Основные химические термины и понятия

1. Основные положения атомно-молекулярного учения.
1) Все вещества состоят из молекул, атомов, ионов.
2) Все молекулы состоят из атомов.
3) Молекулы и атомы, находящиеся в постоянном движении (тепловое состояние тел).
4) Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, сложные – из разных.
5) При физических явлениях – молекулы сохраняются, при химических – разрушаются.
6) Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же атомов, что и вещество.

2. Простые и сложные вещества. Аллотропия.
Простые вещества – образованы атомами одного элемента (O3, Br2, H2), сложные – состоят из атомов нескольких элементов (H2SO4, H2O). Аллотропия – это явление существования хим. элементов в виде 2х или нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам (обусловлено различными кристаллическими решётками или образованием молекул с различным числом атомов).

3. Количество вещества. Единица количества вещества. Постоянная Авогадро.
Количество вещества – это физическая величина пропорциональная числу структурных единиц, содержащихся в данной порции вещества [Моль]. Моль – это количество вещества, содержимое столько структурных единиц (атомов, молекул), сколько содержится атомов в 12 гр. изотопа 12С. Постоянная Авогадро NA = 6,022 ∙1023, т.е. такое количество частиц содержит 1 моль любого вещества.

4. Закон сохранения массы. Закон постоянства состава вещества.
Закон сохранения массы веществ: Масса веществ вступающих в реакцию равна массе веществ получившихся в результате реакции. Закон постоянства состава вещества: Каждое чистое вещество, каким бы способом оно не было получено, всегда имеет один и тот же состав и свойства.

5. Эквивалент. Закон эквивалентов.
Эквивалент – это некая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать, замещать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или 1ē в окислительно-восстановительных реакциях. Z – эквивалентное число. Закон эквивалентов (равноценных): Эквивалентные (равные) количества всех участников реакции одинаковы => массы (объёмы) участников реакции относятся между собой, как их эквивалентные массы (объёмы).

6. Определение молярных масс эквивалента для простых и сложных веществ.
Эквивалентное количество вещества: nэкв= Z ∙ n- Эквивалентный объём: Z – эквивалентное число. Z: для кислот – основности (числу ионов Н); для оснований – кислотности (числу гидроксогрупп); для солей – произведение заряда иона металла на число этих ионов в молекуле; для элемента – степени окисления, проявленная им в данном соединении.

7. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро.
Закон Авогадро: В равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и при одинаковом давлении, содержится одно и то же число молекул. Следствие:
I. При одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объёмы.;
II. Молярная масса газа равна его плотности по отношению к другому газу, умноженное на молярную массу другого газа. D2(1) – относительная плотность одного газа по второму, это отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объёме при той же температуре и давлении.

8. Термодинамическая система. Виды систем в термодинамике.
Термодинамическая система – часть пространства, выделенная для рассмотрения и отделённая от окружающей среды реальной или условной границей. Виды систем по обмену: открытая – обменивается с окружающей средой веществом и энергией; закрытая (замкнутая) – обменивается только энергией и не обменивается веществом; изолированная – не обменивается ни веществом, ни энергией с окр. средой. Виды систем по однородности: гомогенные – состоящие из одной фазы; гетерогенные – состоящие из двух и более фаз. Фаза – часть системы, отличающаяся по своим физическим и физическим свойствам от других частей системы и отделённая от них поверхностью раздела, при переходе через которую меняются свойства системы.

9. Энергетика химического процесса. Внутренняя энергия системы. Первый закон термодинамики.
Энергетика хим. процесса возникает за счёт изменения в системе внутренней энергии, которая складывается из энергии движения и взаимодействия составляющих систему частиц. Первый закон термодинамики: Изменение внутренней энергии системы определяется количеством переданной системе теплоты и совершённой над системой работой.
∆U = Q – A; Q = ∆U + A; A = p∆V; ∆V = V2 – V1 ;
V = const => A = 0; Qv = ∆U
p = const => Qp = ∆U + p∆V = U2 – U1 + p(V2 – V1) = (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
U + pV = H – энтальпия (показывает запас энергии системы) => Qp = |H2 – H1| = |∆H| Q>0 ∆H<0

10. Тепловой эффект химической реакции. Типы химических процессов в зависимости от теплового эффекта. Закон Гесса.
Тепловой эффект хим. реакции – изменение энтальпии или внутренней энергии в системе в результате реакции. Типы процессов: Экзотермический – реакция идёт с выделением теплоты. Q>0 ∆H<0 Эндотермический – реакция идёт с поглощением теплоты. Q<0 ∆H >0 Закон Гесса: тепловой эффект хим. реакции не зависит от числа промежуточных стадий, от пути процесса и определяется только начальным и конечным состоянием системы. Следствие: Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы стандартных энтальпий образований исходных веществ.

11. Энтальпия. Энтальпия образования вещества. Изменение энтальпии реакции.
Энтальпия (H) – это количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля хим. соединения из простых веществ при стандартных условиях (кДж/моль). Стандартная энтальпия образования соединений равна изменению энтальпии реакции образования одного моль соединения из простых веществ при стандартных условиях. Изменение энтальпии реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы стандартных энтальпий образований исходных веществ.

12. Энтропия. Изменение энтропии в химических процессах и фазовых переходах.
Энтропия (S) – это термодинамическая функция состояния, которая является мерой хаотичности, неупорядоченности в системе (Дж/(моль ∙ к)). Sтв.в-ва

13. Энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания процессов.
Энергия Гиббса (G). ∆G = ∆H - T∆S Условие протекания процесса: ∆G<0 при любой температуре; процесс невозможен; процесс начнётся при определённой температуре.

14. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Скорость хим. реакции – изменение количества вещества любого участника реакции за определённый промежуток времени в единице объёма (для гомогенных систем) или на единицы площади поверхности раздела фаз (для гетерогенных систем). ; С – молярная концентрация ; . Закон действующих масс: При постоянной температуре скорость хим. реакции в гомогенных системах прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведённых в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам. aA + bB → cC + dD ; k – константа скорости.

15. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
Обратимый процесс – когда реакция протекает как в прямом, так и в обратном направлении (aA + bB ↔ cC + dD). Необратимый процесс – когда реакция протекает только в прямом направлении (aA + bB → cC + dD). Хим. равновесие – когда скорость прямой реакции равна скорости обратной. Константа равновесия равна отношению произведений равновесных концентраций продуктов реакций к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

16. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Смещение - анализ отношения скоростей прямых и обратных реакций до и после изменения концентраций исходных веществ и продуктов реакций. -прямая реакция (идёт с выделением тепла). - обратная реакция (идёт с поглощением тепла). Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо воздействие извне, то в системе возникает сдвиг равновесия в сторону преобладания процесса, ослабляющего эффект оказанного воздействия.

17. Растворы: определение, состав. Растворимость.
Растворы – это твёрдая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут меняться в определённых пределах без нарушения однородности. Растворимость – это способность вещества растворяться в том или ином растворителе.

18. Способы выражения концентрации растворов.
Концентрация – это содержание растворённого вещества в растворе, т.е. количественный состав раствора определяется физ. величиной. Основные способы выражения концентрации: 1) массовая доля (ω):;
2) молярная доля;
3) Молярная концентрация (молярность) (СМ): ;
4) Молярная концентрация эквивалента (нормальность) (СН): ;
5) Моляльность (Сm): ;
6) Массовая концентрация (титр):

19. Тепловой эффект растворения.
Процесс растворения кристаллических веществ в воде состоит из двух последовательных стадий, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом: 1) Разрушение кристаллической решётки растворимого вещества на отдельные частицы происходит с поглощением теплоты ∆H1>0; 2) Взаимодействие частиц растворённого вещества с молекулами воды (гидратация) происходит с выделением теплоты. ∆H2<0 ∆H = ∆H1 + ∆H2

20. Изменение физических свойств растворов по сравнению с чистым растворителем. Законы Рауля.
Давление пара растворителя над раствором нелетучего вещества всегда ниже давления пара над чистым растворителем при той же температуре. Законы Рауля: 1) Относительное понижение давления пара растворителя над разбавленным раствором неэлектролита равно молярной доле растворённого вещества. ; 2) Повышение температуры кипения или понижение температуры отвердевания разбавленных растворов неэлектролитов пропорционально моляльности растворённого вещества, т.е. числу частиц растворённого вещества и не зависят от его природы. ∆Tкип = ЕСm , Е – эбуллиоскопическая константа. ∆Тотв = КСm , К – криоскопическая константа. ;

21. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Активность. Коэффициент активности.
Электролитическая диссоциация – распад электролита на ионы при растворении или расплавлении (происходит под действием молекул растворителя). Степень диссоциации (α) – это отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу растворённых молекул. Сильные – α >30%, средние – α = 2-30%, слабые – α <2%. Для описания реальных свойств растворов сильных электролитов, на которые значительное влияние оказывает электростатическое взаимодействие между ионами, усиливающаяся с увеличением концентрации раствора вводится понятие эффективной (кажущейся) концентрации, или активности, которая связанна с истинной концентрацией соотношением: a = fc, где a – активность , с – концентрация, f – кажущаяся степень диссоциации.

22. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Степень диссоциации.
Степень диссоциации (α) – это отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу растворённых молекул. Сильные – α >30%, средние – α = 2-30%, слабые – α <2%. ; ; ; для α <<1 Kд=сα2 ;

23. Закон разбавления Оствальда. С уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. Kд1>Kд2 ; Кд = Кд1∙ Кд2

24. Диссоциация воды. Водородный показатель. Определение концентрации катионов водорода в растворах кислот и щелочей.
Вода диссоциирует по уравнению: H2O ↔ H+ + OH- ; Константа её диссоциации равна: . Вода – слабый электролит, поэтому концентрация [H2O] остаётся практически постоянной при диссоциации, а следовательно, остаётся постоянной и величина Kв = [H+] ∙ [OH-] = 10-14 моль2/л2, которая называется ионным произведением воды. Кислотность или щёлочность среды обычно характеризуют концентрацией Н или водородным показателем рН. рН = -Lg [H+]. [H+] = [OH-] = 10-7 моль/л – нейтральная среда (рН = 7); [H+]>[OH-] – кислотная среда (рН<7); [OH-]>[H+] – щелочная среда (рН>7).

25. Произведение растворимости. Условие выпадения осадка. Произведение растворимости – это выражение константы равновесия насыщенного раствора малорастворимого электролита гетерогенной системы, находящегося в равновесии со своим осадком. ПР = [Km+]n ∙ [An-]m.
Условие выпадения осадка: Сn(Km+) ∙ Cm(An-)>ПР.

26. Гидролиз солей. Изменение pH среды. Устойчивость солей в водных растворах. Гидролиз солей – это взаимодействие солей с водой, в результате которого образуется кислота (кислая соль) или основание (основная соль). Гидролизу подвергаются соли, образованные:
1) слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону) рН>7;
2) слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону) рН<7;
3) слабой кислотой и слабым основанием (реакция среды зависит от соотношения константы диссоциации, образующихся кислот и оснований);
4) сильная кислота и сильное основание (гидролизу не подвергаются). Количественные характеристики, характеризующие гидролиз: степень гидролиза и константа гидролиза. , h – степень гидролиза. , Кг – константа гидролиза.

27. Основные положения современной теории строения атома.
1) Принцип квантования энергии (энергия поглощается – выделяется порциями – квантами);
2) Двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм);
3) Вероятностный подход к описанию состояния электрона в атоме.
Микрочастица, так же как и волна, не имеет одновременно точных значений координат и импульса.

28. Характеристика квантовых чисел.
1) Главное квантовое число (n) – определяет общую энергию электрона, или степень его удаления от ядра, или размер его электронного облака (орбитали). n = 1,2,3…;
2) Побочное (орбитальное) квантовое число (l <- для тупых это «эль маленькая ») характеризует форму электронного облака. l = 0,1,2,3… Энергетический уровень представляет собой совокупность энергетических подуровней, несколько различающихся по энергии. Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня, т.е. n;
3) Магнитное квантовое число (ml<- «»), характеризует пространственную ориентацию электронного облака. ml = -l<- «»…0…+l<- «»;
4) Спиновое число (ms) характеризует собственный магнитный момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси. Имеет 2 значения: +1/2 и -1/2.

29. Принцип Паули. Максимальная ёмкость энергетического уровня и подуровня.
Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырёх квантовых чисел. Число электронов по уровням 2n2; число электронов по подуровням 2(2l<- «» +1).

30. Энергетическое состояние электрона в атоме. Правило Клечковского.
Энергетическое состояние электрона в атоме: Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии из незанятых состояний. Правило Клечковского: С ростом атомного номера элемента, электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел; при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

31. Правило Гунда.
В пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальный. Это означает, что первоначально электроны заполняют все свободные орбитали данного подуровня по одному, имея при этом параллельные спины, и только потом происходит заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Наиболее устойчивым является наполовину заполненный или полностью заполненный подуровень.

32. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Электроотрицательность. Изменение этих характеристик в периоде и в группе.
Энергия ионизации Еион – минимальная энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от невозбуждённого атома. Энергия, необходимая для превращения 1 моль атомов в газовой фазе в 1 моль катионов атомов в газовой фазе (кДж/моль; эВ/атом). Сродство к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому (способность атома образовывать отрицательно заряженные ионы). Еср (кДж/моль; эВ/атом). Электроотрицательность – это условная величина, характеризующая способность в хим. соединениях притягивать к себе электроны. Изменение этих характеристик в периоде и в группе: В периоде с ростом порядкового номера элемента все эти характеристики возрастают, а в группе убывают.

33. Химическая связь. Параметры химической связи. Виды химической связи.
Химическая связь – это взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков и сопровождающееся уменьшением полной энергии системы. Основные параметры хим. связи: длина, прочность и валентные углы. Длина связи – это межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Прочность связи характеризуется энергией связи, т.е. энергией, затрачиваемой на разрыв связи. Валентный угол (угол связи) – угол между воображаемыми прямыми, проходящим через ядра химически связанных атомов. Виды химической связи: ковалентная, ионная, металлическая.

34. Ковалентная связь: механизм образования, свойства.
Ковалентная связь – возникает при обобществлении электронов, принадлежащих атомам. Механизм образования связи:
1) Механизм спаривания – каждый атом для образования связи поставляет по одному электрону. Образованная электронная пара принадлежит обоим атомам;
2) Донорно-акцепторный механизм – электронная пара предоставляется только одним атомом (донором), атом, получающий одну электронную пару, наз. акцептором.
3) Дативный механизм – каждый атом выполняет одновременно функции и донора и акцептора.
Свойства ковалентной связи:
1) Направленность – определяет ориентацию связи в пространстве таким образом, чтобы обеспечивалось максимальное перекрытие электронных облаков.
2) Насыщаемость – способность атома образовывать ограниченное число ковалентных связей.
3) Поляризуемость – способность электрона в молекуле или атоме смещаться под действием внешнего эл. поля.

35. Гибридизация атомных орбиталей.
Гибридизация атомных орбиталей – это смещение атомных орбиталей с близкими значениями энергии в результате которого усредняется их форма, размеры, а следовательно и энергия. Число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей. sp –линейная (180°); sp2 – плоский треугольник (120°); sp3 – тетраэдр (пирамида) (109,5°).

36. Ионная связь. Металлическая связь.
Ионная связь – возникает за счёт электростатической силы притяжения между анионом и катионом. Возникает между элементами с большой разностью электроотрицательностью. ∆X > 1,9. Ионные связи, в отличии от ковалентных, характеризуются ненасыщенностью и ненаправленностью. Металлическая связь – когда электроны в металле осуществляют связь между всеми атомами металла. Металл содержит ряд положительных ионов, расположенных в определённых местах кристаллической решётки, и большое количество электронов, свободно перемещающихся по всему кристаллу. Электроны перемещаются потому что они слабо связаны со своими атомами и могут легко отрываться от них.
Окислитель Восстановитель
+ nē -nē
Понижает степень окисления Повышает степень окисления
Восстанавливается Окисляется

37. Окислительно-восстановительные реакции. Общие определения.
Окислительно-восстановительные реакции – это хим. реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановление – процесс присоединения электронов. Окислителем наз. атом или ион, принимающий электроны. Восстановителем наз. атом или ион, отдающий электроны.

38.Типы окислительно-восстановительных реакций.
1) Межмолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул. Самый распространённый тип ОВР;
2) Внутримолекулярные – реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе одной молекулы; 3) Реакции диспропорционирования – атомы одного элемента одновременно повышают и понижают степень окисления.
Кислотная среда (рН<7): ЭОn + 2H+→ЭОn-1 + Н2О
ЭОn + Н2О →ЭОn+1 + 2Н+
Щелочная среда (рН>7): ЭОn + Н2О →ЭОn-1 + 2ОН-
ЭОn + 2ОН- →ЭОn+1 + Н2О