Шпаргалка по "Химии"

1.Основные  законы и понятия в химии.

Химия – наука,изучающая вещества,и их превращения

Химическая  реакция – превращение,из одного вещества в другое

Задачи химии: получение  новых веществ с заданными  свойствами

Вещество – совокупность атомов и молекул обладающих определенными свойствами  Атом - наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств A=Z+N (Z-протонов,N-нейтронов)  Изотопы – атомы с разными массовыми числами

Химический элемент -  совокупность атомов с одинаковым зарядом  ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева

Основные химические законы:

1)Закон сохранения  массы(материи) 2)Закон постоянства  состава(вещ-ва атомарного строения  не подчиняются этому закону)

Формульная единица  – наименьшее соотношение в атомном кристалле 3)Закон эквивалентов  Элементы всегда соединяются между собой в определенных весовых соотношениях соответствующих их эквивалентам. Это означает, что состав любого сложного вещ-ва может быть выражен целыми числами эквивалентов входящих в него элементов. 4)Закон кратных отношений  5)Закон Гей-Люссака

Вещ-ва вступающие в химическое соединение в паро- или газообразном состоянии, находятся между собой, а также и из отношений 6)Закон  Авогадро-Жерара   Аллотропия –  явление существования нескольких простых вещ-в, образованных одним и тем же химическим эл-том(О2,О3)

 

 

 

 

 

 

 

 

2 Строение  атома, квантовые числа. Принцип  неопределенности Гейзенберга. Типы    химической связи: ковалентная,  ионная, металлическая.

Ковалентная связь - связь, образованная путём обоществления электронов в общую электронную пару... обычно возникает между неметаллами... бывает полярной и неполярной (полярная О2, N2,Cl2) (полярная HCl, H2O,NH3).

Ионная связ-между  атомами металлов и неметаллов(NaI, MgBr2, AlCl3).

Металлическая- это связь между свободными электронами и положительно заряженными ион-атомами металла

В. Гейзенбергом принципом  неопределенности. Согласно этому принципу динамические переменные, характеризующие  систему, могут быть разделены на две (взаимно дополнительные) группы:

1) временные и пространственные  координаты (t и q);

2) импульсы и энергия  (p и E).

При этом невозможно определить одновременно переменные из разных групп  с любой желаемой степенью точности (например, координаты и импульсы, время  и энергию). Это связано не с ограниченной разрешающей способностью приборов и техники эксперимента, а отражает фундаментальный закон природы.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3. Периодический  закон Д.И. Менделеева. Изменение  свойств элементов в периодах  и группах.

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Современная формулировка: свойства элементов, простых веществ  и соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Возрастание положительного заряда ядер элементов приводит к  периодическому повторению строения внешних  электронных оболочек атомов, а, следовательно, к периодическому повторению химических свойств элементов, в этом физический смысл периодического закона.

Деление элементов на периоды обусловлено числом энергетических уровней: в одном периоде объединены элементы, имеющие одинаковое число  энергетических уровней (электронных  слоев), равное номеру периода.

В периоде с увеличением  атомных зарядов атомных ядер элементов (слева направо) металлические  свойства ослабевают, а неметаллические  усиливаются в силу того, что:

а) возрастает число электронов на внешнем уровне атома;

б) число энергетических уровней в атоме в пределах периода остается постоянным;

в) уменьшается радиус атомов.

В группах с увеличением  зарядов атомных ядер элементов (сверху вниз) металлические свойства усиливаются, неметаллические - ослабевают т.к.:

а) число электронов на внешнем уровне атома остается одинаковым;

б) увеличивается число  энергетических уровней в атоме;

в) увеличивается радиус атомов;

 

 

 

 

4.Оксиды, типы  оксидов: основные, кислотные и   амфотерные. Химические свойства

Оксиды – соединения, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород

Оксиды: солеобразующие, несолеобразующие.

Солеобразующие: основные(CaO,MgO,Na2O,K2O), кислотные(P2O5,Cl2O7,CO2), амфотерные(Al2O3,ZnO,Fe2O3,H2O)

Несолеобразующие(CO2,SiO,NO,N2O).

Оксиды металлов – основные оксиды реагирующие с кислотами

Кислотные оксиды – реагируют с  основаниями

Амфотерные оксиды – оксиды, взаимодействующие  как с кислотами так и со щелочами

Химические свойства:

Основные оксиды

1. Основный оксид + cильная кислота  → соль + вода

 

2. Сильноосновный оксид + вода → щелочь

 

3. Основный оксид + водород → металл + вода

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода →  кислота

 

2. Кислотный оксид + основный  оксид → соль

 

3. Кислотный оксид + основание  → соль + вода

 

Амфотерные оксиды

При взаимодействии с  сильной кислотой или кислотным  оксидом проявляют основные свойства:

 

5.Основания.  Методы получения, химические  свойства. 

Основания – металлы  и ОН(гидроксогруппа) группа

Получение:•Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.

 

•Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей.

•при взаимодействии щелочного металла с водой.

 

•Некоторые основания можно получить реакциями обмена:

 

Химические свойства:

- В водных растворах  основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие

это изменение проявляется  в цветах некоторых кислотно-основных индикаторов:

- лакмус становится  синим,

- метилоранж — жёлтым,

- При взаимодействии  с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:

 

 

 

 

 

 

6.Кислоты, основность  кислот.Химические свойства, номенклатура.

Кислота – состоит из ионов водорода, способных замещаться металлом и кислотным остатком.

Основность  кислоты - число атомов водорода, которые могут быть замещены в кислоте на металл.

По химическому составу  соли делятся на:

1) Кислородсодержащие;

2) Бескислородные (HCl,Hl,H2S).

Главным химическим свойством  кислот является их способность взаимодействовать  с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации):

HNO3+NaOH=NaNO3+H2O.

Основности  кислот:

-  Одноосновные кислоты: HCl – соляная кислота; HNO3 – азотная кислота;

- Двухосновные кислоты: H2SO4 – серная кислота; H2CO3 – угольная кислота;

- Трехосновные кислоты: H3PO4 – фосфорная кислота; H3BO3 – борная кислота.

  Химические  свойства кислот:

- Растворы кислот взаимодействуют  с оксидами металлов с образованием  соли и воды

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

- Кислоты взаимодействуют  со щелочами с образованием  соли и воды

KOH + HCl = KCl + H2O

- Кислоты взаимодействуют  с нерастворимыми основаниями  с образованием соли и воды 2HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O

 

 

 

 

 

 

7.Соли, типы  солей. Методы получения, химические  свойства, номенклатура средних,  кислых, основных солей.

Соль -  вещество, в котором атомы металла связаны с кислотными остатками.

Различают пять типов  солей:

1) Средние(нормальные) –  все атомы водорода в молекулах  кислоты замещены на атомы  металла (Na2SO4 – сульфат натрия, K2CO3 – карбонат калия);

2) Кислые - атомы водорода  в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты (NaHCO3,K2HPO4);

3) Двойные – это  соли , у которых знакоположительную  часть молекулы занимают сразу  два катиона металла (KAl(SO4)2 –  сульфат калия-алюминия, KMgCl3 – хлорид калия-магния);

4) Основные - гидроксогруппы  основания частично замещены  кислотными остатками, например  (CuOH)2CO3;

5) Комплексные – это  соли, в состав которых входит комплексный ион

Методы получения:

1. Реакция нейтрализации H2SO4+2 KOH=K2SO4+2 H2O

2. Реакция кислот с  основными оксидами. H2SO4+CuO=CuSO4+H2O

3. Реакция оснований  с кислотными оксидами. Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O

4. Реакция основных  и кислотных оксидов между  собой: CaO+SO3=CaSO4

5. Реакция кислот с  солями. H2S+CuCl2=CuS↓+2 HCl

6. Реакция оснований с солями. 3NaOH+FeCl3=Fe(OH)3↓+3NaCl

7. Реакция металлов с кислотами. Fe+H2SO4=FeSO4+H2

 

 

 

 

8.Термодинамические  системы: открытые, закрытые, изолированные;  гомогенные, гетерогенные. Параметры  системы.

Открытыми термодинамическими системами называются те системы которые обмениваются с окружающей средой веществом и энергией.  Закрытыми называются системы которые обмениваются с окружающей средой только энергией. Изолированными называются те системы которые не обмениваются ни веществом, ни энергией и сохраняют постоянный объём. Гомогенная система это однородная система по составу и физическому строению, внутри которой нет поверхностей раздела. Гетерогенная система это система, состаящая из нескольких гомогенных частей с различными свойствами, отделённых одна от другой видимыми поверхностями раздела.

Параметры бывают:

1)Внутренние, которые определяются  только координатами тел системы  (плотность или внутренняя энергия).

2)Внешние, которые определяются  координатами тел в окружающей  среде (объём или напряжонность электрического поля).

3)Экстенсивные, которые прямо пропорциональны  массе системы или числу частиц, таких как объём, энергия, энтропия, теплоёмкость.

4)Интенсивные, которые не зависят  от массы системы или числа  частиц, например температура, плотность, давление. Отношение любых двух экстенсивных параметров является игтенсивным параметром, например парциальныый мольный объём или мольная доля