шпоры

1.Основныеположения атомно- молекулярного учения: 1 Все вещества состоят из молекул атомов и ионов. 2 Все молекулы состоят из атомов. 3 Молекулы и атомы находятся в непосредственном движении, тепловое состояние тел есть результат этого движения.
4 Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных из разных. 5 При физических явлениях молекулы сохраняются, а при химическом нарушается, при хим. реакциях атомы сохраняются. 6 Хим. реакции заключаются в образовании новых в-в из тех же самых атомов, из которых состояли первоначальные в-ва.
2. Простые и сложные в-ва. Аллотропия. Простые в-ва- в-ва состоящие из атомов одного элемента. Сложные из разных. АЛЛОТРОПИЯ – способность одного элемента существовать в виде различных простых в-в, отличающихся по св-вам.
3. Количества в-ва. Единица кол-ва в-ва. Постоянная Авогадро. КОЛИЧЕСТВО В-ВА (n)-Физическая величина прямо пропорциональная числу частиц составляющих данное в-во и входящее во взятую порцию этого в-ва. [n]=моль. NA=6,02*1023
4. Закон сохранения массы. Закон постоянства состава в-ва. . Закон постоянства состава в-ва -Каждое чистое в-во, каким бы способом оно не было получено, имеет один и тот же состав и св-ва. Закон сохранения массы- масса в-в вступив в реакцию равна массе веществ получившихся в результате реакции.
5. Эквивалент. Закон эквивалента. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ. Все в-ва реагируют в эквивалентных отношениях. Эквивалентное кол-во в-в участвующих в реакции одинакова. Массы в-в вступивших в реакцию пропорциональны Мr и эквивалентам. ЭКВИВАЛЕНТОМ называется некоторая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать, или быть каким- нибуть образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно основных реакциях, или одному электрону в ОВР. Zв – число эквивалентности. Zв>1.
6. Определение молярных масс эквивалента для простых и сложных веществ.
7. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро. ЗАКОН АВОГАДРО- в равных объемах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул; открыт А. Авогадро в 1811.
1-е следствие: при одинаковых условиях P и Т равные количества различных газов, занимают равные V.
2-е следствие: Молярная масса в-ва в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.
8. Связь между различными параметрами газообразных в-в. Уравнение Менделеева Клапейрона. Объединенный газовый закон. PV=(m/M)*RT
9. Термодинамическая система. Виды систем в термодинамике. Термодинамическая система- часть пространства выделенная для рассмотрения и отделенная от окружающей среды. Виды систем в термодинамике: 1 Открытая- обменивается с окружающей средой в-вами и энергией. 2 Закрытая- обмениваются энергией и не обмениваются в-вом. 3 Изолированная- не обменивается не в-вом, не энергией. Виды однородных систем: ГОМОГЕННАЯ СИСТЕМА (от греч. homogenes — однородный), система, химический состав и физические свойства которой во всех частях одинаковы или меняются непрерывно, без скачков (между частями системы нет поверхностей раздела).
ГЕТЕРОГЕННАЯ СИСТЕМА, макроскопически неоднородная физико-химическая система, состоит из различных по своим свойствам частей, разграниченных поверхностями раздела.

10. Энергетика химического процесса. Внутренняя энергия системы. Первый закон термодинамики. Закон сохранения энергии- изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной системой теплоты и совершенной над системой работы. Энергетический эффект возникает за счет изменения в системе внутренней энергии которая складывается из энергий движения и взаим-я соответствующих систему частиц.
11. Тепловой эффект хим. реакции. Типы хим. процессов в зависимости от теплового эффекта. Закон Гесса. ЗАКОН ГЕССА: тепловой эффект химической реакции при отсутствии работы внешних сил зависит только от природы исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от промежуточных химических превращений в системе. Основной закон термохимии; установлен Г. И. Гессом в 1840.
12. Энтальпия. Энтальпия образования в-в. Изменение энтальпии реакции. ЭНТАЛЬПИЯ (от греч. enthalpo — нагреваю), однозначная функция Н состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении p, связана с внутренней энергией U соотношением Н = U + pV, где V — объем системы. При постоянном p изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, поэтому энтальпию называют часто тепловой функцией или теплосодержанием. В состоянии термодинамического равновесия (при постоянных p и S) энтальпия системы минимальна. Энтальпия образования в-в- равнв изменению энтальпий реакции образование одного моль соединения из простых в-в при стандартных условиях. Изменение энтальпии реакции равна сумме энтальпий образований продуктов реакции минус сумма энтальпий образований исходных в-в с учётом их стехиометрических коэффициентов.
13. Энтропия. Изменение энтропии в химических процессах и фазовых переходах. ЭНТРОПИЯ (от греч. entropia — поворот, превращение) (обычно обозначается S), функция состояния термодинамической системы, изменение которой dS в равновесном процессе равно отношению количества теплоты dQ, сообщенного системе или отведенного от нее, к термодинамической температуре Т системы. Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии, они приближают систему к состоянию равновесия, в котором S максимальна. Понятие «энтропия» введено в 1865 Р. Клаузиусом. Статистическая физика рассматривает энтропию как меру вероятности пребывания системы в данном состоянии (Больцмана принцип). Понятием энтропии широко пользуются в физике, химии, биологии и теории информации.
ЭНТРОПИЯ- это термодинамическая функция сост-я, которая явл. Мерой хаотичности не у порядочности.

14. Энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания процессов. ЭНЕРГИЯ ГИББСА (изобарно-изотермический потенциал, свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G=H-T·S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы. Названа по имени Дж. У. Гиббса.
В изолированных системах самопроизвольно протекают только такие процессы котрые сопровождаются возрастанием энтропии.
15. Скорость хим. реакции. Закон действующих масс. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ, основное понятие химической кинетики. Для простых гомогенных реакций скорость химической реакции измеряют по изменению числа молей прореагировавшего вещества (при постоянном объеме системы) или по изменению концентрации любого из исходных веществ или продуктов реакции (если объем системы изменяется). Для сложных реакций скорости образования (расходования) всех веществ, участвующих в элементарных стадиях, взаимосвязаны.
ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС – скорость элементарных реакций при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих в-в в степенях с показателями равными стехиометрическим коэффициентам.
16. Факторы влияющие на скорость химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Зависит от концентрации температуры в газах и жидкостях от давления Правило Вант Гоффа- при нагревании на каждые 10о скорость реакции в гомогенных системах возрастает в 2-4 раза.
17. Энергия активизации. Катализ. Энергия активизации- энергия необходимая для перехода молекул в-ва в состояние активированного комплекса. Энергия активизации пред-ет собой, то количество энергии которое нужно сообщить молекуле со средним запасом энергии, чтобы сделать ее активной в данной реакции. КАТАЛИЗ (от греч. katalysis — разрушение), ускорение химической реакции в присутствии веществ — катализаторов, которые взаимодействуют с реагентами, но в реакции не расходуются и не входят в состав продуктов. При гомогенном катализе исходные реагенты и катализатор находятся в одной фазе (газовой или жидкой), при гетерогенном — газообразные или жидкие реагенты взаимодействуют на поверхности твердого катализатора. Катализ обусловливает высокие скорости реакций при небольших температурах; предпочтительно образование определенного продукта из ряда возможных. Каталитические реакции являются основой многих химико-технологических процессов (напр., производства серной кислоты, некоторых полимеров, аммиака). Большинство процессов, происходящих в живых организмах, также являются каталитическими (ферментативными).
КАТАЛИЗАТОРЫ, вещества, ускоряющие химические реакции. Вещества, замедляющие реакции, называются ингибиторами. Биологические катализаторы называются ферментами. Катализаторами служат синтетические алюмосиликаты, металлы платиновой группы, серебро, никель и др.
18. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия. Обратимый процесс- процесс протекания реакции как в прямом так и в обратном направлении. Химическое равновесие- скорость прямой = скорости обратной.
Константа равновесия- равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных в-в, взятых в степенях = их стехиометрическим коэффициентам.
19. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Принцип Ле-Шателье- если на систему находящееся в равновесии оказать какое либо воздействие из вне, то в системе возникает сдвиг равновесия в сторону преобладания процесса ослабляющего эффект оказанного воздействия.
20. Растворы: определение, состав. Растворимость. Растворы- Твердая или жидкая гомогенная система состоящая из 2х или более компонентов, относительные кол-ва которых могут меняться в определенных пределах без нарушения однородности.
Растворимостью наз-ся способность вещества растворятся в том или ином расворители.
21. Способы выражения концентраций растворов. А-р.в. В-р-ль.
W(A)=m(A)/mр-ра= m(A)/m(A)+m(B) - Массовая доля
X(A)=(n(A)/n(A)+n(B))*100% - Молярная доля
СM(A)=n(A)/Vр-ра=m(A)/M(A)*Vр-ра - Моляр. концентр.(моль/литр)ю
СH(A)=nэкв(A)/Vр-ра=m(A)/Mэкв(A)*Vр-ра - Экв. конц. (моль/литр)
Cm(A)=n(A)/m(B) - Моляльность (моль/кг.)
T(A)=m(A)/Vр-ра - Титр раствора (г/л;г/мл)
22. Тепловой эффект растворения.
1) Разрушение кристалл. решетки растворенного вещества на отдельные частицы(с поглощением теплоты) detН1>0
2) Взаимодействие частиц растворимого в-ва с молекулами воды- гидратация detH230%- все соли гидроксиды щелочных металлов.
Средние 2%<=α<=30%
Слабые α<2%

25. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Степень диссоциации. Слабые α<2%
Степень электролитической диссоциации, которая равна отношению числа молекул распавшихся на ионы к общему числу частиц растворенных молекул.


26. Закон разбавления Оствальда. . Закон Оствальда- с увеличением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается.

27, Диссоциация воды. Водородный показатель. Определение концентрации катионов водорода в растворах кислот и щелочей.

28. Произведение растворимости. Условие выпадения осадка.

29. Гидролиз солей. Изменение рН среды. Устойчивость солей в водных растворах.
Гидролиз- обменная реакция между водой и соединением соли протекающая в том случае, когда ион входящий в состав соли образуется ионами воды Н+ и ОН- слабореагирующие ионы молекулы либо малорастворимые, твердые или газообразные соединения.

30. Основные положения современной теории строения атома. Атом-электронейтральная микро система, состоящая из положительно заряженного ядра и электронной оболочки. Хим. элемент-совокупность атомов с положительным одинаковым зарядом ядра.

31. Характеристика квантовых чисел. Главное квант. число (n)- запас энергии электрона, размеры электронной орбитами. Орбитальная квант. число (l)- форма электронного облака и энергия на уровне. Магнитное квант. число (ml) характеризует пространственную ориентацию электронного облака в пространстве. Спиновое квант. число (ms)- характеризует собственный магнитный момент электрона связанный с вращением его вокруг своей оси.
32. Принцип Паули. Максимальная емкость энергетического уровня и подуровня. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех квантовых чисел.
1S<2S<2p<3S<3p<4S<3d<4p<5S<4d<5p<…………
33. Энергетическое состояние электрона в атоме. Правило Кличковского. Правило Кличковского: с ростом атомного номера элемента электрона размещаются последовательно на орбиталях характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квант. чисел.
34. Правило Гунда. Правило Гунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так чтобы их суммарный заряд был максимальный. Исключения (Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt)

35. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность. Изменение этих характеристик в периоде и в группе.

36. Химическая связь Параметры химической связи. Виды химической связи. Хим. Связь- взаимодействие атомов, обусловленное прерыванием их электронных облаков и сопровождением, с уменьшением полной энергии системы.
Параметры химической связи- длинна, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов. Длинна- это межядерное расстояние между химической связью и атомами. Прочность- энергия затрачеваемая на разрыв связи. Валентный угол- это угол между воображаемыми прямыми проходящие через ядра химической связи атомов. Виды химической связи: ковалентная, ионная, металлическая.
37. Ковалентная связь: механизм образования, свойства. Ковалентная связь- возникает при обобщении электронов принадлежащих двум атомам. Механизм образования- 1 спаривания- каждый атом для образования связи предоставляет по одному электрону, образованная электронная пара принадлежит своим атомам. 2 насыщаемость- способность атома образовывать огромное число ковалентной связи. Оно определяется числом орбиталей атома. МЕТОДЫ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ.
а) Донорно-акцепторный – общая электронная пара образуется за счёт не поделенной пары электронов (донора) и вакантной орбитали.
б) Дативный – связь при которой каждый атом выполняет ф-ии донора и акцептора.
38. Гибридизация атомных орбиталей. ГИБРИДИЗАЦИЯ – выравнивание энергии в различных а.о., в результате смешивания, перед химическим взаимодействием, приводящая к образованию гибридных а.о., направленных в сторону обр. связей. Гибридизация происходит у а.о. первого уровня.

39. Ионная связь. Металлическая связь. ИОННАЯ СВЯЗЬ, один из видов химической связи, в основе которой лежит электростатическое взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Наиболее ярко выражена в галогенидах щелочных металлов, напр., в NaCl, KF. Металлическая связь- это связь обусловленная высокой электрической теплопроводимостью ковкостью и пластичностью, металлическим блеском и высокой отражательной способностью по отношению к свету.

40. Окислительно-восстановительные реакции. Общие определения. ОВР- единый процесс состоящий из 2х полуреакций окисления и восстановления, которые идут одновременно. Окисление- процесс отдачи электронов. Восстановление- процесс приема электронов. Восстановитель- в-во атомы молекулы или ионы отдают свои электроны в ходе реакции. Окислитель- в-во атомы ионы малекулы которого присоединяют электроны. Окислители и восстановители взаимодействуют в таких соотношениях чтобы числа принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.
41. Типы окислительно- восстановительных реакций. 1 Межмолекулярное- 2 Внутримолекулярное- 3 Реакции диспропорцианирования – когда одно вещество является и окислителем и восстановителем.