Основные оксиды –это оксиды, способные образовывать соли только с кислотами или кислотными оксидами.

Остатки кислотные – анионы, являющиеся продуктами диссоциации кислот. Число кислотных остатков слабой многоосновной кислоты равняется основности кислоты. Так, фосфорная кислота H₃PO₄ может образовать три кислотных остатка – H₂PO₄^–, HPO₄^2–, PO₄^3–.

Остатки основные – катионы, являющиеся продуктами диссоциации оснований. Число основных остатков слабого многокислотного основания равняется кислотности основания. Так, гидроксид кальция Ca(OH)₂ может образовать два основных остатка – CaOH⁺ и Ca²⁺.

Относительные электроотрицательности –электроотрицательности атомов, отнесенныек электроотрицательности лития.

Парциальное давление газа – давление, которое производит одна из составных частей газовой смеси. Сухой воздух содержит 78 объемных процента азота; при давлении 101,3 кПа давление азота составит 101,3·0,78=79 кПа – это и есть парциальное давление азота в смеси газов воздуха. Парциальное давление кислорода составляет 21,2 кПа, аргона – 0,94 кПа,CO₂– 0.03 кПа. Общее давление газовой смеси равняется сумме парциальных давлений ее составных частей.

Периодическая система элементов – открытая Д.И. Менделеевым система элементов, сформулированная в Периодическом законе и выраженная в Периодической таблице химических элементов.

Периодический закон: свойства простых веществ, а также свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер (порядковых номеров) элементов в Периодической таблице.

Периодические свойства атомов–это свойства атомов, которые изменяются периодически, важнейшими являются радиусы, строение валентных электронных уровней, потенциалы ионизации, сродство к электрону, электроотрицательности (относительные электроотрицательности).

Периодические свойства соединений: состав (например, LiCl, BeCl₂, … CCl₄, … ClF – второй период; NaCl, MgCl₂, … SiCl₄, … Cl₂ – третий период и т.д.), строение (молекулы BeCl₂ и MgCl₂ – линейны, молекулы CCl₄ и SiCl₄ – тетраэдры), окислительно-восстановительные свойства (Li, Be – восстановители, O₂ и F₂ – окислители, Na и Mg – восстановители, S и Cl₂ – окислители), кислотно-основные свойства и др.

Периоды – структурные части таблицы Д.И. Менделеева. Каждый период начинаетсяs-элементом, а заканчиваетсяp-элементом с той же величиной главного квантового числа; последние элементы периодов, кроме гелия, содержат по 8 электронов во внешнем слое.

Планетарная модель, предложенная Резерфордом, представляет собой одну из моделей строения атома, в соответствии с которой электроны движутся вокруг ядра подобно планетам Солнечной системы.

Плотность вещества – это масса единицы объёма вещества. Обычно плотность твердых и жидких веществ выражают в г/см³ (численно величина в г/см³ равна кг/л и т/м³), а плотность газов – в г/л.

Побочные подгруппы – подгруппы, образуемые d-элементами в короткой форме периодической таблицы.

Полной гибридизации теория рассматривает как эквивалентные σ-связывающие и неподеленные электронные пары и применяется для определения геометрической формы соединений. Её применение является обязательным, если в образовании σ-связывающих электронных пар участвуют d-орбитали.

Полярность молекул и ионов – их важное свойство, определяющее ориентацию соединений в электрическом поле. Полярность соединений определяется их геометрической формой. Линейная молекула CO₂ неполярна, так как «центр тяжести» отрицательных зарядов на атомах кислорода совпадает с положительным зарядом атома углерода, а угловая молекула SO₂ полярна, так как «центр тяжести» отрицательных зарядов на атомах кислорода, расположенный на прямой, соединяющей атомы кислорода, не совпадает с атомом серы.

Полярность связи обусловливается смещением связывающей электронной пары к тому из связанных атомов, электроотрицательность которого больше. Полярность связи для двухатомных молекул означает и полярность молекул.

Порядковый номер элемента определяется числом протонов в ядре атома элемента.

Порядок химической реакцииравен сумме показателей степени при концентрациях реагирующих веществ в выражении для скорости химической реакции. Обычно он определяется экспериментально. Показатель степени при концентрации одного из реагирующих веществ называется порядком по этому веществу. Так, для реакции

2NO + Cl₂ = 2NOCl выражение для скорости реакции v имеет вид . Это реакция третьего порядка, второго порядка по NO и первого порядка по Cl₂.

Постоянная Планка h = 6,63^.10^-34 Дж^.с.

Потенциал ионизации(ПИ) - это энергия, которую надо затратить, чтобы оторвать электрон от атома, иона или молекулы: Na_(г) + ПИ = Na⁺_(г) + ē. Потенциал ионизации нейтрального атома называется первым потенциалом ионизации; при дальнейшей ионизации ионов потенциалы называют вторым, третьим и т.д. Потенциалы ионизации обычно измеряют в эВ/атом, но можно выражать и в кДж/моль. 1 эВ/атом равняется 96,5 кДж/моль.

Правило Гунда –электроны заполняютэлектронные подуровни так, что суммарный спин атома оказывается максимальным (это означает, что в пределах энергетического подуровня электроны заселяют максимальное число орбиталей, причем неспаренные электроны имеют параллельные спины).

Правило Клечковского – заполнение электронных подуровней электронами происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), при этом сочетания l ≥ n исключаются, а n записывают в порядке увеличения.

Принцип Ле Шателье – если на находящуюся в равновесии систему оказывается внешнее воздействие (изменяются концентрации, температура, давление), то в системе происходят изменения (равновесие смещается), уменьшающие внешнее воздействие.

Принцип несовместимости Паули – в атоме не может быть двух электронов, находящихся в одинаковых состояниях , то есть имеющих одинаковые все четыре квантовые числа. Принцип Паули позволяет рассчитать, сколько электронов может разместиться на электронных уровнях и подуровнях.

Произведение растворимости –константа равновесия для малорастворимой соли или основания. Для соли состава Me_mA_n уравнение реакции электролитической диссоциации и произведение растворимости имеют вид:

Me_mA_n ⇄ mMe + nA; ПР = [Me]^m · [A]ⁿ.

Простое вещество – вещество, состоящее из атомов одного элемента. Модификации простых веществ, имеющие различный состав или кристаллическую форму, называются аллотропными. Так, кислород существует в двух аллотропных модификациях: обычный молекулярный кислород O₂ и озон O₃, фосфор во многих: белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор и др.

Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури рассматривает кислотно-основные свойства соединений как способность отдавать (кислота) или присоединять (основание) протон. С этой точки зрения хлороводород и угольная кислота являются кислотами, так как отдают протоны молекулам воды с образованием ионов гидроксонияH₃O⁺. Карбонат-ион и аммиак являются основаниями, так как присоединяют протоны с образованиемHCO₃^-,H₂CO₃,NH₄⁺. Гидрокарбонат-ион является амфолитом, так как может отдавать протон молекулам воды, гидроксид-ионам, сульфид-ионам или присоединять протон с образованиемH₂CO₃.

Равновесные концентрации. В течение химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, а продуктов – увеличиваются. Если химическая реакция является обратимой, то устанавливается равновесие, при котором концентрации веществ (ионов) остаются постоянными, хотя прямая и обратная реакции продолжают идти. После установления равновесия концентрации веществ в системе называются равновесными.

Равновесные химические процессы – это такие процессы и химические реакции, в которых, вследствие обратимости,устанавливаются равновесия. Равновесные химические процессы можно отнести к наиболее простым в химии, так как на основе законов химической термодинамики создан детальный аппарат их описания и расчетаконстант химического равновесия.

Радиус атома – характеристика размера атома. Однако, как часто бывает в химии, для характеристики радиуса принимают некоторую концепцию, так как радиус атома непосредственно измерить нельзя. Поэтому существуют несколько подходов к измерению радиусов, каждый из которых имеет своё название. Так, металлический радиус рассчитывается в предположении, что атомы в металле можно представить в виде шаров. Тогда для имеющих плотнейшую упаковку атомов считают, что атомы занимают в объёме металла 74%, далее из молярной массы металла и плотности рассчитывают молярный объём, а затем выделенные 74% объёма делят на число Авогадро и получают объём одного атома, из которого рассчитывается металлический радиус. За ковалентный радиус принимают половину расстояния между ядрами в молекулах типа F₂. За орбитальный радиус принимается положение максимума функции ψ²·r². Ионный радиус рассчитывается в предположении, что в кристалле CsI радиусы катиона и аниона равны.

Растворимость –это максимальное количество вещества, которое может раствориться (в единице объема раствора или массы растворителя). Растворимость выражают в моль/л и в граммах растворяемого вещества на 100 г растворителя. Растворимость малорастворимых соединений(в моль/л)вычисляют, используяпроизведение растворимости.

Реакции нейтрализации – реакции между кислотами и основаниями. При введении эквивалентных количеств кислоты и основания реакция среды полученного раствора может быть нейтральной (HCl + KOH), кислой (HCl + NH₃) или щелочной (HClO + KOH).

Реакция среды раствора может быть кислой, нейтральной или щелочной. Обычно реакцию среды раствора выражают с помощью водородного показателя pH. Если pH < 7, то среда кислая, если pH = 7 – среда нейтральная, если pH > 7 – среда щелочная. При температурах, отличающихся от 25^оС, нейтральная среда может иметь pH больше или меньше 7.

Репропорционирования реакции – химические реакции, в которых из двух соединений, содержащих один и тот же элемент в различных степенях окисления, получается соединение, содержащее этот элемент в одной степени окисления, например, K₂SO₃ + 2K₂S + 6HCl = 3S + 6KCl + 3H₂O.

Ряды напряжения составляются из металлов и водорода, которые располагаются в порядке увеличения их электродных потенциалов (в кислой среде - Li, Rb, К,Ва, Sr, Ca, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Сr, Ga, Fe, Cd, In, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, As, Co, Hg, Ag, Pd, Pt, Au; взаимное расположение металлов зависит от анионов).

Каждый металл (не разлагающий воду) вытесняет (восстанавливает) из водных растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжения. Металлы, расположенные в ряду напряжения левее водорода, вытесняют его из кислот).

Чем левее расположен металл, тем сильнее он как восстановитель, а его ионы слабее как окислители. Чем правее расположен металл, тем более сильными окислителями являются его ионы.

Свободная энергия Гиббса реакции ΔG^o – стандартный изобарно-изотермический потенциал. Рассчитывается по уравнению ΔG^o = ΔH^o- TΔs^o (где: ΔH^o и Δs^o – стандартные изменения энтальпии и энтропии реакции; Т – абсолютная температура;). Константа химического равновесия K связана с величиной ΔG^o соотношением: ΔG^o = –RTlnK. Большим отрицательным величинам ΔG^o соответствуют большие, а большим положительным величинам ΔG^o – малые (меньше 1) константы равновесия. Отсюда можно сформулировать практическое правило: если ΔG^o << 0, то реакция идет, а если ΔG^o >> 0, то реакция не идет. Если ΔG^o ≈ 0, то полнота превращения в реакции зависит от исходных концентраций.

Сильные и слабые электролиты различаются по степени электролитической диссоциации: сильные электролиты диссоциированы нацело, а слабые - частично. Сильными электролитами являются большинство солей, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, галогеноводородные кислоты (кромеHF), кислотыHNO₃,HClO₄,HClO₃,HMnO₄(с практической точки зрения к сильным электролитам следует отнестиH₂SO₄, H₂SeO₄,H₂Cr₂O₇).

Систематические названия – по рекомендациям ИЮПАК названия неорганических соединений должны отражать их состав: по имеющейся формуле название образуют, читая формулу справа налево и указывая, в случае необходимости, степени окисления атомов. В названиях бинарных (двухэлементных) соединений применяется суффикс –ид: HCl – хлорид водорода (хлороводородная кислота); SnCl₂ – хлорид олова(II); SnCl₄ – хлорид олова(IV); Fe(OH)₂ – гидроксид железа(II); Fe(OH)₃ – гидроксид железа(III) (названия гидроксидов образуются по типу названий бинарных соединений). В названиях соединений, состоящих из трех и более элементов, используется суффикс –ат (исключение – соли циановодородной кислоты называют цианидами). В названиях многоэлементных кислород-содержащих соединений атомы кислорода обозначаются словом -оксо-: KNO₃ – триоксонитрат(V) калия; Mg(NO₃)₂ – триоксонитрат(V) магния; Mg(NO₂)₂ – диоксонитрат(III) магния; Fe(NO₃)₂ – триоксонитрат(V) железа(II); Fe(NO₃)₃ - триоксонитрат(V) железа(III); H₂SO₄ – тетраоксосульфат(VI) водорода; H₂SO₃ – триоксосульфат(IV) водорода. Эти же правила распространяются и на комплексные соединения: K₃[RuCl₆] – гексахлорорутенат(III) калия; K₄[RuCl₆] –гексахлорорутенат(II) калия; [Cu(NH₃)₂]Cl – хлорид диамминмеди(I); [Cu(NH₃)₄]Cl₂ – хлорид тетраамминмеди(II).

Для обычных в химической практике соединений допускается применение традиционных названий.

Скорость химической реакции есть изменениемолярной концентрацииодного из исходных веществ или продуктов реакции за единицу времени (час, мин.,с).Выражение дляскоростиvхимической реакции обычно определяется экспериментальным путем.Но естьнебольшое число реакций, выражение для скорости которых можно составить по стехиометрическому уравнению. Например, для реакции 2NO+O₂→ 2NO₂скорость реакции(гдеk –константа скорости).

Сложное вещество – вещество, в состав которого входят несколько элементов.

Соединения с водородом. Бинарные соединения с водородом образуют s- и p-элементы. Если электроотрицательность водорода больше электроотрицательности партнёра, то они называются гидридами и проявляют сильные восстановительные свойства. Если электроотрицательность водорода меньше электроотрицательности партнёра, то за счет водорода такие соединения проявляют окислительные свойства, например, вода (в реакциях со щелочными металлами), соляная кислота (в реакциях с активными металлами).

Некоторые соединения с водородом имеют традиционные названия: NH₃ – аммиак, N₂H₄ - гидразин, PH₃ – фосфин, CH₄ – метан и т.д.

Солевой эффект – влияние добавления солей, не имеющих одноименных с химическими системами ионов, на свойства систем; осуществляется через изменение коэффициентов активности. К обычным солевым эффектам относится увеличение растворимости малорастворимой соли или увеличение степени диссоциации слабого электролита при добавлении индифферентного электролита.

Соли – обычно продукты взаимодействия кислот и оснований. В более широком смысле солями являются химические соединения, состоящие из положительно и отрицательно заряженных частиц, способные диссоциировать на катионы и анионы. Например, NaCl, K₃PO₄, KH₂PO₄, K[AgI₂], [Ni(NH₃)₆]SO₄. Соли бывают средние (Na₂SO₃), кислые (NaHSO₃), основные ((CuOH)₂CO₃) и комплексные K₂[HgI₄].

Спин электрона – свойство электрона, которое для наглядности можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси либо в одну, либо в другую стороны, в соответствии с этим спин электрона может быть либо +1/2, либо –1/2. Два электрона с противоположными спинами могут находиться на одной атомной или молекулярной орбитали – при этом их суммарный спин равен нулю.

Сродство к электрону (СЭ) – есть энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, например, сродство к электрону атома хлора СЭ_Cl определяется для процесса Cl + ē = Cl^¯ + СЭ_Cl. Сродство к электрону элементов в периодах таблицы Д.И. Менделеева немонотонно увеличивается. В группах элементы третьего периода имеют самые большие величины сродства к электрону.

Сродство химическое является термодинамической характеристикой способности веществ реагировать друг с другом. Количественно оно определяется как отрицательная величина стандартной энергии Гиббса. Например, при образовании из углерода и кислорода оксида углерода(II) изменение стандартной энергии Гиббса равно –137,1 кДж/моль, а сродство углерода к кислороду составляет +137,1 кДж/моль.

Стандартная энергия Гиббса – свободная энергия Гиббса, рассчитанная для стандартных условий, обозначается ΔG^o. Стандартная энергия Гиббса рассчитывается из величин изменения энтальпии и энтропии: ΔG⁰ = ΔH⁰ - T·Δs⁰. По величинам стандартной энергии Гиббса рассчитывают константы равновесия реакций: ΔG⁰ =

–RTlgK_Р и приближенно определяют возможность осуществления реакций.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (ОВ потенциалы) - это ОВ потенциалы, измеренные при стандартных условиях, т.е. при температуре 298K (25^оС), при летучести, равной 1 (давлении газа 1 атм (101,3 кПа)), активностях ионов и молекул, равных единицам для исходных и конечных продуктов. Стандартные ОВ потенциалы применяются для расчета констант равновесия окислительно-восстановительных реакций. Ими можно пользоваться для приближенного определения возможности осуществления ОВ реакций.

Стандартные теплоты образования – это отнесенные к стандартным условиям тепловые эффекты (изменения энтальпии) образования одного моля сложного вещества из простых веществ. Стандартные теплоты образования приводятся в справочной литературе и используются для расчета изменений энтальпии реакций.

Стандартные условия – температура 298K (25^oC), для газов летучести, равные 1 (в расчётные формулы подставляются именно летучести, или близкие к ним величины давления в атмосферах. Летучесть есть отношение реального давления к идеальному давлению, то есть, к 101,3), активности, равные 1 (приближенно – концентрации, равные 1 моль/л). Если речь идет об определении каких-либо свойств при стандартных условиях, то в стандартных состояниях находятся и исходные, и конечные продукты обсуждаемой реакции.

Стандартные электродные потенциалы – окислительно-восстановительные потенциалы металлов, находящихся в растворах их 1 М солей, измеренные по отношению к водородному электроду при температуре 298K.

Стандартные энтропии – абсолютные энтропии веществ, рассчитанные от 0K до 298K.

Степень гидролиза – отношение количества подвергнувшихся гидролизу ионов соли к общему числу введенных в раствор. Степень гидролиза выражается либо в долях единицы, либо в процентах. Как правило, степень гидролиза имеет величину порядка нескольких процентов или долей процента. Сильно гидролизуются соли, образованные и слабыми кислотами, и слабыми основаниями. Большинство таких солей малорастворимо.

Степень диссоциации – отношение концентрации подвергнувшегося электролитической диссоциации вещества к общей его концентрации. Для растворов слабых электролитов степень диссоциации (α) рассчитывается по закону разбавления Оствальда: α = , где– константа диссоциации, а C – молярная концентрация электролита. Степень диссоциации сильных электролитов равна, или практически равна, 100%.

Степень окисления элемента в соединении– условная величина, иногда определяемая как заряд, который имел бы атом элемента, если бы все связи были ионными. Исходным является утверждение, что в обычных соединениях элемент водород имеет степень окисления +1, а элемент кислород–2.. Исходя из состава соединения и из того, что сумма степеней окисления элементов всего соединения равна нулю, рассчитывают степени окисления других элементов. Элементы могут иметь несколько степеней окисления, что определяется по положению элемента в таблице Менделеева. Представления о степени окисления применяются для образования названий неорганических соединений и нахождения коэффициентов уравненийокислительно-восстановительных реакций.

Степень окисления промежуточная меньше максимальной, обычно определяемой номером группы, и больше минимальной. Если существуют промежуточные степени окисления, то названия соединений элемента составляются с учетом наличия промежуточной степени окисления. Соединения, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, могут претерпевать реакциидиспропорционирования.

Степень превращения в химической реакции показывает, какая часть исходного вещества превратилась в продукт.

Ступенчатая диссоциация – свойство слабых многоосновных кислот, многокислотных оснований и комплексных ионов. Ступенчатая диссоциация является следствием того, что после отщепления очередной частицы (иона, сложного аниона или молекулы) степень диссоциации следующей частицы уменьшается. Например, уравнения электролитической диссоциации сероводородной кисоты имеют вид:

H₂S ⇄ H⁺ + HS^– ,

HS^– ⇄ H⁺ + S^2– .

Каждая ступень диссоциации характеризуется константой диссоциации.

Температурный коэффициент скорости реакции – коэффициент Вант-Гоффа, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции (точнее, константа скорости) при увеличении температуры среды реакции на 10^оC. Температурный коэффициент скорости зависит от энергии активации и имеет величины порядка 2 – 4.

Теория Гиллеспи (теория полной гибридизации) – теория отталкивания σ-связывающих и неподеленных электронных пар. Теория применяется для определения геометрического строения соединений (молекул и ионов). В этой теории принимаются как эквивалентные (гибридные) σ-связывающие и неподеленные электронные пары. Их орбитали располагаются в пространстве как можно дальше друг от друга. Для неподеленных электронных пар выбираются наиболее свободные пространства. Наиболее электроотрицательные атомы располагаются как можно дальше друг от друга. Теория Гиллеспи применима к любым соединениям, но применение ее обязательно для соединений элементов главных подгрупп, в которых в образовании σ-связей участвуют d-орбитали.

Теплота (энтальпия) образования – тепловой эффект (изменение энтальпии) реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ. Приведенные к стандартным условиям энтальпии образования приводятся в справочной литературе и, в соответствии со следствием закона Гесса, используются для расчета изменений энтальпий химических реакций по правилу – изменение энтальпии реакции равняется сумме энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (все энтальпии образования умножаются на стехиометрические коэффициенты уравнений реакций).

Термодинамические константы равновесия – в современной справочной литературе большинство из приводимых констант равновесия являются термодинамическими, то есть в выражения констант равновесия включают активности (или летучести) участвующих в равновесии веществ. Активности всех твердых и жидких компонентов системы приняты равными 1(так, активность воды равна 1, активности малорастворимых соединений также приняты равными 1). Например, константа равновесия K для реакции диссоциации фосфорной кислоты

⇄,

имеет вид .

Здесь a_i – активности компонентов раствора.

Расчеты концентраций и pH (= -lg) представляют в общем случае трудоемкую задачу, так как коэффициенты активности зависят от ионной силы, а следовательно, от концентрации ионов, степень же диссоциации, от которой зависят концентрации ионов, сама зависит от коэффициентов активности. Приемлемый выход может быть найден применением полуэмпирического уравнения Дэвиса, в соответствии с которым при ионной силе, равной 1, коэффициенты активности также равны 1, – и вместо активностей в выражение константы можно подставлять численно равные им концентрации и пользоваться уравнениями материальных балансов, всегда выражаемыми через концентрации. Таким образом, чтобы выйти из затруднений с расчетами, следует проводить расчеты для растворов с гипотетической ионной силой, равной 1.

Термохимическое уравнение – уравнение химической реакции, содержащее информацию о тепловом эффекте, например, C + O₂ = CO₂; ΔH^o = -393 кДж/моль.

Традиционные названия – допускаемые, вместо систематических, названия часто применяемых в химической практике соединений простого строения, например, K₂SO₄ – сульфат калия, а не тетраоксосульфат(VI) калия, HNO₃ – азотная кислота, а не триоксонитрат(V) водорода. Но K₂HPO₃ не рекомендуется называть фосфитом калия, а в соответствии с его строением и свойствами (K₂PHO₃) – триоксогидрофосфатом(III) калия.

Уравнение Дэвиса – полуэмпирическое уравнение для расчета коэффициентов активности ионов при ионных силах до 1. Уравнение имеет вид:

,

где – коэффициент активности -того иона, Z_i – его заряд, μ – ионная сила раствора.