Химия - наука, изучающая вещества их состав, строение, свойства и взаимные превращения.
ВЕЩЕСТВО – это то, из чего состоят все предметы.
Явления ФИЗИЧЕСКИЕ – протекают БЕЗ ИЗМЕНЕНИЯ состава и строения веществ,
ХИМИЧЕСКИЕ явления – обязательно ИЗМЕНЕНИЕ свойств веществ ð химические РЕАКЦИИ:
-соединения = А + В ® АВ
-разложения = АВ ® А + В
-замещения ( вытеснения ) = А + ВС ® В + АС
-двойного обмена = АВ + СD ® АD + СВ
-перегруппировки = АВС ® ВСА
По тепловому эффекту реакции различают: а) ЭКЗО→(DНр < 0) и б) ЭНДО→(DНр > 0) →термические,
По изменению электронных конфигураций валентных слоев атомов выделяют ОБМЕННЫЕ и ОВ процессы:
а) FeCl3 + 3 NaOH ® Fe(OH)3¯ + 3 NaCl; б) 2 FeCl3 + SnCl2 ® 2 FeCl2 + SnCl4
Fe3+ + ē =(восстановление)® Fe2+; Sn2+ – 2 ē =(окисление)® Sn4+
По скоростям протекания : а) быстрые или медленные; б) ПРАКТИЧЕСКИ необратимые и обратимые.
АТОМ – наименьшая электронейтральная частица ЭЛЕМЕНТА, со всеми его хим.свойствами, способная существовать самостоятельно. ЭЛЕМЕНТ – атомы одного №порядкового в ПС ДИМ: 1735Cl, 1737Cl, 1940K, 2040Ca,
МОЛЕКУЛА – наименьшая электронейтральная частица ВЕЩЕСТВА, обладающая всеми его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию : H3PO4 , Bi2(SO4)3, Fe3O4 ð Fe(FeO2)2, …
ИОНЫ – ПРОСТЫЕ или СЛОЖНЫЕ частицы, несущие ЗАРЯД ( z± ), например: Cl-, Fe2+, Fe3+, FeO2-, …
Стехиометрические ИНДЕКСЫ – число АТОМОВ элемента в МОЛЕКУЛЕ или ИОНЕ.
Стехиом-ские КОЭФФИЦИЕНТЫ – число различных МОЛЕКУЛ или ИОНОВ веществ в их уравнении.
Относительные массы ð (Аг), АТОМОВ,ИОНОВ и МОЛЕКУЛ выражаются в атомных единицах массы ð аем!
Молярные массы ð (М), АТОМОВ,ИОНОВ и МОЛЕКУЛ выражаются в г/моль!
МОЛЬ – мера количества (ЭЛЕКТРОНОВ, АТОМОВ,МОЛЕКУЛ, ИОНОВ,… ) СТРУКТУРНЫХ ЕДИНИЦ вещества: NA = 6,02.1023 стр.ед./моль; VMНУ = 22,4 л/моль, R = 8,31 кПа∙л/(К моль) = 0,082 л∙атм/(К∙моль), …
НОРМАЛЬНЫЕ условия (НУ): Р = 101,3кПа; Т = 273К;
СТАНДАРТНЫЕ условия (СУ): Р = 101,3кПа; Т = 298К
ВАЖНЕЙШИЕ законы химии: а). стехиометрические законы: 1) СОХРАНЕНИЯ МАССЫ веществ,
2) ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА, 3) КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ атомов в молекулах;
б). газовые законы: 1) Ж.Л.Гей-Люссака, 2) АВОГАДРО;
ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ: вещества реагируют и образуются в реакциях в количествах РАВНЫХ эквивалентов: n∙A + m∙B = p∙C + q∙D +
(n,m,p,q - стехиометрические коэффициенты в уравнении для веществ А, В, С и D)
nэ(A) = nэ(B) = nэ(C) = nэ(D) =.… nэ = m/Мэ или nэ = Cн∙V, или
ФОРМЫ электронных ОРБИТАЛЕЙ: 1). сферические = s – орбитали, 2). Гантелеобразные = p – орбитали, 3). объемные «четырехлопастные пропеллеры» = d – орбитали, 4). более СЛОЖНЫЕ = f – орбитали, …еще более сложные формы орбиталей атома – НЕ РЕАЛИЗУЮТСЯ!
Набор КВАТОВЫХ ЧИСЕЛ называют ЭЛЕКТРОННОЙ КОНФИГУРАЦИЕЙ данного элемента ( n l ml , ¯ ); она в любом атоме (или ионе!) заполняется электронами согласно закономерностям: 1). Принцип наименьшей энергии = суммарная энергия всех электронов атома, находящегося в основном состоянии, минимальна; 2). Принцип Паули = в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами; 3). Правило Хунда = в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным:
ЯДРО(+n) ð 1s2 | 2s2 2p6 | 3s2 3p6 | 4s2 3d10 4p6 | 5s2 4d10 5p6 | 6s2 5d10 4f14 6p6 | 7s2…
ОСНОВНОЕ состояние атома соответствует МИНИМАЛЬНОМУ запасу энергии электронных орбиталей.
ВОЗБУЖДЕННЫЕ состояния проявляются в РАСПАРИВАНИИ валентных электронов только в пределах ВНЕШНЕГО слоя атома!!!
СПИНОВАЯ ВАЛЕНТНОСТЬ элемента проявляется и в основном, и в возможных возбужденных его состояниях и определяется ЧИСЛОМ «НЕСПАРЕННЫХ» электронов в орбиталях ВНЕШНЕГО СЛОЯ.
ожидаемые ФОРМЫ МОЛЕКУЛ |
|||||||
группа |
Iа |
IIа |
IIIа |
IVа |
Vа |
VIа |
VIIа |
основное состояние |
s1 |
s2 |
s2p1 |
s2p2 |
s2p3 |
s2p4 |
s2p5 |
«возбуждение» орбиталей |
- |
s1pх1 |
s1px1py1 |
s1px1py1pz1 |
- |
- |
- |
ГИБРИДИЗАЦИЯ |
- |
SP1 |
SP2 |
SP3 |
- |
- |
- |
молекулы |
АВ |
АВ2 |
АВ3 |
АВ4 (ВА4) |
ВА3 |
ВА2 |
ВА |
форма молекул |
А-В |
В–А-В |
В-А |
||||
наименование формы |
линейная двух-атомная |
линейная трех-атомная |
равносто-ронний тре-угольник |
тетраэдр |
прямо-угольная пирамида |
прямо-угольный треугольник |
линейная двух-атомная |
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН = Свойства элементов, а также свойства и строение образуемых ими соединений, находятся в периодической зависимости от ПОРЯДКОВОГО НОМЕРА (… от атомных масс )
Правила расчета С.О. элемента: В СЛОЖНОМ СОЕДИНЕНИИ: 1). F-1,… 2). O-2, …, 3). H+1, …, 4). С.О.(Меn+) = Me+n ПРОСТОЕ ВЕЩЕСТВО ð С.О.= 0,… молекула ð С.О.= 0,… ион ð С.О.= его заряду (z±) |
|||||||
Наиболее вероятные значения С.О. атомов в соединениях элементов групп а (или б) в ПС ДИМ |
|||||||
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
VIII |
+1 |
+2 |
+3 |
+4 |
+5 |
+6 |
+7 |
(+8), (+6), (+4), (+2) |
+2 |
+3 |
+4 |
+5 |
||||
(+2) |
(+2) |
+3 |
|||||
(+2), +1 |
|||||||
0 |
0 |
0 |
0 |
0 |
0 |
0 |
0 |
-4 |
-3 |
-2 |
-1 |
С.О.(V) = 0,+2,+3,+4,+5; С.О.(Cr) = 0,+2,+3,+6;
С.О.(Mn) = 0,+2,+3,+4,+6,+7; С.О.(Fe) = 0,+2,+3,+6;
С.О.(Co) = 0,+2,+3; С.О.(Ni) = 0,+2,+3;
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ (ОКНС):
I. ОКСИДЫ = Э2ОХ, [С.О.(О) = -2, Х ð 1÷8; выделяются:
ОСНОВНЫЕ(+), АМФОТЕРНЫЕ(+-), КИСЛОТНЫЕ(-).
II. ГИДРОКСИДЫ = Ме(ОН)n Û OH- + …, n – кислотность 1,2,3,(4):
ОСНОВАНИЯ, щелочи(+), АМФОТЕРНЫЕ(±).
III. КИСЛОТЫ = НmA Û H+ + …, m – основность 1,2,3,(4):
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ, БЕСКИСЛОРОДНЫЕ(-).
IV. СОЛИ = МеmАn Þ m Меn+ + Аm-;
Различные формы соединений класса СОЛЕЙ являются продуктами ПОЛНОЙ или ЧАСТИЧНОЙ нейтрализации между соединениями ОСНОВНОГО(+) и КИСЛОТНОГО(-) характера:
а). при ИЗБЫТКЕ основания (недостаток кислоты) образуются формы ОСНОВНЫХ = (гидроксо-ОН-) солей,
б). при ПОЛНОЙ нейтрализации – образуется форма СРЕДНЕЙ соли,
в). при ИЗБЫТКЕ кислоты (недостаток основания) образуются формы КИСЛЫХ = (гидро-Н+) солей.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА соединений – проявляются в стремлении к НЕЙТРАЛИЗАЦИИ(*) основных(+) и кислотных(-) свойств. Амфотерность(±) = как основные, так и кислотные свойства показывают некоторые оксиды и гидроксиды. БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ(о) соединения – не показывают химических свойств.
ОСНОВНЫЕ (+) свойства проявляют оксиды ТИПИЧНЫХ металлов и …
ПЕРЕХОДНЫХ металлов d–электронного семейства в НИЗШИХ и невысоких С.О.;
КИСЛОТНЫЕ (-) свойства проявляют оксиды ТИПИЧНЫХ неметаллов и …
ПЕРЕХОДНЫХ металлов d–электронного семейства в ВЫСШИХ и высоких С.О.;
АМФОТЕРНОСТЬ (±) проявляют оксиды некоторых металлов главных подгрупп (Be, Al, Sn, Pb, …) и … оксиды ПЕРЕХОДНЫХ металлов d–электронного семейства в присущих им промежуточных С.О.;
ВОЗМОЖНЫ обменные взаимодействия между веществами, КРОМЕ: (+) + (+) ¹, (-) + (-) ¹, (о) + (о) ¹
Если в состав «молекул» хотя бы ОДНОГО из реагентов включены Н-атомы, то всегда будет получаться Н2О.
В любой (ОБМЕННОЙ или ОВ) реакции между веществами подбор стехиометрических коэффициентов согласно правилу: ЗАКАНЧИВАТЬ по балансу Н-атомов, ПРОВЕРЯТЬ правильность по балансу О-атомов.
ФОРМУЛЫ РАСЧЕТА КОНЦЕНТРАЦИЙ РАСТВОРОВ
(А – формула растворенного вещества; Растворитель – обычно, H2O)
НАИМЕНОВАНИЕ, тип концентрации |
ФОРМУЛА расчета |
числитель |
знаменатель |
РАЗМЕРНОСТЬ концентрации |
||||||
1 |
Массовая ПРОЦЕНТНАЯ концентрация, |
% |
||||||||
2 |
Молярная концентрация (МОЛЯРНОСТЬ), |
|||||||||
3 |
Нормальная концентрация (НОРМАЛЬНОСТЬ), |
|||||||||
4 |
Моляльная концентрация (МОЛЯЛЬНОСТЬ), |
|||||||||
5 |
- |
|||||||||
6 |
||||||||||
ФОРМУЛЫ РАСЧЕТА ФАКТОРА ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ = fэ(A)*, для разных веществ в обменных реакциях и в ОВР: |
||||||||||
fэ(A)* |
ОБМЕННЫЕ реакции |
ОВ - реакции |
||||||||
ОКСИДЫ |
ГИДРОКСИДЫ |
КИСЛОТЫ |
СОЛИ |
1/+n∙ē или 1/-m∙ē |
||||||
Э2Ох |
Ме(ОН)n |
НmА |
МеmАn |
|||||||
КОЛЛИГАТИВНЫЕ (собирательные) СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.
В формулах: индекс (0) – обозначает растворитель; (1) – обозначает растворенное вещество (А).
№1. ЗАКОН РАУЛЯ ð относительное понижение давления пара растворителя (0) над раствором: DР/Ро = N(1)
DР = Ро, (растворителя) – Ро, (раствора); ( Ро,Н2О293 К = 2,34 кПа; Ро,Н2О298 К = 3,17 кПа; Ро,Н2О303 К = 4,24 кПа )
№2. 1 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð Dtзам. = K∙Сm(1); К(Н2О) = 1,86о; tзам.(Н2О) = 0 оС;
ПОНИЖЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА: Dtзам. = tзам.(0) – tзам.(раствора);
№3. 2 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð : Dtкип. = Е∙Сm(1); Е(Н2О) = 0,52о; tкип.(Н2О) = 100 оС;
ПОВЫШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ РАСТВОРА: Dtкип. = tкип.(раствора) – tкип.(0);
№4. ЗАКОН ВАНТ-ГОФФА ð ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ РАСТВОРА: p = R∙T∙CM(1); Т = (t+273) К
В растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ растворенное вещество – (А) обязательно подвержено ЭЛЕКТРОЛИ-ТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ – (ЭД), при которой из каждой его молекулы образуется еще определенное число ионов, за счет которых ВОЗРАСТАЕТ общее количество растворенных частиц.
КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА в растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ превышают в i-раз свойства, рассчитанные по ТЕОРЕТИЧЕСКИМ ЗАКОНАМ №1, №2, №3, №4, которые не учитывают ионный распад молекул.
i = [a∙(к – 1) + 1] – этот коэффициент ПРИНЯТО НАЗЫВАТЬ изотоническим: он показывает превышение числа частиц в растворе электролита (молекулы + ионы) над изначальным их количеством (молекулы).
к – число ионов, образующихся при распаде ОДНОЙ молекулы; a - степень ЭД растворенного электролита:
В обобщенном виде: cв-во (№1, №2, №3, №4)электролит = i∙cв-во (№1, №2, №3, №4)неэлектролит
ЭД (электролитическая диссоциация) – это распад «молекул» на ИОНЫ (n+ или m-) в расплавах веществ или в их растворах с полярными растворителями. По отношению веществ к состоянию ЭД выделяют:
а) НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – «прочны», не образуют положительные и отрицательные части (AmBn ¹® …),
б) плохо, «стадийно» распадаются на катионы и на анионы СЛАБЫЕ электролиты: AmBn Û mAn+ + nBm-,
в) – СИЛЬНЫЕ электролиты, хорошо, «полностью» распадаются на ионы: AmBn Þ mAn+ + nBm-.
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – это: 1). все ОКСИДЫ 2). все ПРОСТЫЕ вещества, …,;
СИЛЬНЫЕ электролиты – это: 1). все ЩЕЛОЧИ – KOH, Ca(OH)2, …
2). КИСЛОТЫ – HCl, HBr, HI, …, ЭО3(ОН)m – HMnO4, HClO3,…, ЭО2(ОН)m – H2SO4, HNO3, … ,
3). почти все СОЛИ;
СЛАБЫЕ электролиты (a<100%) – это: 1). ГИДРОКСИДЫ любых НЕЩЕЛОЧНЫХ металлов, Кв<10-4,
2). слабые КИСЛОТЫ – все за исключением СИЛЬНЫХ кислот , Ка<10-4.
ЭД ВОДЫ – процесс «неохотный»: 1Н2О Û 1 Н+ + 1 ОН- ; КН2О = 1,8∙10-16
уравнение ИП воды: [Н+]∙[ОН-] = 10-14 ; логарифмическая форма УИП воды: рН + рОН = 14
рН = -lg[Н+]; рОН = -lg[ОН-]; 0 £ рН £ 14
КИСЛЫЕ (Н+)-среды (рН<7), НЕЙТРАЛЬНЫЕ (Н2О)- среды (рН = 7), ЩЕЛОЧНЫЕ (ОН-)-среды (рН>7).
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ – это разложение ВОДЫ ионами соли, приводящее к нарушению кислотно-щелочной НЕЙТРАЛЬНОСТИ образующегося раствора и возникновению либо рН<7, либо рН>7. Реакции соли с водой определяются ее концентрацией (Cs) и ионным составом – участвуют только ионы СЛАБЫХ электролитов:
СОЛЬ ОБРАЗОВАНА |
Кв или Ка |
Ион среды |
рН |
Кг = |
h = |
[иона] среды |
|
Основание |
кислота |
||||||
Сильное |
Слабая |
Ка<10-4 |
ОН- |
рН>7 |
|||
Слабое |
Сильная |
Кв<10-4 |
Н+ |
рН<7 |
|||
Слабое |
Слабая |
Кв и Ка<10-4 |
ОН- или Н+ |
рН³7 |
- |
- |
|
Сильное |
Сильная |
Кв и Ка>10-4 |
- |
рН = 7 |
НЕТ ГИДРОЛИЗА |
БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ (смеси) ð а) слаб.кислота+ее соль, б) слаб.основание+его соль, в) «смесь» солей
Уравнения Хассельбаха-Хендерсона: для смесей а) рН = рКа-, для смесей б) рН = 14-рКв+
.
ОВ-реакции – в отличие от простых ОБМЕННЫХ, это реакции, протекающие с изменениями СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ элементов, называемых В-ЛЬ и О-ЛЬ. Электронная теория (Л.В.Писаржевский, 1910 г.):
В-ЛЬ |
ОВ-двойственность |
О-ЛЬ |
С.О.- МИНИМАЛЬНАЯ |
С.О.- ПРОМЕЖУТОЧНАЯ |
С.О.- МАКСИМАЛЬНАЯ |
¹+m∙ē -n∙ē® |
¬+m∙ē -n∙ē® |
¬+m∙ē -n∙ē¹ |
H- |
H20 |
H+ |
O-2 |
O-1 |
O20, (F2O+1) |
S-2 |
S0, S+4 |
S+6 |
N-3 |
N20, N+1, N+2, N+3, N+4 |
N+5 |
K0 |
- |
K+1 |
Cr0 |
Cr+2, Cr+3 |
Cr+6 |
Mn0 |
Mn+2, Mn+3, Mn+4, Mn+6 |
Mn+7 |
Типичные В-ЛИ – это в-ва в МИНИМАЛЬНОЙ или невысоких С.О.: Zn, Na2S, CaC2, H2,…
Типичные О-ЛИ – это в-ва в МАКСИМАЛЬНОЙ или высоких С.О.: K2Cr2O7, Na2CO3, KNO3, O2, Hg2Cl2,…
ПОРЯДОК ПОДБОРА КОЭФФИЦИЕНТОВ в схемах ОВР с использованием МЕТОДОВ: |
|
1). ЭЛЕКТРОННЫЙ БАЛАНС (применим для реакций в неводных средах) |
|
1 |
расставить С.О. ВСЕМ элементам взаимодействующих веществ |
2 |
составить электронные уравнения для процессов О-Я и В-Я: (± m∙n ē) |
3 |
выполнить ЭЛЕКТРОННЫЙ БАЛАНС и выставить коэффициенты к ЧЕТЫРЕМ веществам ОВР |
4 |
выставить в ПОСЛЕДНЮЮ очередь коэффициент к молекулам ВОДЫ по балансу Н-атомов |
5 |
проверка ПРАВИЛЬНОСТИ выставленных коэффициентов в ОВР ð по балансу О-атомов |
2). ПОЛУРЕАКЦИИ = ионно-электронный баланс (отражает ЭД-состояние КАЖДОГО вещества в водном растворе и характер среды в реакции) |
|
1 |
указать молекулу реагента, определяющую характер СРЕДЫ (выбрать схему добавления О-атомов) |
2 |
оценить состояние ЭД каждого вещества и «разделить» на части молекулы СИЛЬНЫХ электролитов – (/) |
3 |
составить уравнения полуреакций для процессов В-Я и О-Я с учетом характера СРЕДЫ и ПОДСКАЗОК |
4 |
получить ПИУ и КИУ ОВР сложением уравнений полуреакций с учетом множителей электронного баланса (±m n ē) |
5 |
(!) – проверить правильность КИУ ОВР по равенству ЗАРЯДОВ его левой и правой частей |
6 |
перенести КОЭФФИЦИЕНТЫ из КИУ ОВР к соответствующим веществам в молекулярную «схему» ОВР |
7 |
(!!) – проверить правильность коэффициентов по числу О-атомов слева и справа в «схеме» ОВР. Если баланса О-атомов НЕТ: - отыскать «неучтенные» ИОНЫ в молекулах В-ЛЯ и О-ЛЯ исходной молекулярной «схемы» ОВР, - составить формулы молекул «недостающих» ПРОДУКТОВ с противоионами СРЕДЫ. |
ПОДСКАЗКИ в «схемах» ОВР…(МОГУТ БЫТЬ ПОКАЗАНЫ В ЧИСЛЕ ПРОДУКТОВ, т.е. после знака ↔):
СРЕДА |
ОК-ЛЬ |
|
Cr2O72- |
MnO41- |
|
КИСЛАЯ |
Cr3+ |
Mn2+ |
НЕЙТРАЛЬНАЯ |
¹ |
MnO2¯ |
ЩЕЛОЧНАЯ |
¹ |
MnO42- |
СРЕДА |
Н2О2 Þ проявляет ОВ-ДВОЙСТВЕННОСТЬ |
|
Н2О2 Þ ОК-ЛЬ |
Н2О2 Þ В-ЛЬ |
|
КИСЛАЯ |
Н2О2 + 2Н+ + 2 ē = 2Н2О |
Н2О2 – 2ē = О2 + 2Н+ |
НЕЙТРАЛЬНАЯ |
¹ |
¹ |
ЩЕЛОЧНАЯ |
Н2О2 + 2 ē = 2 ОН- |
Н2О2 + 2ОН- – 2ē = О2 + 2Н2О |
ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ – в ЛЮБЫХ реакциях Мео – только В-ЛИ:
Мео + (О-ЛЬ) + СРЕДА Þ …(продукты ОВР)
РЯД АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ = ряд напряжений МЕТАЛЛОВ: |
[АКТИВНЫЕ – (а) = Li,…, Mn], [ПОЛУАКТИВНЫЕ – (ср) = Zn,…, Pb], [H] [МАЛОАКТИВНЫЕ – (м) = Cu, Hg, Ag], [НЕАКТИВНЫЕ – (н) = …,Au, Pt.] |
→ ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ активность Мео УМЕНЬШАЕТСЯ, ОКИСЛИТЕЛЬНАЯ активность Меn+ ВОЗРАСТАЕТ → |
CЛЕДСТВИЯ из ряда активности металлов:
1). БОЛЕЕ активные Мео металлы вытесняют катионы МЕНЕЕ активных Меn+ из их соединений,
2). Металлы Мео групп = (а, ср) вытесняют Н2 из КИСЛОТ, в которых Н+ = о-ль (HCl,…H2O,…H2SO4(разб.)),
3). «БЫСТРОТА» и активность вытеснения повышается с удалением взаимодействующих «ПАР»: Ме1, Ме2.
СХЕМЫ взаимодействий металлов Мео групп = (а, ср, м) с растворами H2SO4(к), HNO3(p), HNO3(к) |
Мео + H2SO4(к) =(to)Þ соль(*) + Н2О + { H2S→(a), S→(ср), SO2→(м) } соль(*) – содержит катион Меn+ в возможно МИНИМАЛЬНОЙ положительной С.О. |
Мео + HNO3(p) =(to)Þ соль(**) + Н2О + { NH3→(a), N2, N2O→(ср), NO→(м) } соль(**) – содержит катион Меn+ в возможно МАКСИМАЛЬНОЙ положительной С.О. |
Мео + HNO3(к) =(to)Þ соль(***) + Н2О + { N2O→(а), NO→(ср), NO2→(м) } соль(***) – содержит катион Меn+ в максимальной С.О. или представлена кислородсодержащей КИСЛОТОЙ |
НЕАКТИВНЫЕ, или благородные металлы группы = (н) взаимодействуют только с РАСПЛАВАМИ окислителей, а также c горячими РАСТВОРАМИ сильных ОКИСЛИТЕЛЕЙ: F2, O2, H2SeO4, HNO3+3HCl, …
(«АМФОТЕРНЫЙ» металл из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)
Мео + ОН- + (Н2О) Þ Н2# + [«комплексная» низшая ОКСО-соль АМФОТЕРНОГО Меn+]
Окисление: Мео + … – n∙ē → [«комплексный» анион низшей ОКСО-соли АМФОТЕРНОГО Меn+]
Восстановление: 2H2O + 2∙ē → H2# + 2OH-
(«Амфотерный» металл только из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)
Физико-химические процессы ЭЛЕКТРОХИМИИ: АНОД = ок-ние (–m∙ē), КАТОД = восст-ние (+n∙ē).
Самопроизвольно протекают ОВ-реакции в приборах, генерирующих постоянный электрический ток:
разнообразные ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, КОРРОЗИОННЫЕ СИСТЕМЫ.
Вынужденно, под действием тока от внешнего источника – происходят процессы ЭЛЕКТРОЛИЗА веществ.
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, … |
ЭЛЕКТРОЛИЗ |
|||
АНОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (А-), КАТОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (К+). |
АНОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (А+), КАТОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (К-). |
|||
Э/Х-схема: (А-) Ме1 | электролит | Ме2 (К+) или (А-) Ме1 | соль Ме1, См,1 || соль Ме2, См,2 | Ме2 (К+) |
||||
АНОДНЫЕ электроды изготавливаются из БОЛЕЕ активного металла- Ме1 или из металла, который погружен в раствор электролита с МЕНЬШЕЙ концентрацией окисляющего вещества – См. |
Наиболее сильные ОКИСЛИТЕЛИ – катионы из электролита восстанавливаются на катоде; наиболее сильные ВОССТАНОВИТЕЛИ - анионы из электролита окисляются на ИНЕРТНОМ аноде (графит, …); |
|||
Расчет потенциала электрода (ур-ние Нернста): ЕМеn+, Ме = ЕоМеn+, Ме + 0,059∙lg[Men+]/n |
ПРАВИЛА разряда на электродах ГИДРАТИРОВАННЫХ ионов из электролита: |
|||
Е(катод) > Е(анод) Напряжение на электродах: rЕ = Е(катод) – Е(анод) |
Катод (К-) |
Анод (А+) |
||
КОРРОЗИЯ металлических изделий: |
НЕЛЬЗЯ восстановить катионы металлов – (а): Li+, Na+, K+, Rb+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Ba2+, Al3+,… |
НЕЛЬЗЯ окислить анионы F- и «кислородных» кислот: BO33-, PO43-, SO42-, NO3-, |
||
Анодные участки (-) |
Катодные участки (+) |
реальный процесс: |
||
Me – n ē ® Men+ |
1). Кислая среда: 2 Н+ + 2 ē ® Н2 2). Среда кислоты + О2: 4 Н+ + О2 + 4 ē ® 2 Н2О 3). «влажный воздух»: 2 Н2О + О2 + 4 ē ® 4 ОН- |
2 Н2О + 2 ē ® → Н2 + 2 ОН- |
2 Н2О – 4 ē ® О2 + 4 Н+ |
|
АКТИВНЫЙ анод растворяется сам: Me – n∙ē ® Men+ |
||||
Закон Фарадея: m(вещества) = Mэ(вещества)∙I∙t/F |
||||
Ag+ + ē ® Ag |
+0,80 В |
|||
Zn2+ + 2 ē ® Zn |
-0,76 В |
|||
Cl2 + 2 ē ® 2 Cl- |
+1,36 В |
|||
O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH- |
+0,40 В |
|||
NO3- + H2O + 2 ē ® NO2- + 2 OH- |
+0,01 В |
|||
SO42- + 2 H+ + 2 ē ® SO32- + H2O |
+0,17 В |
|||
O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH- |
+0,40 В |
|||
Cr2O72- + 14 H+ + 6 ē ® 2 Cr3+ + 7 H2O |
+1,33 В |
|||
Cu2+ + 2 ē ® Cu |
+0,34 В |
|||
Fe2+ + 2 ē ® Fe |
-0,44 В |
|||
2 H+ + 2 ē ® H2 |
0,00 |
|||
2 H2O + 2 ē ® H2 + 2 OH- |
-0,83 В |
|||
Sn2+ + 2 ē ® Sn |
-0,14 В |
|||
MnO4- + 8 H+ + 5 ē ® Mn2+ + 4 H2O |
+1,51 В |
|||
MnO4- + 2 H2O + 3 ē ® MnO2 + 4 OH- |
+0,59 В |
|||
MnO4- + ē ® MnO42- |
+0,54 В |
|||
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ m A + n B = p C + q D (РАЗРЫВАЮТСЯ связи в молекулах реагентов)Þ(образуются БОЛЕЕ устойчивые молекулы ПРОДУКТОВ) |
|||
ЭНЕРГЕТИКА «определяет ВОЗМОЖНОСТЬ протекания реакции» |
КИНЕТИКА «определяет БЫСТРОТУ реализации процесса» |
||
ПОНЯТИЯ: система, окружающая среда, ±Q, процессы ЭКЗО-термические или ЭНДО-термические, U, H, G, Нf, DНfо,±DН(реакции), S, Sfo, ±DS(реакции), DGf, DGfo, DG(реакции). (Численные значения этих величин даны в таблицах) |
ПОНЯТИЯ: «быстрота» = СКОРОСТЬ взаимодействия веществ, V®; V¬, природа РЕАГЕНТОВ, концентрации и агрегатные состояния веществ, Р, Т, катализаторы, ОБРАТИМЫЕ (Û) системы, химическое равновесие и его смещения → и ←. |
||
1). закон Лапласа |
Q(реакции) = -DН(реакции) |
1). уравнение Аррениуса: |
k® или ¬ = Z∙A∙e-Ea/RT |
2). закон Гесса …следствие «ЗГ» №1: …следствие «ЗГ» №2: …следствие «ЗГ» №3: |
DН(реакции) = Нконечное-Нначальное |
2). ЗДМ (закон действующих масс) или закон Гульдберга-Вааге: |
V® = k®∙C(A)m∙C(B)n или V® = kр®∙pm(Агаз)∙pn(Вгаз) (m+n)£3! |
DНo(р) = p∙DНоf(C) +q∙DНоf(D) -m∙DНоf(A) -n∙DНоf(B) |
3). правило Вант-Гоффа: |
||
DSo(р) = p∙Sfо(C) +q∙Sfо(D) -m∙Sfо(A) -n∙Sfо(B) |
4). дополнительные вещества, влияющие на реакцию в(→) или (←) направлениях |
КАТАЛИЗАТОРЫ – ускоряют; ИНГИБИТОРЫ – замедляют реакцию, меняя ее ЭНЕРГИЮ АКТИВАЦИИ – (Еа). |
|
DGo(р) = p∙DGfо(C) +q∙DGfо(D) -m∙DGfо(A) -n∙DGfо(B) |
|||
Возможность протекания реакции в заданных Р и Т: DG(реакции) = (DН(реакции) – Т∙DS(реакции)) < 0; (ð) |
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ (Û): V® = V¬ Равновесные концентрации: [A], [B], [C], [D] |
||
Взаимосвязь результатов расчетов энергетических и кинетических параметров реакции: |
|||
DG(реакции) = – R∙T∙lgKхр |
|||
СДВИГИ РАВНОВЕСИЯ (принцип Ле-Шателье-Брауна) «Если на РАВНОВЕСНУЮ систему оказывается внешнее воздействие (DС, DТ, DР), то УСКОРЯЕТСЯ реакция (®) или (¬ ), ведущая к УМЕНЬШЕНИЮ этого воздействия»: 1). (DС): УВЕЛИЧЕНИЕ концентраций реагентов, УМЕНЬШЕНИЕ концентраций продуктов ускоряют – (→), обратные изменения [концентраций веществ] приведут к сдвигу их равновесия ВЛЕВО – (←), 2). (DТ): УВЕЛИЧЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭНДО-процесс (DН(реакции)>0) УМЕНЬШЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭКЗО-процесс (DН(реакции)<0) 3). (DР) ð действительно ТОЛЬКО в равновесиях «газообразных» веществ: увеличение Робщего (газов) Þ приводит к УМЕНЬШЕНИЮ объема – (V(системы)) уменьшение Робщего (газов) Þ приводит к УВЕЛИЧЕНИЮ объема – (V(системы)) |
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.Менделеева
(указаны №, символ, электронное семейство)
ПЕРИОД |
ГРУППА |
|||||||
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
VIII |
|
подгруппа |
||||||||
а б |
а б |
а б |
а б |
а б |
а б |
а б |
а б |
|
I |
(H) ,s- |
1, H, s- |
2, He, s- |
|||||
II |
3, Li, s- |
4, Be, s- |
5, B, p- |
6, C, p- |
7, N, p- |
8, O, p- |
9, F, p- |
10, Ne, p- |
III |
11, Na, s- |
12, Mg, s- |
13, Al, p- |
14, Si, p- |
15, P, p- |
16, S, p- |
17, Cl, p- |
18, Ar, p- |
IV |
19, K, s- |
20,Ca, s- |
21, Sc |
22, Ti |
23, V |
24, Cr |
25, Mn |
Fe, Co, Ni |
29, Cu |
30, Zn |
31, Ga, p- |
32, Ge, p- |
33, As, p- |
34, Se, p- |
35, Br, p- |
36, Kr, p- |
|
V |
37, Rb, s- |
38, Sr, s- |
39, Y |
40, Zr |
41, Nb |
42, Mo |
43, Tc |
Ru, Rh, Pd |
47, Ag |
48, Cd |
49, In, p- |
50, Sn, p- |
51, Sb, p- |
52, Te, p- |
53, I, p- |
54, Xe, p- |
|
VI |
55, Cs, s- |
56, Ba, s- |
57→71, La* |
72, Hf |
73, Ta |
74, W |
75, Re |
Os, Ir, Pt |
79, Au |
80, Hg |
81, Tl, p- |
82, Pb, p- |
83, Bi, p- |
84, Po, p- |
85, At, p- |
86, Rn, p- |
|
VII |
87, Fr, s- |
88, Ra, s- |
89→103, Ac** |
104, Rf |
105, Db |
106, Sg |
107, Bh |
Hs, Mt,… |
элементы s-, p- и d-электронных семейств |
«АМФОТЕРНЫЕ» элементы: Be, Al, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Zn, Ga, Ge, Zr, Nb, Mo, Tc, Sn, Sb, Hf, Ta, W, Re, Au, Pb, Bi, Po, |
ИНЕРТНЫЕ или «благородные газы» – элементы, завершающие текущий период |
Принятые наименования: щелочные, щелочно-земельные, благородные металлы, халькогены, галогены |
*ЛАНТАНОИДЫ – (все 4f- элементы расположены в клеточке №57 = La* внутри периодической таблицы)
Ce |
Pr |
Nd |
Pm |
Sm |
Eu |
Gd |
Tb |
Dy |
Ho |
Er |
Tm |
Yb |
Lu |
**АКТИНОИДЫ – (все 5f- элементы расположены в клеточке №89 = Ac** внутри периодической таблицы)
Th |
Pa |
U |
Np |
Pu |
Am |
Cm |
Bk |
Cf |
Es |
Fm |
Md |
No |
Lr |
|||||
кислота |
соли |
|||||||||||||||||
название |
ЭД кислот |
формула |
кислотный остаток |
название аниона |
||||||||||||||
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ кислоты и их соли |
||||||||||||||||||
Азотная |
|
HNO3 |
NO3- |
Нитрат |
||||||||||||||
Азотистая |
слабая |
HNO2 |
NO2- |
Нитрит |
||||||||||||||
Алюминиевая (мета) |
слабая |
HAlO2 |
AlO2- |
Мета-алюминат |
||||||||||||||
Бериллиевая |
слабая |
H2BeO2 |
BeO22- |
Бериллат |
||||||||||||||
Борная (орто) |
слабая |
H3BO3 |
BO33- |
Орто-борат |
||||||||||||||
Борная (тетра) |
слабая |
H2B4O7 |
B4O72- |
Тетраборат |
||||||||||||||
Висмутовая |
HBiO3 |
BiO3- |
Висмутат |
|||||||||||||||
Железная |
H2FeO4 |
FeO42- |
Феррат |
|||||||||||||||
Железистая (мета) |
слабая |
HFeO2 |
FeO2- |
Феррит |
||||||||||||||
Кремниевая (мета) |
слабая |
H2SiO3 |
SiO32- |
Мета-силикат |
||||||||||||||
Марганцовая |
|
HMnO4 |
MnO4- |
Перманганат |
||||||||||||||
Марганцовистая |
|
H2MnO4 |
MnO42- |
Манганат |
||||||||||||||
Молибденовая |
|
H2MoO4 |
MoO42- |
Молибдат |
||||||||||||||
Мышьковая (орто) |
слабая |
H3AsO4 |
AsO43- |
Орто-арсенат |
||||||||||||||
Оловянная (мета) |
слабая |
H2SnO3 |
SnO32- |
Мета-станнат |
||||||||||||||
Оловянистая |
слабая |
H2SnO2 |
SnO22- |
Станнит |
||||||||||||||
Селеновая |
|
H2SeO4 |
SeO42- |
Селенат |
||||||||||||||
Свинцовая (мета) |
слабая |
H2PbO3 |
PbO32- |
Мета-плюмбат |
||||||||||||||
Свинцовистая |
слабая |
H2PbO2 |
PbO22- |
Плюмбит |
||||||||||||||
Серная |
|
H2SO4 |
SO42- |
Сульфат |
||||||||||||||
Дисерная |
H2S2O7 |
S2O72- |
Дисульфат |
|||||||||||||||
Тиосерная |
слабая |
H2S2O3 |
S2O32- |
Тио-сульфат |
||||||||||||||
Сернистая |
слабая |
H2SO3 |
SO32- |
Сульфит |
||||||||||||||
Сурьмяная (мета) |
слабая |
HSbO3 |
SbO3- |
Мета-антимонат |
||||||||||||||
Теллуровая |
|
H2TeO4 |
TeO42- |
Теллурат |
||||||||||||||
Угольная |
слабая |
H2CO3 |
CO32- |
Карбонат |
||||||||||||||
Муравьиная |
слабая |
HCOOH |
HCOO- |
Формиат |
||||||||||||||
Уксусная |
слабая |
CH3COOH |
CH3COO- |
Ацетат |
||||||||||||||
Фосфорная (орто) |
слабая |
H3PO4 |
PO43- |
Орто-фосфат |
||||||||||||||
Фосфорная (мета) |
слабая |
HPO3 |
PO3- |
Мета-фосфат |
||||||||||||||
Дифосфорная |
слабая |
H4P2O7 |
P2O74- |
Дифосфат |
||||||||||||||
Фосфористая (мета) |
слабая |
HPO2 |
PO2- |
Мета-фосфит |
||||||||||||||
Хромовая |
|
H2CrO4 |
CrO42- |
Хромат |
||||||||||||||
Дихромовая |
|
H2Cr2O7 |
Cr2O72- |
Дихромат |
||||||||||||||
Хромистая (мета) |
слабая |
HCrO2 |
CrO2- |
Мета-хромит |
||||||||||||||
кислоты и соли с атомами CI, Br, I – ПОДОБНЫ |
||||||||||||||||||
Хлорная |
|
HClO4 |
ClO4- |
Пер-хлорат |
||||||||||||||
Хлорноватая |
|
HClO3 |
ClO3- |
Хлорат |
||||||||||||||
Хлористая |
слабая |
HClO2 |
ClO2- |
Хлорит |
||||||||||||||
Хлорноватистая |
слабая |
HClO |
ClO- |
Гипо-хлорит |
||||||||||||||
БЕСКИСЛОРОДНЫЕ кислоты и их соли |
||||||||||||||||||
Фтороводородная |
слабая |
HF |
F- |
Фторид |
||||||||||||||
Хлороводородная |
|
HCl |
Cl- |
Хлорид |
||||||||||||||
Бромоводородная |
|
HBr |
Br- |
Бромид |
||||||||||||||
Иодоводородная |
|
HI |
I- |
Иодид |
||||||||||||||
Циановодородная |
слабая |
HCN |
CN- |
Цианид |
||||||||||||||
Тиоциановодородная |
слабая |
HSCN |
SCN- |
Тио-цианид |
||||||||||||||
Селеноводородная |
слабая |
H2Se |
Se2- |
Селенид |
||||||||||||||
Сероводородная |
слабая |
H2S |
S2- |
Сульфид |
||||||||||||||
ВСПОМОГАТЕЛЬНЫЕ АРИФМЕТИЧЕСКИЕ ВЫЧИСЛЕНИЯ … , ln a, lg a
в последовательности цело.?..ЧИСЛЕННЫХ значений – а = от 1 до 10
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
|
1 |
1,41 |
1,73 |
2 |
2,23 |
2,45 |
2,65 |
2,82 |
3 |
3,16 |
|
ln a |
0 |
6,69 |
1,10 |
1,39 |
1,61 |
1,79 |
1,95 |
2,08 |
2,20 |
2,30 |
lg a |
0 |
0,30 |
0,48 |
0,60 |
0,70 |
0,78 |
0,85 |
0,90 |
0,96 |
1 |
|
lg(a∙10х) = х + lg a |
ln a = 2,3∙lg a |
МНОЖИТЕЛИ и ПРИСТАВКИ
(для обозначения дольных единиц величины)
мн-ль |
приставка |
число х (1<÷>10) = ±1, ±2, …… ±8, ±9, |
мн-ль |
приставка |
|
назв-е |
обозн-е |
назв-е |
обозн-е |
||
101 |
дека |
да |
10-1 |
деци |
д |
102 |
гекто |
г |
10-2 |
санти |
с |
103 |
кило |
к |
10-3 |
милли |
м |
106 |
мега |
М |
10-6 |
микро |
мк |
109 |
гига |
Г |
10-9 |
нано |
н |
1012 |
тера |
Т |
10-12 |
пико |
п |
НАИМЕНОВАНИЕ ТЕМЫ |
страница |
1. Основные понятия и законы химии |
1 |
2. Эл-е КОНФИГУРАЦИИ атомов. Валентность и формы молекул. Таблица С.О. – элементов .. |
2 |
3. Основные КЛАССЫ неорг.соединений. Виды концентраций, факторы эквивалентности. |
3 |
4. КОЛЛИГАТИВНЫЕ свойства. ЭД различных веществ. рН растворов |
4 |
5. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ; Буферные смеси. ОВ – Реакции; метод ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА |
5 |
6. Ионно-электронный баланс = метод ПОЛУРЕАКЦИЙ – применение … |
6 |
7. Химические СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ (ряд активностей …) |
7 |
8. ЭЛЕКТРОХИМИЯ: гальванические элементы, коррозия, электролиз – ЗАКОНЫ… |
8 |
9. Термодинамика, Кинетика, Химическое равновесие – ЗАКОНОМЕРНОСТИ … |
9 |
10. ПС Д.И.Менделеева – признанные группировки элементов … |
10 |
11. Таблица КИСЛОТ и их СОЛЕЙ (формулы и наименования) |
11 |