Химия – наука, изучающая вещества их состав, строение, свойства и взаимные превращения.

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: N_A = 6,02.10²³ стр.ед./моль; V_M^НУ = 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)

n_э(A) = n_э(B) = n_э(C) = n_э(D) =.… n_э = m/Мэ или n_э = 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	-	s¹p_х¹	s¹p_x¹p_y¹	s¹p_x¹p_y¹p_z¹	-	-	-
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 = Э₂О_Х, [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 = Н_mA Û H⁺ + …, m – основность 1,2,3,(4):

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ, БЕСКИСЛОРОДНЫЕ(-).

IV. СОЛИ = Ме_mА_n Þ m Меⁿ⁺ + А^m-;

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	МОЛЯРНАЯ (мольная) ДОЛЯ,			Сумма числа моль растворенного вещества и	-
6	ТИТР раствора,
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
Э₂О_х	Ме(ОН)_n	Н_mА	Ме_mА_n

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/Р_о = N(1)

DР = Р_о_{, (растворителя)}– Р_о_{, (раствора)}; ( Р_о,Н2О^{293 К} = 2,34 кПа; Р_о,Н2О^{298 К} = 3,17 кПа; Р_о,Н2О^{303 К} = 4,24 кПа )

№2. 1 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð Dt_зам. = K∙Сm(1); К(Н₂О) = 1,86^о; t_зам.(Н₂О) = 0 ^оС;

ПОНИЖЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА: Dt_зам. = t_зам.(0) – t_зам.(раствора);

№3. 2 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð : Dt_кип.= Е∙Сm(1); Е(Н₂О) = 0,52^о; t_кип.(Н₂О) = 100 ^оС;

ПОВЫШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ РАСТВОРА: Dt_кип. = t_кип.(раствора) – t_кип.(0);

№4. ЗАКОН ВАНТ-ГОФФА ð ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ РАСТВОРА: p = R∙T∙C_M(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:

a = ;

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 (A_mB_n ¹® …),

б) плохо, «стадийно» распадаются на катионы и на анионы СЛАБЫЕ электролиты: A_mB_n Û mAⁿ⁺ + nB^m-,

в) – СИЛЬНЫЕ электролиты, хорошо, «полностью» распадаются на ионы: A_mB_n Þ mAⁿ⁺ + nB^m-.

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, К_в<10^-4,

2). слабые КИСЛОТЫ – все за исключением СИЛЬНЫХ кислот , К_а<10^-4.

ЭД ВОДЫ – процесс «неохотный»: 1Н₂О Û 1 Н⁺ + 1 ОН^- ; К_Н2О = 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 (C_s) и ионным составом – участвуют только ионы СЛАБЫХ электролитов:

СОЛЬ ОБРАЗОВАНА	К_вили К_а	Ион среды	рН	К_г =	h =	[иона] среды
Основание	кислота
Сильное	Слабая	К_а<10^-4	ОН^-	рН>7	=	=	[OH^-]=
Слабое	Сильная	К_в<10^-4	Н⁺	рН<7	=	=	[H⁺]=
Слабое	Слабая	К_в и К_а<10^-4	ОН^- или Н⁺	рН³7	=	-	-
Сильное	Сильная	К_в и К_а>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 = рК_а-, для смесей б) рН = 14-рК_в+.

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
Cr₂O₇^2-	MnO₄^1-
КИСЛАЯ	Cr³⁺	Mn²⁺
НЕЙТРАЛЬНАЯ	¹	MnO₂¯
ЩЕЛОЧНАЯ	¹	MnO₄^2-

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 Ме^о – только В-ЛИ:

Ме^о + (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 Ме^оУМЕНЬШАЕТСЯ,

ОКИСЛИТЕЛЬНАЯ активность Меⁿ⁺ ВОЗРАСТАЕТ →

CЛЕДСТВИЯ из ряда активности металлов:

1). БОЛЕЕ активные Ме^о металлы вытесняют катионы МЕНЕЕ активных Меⁿ⁺ из их соединений,

2). Металлы Ме^о групп = (а, ср) вытесняют Н₂ из КИСЛОТ, в которых Н⁺ = о-ль (HCl,…H₂O,…H₂SO_4(разб.)),

3). «БЫСТРОТА» и активность вытеснения повышается с удалением взаимодействующих «ПАР»: Ме₁, Ме₂.

СХЕМЫ взаимодействий металлов Ме^о групп = (а, ср, м)

с растворами H₂SO₄(к), HNO₃(p), HNO₃(к)

Ме^о + H₂SO₄(к) =(t^o)Þ соль(*) + Н₂О + { H₂S→(a), S→(ср), SO₂→(м) }

соль(*) – содержит катион Меⁿ⁺ в возможно МИНИМАЛЬНОЙ положительной С.О.

Ме^о + HNO₃(p) =(t^o)Þ соль(**) + Н₂О + { NH₃→(a), N₂, N₂O→(ср), NO→(м) }

соль(**) – содержит катион Меⁿ⁺ в возможно МАКСИМАЛЬНОЙ положительной С.О.

Ме^о + HNO₃(к) =(t^o)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)

Ме^о + ОН^- + (Н₂О) Þ Н₂# + [«комплексная» низшая ОКСО-соль АМФОТЕРНОГО Меⁿ⁺]

Окисление: Ме^о + … – 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, С_м,1 \|\| соль Ме₂, С_м,2 \| Ме₂ (К+)
АНОДНЫЕ электроды изготавливаются из БОЛЕЕ активного металла- Ме₁ или из металла, который погружен в раствор электролита с МЕНЬШЕЙ концентрацией окисляющего вещества – С_м.	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): Е_{Меn+, Ме} = Е^о_{Меn+, 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: BO₃^3-, PO₄^3-, SO₄^2-, 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
h(вещества) =
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
SO₄^2- + 2 H⁺ + 2 ē ® SO₃^2- + H₂O	+0,17 В
O₂ + 2 H₂O + 4 ē ® 4 OH^-	+0,40 В
Cr₂O₇^2- + 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 ® MnO₄^2-	+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, Н_f, DН_f^о,±DН_{(реакции)}, S, S_f^o, ±DS_{(реакции)}, DG_f_, DG_f^o, 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)} = Н_{конечное}-Н_{начальное}	2). ЗДМ (закон действующих масс) или закон Гульдберга-Вааге:	V_® = k_®∙C(A)^m∙C(B)ⁿ или V_® = k_р_®∙p^m(А_газ)∙pⁿ(В_газ) (m+n)£3!
DН^o_(р) = p∙DН^о_f(C) +q∙DН^о_f(D) -m∙DН^о_f(A) -n∙DН^о_f(B)	3). правило Вант-Гоффа:	; (g=2÷4)
DS^o₍_р₎ = p∙S_f^о(C) +q∙S_f^о(D) -m∙S_f^о(A) -n∙S_f^о(B)	4). дополнительные вещества, влияющие на реакцию в(→) или (←) направлениях	КАТАЛИЗАТОРЫ – ускоряют; ИНГИБИТОРЫ – замедляют реакцию, меняя ее ЭНЕРГИЮ АКТИВАЦИИ – (Е_а).
DG^o_(р) = p∙DG_f^о(C) +q∙DG_f^о(D) -m∙DG_f^о(A) -n∙DG_f^о(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∙lgK_хр
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)

**АКТИНОИДЫ – (все 5f- элементы расположены в клеточке №89 = Ac** внутри периодической таблицы)

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

BeO₂^2-

Бериллат

Борная (орто)

слабая

H₃BO₃

BO₃^3-

Орто-борат

Борная (тетра)

слабая

H₂B₄O₇

B₄O₇^2-

Тетраборат

Висмутовая

HBiO₃

BiO₃^-

Висмутат

Железная

H₂FeO₄

FeO₄^2-

Феррат

Железистая (мета)

слабая

HFeO₂

FeO₂^-

Феррит

Кремниевая (мета)

слабая

H₂SiO₃

SiO₃^2-

Мета-силикат

Марганцовая

HMnO₄

MnO₄^-

Перманганат

Марганцовистая

H₂MnO₄

MnO₄^2-

Манганат

Молибденовая

H₂MoO₄

MoO₄^2-

Молибдат

Мышьковая (орто)

слабая

H₃AsO₄

AsO₄^3-

Орто-арсенат

Оловянная (мета)

слабая

H₂SnO₃

SnO₃^2-

Мета-станнат

Оловянистая

слабая

H₂SnO₂

SnO₂^2-

Станнит

Селеновая

H₂SeO₄

SeO₄^2-

Селенат

Свинцовая (мета)

слабая

H₂PbO₃

PbO₃^2-

Мета-плюмбат

Свинцовистая

слабая

H₂PbO₂

PbO₂^2-

Плюмбит

Серная

H₂SO₄

SO₄^2-

Сульфат

Дисерная

H₂S₂O₇

S₂O₇^2-

Дисульфат

Тиосерная

слабая

H₂S₂O₃

S₂O₃^2-

Тио-сульфат

Сернистая

слабая

H₂SO₃

SO₃^2-

Сульфит

Сурьмяная (мета)

слабая

HSbO₃

SbO₃^-

Мета-антимонат

Теллуровая

H₂TeO₄

TeO₄^2-

Теллурат

Угольная

слабая

H₂CO₃

CO₃^2-

Карбонат

Муравьиная

слабая

HCOOH

HCOO^-

Формиат

Уксусная

слабая

CH₃COOH

CH₃COO^-

Ацетат

Фосфорная (орто)

слабая

H₃PO₄

PO₄^3-

Орто-фосфат

Фосфорная (мета)

слабая

HPO₃

PO₃^-

Мета-фосфат

Дифосфорная

слабая

H₄P₂O₇

P₂O₇^4-

Дифосфат

Фосфористая (мета)

слабая

HPO₂

PO₂^-

Мета-фосфит

Хромовая

H₂CrO₄

CrO₄^2-

Хромат

Дихромовая

H₂Cr₂O₇

Cr₂O₇^2-

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

F^-

Фторид

Хлороводородная

HCl

Cl^-

Хлорид

Бромоводородная

HBr

Br^-

Бромид

Иодоводородная

I^-

Иодид

Циановодородная

слабая

HCN

CN^-

Цианид

Тиоциановодородная

слабая

HSCN

SCN^-

Тио-цианид

Селеноводородная

слабая

H₂Se

Se^2-

Селенид

Сероводородная

слабая

H₂S

S^2-

Сульфид

ВСПОМОГАТЕЛЬНЫЕ АРИФМЕТИЧЕСКИЕ ВЫЧИСЛЕНИЯ … , ln a, lg a

в последовательности цело.?..ЧИСЛЕННЫХ значений – а = от 1 до 10

аÞ	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

= Химия - наука, изучающая вещества их состав, строение, свойства и взаимные превращения.∙10^х^/2	lg(a∙10^х) = 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

Электронная библиотека

Химия – наука, изучающая вещества их состав, строение, свойства и взаимные превращения.

ИНЕРТНЫЕ или «благородные газы» – элементы, завершающие текущий период

Принятые наименования: щелочные, щелочно-земельные, благородные металлы, халькогены, галогены

Тема необъятна, читайте еще: