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 ∆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 0; 2) Взаимодействие частиц растворённого вещества с молекулами воды (гидратация) происходит с выделением теплоты. ∆H2 30%, средние – α = 2-30%, слабые – α 30%, средние – α = 2-30%, слабые – α 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 [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 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 + Н2О →ЭОn-1 + 2ОН- ЭОn + 2ОН- →ЭОn+1 + Н2О