Шпаргалка по Химии 5

Енéргія іонізáціі
— найменша енергія потрібна для того, щоб вирвати електрон із фізичної системи й віднести його на нескінченну віддаль.

Спорі́дненість до електро́на
—енергія, необхідна для того, щоб забрати електрон у однократно від'ємно зарядженого іона.

Спорідненість до електрона
в підгрупі зменшується, а в періоді спостерігається більш його складна зміна. Найбільшу спорідненість до електрона мають р-електрони сьомої групи, яким до завершення рівня не вистачає одного електрона. Найменшу спорідненість мають р-електрони восьмої групи та атоми з конфігурацією s2
(Be, Mg, Zn). Вимірюється спорідненість до електрона в тих самих одиницях, що й енергія іонізації.

Властивості розчинів неелектролітів:
зниження тиску насичених парів розчинника над розчином,зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчину.

Температура кипіння
розчину нелеткої сполуки завжди вища, ніж tо
кипіння розчинника. Різниця між температурами кипіння розчину і розчинника називається підвищенням tо
кипіння: ∆Ткип
=
Т – Т0.
Температура замерзання
розчину нелеткої речовини завжди нижча, ніж температура замерзання чистого розчинника. Різницю tо
замерзання чистого розчинника і розчину називають зниженням tо
замерзання: ∆Тзам
=
Т0
– Т

Константа дисоціації
є кількісною мірою дисоціації електроліту. Чим більше значення К
Д
електроліту, тим краще він дисоціює у розчині і тим більша концентрація його іонів.

Значення
константи
дисоціації залежить від природи електроліту, природи розчинника і температури.

Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь електролітичної дисоціації. Ступінь дисоціації дорівнює відношенню числа молекул електроліту, які розпалися у розчині на іони, до загального числа розчиненних молекул.

Осмос
— спонтанний перехід, однобічна дифузія через напівпроникну перегородку (мембрану), яка відокремлює розчин від чистого розчинника або розчину меншої концентрації.

закон Вант-Гоффа
: осмотичний тиск розчину дорівнює тому тиску, яке виробляло б розчинена речовина, якщо б воно у вигляді ідеального газу займала обсяг, що дорівнює об'єму розчину при тій же температурі.

Оскільки теплота хімічного процесу
залежить від умов його перебігу, тому розрізняють ізобарний і ізохорний
теплові (енергетичні) ефекти реакції
.

Ізобарним
тепловим ефектом реакції Qp, називають теплоту хімічного процесу, що відбувається при p=const і рівності температур початкового і кінцевого станів системи Т1
= Т2
. Ізохорним
тепловим ефектом реакції Qv називають теплоту хімічного процесу, що відбувається при V=constТ1
= Т2
.Ізохорні реакції проводять в геометрично замкнутих ємкостях – калориметричних бомбах.

Утворення комплексних сполук згідно методу валентного зв
’
язку та теорії кристалічного поля.

Центральний
атом є акцептором, а ліганди — донорами електронних пар; при утворенні комплексу між ними виникає ковалентний зв’язок за донорно-акцепторним механізмом унаслідок перекривання заселених електронних орбіталей лігандів із вакантними орбіталями центрального атома. Ліганди, зв’язані з центральним атомом, утворюють внутрішню координаційну сферу, яка існує в розчині та розплаві й дисоціює як дуже слабкий електроліт. Аніони або катіони утворюють зовнішню сферу.

У процесах розчинення, у хімічних реакціях, у структурі кристалу
комплекс виступає як самостійна одиниця, яка утворена з реально існуючих простіших частинок і здатна самостійно існувати.

Станда́ртные состоя́ния
— в химической термодинамике условно принятые состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов при оценке термодинамических величин.

В стандартных состояниях значения термодинамических величин называют «стандартными» и обозначают нулем в верхнем индексе например: G0
, H0
, m0
— это соответственно стандартные энергия Гиббса, энтальпия, химический потенциал вещества.Стандартна ентальпія
(
теплова функція
)
утворення речовини
- це зміна ентальпії в процесі утворення даної речовини, що перебуває в стандартному стані з термодинамічне стабільних форм простих речовин, що також перебувають у стандартних станах.Стандартна ентальпія

згоряння (∆H
0
зг
)– змінна ентальпії при згорянні 1 моль речовини за стандартних умов.

Ентропія, як міра невпорядкованості.
Наприклад, розподіл молекул ідеального газу. У випадку ідеального газу найбільш імовірним станом, відповідним максимуму ентропії, буде рівномірний розподіл молекул. При цьому реалізується і максимальна "невпорядкованість", тому що при цьому будуть максимальні можливості конфігурації. Проблеми починаються в двох випадках:

*коли починають змішувати різні розуміння безладу, і ентропія стає мірою безладу взагалі;

*коли поняття ентропії застосовується для систем, не є термодинамічними.

Ентроп́і
йний фактор
— в термодинаміці міра енергії у

термодинамічній системі, яка не може бути використана для виконання роботи.Ентальпі́йний фактор -
термодинамічний потенціал, що характеризує стан термодинамічної системи при виборі як основних незалежних змінних ентропії (S) і тиску (P).

Всі окислювально-відновні реакції
можна розділити на наступні типи
:

1. Реакції міжатомного і міжмолекулярного окислювання-відновлення - обмін електронами відбувається між різними атомами, чи молекулами іонами. Наприклад: 2Ca+O2
= 2CaO

2. Реакції диспропорціонування (самоокислення-самовідновлення).Наприклад: Cl2
+2NaOH ----- NaCl +NaCl

3. Реакції внутрімолекулярного окислювання-відновлення. У цих реакціях односкладова частина молекули виконує функцію окислювача, а інша відновлювача. Наприклад: 4KСlO3
= KСlO4
+ KCl

У кислому середовищі
надлишкові атоми Оксигену зв’язують Н+
— на кожний надлишковий атом Оксигену додають два Н+
, а в другу частину рівняння — відповідну кількість Н2
О.У
лужному чи нейтральному середовищі
, надлишкові атоми Оксигену зв’язують Н2
О — на кожний надлишковий атом Оксигену додають молекулу Н2
О, а у протилежний бік рівняння — вдвічі більшу кількість ОН–
:

Константа

Обмінні реакції в розчинах електролітів.
Реакції між іонами відбуваються лише тоді, коли внаслідок їхньої взаємодії утворюється малорозчинна або летка сполука або слабкий електроліт. утворення малодисоційованої сполуки - це зви­чайні реакції нейтралізації, які є зворотними відносно реакції дисоціації води, і утворення слабкої кислоти або слабкої основи. Правило Бертоллє
: реакції обміну протікають тільки тоді, коли утворюється малорастворимое з'єднання (осад), Легколетюча речовина (газ), або малодіссоціірующее з'єднання (дуже слабкий електроліт, в тому числі і вода). У таких випадках реакції будуть практично не оборотні.

Протонна теорія кислот і основ Бренстеда.
Хоча назва розглянутої теорії підкреслює виключно роль протона, маються на увазі всі можливі ядра атома водню: протонів, дейтронів і тритон. За цією теорією, кислота і основа становлять пов'язану пару і пов'язані рівнянням: кислота D основа + протон.

У розчинах протон не може існувати у вільному вигляді, він з'єднується з молекулами розчинника. У розрахунках зазвичай приймають, що протон знаходиться у воді у вигляді іонів гідроксиду Н3О +

Ебуліоскопічна та кріоскопічна сталі
вказують на підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання розчину з концентрацією С
т
= 1 моль/кг. Оскільки для таких концентрованих розчинів рівняння не придатні, то сталі Е і К є екстраполяційними, тобто їх визначають експериментально для розведених розчинів із перерахунком на один моль розчиненої речовини.

Ебуліоскопічна та кріоскопічна сталі,
залежать лише від
властивостей розчинника — його температури кипіння (замерзання) Тк
(3
), молярної маси М і теплоти випаровування (плавлення) ΔНвип
(пл
), але не залежать від властивостей розчиненої речовини.

Ке =0,52кгК/моль – ебуліоскопічна стала

Кк =1,86кгК/моль – кріоскопічна стала

Електронегативність
-фундаментальна хімічна властивість

атома, кількісна характеристика здатності атомав молекулі

притягувати до себе спільні

електронні пари.Електрични
й
дипольни
й
момент
-
сума добутків величин зарядів на їхні радіус-вектори.Природними одиницями вимірювання дипольного заряду в системі СІ є кулон
на
метр
. Ковалентні зв
’
язки можуть бути полярними і неполярними. Полярними
є такі зв’язки, в яких центри ваги позитивних та негативних зарядів не співпадають. Неполярні
зв’язки виникають між однаковими атомами в цілком симетричних молекулах, в яких центр симетрії збігається з серединою розглянутого зв’язку, наприклад: CCl3
-CCl3

Теорія кислот і основ.
Згідно цієї теорії термін 'твердий' стосується малих частинок, котрі мають високий заряд та не схильні до поляризації; 'м'який' — великих частинок, що знаходяться на нижчих або нульовому ступені окислення та схильні до поляризації.

Електронна теорія Льюіса.
зовнішня електронна оболонка атома найбільш стабільна, якщо в ній міститься вісім електронів. Це було суто емпіричне спостереження, не засноване на будь-яких розрахунках, але так було зручно пояснювати багато хімічних явищ.

Активність іонів
означає ефективну умовну концентрацію, згідно з якою іони діють у хімічних реакціях.

Відношення активності іонів до концентрації розчинів називають коефіцієнтом активності
та позначають f.

Активн
і
сть іонів
залежить від природи електроліту, температури та іонної сили розчину μ. Іонна сила дорівнює напівсумі добутку молярних концентрацій усіх іонів у розчині на квадрати їх зарядів.

Хімі́чний зв'язо́к
— взаємодія між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі.

Види хімічних зв’язків
: ковалентний зв'язок, йонний зв'язок, металічний зв'язок.Згідно з теорією хімічного зв’язку найбільшу міцність мають зовнішні оболонки, які складаються з двох або восьми електронів. При утворенні молекули в ході хімічної реакції атоми намагаються набути стійку восьмиелектронну або двохелектронну оболонку. Таким чином хімічні зв’язки утворюються завдяки зсуву або перенесенню електронів від одного атома до іншого.

Швидкість хімічної реакції
-зміна концентрації реагента або продукту реакції за одиницю часу.

Швидкість хімічної реакції залежить від:
температури
(у разі підвищення температури на кожні 10 °С швидкість реакції зростає у два-чотири рази), природи реагентів,
концентрації реагентів
(Закон діючих мас),опромінення,
присутності
каталізатора.

Закон діючих мас
: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна концентрації реагуючих речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів. В стані хімічної рівноваги при фіксованій температурі й тиску вільна енергія Гібса повинна мати мінімальне значення.