Шпоры по химии - файл n1.doc

Шпоры по химии
скачать (73.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc74kb.23.11.2012 19:43скачать

n1.doc

1.Химия-это наука о веществах их строении, св-ва и приврещений.

В-во-это каждый вид матерья облад.приданое усл.,опред.физ.св-ми.

Молекула-это наим.частица в-ва,ктрая сохр.его хим.св-ва

Физ.явл.-это изм.формы или агрегат.сост-я в-в в рез.ктрого не образ.новые в-ва

Хим.явл.-это превращение одних в-в в др.,обр.новые в-ва

Повед-е эл-ов в атоме хар-ся четырьмя кван-ми числами.

1)Гл квант-е(n) опред-ет наиболее вероятн расст-е эл-на от ядра.Совок-ть эл-ов, образ-ет в атоме энерг-ий уровень или слой.

2)Орбит кв число(l),оно опред.форму атомной орбитали(это область в простр.в ктром ниаболее вероятно нахождение электронов)

3)Магн-е кв число(ml)опред-ет ориент-ю в простр-ве;оно связанно с орб кв числом и может принем целочисл значения от –l до+l.

4)Спиновое кв число.(ms)не связ-но с хар-кой атомной орб-ли,а условно хар-ет собст-е вращ-е эл-на вокруг своей оси.Оно может принемать только два знач-я +0,5 и -0,5

Строение атомов:ядро атома состоит из протонов и нейтронов,общ.назв.нуклоны

2 Периодическая система Д. И. Менделеева В 1869 г. Д.И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка: свойство элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

П.С. состоит из 7 периодов,10 рядов и 8 групп

ПЕРИОД-это гориз.послед.эл-в,ктрая начин.с щелочными ме и закан.благородными газами.

Малый-сост.из одного гориз.ряда 1,2,3 периоды

Большие-из 2х гориз. Рядов 4,5,6 периоды.

Радиус атома и восстан.св-ва по периоду справа на лево и по группе сверху вниз увеличивается.а окислит.св-ва наоборот. Св-ва простых в-в и элементов изменяются от ме-х до немеет-х.

ГРУППА-это совок.эл.,ктрый имеет одинак.высшую валентность в оксидах др.соед.

валентность=номер группы=побочная и глав.

Гл.подгруппа-содержит элементы малых и больших периодов

Побочная-содержит элементы только больших периодов

В диагон.напр.R атомов,а такжеих отношение заряда ионов к их Rм близки,элементы сходны по св-вам.

3 Энерг-я ионизации(Eи)-эн-я, для удал-я 1 моля электронов от 1 моля атомов какого либо эл-та.В рез-те чего атомы превр-ся в полож-но заряж-е ионы.[Eи]=кДж/моль или эВ. Э.и. хар-ет восстан-ю способность эл-та.Э.и. возрастает по периоду.Наимен-е знач-я э.и. имеэт щел эл-ты,наибольш-благор. газы.В одной и той же группе э.и. несколько умень-шается с увеличением порядк-го но-мера эл-та,что обусловдленно увелич-ем размеров атомов и раст-ий внеш подоболочек от ядра.

Сродство к эл-ну(Eс)-энерг-ий эффект присоед-я моля эл-ов к молю нейтр-х атомов. [Eс]=кДж/моль или эВ.Наиб-е знач-е ср.к э. имеют галогены,кислород,сера,наименьш и даже отриц знач-я ее-эл-ты с электр-ой конфигур-ей s2(He,Be,Mg,Zn)

Электроотриц-ть(X)Для хар-ки способн-ти атомов в соед-х притягив-ть к себе эл-ны введено понятие эл-от-ти(ЭО).Учитывая,что эта способ-ть атомов зависит от типа соед-ий,валентного сост-я эл-та,эта хар-ка имеет услов хар-р. ЭО эл-в возрас по периоду и несколько убыв-т в группах с возрас номера периода у эл-ов.Х=0,5(Eи+Eс)

5.Хим.св.-различный видывзаимодеист.обуслов.устойчивое сущ. 2ух или могоатомных соед.молекул,ионов кристаллических или иных в-в

Любая хим.св.образ. с выделением эн.,для ее разрыва требуется затратить эн=эн св.

ковалентная химическая связь образуется за счёт обобществления пары электронов, то есть электронная плотность распределяется между двумя атомами.

Эн.св.-это эн.выдел.при ее образование или необх-е для разветление 2ух связ.атомов.эн.св.характер. ее прочность

Длина св.-это расстояние м/уатомами,составляющий связь

Механизм,когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).

1)Насыщаемость – обусловлена способностью атомов образовывать определенное число ковалентных связей. Оно определяется числом валентных электронов, поэтому в возбужденном состоянии – увеличивается. 2) направленность выражается в виде валентных углов – углы между направлениями химической связи в молекуле.

3)Полярность св.-обусловленна неравном.распределение эл-в,электроотр. Ктрых отличается.

4)Гибридизация – создание новых орбиталей, образуется в рез-те перестройки атомных орбиталей. sp – гибридизованные орбитали расположены под углом 180 и имеют линейную конфигурацию, sp2- угол =120 образуют треугольную молекулу, sp3 пространственная форма виде правильного тетраэдра.

6. Ионная связь обр-ся при взаим-ии атомов, кот резко отлич друг от друга по электроотр-ти.Например,типич металлы(Li,Na,K,Ca,Sr, Ba) образ ионную связь с типич неметалами, в основном с галогенами.В орган.соед.ионные св. встречаются очень редко,т.к. атом углерода не склонен ни терять ни приобретать эл-ы.

Связь, кот образ-ся в результате взаим-ия относительно свобод элек-ов с ионами металлов,наз металлической связью.Этот тип связи хар-ен для прост вещ-тв-металлов.

Связь,котор образ-ся м/у атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотр-ного элем-та(O,N,F)др молекулы, называется водородной связью. Межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор, сера.


7. Термодин-изучает законы,управляющий изм.энергием сист.передачи от 1ой сист.к др.,а также взаимопревращение различных видов эн.

Термохим.-раздел хим.,ктрый изучает тепловые эффекты химич.процессов.

Реак.протекающие с выделение эн.наз.экзотерм.

Реак. при ктрых эн. поглащается наз.эндотермич.

Вн.эн.- эн. вкл-ая в себя все виды энергосист.,кроме кинет.эн. в дв-ие сист.,как целого и потен.эн. ее положения

1закон:теплота подведен.к сист.расходуется на преврашение вн.эн.сист. и на работу сист.над окр-ий средой записывается: Q=U+A. Закон записывается для: 1)изобарной системы(p=const): Q=?U+A 2)изохорной системы(V=const) ?V=0 ? A’(работа_газа)=0 ? Q=?U 3)изотермической системы (T=const) ?T=0? ?U=0?Q=A’ или A=-Q 4)адиаботический процесс( Q=0 ) ?U=A или ?U=-A’

2 закон:Самопроизвольно могут протекать т.те процессы при ктром термодин.сист.переходит из менее вероятное в более вероятное

3 закон: энтропия любой системы при абсолютном нуле температуры всегда может быть принята равной нулю, т. е. ?H=?G. Взаимосвязь 1-го 2-го и 3-го законов термодинамики: ?H=?u+p?V

8. З-н Гесса:

Тепловой эф.(энтальпия)хим.процесса зависит т.от начального и конечного сост-ий хим.системы и не зависит от пути этого процесса

1след:Возможность расчета не извест.энтальпии какой-либо 1ой реак,если остальные известны.

2след.Тепловой эф.обратной реак.равен по абс.величине,но противоположны по знаку тепл.эф.прямой реак.

Термохим.ур-ие –хим.ур-ия,ктрый указывает тепловой эф.реак.

Энтальпия-это мера эн.накопленная в-ом при его образ-ие.Смысл пон.энтальпии заключ.в том,что всякая сист.находящиеся при данной темп.обладает некий скрытым запасом теплоты,ктрый требуется чтобы довести эту сист-у от абсол.нуля до темп.Т

Энтальпия обр-ия-это тепловой эф.обр-ие 1моль в-ва из простых в-в при устойчивой темп.290К и давлением 100кПА

Энтропия-это мера разупорядоченности сост-е сист.

9 Критерием самопроизв-ного протек-ния р-ции явл-ся ТД св-во протек-ния проц-са - энергия Гиббса.G=G2-G1; G<0 - р-ция будет самопроизв-но протекать; G>0 - р-ция не идёт при дан-х усл-ях G=0 - равновесие. Gр-ции=Gкон.в-в-Gнач.в-в. Влияние энтальпийного и энтропийного фактора: G=H-TS, где S - энтропийный фактор, Н - энтапийный фактор. Эти 2 фактора направл-ны друг против друга. Соотн-е м.д 2-мя факторами опред-ет направл-е проц-ов: G<<0 - р-ция необр-ма, G>>0 - р-ция необр-ма в обратн-м направл-нии, G<>0 - хим-кое равн-сие (при разнице до 10 кДж).

10. Сист.химии принято наз.совокупность в-в.

Хим.кинетика учение о скор.и механике хим.реак.

V гомоген.реак.наз.кол-во в-ва вступающие в реак.или образ.при реак.за ед.объема сист

V гетероген.реак.наз.кол-ко в-ва вступающие в реак.образ.при реак.за ед.времени на ед.поверх.фазы.

V хим.реак.как изм.концетрации реаг.в-в.за ед.времени.V=∆c/∆t

V хим реак-и прямо пропорцион-на концен-ии взаимод-их вещ-в, взятых в степенях равных коэф-м в уравн-ях реакции.

V реак.пропорционально числу соударении,ктрые притерпивают молекулы реак.в-в

З-н действ.масс:При Т=const Vр пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в,взятых в степенях их стехеометр-х коэфф.

Зависимость ск.реак.от темп.

Число пок-т во сколько раз увел.скорость реак.при повышений темп.на 10 коэф.ск.этой реак.

При повышение темп.на 10 ск.большинства хим.реак.увелич.в 2-4 раза

Влияние температуры на скорость реакции .1)При увеличении температуры увеличивается число столкновений, увеличивается диффузия 2) Температура способна повышать свободные энергии реагирующих молекул. С увеличением температуры кол-во молекул обладающих избытком энергии возрастает. Если реакция эндотермическая то повышение температуры способствует прохождению реакции в прямом направлении, если экзотермическая- в обратном.

11. Эн.активации-это избыток эн,ктрые должны обладать молекулы для того чтобы их столкновение могло привети к обр-ию новых в-в.

Ур-ние Аррениуса: K=Aexp[-Ea/RT], ехр-осн.натур.логарифмов.А=const.

Катализатор-в-во,ктрое увелич.ск.реак,но при этом не расходуется в рез.протекание реак.

Реак.протекающие под дейст.катализатора.наз.каталитические системы.

Ингибиторы-это в-ва,ктрые замед.ск.реак.,но при это эне расходуется в рез.процесса

12 Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие достигается, когда Vпрямой реакции=Vобратной реакции, т. е. в реакции aA+bB?lL+dD Vпрямой реакции =kпрямой реакции[A] a[B] b=Vобратной реакции =kобратной реакции[L] l[D]d .константу равновесия – произведение концентраций продуктов реакции, к произведению концентраций исходных веществ, в степенях равных коэффициенту перед формулами: kравновесия=([Ll][Dd])/([A]a[B]b)

Принцип смещения равн-я (принцип Ле Шателье).

При внешн воздействии на сист проис-т смещение хим равновесия,т.е.измен-ся равновес-е концентр-и исх вещ-в и продуктов реакции.Если в резул-е воздей-твия увелич-ся равн-ые концентр-и продуктов реак-и,то говорят о смещении равновесия вправо.Если вследствии внеш возд-я увелич-ся концентр исход-х вещ-в,то говорят о смещении равновесия влево.

Хаар-р смещения под влиянием внеш возд-ий можно прогнозировать,применяя принцип Л-Ш.:если на систму,наход-ся в равновесии,

оказыв-ся внеш возд-е, то равновесие смеща-

ся в таком направл-и,котор ослабляет внешнее воздействие.

13 Растворы-термодин.устойчивое гомогенеое сост,состоящие из 2х или более компонентов,а также их продукты взаимодействияРаствор сост.из растворителя и растворен.в-ва

Концентрация. Отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

Молярная концентрация вещества. В, cв - отношение кол-ва вещества(в молях) содержащегося в системе к объему этой системы. Единица измерения моль/м3 или моль/л.

Молярная доля вещества. В, xв – отношение кол-ва вещества данного компонента (в молях), содержащегося в системе, к общему количеству вещества(в молях)Измеряется в %.

Объемная доля вещества. В, в – отношение объема компонента, содержащегося в системе, к объёму системы.

Массовая доля вещества. В, в - отношение массы данного компонента, содержащегося в системе, к общей массе этой системы.

Скорость химической реакции прямопропорциональна произведению концентрации

14.Растворы неэлект. Зависит от их концентрации.Самопроизвольнный процесс перемещение в-ва,приводящий к выравниванию его концентраций.

Односторонняя диффузия растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку наз. Осмосом.Объем раствора в рез. Осмоса увеличивается,при этом возникает давление на стенки сосуда,в ктром наход.раствор.

Осматич.давление-равновесное давление р-ра препятств.диффузии р-теля ч/з полупрониц.перег.

З.Рауля:Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного в-ва. N2=(N0-N)/N0

З.Вант-Гоффа:Осмотическое давление разбавленного раствора равно тому давлению,ктрое производило бы растворенное в-во,если бы оно в виде газа при той же температуре занимало тот же объем,что и раствор

15 В-ва распадающиеся в растворах или расплавы на ионы наз.электролитами.

Истинные электролиты,имеющую ионную кристаллическую решетку.

Когда кристалл соли попадает в воду расположены на поверх.ионы притягивает к себе полярные молекулы воды и образует ион дипольное взаимодейст.

Потенциальные электролиты-это в-ва имеющие молекулярную структуру однако их молекула содержит сильно полярные и кавалентные св и поэтому обладают постоянные дипольным моментом

Степень диссоц.-отнош.числа диссоциированых молекул к общему числу молекул электролитов в растворе

Константа диссоц.-константа равновесия слабого электролита в процессе диссоциации,ктрая зависит от природы электролита и растворителя,от темп.,но не зависит от концентр.Чем>,тем электролит будет диссоциировать лучше.

16. Ионообменные реак.-это реак. в растворах при ктром не изм.заряд ионов входящие в соед.

Ионно-обм.р-ции записываются с помощью ионно-моле-ых Ур-ний в полных или сокращ-х.

Реак.обмена м/у электролитами в растворе возможно,практически не обратио,если 1 из продуктов уходят из сферы реак.выпадает в осадок выделяется виде газа или явл.малодоссиц.соед-ии

17. При раств-е эликтр.в растворе переходят не молекулы,а ионы след.равновесия в растворе устанавливается

В нысыщ.растворе эликтролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной темп.Эта величина кол-о характеризует способнось электролита растворяться ее наз ПР

Условия выпадения осадка:

С помощью понятии ПР можно сформул-ть условия образ.или растворения осадков малораствх электролитов.

1)если ПК присутствующих в «р-ре ионных,в степенях их стехеометр.коэф» превышает «ПР малодисс.в-ва» при достижение равновесия из р-ра должен выпасть осадок.H2SiO3<=>2H++Sio3 2-, [H+]2+[si03]>ПРH2siO3

2)если По находящихся в «» меньше «» присутствующего в виде осадка,этэт осадок должен растворяться.[H+]2+[si03]<ПРH2siO3

3)если = то начнёт образовываться осадка. [H+]2+[si03]ПРH2siO3

18. Для воды и разбавленных водных растворах при не изм.Т произведение концентрации электролит водорода и гидроксит иона есть величина постоянная назионное ПВ.

Р-ры в кот, концетр ионов водолрода(1) и гидроксид ионов(2) одинаково-нейтральные р-ры.рН=14

Р-ры в кот,(1)>(2)-кислые р-ры.рН<7

Р-ры в кот,(1)<(2-щелочные р-ры.рН>7

Водородный показатель –это десятичные концетрации ионов водорода взятый с обратном знаком

Индикаторы-это спец.реактивы акраски,ктрых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода(лакмус,метил.оранж.метил красный они пред.основанием.)

19 Гидролиз солей-реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H+ и OHЇ, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства.

Степень гидролиза-это отнош.кол-ва солей подверг.к общему кол-ву солей в растворе.Зависит от природы,концетрации,от темп.

Константа гидролиза обратно пропорцион.произведению констант диссоц.обоих слабых электролитов.Чем слабее каждый электролитов,тем больше константа гидролиза данной соли образ-ый этими электролитами

Ступен. Гидролиз:

В случаи гидролиза солей образ-х многоосн.к-ми промежуточнами продуктами гидролиза явл.кислой солью

В случаи гидролиза солей образ-х многоосн.осн-ми промежут.продуктами будут основные соли

Амфолиты-это частицы способны,как отдавать протон молекуле растворителя,так и принимать его.HSO3+вода=SO3+H3O-отдаёт,

HSO3+вода=H2SO3+HO-принимает

Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации