- •1.Предмет и задачи химии. Понятие о материи и вещ-ве. Место химии среди естест-ных наук
- •2.Основные понятия в химии: относительная атомная масса химического элемента, отно-сительная молекулярная масса вещества, моль, молярная масса, молярный объем.
- •3. Простые и сложные вещества. Степень окисления атома элемента в соединении. Состав-ление формул бинарных соединений по известным степеням окисления.
- •4. Оксиды: определение, классификация, номенклатура, методы получения, важнейшие химические свойства.
- •Основания: определение, классификация, номенклатура, диссоциация, важнейшие химические свойства. Методы получения.
- •5. Кислоты: определение, классификация, номенклатура, диссоциация, важнейшие хими-ческие свойства. Методы получения.
- •7. Соли: определение, классификация, номенклатура. Диссоциация. Важнейшие свойства. Методы получения кислых, средних (нормальных) и основных солей.
- •10. Элементарные частицы – протоны, нейтроны и электроны.
- •11. Атомные ядра, их строение. Заряд атома. Массовое число. Понятие о химическом эле-менте. Изотопы. Относительная атомная масса химического элемента.
- •14. Периодический закон д.И. Менделеева. Структура периодической системы.
- •15. Связь электронных структур атомов с их положением в периодической системе. Причины периодичности. Валентные электроны для атомов s-, p-, d- и f-элементов.
- •17. Типы химической связи. Ковалентная связь. Метод валентных связей (вс). Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный). Свойства ковалентной связи.
- •18. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи, ее особенности.
- •Водородная связь, ее особенности.
- •Виды межмолекулярного взаимодействия.
- •21. Термодинамические системы и их классификация.
- •22. Тепловой эффект химической реакции. Экзо- и эндо-термические реакции. Внутренняя энергия и энтальпия. Их связь с тепловым эффектом реакции.
- •23. Первый закон термодинамики. Закон Гесса. Условия его применения. Теплоты и энталь-пии образования химических соединений. Следствия из закона Гесса.
- •24. Особенности термохимических уравнений. Методы определения тепловых эффектов химических реакций.
- •25. Энтропия как мера вероятности состояния системы. Факторы, определяющие величину энтропии системы. Методы определения энтропии физико-химических процессов. Второй закон термодинамики.
- •29. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Активные молекулы. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •31. Химическое равновесие. Константа равновесия для гомогенных и гетерогенных систем, факторы, от которых она зависит.
- •32. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •33. Основные положения теории электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.
- •34. Диссоциация малорастворимых веществ. Произведение растворимости.
- •35. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН).
- •36. Реакции обмена в растворах электролитов. Обратимые и необратимые реакции. Условия смещения равновесия в обратимых реакциях.
- •37. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза.
- •38. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •39. Методы подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях: метод электронного баланса, ионно-электронный метод. Роль среды в окислительно-восстановительных реакциях.
- •Гальванический элемент. Его устройство и принцип действия. (картинка!)
- •41. Эдс гальванического элемента, ее связь с ∆g процесса. Электродный потенциал, механизм его возникновения, факторы, влияющие на величину электродного потенциала.
- •42. Типы электродов: металлические, газовые, окислительно-восстановительные. Стандартный водородный электрод.
- •43. Методы измерения электродных потенциалов. Стандартные электродные потенциалы. Ряд напряжений. Уравнение Нернста.
- •44. Применение электродных потенциалов для определения возможности протекания окислительно-восстановительных реакций в растворе. ( нет?)
- •45. Понятие об амфотерности. Амфотерные элементы, их оксиды и гидроксиды. Взаимодействие амфотерных элементов и их соединений с кислотами щелочами. (дописать)!
- •46. Коррозия металлов. Виды коррозии. Химическая и электрохимическая коррозии.
5. Кислоты: определение, классификация, номенклатура, диссоциация, важнейшие хими-ческие свойства. Методы получения.
Кислоты – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона водорода Н+ и аниона кислотного остатка.
Названия кислот
В общем виде формула кислоты записывается как НmЭ или НmЭОn, где Э – кислотообразующий элемент.
По химическому составу, а именно по отсутствию или наличию атомов кислорода в молекулах, кислоты делятся на кислородсодержашие (H2SO4, HNO3) и бескислородные (H2S, HF, HCl).
Кислоты имеют традиционные и систематические названия, составляемые по номенклатурным правилам ИЮПАК для сложных соединений.
Традиционное название кислоты складывается из двух слов. Первое слово – прилагательное с корнем от русского названия кислотообразующего элемента, второе – слово «кислота», например, серная кислота, азотная кислота. В названиях кислородосодержащих кислот для обозначения степени окисления кислотообразующего элемента используются следующие суффиксы:
–н, –ов, –ев – (высшая или любая единственная степень окисления), как HClO4 – хлорная, H2SO4 – серная, HMnO4 – марганцовая кислота;
–новат – (промежуточная степень окисления +5), как HClO3 – хлорноватая, HIO3 – йодноватая, H2MnO4 – марганцоватая кислота;
–овист, –ист – (промежуточная степень окисления +3, +4), как HClO2 – хлористая, HNO2 – азотистая, H3AsO3 – ортомышьяковистая кислота;
–новатист – (низшая положительная степень +1), как HClO – хлорноватистая.
Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляют префикс «мета», при наибольшем числе – префикс «орто»: НРО3 – метафосфорная кислота, Н3РО4 – ортофосфорная кислота (степень окисления фосфора равна +5).
Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием о и прибавлением слова водородная:
HF – фтороводородная или плавиковая кислота
HCl – хлороводородная и соляная кислота
Способы получения кислот
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой. Например:
SO2 + H2O → H2SO3
Исключение составляют SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, которые с водой не взаимодействуют.
2. Если кислотный оксид не растворим в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, а именно, действием другой кислоты на соответствующую соль. Например:
Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3
3. Бескислородные кислоты получают путем взаимодействия неметаллов с водородом с последующим растворением продуктов в воде. Например:
Н2(г) + Cl2(г) → 2 HCl(г)
Химические свойства кислот
Кислоты представляют собой жидкости (Н2SO4, HNO3) или твердые вещества (H3PO4). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Водные растворы кислот имеют кислый вкус и изменяют цвет индикаторов: лакмусу придают красный цвет, метиловому оранжевому – розовый.
1. Электролитические свойства кислот. Согласно теории электро-литической диссоциации кислотами называют вещества, диссоцирующие в водных растворах с образованием ионов водорода Н+, которыми обусловлены все общие свойства кислот (кислый вкус растворов, окрашивание лакмуса в красный цвет, взаимодействие с металлами и т.д.).
Число ионов водорода кислоты, способных замещаться на катионы металлов, определяет основность этой кислоты и число ступеней диссоциации. Так HCl, H2SO4, H3PO4 – пример одно-, двух-, и трехосновных кислот.
Диссоциация одноосновной хлороводородной кислоты HCl происходит в одну ступень:
HCl H+ + Cl–
Ей соответствует один кислотный остаток – хлорид-ион Cl–.
Угольная кислота, являясь двухосновной кислотой, диссоциирует в две ступени с образованием кислотных остатков:
Н2СО3 Н+ + НСО3– гидрокарбонат-ион
НСО3– Н+ + СО32– дигидрокарбонат-ион
Ортофосфорная кислота Н3РО4 диссоциирует в три ступени с образованием трех кислотных остатков:
Н3РО4 Н+ + Н2РО4– дигидроортофосфат-ион
Н2РО4– Н+ + НРО42– гидроортофосфат-ион
НРО42– Н+ + РО43– ортофосфат-ион
Если кислотный остаток содержит один водород-ион, то к его названию прибавляется приставка «гидро», если два водородных иона– «дигидро».
2. Взаимодействие с основаниями, в результате образуется соль и вода.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
3. Взаимодействие с основными оксидами.
2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O
4. Взаимодействие с солями. Кислоты вступают в реакцию с солями, если в результате ее образуется более слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение.
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2 HCl
-
Взаимодействие кислот с металлами (с образованием соли и выделением водорода).
2 HCl + Fe → FeCl2 + H2
Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода с кислотами не взаимодействуют. При взаимодействии кислот с концентрированными серной и азотной кислотами водород не выделяется.