Относительной атомной массой Аr химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома углерода С. (1 а.е.м. – углеродные единицы)

Закон Авогадро (применим только к газам): равные объёмы любых газов, при одинаковых внешних условиях, занимают одинаковый объём (содержат одинаковое число молекул)

Сл.1. Один моль любого газа, при одинаковых условиях занимает один и тот же объём. (молярный объём) Нормальные условия – 0 ⁰С и 101,3 кПа (760 мм рт.ст.)

Сл.2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.

 

Эквивалент вещества – такое его количество, которое без остатка реагирует с 1 моль атомов водорода, или замещает их в соединениях.

Эквивалентная масса – это масса эквивалента в-ва, выраженная в граммах.

Закон эквивалентов: Масса веществ, участвующих в реакции, прямо пропорциональны их эквивалентным массам (их эквивалентам).

m1/m2=Э1/Э2

1.экв. элемента равен его атомной массе, делённой на валентность. (э=м/в)

2.Эквивалент в-ва, состоящего из 2х элементов равен сумме эквивалентов этих элементов.

3.экв. кислоты равен молярной массе, делённой на основность. (валентность металл)

4.Эквивалент основания равен его молярной массе, делённой на число гидроксо-групп.

5.эквивалент соли равен её молярной массе, делённой на валентность Ме и число атомов металла

 

Элементы принято обозначать химическими знаками (символами). Символ элементы состоит из первой буквы или первой и одной из следующих букв латинского названия элемента; первая буква всегда прописная, вторая – строчная.

Состав сложных веществ изображается при помощи химических формул. Формулами обозначаются и молекулы простых веществ, если известно, из скольких атомов состоит молекула. Однако если простое вещество имеет атомную или металлическую структуру или неизвестен атомный состав молекулы, то его изображают химическим знаком элемента.

Химические уравнения записывают с помощью химических формул и знаков. Они служат для изображения химических реакций и отражают закон сохранения массы веществ. В каждом уравнении имеется две части, соединённые знаком равенства. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым. Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций называют стехиометрическими коэффициентами.

 

Строение атома.

Ядерная модель. Электронное облако. Квантовые числа. Строение электронных оболочек атомов.

 

До конца XIX в. атомы считались неделимыми. Затем, по мере накопления опытных данных, пришлось отказаться от такого взгляда и признать, что атомы имеют сложное строение.

Открытая система (обменивается с окр. Средой в-вом и энергией)

Тепловой эффект реакции зависит от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути проведения процесса.

1сл. Тепловые эффекты прямой и обратной реакции равны по величине и противоположны по знаку.

2сл. Тепловой эффект кругового процесса равен 0.

Теплота образования в-ва – это тепловой эффект реакции образования 1 моля в-ва из простых в их устойчивом состоянии!!

3сл. Тепловой эффект реакции равен сумме теплот образования конечных веществ за вычетом теплот образования исходных веществ.

aA + bB = cC + dD

ΔH = (c ΔH_C + d ΔH_D) – (a ΔH_A + b ΔH_B)

 

Любой вид энергии (механической, электрической, химической) можно полностью превратить в тепловую; тепловую же энергию полностью превратить в другой вид энергии нельзя.

Второе начало (закон) термодинамики:

Скорость хим. реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ во времени.

aA + bB = cC + dD

V = - Δ{A}/ a Δt = - Δ{B}/ b Δt = Δ{C}/ c Δt = Δ{D}/ d Δt

В общем случае единица измерения скорости гомогенной химической реакции – моль/(л _х с)

Скорость зависит:

1.От природы веществ

2.От концентрации веществ

3.От температуры

4.От присутствия катализатора

Чем больше конц., тем больше скорость!

Закон действующих масс (закон Гульберга-Ваага):

Растворы – это дисперсные системы.

Дисперсные системы – это системы, в которых одно вещество в виде мельчайших частиц распределено в другом веществе.

В котором распределено – дисперсная среда.

Которое в мельчайших частицах – дисперсная фаза.

По размерам дисперсной фазы:

1.грубодисперсные – 10^-5см < a

Д (степень дисперсности) = 1/a см^-1

Смысл: сколько частиц может уместиться в единице длины.

Д < 10^-5см

2.Коллоидные – 10^-7 < a < 10^-5см

10^-7 < Д < 10^-5

3.истинные растворы – a < 10^-7 см

Д < 10^-7 см

Раствором называется термодинамически устойчивая (с наименьшим запасом энергии), гомогенная система, состоящая из 2х или более компонентов, состав которой можно непрерывно менять в некоторых пределах.

Закон распределения: если имеются 2 несмешивающиеся жидкости и третье вещество, растворимое в обеих жидкостях, то оно распределяется между ними так, что отношение концентрации этого вещества в обоих жидкостях есть величина постоянная, которая не зависит от V растворённого вещества и V жидкости.

Растворенность твёрдых тел в жидкостях:

Насыщенный раствор – раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется. Насыщенный раствор находится в динамическом равновесии с избытком растворяемого вещества.

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором ещё можно растворить добавочное количество данного вещества.

Пересыщенный раствор – раствор содержит растворённого вещества больше, чем его должно быть при данных условиях в насыщенном растворе. Пересыщенные растворы – неустойчивые неравновесные системы, которые могут самопроизвольно переходить в равновесное состояние.

 

 

Свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Законы Вант-Гоффа и Рауля.

 

Физико-химические свойства растворов, зависящие от концентрации кинетически независимых частиц растворённых в-в в данном растворителе и не зависящие от вида самих частиц, называют коллигативными.

Реакции ионного обмена.

Реакции между водными растворами электролитов – это реакции, в которых участвуют ионы. Поэтому такие реакции называют ионными реакциями.

Обмен – в-ва обмениваются между собой своими составными частями без изменения составных частей.

K₁A₁ + K₂A₂ <-> K₁A₂ + K₂A₁ - реакция идёт, если сдвинуто равновесие в сторону продуктов реакции.

Условия протекания реакций ионного обмена до конца.

1.Выпадение осадка (трудно растворимое вещество)

2.Выделение газа

3.Образование слабого электролита, малодиссоциирующего вещества.

4.Образование комплексного иона.

Pb(OH)₂ + 2NaOH -> Na₂{Pb(OH)₄}

Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с образованием осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона, то реакция является обратимой. При сливании подобных растворов получается смесь ионов.

 

Диссоциация воды.

Вода – слабый амфотерный электролит. И как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:

H₂O <-> H⁺ + OH^-

K_H2O = {H⁺}{OH^-} / {H₂O}

Учитывая значение константы диссоциации воды и концентрацию недиссоциированных молекул воды в моль/л, получим выражение, называемое ионным произведением воды:

K_H2O = {H⁺}{OH^-} = 10^-14

Постоянство произведения {H⁺}{OH^-} означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как H⁺ , так и OH^- -ионы. В чистой воде: {H⁺} = {OH^-} = 10^-7 моль/л. Если в неё добавить кислоту, то {H⁺} станет больше 10^-7, а {OH^-} меньше. И наоборот.

Из постоянства произведения {H⁺}{OH^-} следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшает концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию одного вида ионов, когда известна концентрация другого.

Концентрации ионов водорода, выраженные в моль/л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначается рН.

Водородным показателем рН называется отрицательные десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg{H⁺}.

Гидроксильный показатель рОН называется отрицательные десятичный логарифм ионов гидроксония: рОН = -lg{OH^-}.

рН + рОН = 14

рН = 7 – нейтральная среда;

рН < 7 – кислая среда;

рН > 7 – щелочная среда.

Одним из способов определения кислотности растворов является использование индикаторов (это сложные органические кислоты или основания):

рН < 7 – кислая среда	рН = 7 – нейтральная среда	рН > 7 – щелочная среда
Фенолфталеин
бесцветный	бесцветный	малиновый
Лакмус
красный	фиолетовый	синий
Метилоранж
красный	оранжевый	жёлтый

 

 

Теория кислот и оснований.

Согласно теории кислот и оснований Бренстеда – Лоури: к ислотами называют молекулы или ионы, способные отдавать протон, т.е. быть донорами ионов водорода (протонов); основаниями называют молекулы или ионы, способные присоединять протоны, т.е. быть акцепторами ионов водорода (протонов).

Молекулу и ион (или два иона), отличающиеся по составу на один протон, называют сопряженной кислотно-основной парой. В водных растворах кислот и оснований всегда имеются, как минимум, две сопряженные пары, одну из которых образует растворитель.

Равновесия, устанавливающиеся в растворах между кислотами и сопряжёнными основаниями, называют протолитическими. К протолитическим реакциям относят процессы ионизации кислот и оснований, например:

NH₃ + H₂O <-> NH₄⁺ + OH^-

О-е к-та к-та о-е

H₂O + HCl <-> H₃O⁺ + Cl^-

 

Химия элементов.

(Электронное строение атома элемента, валентные возможности, положение в таблице элементов. Простые вещества, их физические и химические свойства. Важнейшие соединения, их свойства.)

 

перечитывать учебник 11 класса

Относительной атомной массой Аr химического элемента называется величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома углерода С. (1 а.е.м. – углеродные единицы)

Относительной молекулярной массой Мr вещества называется величина, равная отношению средней массы молекулы естественного состава вещества к 1/12 массы атома углерода С. Относительная мол.масса численно равна сумме относительных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Относительная мол.масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода С.

В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль.

Моль – это количество вещества, содержащие столько же структурных единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг (12 г) изотопа ¹²С.

Зная массу одного атома углерода (1,993 х 10^-26 кг), можно вычислить число атомов N_А в 0,012 кг углерода. N_А равно 6,02 х 10²³ 1/моль. Это число называется постоянной Авогадро, показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

Молярная масса (в г/моль или кг/моль в-ва) величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Обычно её обозначают буквой М. Она численно равна относительной молекулярной массе.

Молярная масса и количество в-ва понятия разные! Между ними существуют простые соотношения:

m = n x M; n = m/M; M = m/n.

 

Состояние идеального газа заданной массы характеризуется тремя параметрами: давлением, объёмом и температурой.

Закон Бойля-Мариотта (устанавливает соотношение между давлением и объёмом при постоянной температуре): при постоянной температуре объём данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится. p1V1=p2V2 или pV=const

Закон Гей-Люссака (устанавливает соотношение между объёмом и температурой при постоянном давлении): при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально его температуре. VT=const или V1/T1=V2/T2

Закон Шарля (устанавливает соотношение между давлением и температурой при постоянном объёме): при постоянном объёме давление газа прямо пропорционально его температуре. P/T=const или p1/T1=p2/T2

Объединённый газовый закон (объединяет все газовые законы. Используют для вычисления объёма газа при данных условиях, если известен его объём при других условиях): отношение произведения давление газа на его объём к температуре есть величина постоянная. PV/T=const

Если известна масса или количество газа, а надо вычислить его объём, или наоборот, используют уравнение Менделеева-Клапейрона. уравнение Менделеева-Клапейрона (описывает соотношение между давлением газа, его объёмом, количеством вещества и температурой) –

pV=URT или pV= m/M x RT (U – число молей газа «ню»)

При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объём, равный 22,4 л. Этот объём называется молярным объёмом газа.

Молярный объём газа – это отношение объёма вещества к количеству этого вещества: Vm=V/n, где n – количество вещества в молях.

 

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объёмные отношения между реагирующими веществами в химических реакциях. Стехиометрических законов 7 штук:

1.Закон сохранения энергии.

2.закон сохранения массы.

3.закон эквивалентов.

4.Закон простых кратных отношений.

5.Закон простых объёмных отношений.

6.Закон постоянства состава.

7.Закон Авогадро.

Закон сохранения энергии: Энергия не может возникнуть из ничего и не может исчезнуть в никуда, она может только переходить из одной формы в другую. (стиральная машинка - электр в механич, обогреватель электр в тепловую, лампочка- электр в световую и электр в тепловую — пишу для себя ОЭ)

Закон сохранения массы вещества (Ломоносов, Лавуазье): Общая масса всех исходных веществ равна общей массе продуктов реакции. Этот закон подтвердил, что атомы являются неделимыми и при химических реакциях не изменяются.

Закон постоянства состава (Пруст): всякое чистое вещество (химическое соединение), каким бы путём оно ни было получено, имеет строго определённый постоянный состав (качественный и количественный). На основе этого закона составляются химические уравнения. Он определённо справедлив только для веществ молекулярного строения.

Закон объёмных отношений (Гей-Люссак): Объёмы реагирующих газообразных веществ относятся между собой и к объёмам образующихся газообразных продуктов как небольшие числа. Этот закон позволяет рассчитывать объёмы газов по уравнению химической реакции.