химия

1. Осн законы и понятия химии.

Атом – мельчайшая частица, состоящая из положительного заряженного ядра и электронов.

Молекула – мельчайшая частица вещества, сохраняющая все его свойства. Молекулы образованы атомами.

Вещество – совокупность одинаковых молекул, т.е. молекул имеющих одинаковый качественный и количественный состав и одинаковый порядок соединения атомов в молекуле.

Все вещества можно разделить на простые и сложные. Простые – это вещества, образованные из атомов одного элемента.

Сложные – это вещества, образованные атомами разных элементов.

Закон сохранения массы энергии: «Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции»

2. Основные классы неорг соединений.

Оксиды – сложные вещества состоящие из 2 элементов, одним из которых является кислород.(Н2О – оксид водорода)

Основания – сложные в-ва, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.

Кислоты – сложные в-ва, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

Соли – сложные в-ва, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков.

3. Периодический закон и ПСЭ.

Свойства элементов и их соединение находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.

Период – это горизонтальная последовательность элементов. В периоде свойства элементов изменяются от типичных металлических до свойств инертных газов.

Металлические свойства элементов ослабевают при увеличении числа электронов в атоме.

Группа – последовательный вертикальный ряд элементов. Номер группы обозначает число электронов на внешнем энергетическом уровне. Номер группы обозначает высшую валентность элементов.

Валентность – это максимальное число связей которое может образовать данный элемент с другими.

Металлические свойства элементов по группе усиливаются.

Порядковый номер элемента в ПЭС обозначает заряд ядра атома и число электронов в атоме.

4.Кинетика хим реакций.

Скорость хим реакции – это изменение концентрации реагирующий веществ в единицу времени.

Скорость хим реакции зависит:

1)-от природы реагирующий веществ;

С максимальной скоростью реакции протекают в растворах;

2)- от температуры:

По правилу Вант-Гоффа

«При увеличении температуры на каждые 10^о скорость реакции возрастает в 2-4 раза»

V₂=V₁*γ(T₂-T₁/10)

3)- от концентрации реагирующих веществ: чем выше концентрация, тем скорость выше.

4)- от наличия катализаторов в системе.

Катализатор – это вещество которое изменяет скорость хим реакции, но не входит в продукты реакции.

Если катализатор увеличивает скорость реакции то он называется положительным, если же уменьшает – то отрицательным.

Существует два вида реакции: обратимые и необратимые.

Необратимые – это те в результате которых все исходные вещества превращаются в продукты. Признаки необратимых реакций: это образование в качестве одного из продуктов осадка, газа или воды.

Обратимые характеризуются тем что в них возможно образование исходных веществ из продуктов.

5. Растворы.

Растворы – это однородные системы, которые состоят из растворителя и растворенного вещества.

Растворителем в системе является то вещество плотность которого меньше.

Раствор содержит один растворитель и несколько видов растворенных веществ.

Способы выражения концентрации растворов:

1. – массовая доля вещества показывает сколько грамм растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора.

2) – молярная концентрация (молярность)

3) – титр (массовая концентрация)

T=m/V [T]=г/дм³

6.Электролиты и диссоциация.

Диссоциация – это процесс распада электролита на ионы.

Электролит – это вещество которое под действием полярных молекул воды распадается на катионы и анионы. К электролитам относятся кислоты, соли основания.

NCl -> H⁺ + Cl^- (соляная кислота); H₂SO₄-> 2H⁺ + SO₄^2- (серная кислота)

Сильные электролиты это те которые в водном растворе диссациируют полностью (все растворимые кислоты, соли и основания).

Слабые электролиты распадаются на ионы частично, т.е. большая часть молекул в среди растворителя находится в неизмененном виде.

Степень диссациации – это отношение числа молекул растворившихся на ионы к общему числу молекул электролита в растворе.

α=N/Na, N – общее число молекул электролита, Na – число молекул электролита распавшегося на ионы

по величине α электролиты делят на сильные α=1, слабые 0< α<1, и неэлектролиты α=0.

7. Реакция среды растворов.

Реакция раствора веществ в растворителе может быть трех видов: нейтральная, кислая и щелочная. Реакции зависят от концентрации водородных ионов Н⁺ в растворе.

Водный показатель (рН) является удобным и общепринятым способом выражения концентрации водородных ионов. Для чистой воды концентрация Н⁺ равна концентрации OH^-, выраженных в грамм-йонах на литр, - величина постоянная, равная 1*10^-14.

рН<7 – кислая, рН=7 – нейтральная, рН>7 – щелочная.

Индикаторы – это вещества, изменяющие свой цвет в зависимости от концентрации водородных ионов в растворе. Универсальный индикатор – прозрачная жидкость оранжевого цвета. При небольшом изменении среды в сторону щелочности раствор индикатора приобретает зеленоватый оттенок, при увеличении щелочности – голубой. Чем больше щелочности испытуемой жидкости, тем более интенсивным становится синий цвет.

8.Окислительно-восстановительные процессы.

Окислительно-восстановительные реакции – это встречно параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путем перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Окисление – процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления.

Восстановление – процесс присоединения электронов атомов вещеста, при этом его степень окисления понижается.

Пример окислитено-восстановительной реакции между водородом и фтором:

H₂+F₂->2H⁺¹F^-1 разделяется на две полуреакции:

1) окисление H⁰₂-2e 2H⁺

2) восстановление F⁰₂-> 2F^-

Степень окисления – вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда.

9. Гальванический элемент. Устройство. Принцип работы.

Гальванический элемент – химический источник электрического тока, названный в честь Луиджи Гальвани. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимнодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. ЭДС (электродвижущая сила) гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита.

Сейчас распространены следующие элементы:

Угольно-цинковые ( солевые) – ЭДС 1.5 – дешевые

Щелочные ( алколиновые) – ЭДС 1.6 – высокий ток, емкие

Никельоксигидроксидные (NiOOH) – ЭДС 1.6 – высокий ОТК, очень емкие

Литивые – ЭДС 3.0 – очень высокий ток, очень ёмкие

10. Электролиз.

Электролиз – это процессы возникающие на электродах под действием электрического тока подаваемого от внешних источников, через электролиты. При электролизе на электродах протекают ОВР. На катоде (-) процесс восстановления, на аноде (+) – процесс окисления.

Первичные электрохимические процессы подчиняются законам Фарадея:

1закон: масса вещества выделяемая на электроде электрическим током пропорциональна количеству электричества прошедшего через электрлит.

m=k*Q=k*I*t

2закон: массы различных веществ выделенных одним и тем же количеством электричества пропорциональны их химическим эквивалентам.

m1/m2=Mэ1/Мэ2

11.Дисперстные системы.

Дисперсная система – это образованная из двух и более тел, которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.

Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсной среды и дисперсной фазы. Сочитания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить 9 видов дисперсных систем. Записывают из через дробь: числитель это фаза, знаменатель – среда. (г/г – необр, ж/г – аэрозоли туман, т/г – аэрозоли дым,

г/ж – газовая эмульсия, ж/ж – эмульсия, т/ж – суспензии (ил),

г/т – пористые тела, ж/т – капиллярные системы( грунт, почва), т/т – твердые системы(сплавы, битон)