещ-в в воде, теплота может как выделяться, так и поглощаться.

38. Самоионизация растворителей на примере жидкого аммиака и воды. Кислоты и основания.

Кроме воды существуют и другие полярные растворители. Например, жидкий аммиак. Все растворители подвергаются ионизации. H₂O+ H₂O= H₃O+OH^- ; K_H2O=10^-14 NH₃+ NH₃= NH₄+ NH₂^- Растворение одних и тех же соединений в различных

средах может усиливать их основную или кислотную функцию в H2O H2O+HNO3=H3O+NO3 H2O+HCl=H3O+Cl

Для кислот характерны св-ва: спосбоность взаимодействовать с основаниями с образованием солей, спосбоность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода, способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лукмуса, кислый вкус. Кислоты-электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода.

Для оснований характерны св-ва: способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей, способность изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (синяя окраска лукмуса), своеобразным «мыльным» вкусом.

Основания-электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

39. Ионное произведение воды. Водородный показатель pH. Вычисление pH для раствора сильной кислоты заданной концентрации. Вычисление pH дл раствора щелочи заданной концентрации.

Ур-ние показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина-ионной произведение воды.

Вместо концентрации ионов гидроксония указывают десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина-водородный показатель pH. pH=-lg[H3O]

pH можно определить с помощью индикторов. Наиболее распространённые индикаторы-метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин, лакмус.

45) Степень окисления элементов и правила её определения. Примеры определения степени окисления в соединениях, содержащих более 2 различных элементов.

Степень окисления-заряд элемента, вычесленный исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов. В простых соединениях степень окисления элемента равна 0. Алгеброическая сумма всех атомов нейтрального соединения равна 0, а в ионе-заряду иона.

31. Строение комплексных соединений с позиций метода валентных связей (МВС) на примере [Cr(OH2)6] с зарядом +3.

46) Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель. Восстановитель. Типичные окислители и восстановители.

ОВР-реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих вещ-в. Окисление- процесс отдачи электронов атомом или группой атомов восстановителя. При этом степень окисления восстановителя увеличивается. Восстановление-процесс присоединения электронов к атому или группе атомов окислителя, при этом степень окисления окислителя уменьшается.

Вещ-во, в состав которого входит окисляющий элемент-восстановитель, вещ-во, содержащее восстанавливающий элемент-окислитель. Число электронов, отдаваемых молекулами восстановителя, равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя.

Окислители: простые вещ-ва, атомы которых обладают электроотрицательностью (элементы 6 и 7 групп побочных подругпп0, из них наиболее активны F, O, Cl; ионы с дефицитом электронов, это простые катионы с высшей или большой степенью окисления Fe, Ce, Tl; сложные анионы, в которых более электроположительный элемент имеет высшую или значительную степень окисления CrO4, MnO4, NO3, SO4, ClO3.

Восттановители: простые вещ-ва, атомы которых обладают низкой элктроотрицательностью (металлы 1,2 групп, а так же другие металлы); анионы, как простые S,Cl, так и сложные, в которых более электроотрицательный элемент не имеет максимальной степени окисления NO2, SO3; катионы в промежуточной степени окисления Sn,Fe,Ge; некоторые вещ-ва при высокой температуре H2,CO,C

53. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Катализаторы.

Энергия активации-избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещ-ва. Вырадается в кДж/моль.

уравнение Аррениуса описывает зависимость константы скорости от температуры: κ(T)=A·e^-E/(RT) где А- постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ.

Катализаторы-вещ-ва, не расходующиеся в результате протекания пеакции, но влияющие на её скорость.

54. Хим.равновесие. Принцип Ле Шателье.

Хим.равновесие(динамическое) возникает когда скорости прямой и обратной реакциё становятся одинаковыми.

Количетвенной характеристикой хим.равновесия служит величина-константа хим.равновесия. При увеличении концентрации какого-либо из вещ-в, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещ-ва, при уменьшении концентрации какого-либо из вещ-в равновесие смещается в сторону образования этого вещ-ва. При увеличении давления путём сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления. При повышении температуры равновесие смещается в напрвлении эндотермической, а при понижении-в направлении экзотермической реакции.

Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.