Шпаргалка по "Химии"

1)Моль - единица измерения  количества вещества. Соответствует  количеству вещества, в котором  содержится  (число Авогадро) частиц (молекул, атомов, ионов, электронов или любых др.)Na это постоянная Авогадро, равная количеству атомов в 12 граммах нуклида углерода 12C.

Молярная масса - масса  одного моля вещества. Молярная масса  равна произведению массы одной  молекулы вещества на число Авогадро.

Моля́рный объём - объём  одного моля вещества, величина, получающаяся от деления молярной массы на плотность. Характеризует плотность упаковки молекул.

Эквивалент - реальная или  мнимая частица вещества, которая  может присоединять, высвобождать или  быть каким-либо иным образом эквивалентна (то есть равноценна) одному иону в обменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Фактор эквивалентности - число, показывающее какая доля реальной частицы равноценна одному катиону  водорода или электрону соответствующей  реакции. Фактор эквивалентности всегда ≤1.

Молярная масса эквивалента  вещества - масса одного моля эквивалента  этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества.

 

2)Закон сохранения  массы.

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе  веществ,

образовавшихся в результате реакции.

Закон постоянства состава.

Любое определенное химически  чистое соединение независимо от способа  его получения состоит из одних  и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные  числа их атомов выражаются целыми числами.

Закон кратных отношений.

если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого  вещества, относятся как целые  числа, обычно небольшие.

Закон эквивалентов.

Отношения масс веществ, вступающих в химическое взаимодействие, равны или кратны их химическим эквивалентам.

Закон Авогадро.

В равных объёмах различных  газов, взятых при одинаковых температуре  и давлении, содержится одно и то же число молекул.

 

3)Вещества в химии  делятся на простые и сложные.  Простые делятся на металлы  и неметаллы, сложные делятся  на органические вещества и  неорганические вещества. К неорганическим  веществам относятся оксиды (соединение  химического элемента с кислородом), основания (гидроксиды - соединения оксидов химических элементов с водой.), кислоты (вещества, содержащие водород и диссоциирующие в воде с образованием ионов Н) и соли (вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка.).

Оксиды бывают основные (образующие соли и воду при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. К ним относятся:

-оксиды металлов главной  подгруппы первой группы (щелочные  металлы)

-оксиды металлов главной  подгруппы второй группы (щелочноземельные металлы)

-оксиды металлов переходных  элементов в низших степенях  окисления), амфотерные (солеобразующие  оксиды, проявляющие в зависимости  от условий либо осно́вные,  либо кислотные свойства (то есть  проявляющие амфотерность). Образуются  переходными металлами.), кислотные (оксиды, растворяющиеся только в щелочах, с образованием соли и воды. Образуются типичными неметаллами и некоторыми переходными элементами.), несолеобразующие (оксиды, не проявляющие ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств и не образующие соли.).

Основания делятся на растворимые в воде (щёлочи) и  нерастворимые в воде.

Кислоты бывают кислородные  и бескислородные.

Соли делятся на средние (все атомы водорода в молекулах  кислоты замещены на атомы металла. Например, Na2CO3, K3PO4.), кислые (атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Например, NaHCO3, K2HPO.) и копплексные (в их состав входит комплексный катион или комплексный анион. Например, K3[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2.).

 

4) 1805г. - гипотеза Дальтона  о том, что атом - мельчайшая электронейтральная, неделимая частица, сохраняющая свойства элемента. Модель Томпсона: Атом содержит только протоны и электроны.

1911г. - Планетарная модель атома  Резерфорда: Электроны вращаются  вокруг положительно заряженного  ядра. Заряд ядра=заряду электронов.

1913г. - Модель Бора.

Ядерная модель атома + квантовая теория света. E=h*ню.

Пастулаты бора:

Первый постулат Бора (постулат стационарных состояний):

В атоме существуют некоторые стационарные состояния, не изменяющиеся во времени  без внешних воздействий. В этих состояниях атом не излучает электромагнитных волн.

Второй постулат Бора (правило частот):

при переходе атома из одного стационарного  состояния в другое им испускается  или поглощается один квант энергии.

В начале ХХ века учёными Луи де Броилем, Гейзенбергом и Шрёдингером создана квантово-механическая модель строения атома, а также протонно-нейтронная теория ядра Иваненко и Гейзенбергом.

Строение ядра.

Положительно заряженное ядро находится  в центре атома и в нём сосредоточен весь положительный заряд и почти вся масса. Атом содержит ядро (которое состоит из нуклонов (протонов и нейтронов)) и электронную оболочку.

Массовое число - общее число  нуклонов в ядре (A=Z+N, где Z-число протонов, N-число нейтронов).

Карпускулярно-волновая двойственность микрочастиц.

Это явление, когда электрон может  проявлять себя как частица, т.е. обладать определённой массой и зарядом  и как волна, т.е. способен к диффракции и интерференции.

 

5)Квантовые числа электронов

Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, ...). Под главным квантовым числом, равным ∞, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).

Кроме того, оказывается, что в пределах определенных уровней энергии электроны  могут отличаться своими энергетическими  подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уровня, отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n - 1 (l = 0,1, ..., n - 1). l=0-s, 1-p, 2-d, 3-f,...

Орбиталь - совокупность положений  электрона в атоме, т.е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Число l характеризует различное  энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму  электронного облака, а также орбитальный  момент р - момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра.

Проекция спина на ось = (магнитное  спиновое число m со значком s) может  иметь лишь два значения: m = 1/2 или m = -1/2.

Спин - это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря, спин - это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = 1/2.

 

6)Принципы заполнения орбиталей

1.Принцип Паули. В атоме не  может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).

2.Правило Клечковского (принцип  наименьшей энергии). В основном  состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s.

3.Правило Хунда. Атом  в основном состоянии должен  иметь максимально возможное  число неспаренных электронов  в пределах определенного подуровня.

Полная электронная  формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что сначала заполняются подуровни, для которых:

1.Главное квантовое  число n минимально;

2.Внутри уровня сначала  заполняется s- подуровень, затем  p- и лишь затем d- (l минимально);

3.Заполнение происходит  так, чтобы (n + l) было минимально (правило Клечковского);

4.В пределах одного  подуровня электроны располагаются  таким образом, чтобы их суммарный  спин был максимален, т.е. содержал  наибольшее число неспаренных  электронов (правило Хунда).

5.При заполнении электронных  атомных орбиталей выполняется  принцип Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2 подуровнях.

Пример: Цезий (Сs) находится  в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. Cоблюдая последовательность заполнения электронами орбиталей получим:

55Cs       1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1.

 

7)Периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. Причиной такой зависимости являются периодические изменения в строении внешнего валентного слоя.

Период - это горизонтальный ряд элементов, расположенных в  порядке возрастания заряда ядер, внешний электронный слой которых меняется от ns1 до ns2 np6.

Номер периода говорит  о числе энергетических уровней (электронных слоёв) и совпадает  с max значением главного квантового числа.

Группа - это вертикальный ряд элементов, объединённых одинаковым числом валентных электронов, и показывающий максимальную степень окисления.

s2, p6, d10, f14 - максимально  возможно!

 

8)Св-ва атомов элементов:

1.Ра́диусом а́тома  называется расстояние между  атомным ядром и самой дальней  из стабильных орбит электронов  в электронной оболочке этого атома. В периоде уменьшается, в группе увеличивается.

2.Энергия ионизации  - это энергия, которую необходимо  затратить, чтобы оторвать электрон  от нейтрального атома. В периоде  увеличивается, в группе уменьшается.

3.Сродство - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. В периоде увеличивается, в группе уменьшается.

4.Электроотрицательность. Характеризует способность атома  оттягивать на себя общую электронную  пару в соединении.

 

9)Виды и характеристики химических связей.

1.Ковалентная связь  - связь атомов за счет обществления  электронной пары с антипараллельными  спинами. Ковалентная неполярная  связь возникает между неметаллами,  ковалентная полярная связь возникает  между элементами с большой  электроотрицательностью.

2.Ионная связь - это  связь между ионами, т.е связь  между атомами. Обусловлена электростатическим  взаимодействием противоположно  заряженных ионов. Рассматривается  как отдельный случай ковалентной  полярной связи.

3.Водородная связь  - связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

4.Металлическая связь  - связь, обусловленная электростатическим  взаимодействием между обобществленными  делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

ЭНЕРГИЯ СВЯЗИ - это энергия, которую следует придать ядру атома для того, чтобы расщепить  его на составляющие элементы (нейтроны и протоны). Перед тем, как ядро подвергнется делению, оно должно получить необходимое количество этой энергии.

ДЛИНА СВЯЗИ (нм) - расстояние между ядрами в том или ином соединении. Обычно длина связи и  ее энергия антибатны: чем больше длина связи, тем меньше ее энергия.

ВАЛЕНТНЫЙ УГОЛ - угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома.

 

10)Свойства ковалентной  связи.

1.Насыщаемость ковалентной  связи.

Насыщаемость ковалентной  связи обусловлена ограниченными  валентными возможностями атомов, т.е. их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т.е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную валентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет валентность элемента в данном соединении.

2.Поляризуемость ковалентной  связи.

Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. такая связь называется неполярной ковалентной связью.

Если атомы различны, то степень владения обобществленной  парой электронов определяется различием  в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Такая ковалентная связь называется полярной.

3.Напрвленност ковалентной  связи.

Направленность ковалентной  связи является результатом стремления атомов к образованию наиболее прочной  связи за счет возможно большей электронной  плотности между ядрами. Это достигается при такой пространственной направленности перекрывания электронных облаков, которая совпадает с их собственной. Исключение составляют s-электронные облака, поскольку их сферическая форма делает все направления равноценными. Для p- и d-электронных облаков перекрывание осуществляется вдоль оси, по которой они вытянуты, а образующаяся при этом связь называется s-связью.