Геологический факультет. Шпаргалка 1 курс. / Химия / himia_v_shporah (1)

49. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. При любой окислительно-восстановительной реакции происходит переход электронов от восстановителя к окислителю. Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами. Электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. Ряд стандартных электродных потенциалов позволяет решать вопрос о направлении самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительная реакция может самопроизвольно протекать в таком направлении, при котором электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, т.е. восстанавливается.	52. Скорость химической реакции. Зависимость скорости от концентрации и температуры. Правило Вант-Гоффа. Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы. Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площада поверхности фазы. Скоростью реакции в гомогенной системе называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени. Закон действия масс был открыт Гульдбергом и Ваге в 1867 г.: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10^0С скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.	53. Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Катализаторы. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции. Энергию активации выражают в кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Вещества, не расходующиеся в результате протекания химической реакции, но влияющие на её скорость, называются катализаторами. Биологические катализаторы белкового просхождения называются ферментами.
54. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. При ↑ концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при ↓ концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества. При ↑ давления путём сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов; при ↓ давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газа, т.е. в сторону увеличения давления. При ↑ температуры равновесие смещается в направление эндотермической, а при ↓ - в направлении экзотермической реакции. Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместиться в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.	42. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (Привести не менее трёх примеров.). Гидролиз идёт по катиону. Каждая последующая ступень протекает в значительно наименьшей степени, чем предыдущая.	43. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (Привести не менее трёх примеров.). Гидролиз идёт по аниону.
44.Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Случаи полного гидролиза. (Привести не менее трёх примеров.). Про такие соли в таблице растворимости стоит знак, что они не существуют или в водной среде разлагаются. Полный гидролиз протекает, если основание является малорастворимым многокислотным, а кислота является летучим веществом.	5. Простые вещества. Металлы и их основные свойства. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов. Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии твёрдые вещества. Металлы – это ковкие, пластичные, тягучие вещества, которые имеют металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток. Блеск металлов обусловлен наличием свободных электронов. Металлы в периодической системе располагаются под диагональю бор-кремний-мышьяк-теллур-астат. Атомы металлов являются сильными восстановителями. Металлы реагируют с галогенами, кислородом и серой, с водой, кислотами и солями. Электрохимический ряд напряжения металлов – способность образовывать гидратированные ионы.Li,K,Ba,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Co,Sn,Pb,H2,Cu,Hg,Ag,Au.	6. Неметаллы и их основные свойства. Электроотрицательность. Неметаллы – это химические элементы, которые образуют в свободном виде простые вещества, не обладающие физическими свойствами металлов. При обычных условиях могут быть жидкостями, газами и твёрдыми веществами. Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными модификациями. Например, озон и кислород. Неметаллы не имеют металлического блеска, кроме иода и графита. Большинство не проводят электрический ток (кроме кремния и графита). В твёрдом состоянии хрупкие и непластичные. Ряд электроотрицательности неметаллов – способность принимать электроны.H,As,I,Si,P,Se,C,S,Br,Cl,N,O,F.

7. Оксиды и их классификация: основные, кислотные, амфотерные, безразличные. Основные химические свойства. Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых - кислород со степенью окисления -2. Несолеобразующими оксидами называбтся такие оксиды, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни со щелочами и не образуют солей. Солеобразующими называются такие оксиды, которые взаимодействуют скислотами или основаниями и образуют при этом соль и воду. Основные оксиды – это такие оксиды, которым соответствуют основания. Все основные оксиды представляют собой твёрдые вещества. Основные свойства: оксид + кислота = соль + вода, оксид + вода = щёлочь, осн.оксид + кисл.оксид = соль. Кислотные оксиды – это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Основные свойства: оксид + основание = соль + вода, кисл.оксид + осн.оксид = соль, оксид + вода = кислота. Амфотерные оксиды – оксиды, которые образуют и кислоты, и основания.	8. Гидроксиды. Их классификация. Основные и амфотерные гидроксиды и их основные химические свойства. Характер диссоциации гидроксидов в растворе. Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними одного или нескольких гидроксид-ионов. Основные гидроксиды образованы основными оксидами, амфотерные гидроксиды – амфотерными оксидами. Все основания при диссоциации образуют гидроксид-ионы ОН^-, которые и обуславливают ряд общих свойств: мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с другими веществами. Основные свойства: основание + кислота = соль + вода, основание + оксид неметалла = соль + вода, щёлочь + соль = основание + соль. При диссоциации среда щелочная.рН<6	9. Кислоты. Типы кислот. Основные химические свойства кислот. Классификация. Характер диссоциации в растворе. Кислотами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. По наличию кислорода кислоты делятся на кислородные и бескислородные; По основности – на одноосновные, двухосновные и трёхосновные; по растворимости – на растворимые и нерастворимые; по летучести – на летучие и нелетучие; по степени электролитической диссоциации на сильные и слабые; по стабильности – на стабильные и нестабильные. Общие свойства: кислый вкус, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с другими веществами. При диссоциации образуют катионы водорода. Среда кислая, рН>6. Основные свойства: кислота + основание = соль + вода, кислота + оксид металла = соль + вода, кислота + металл = соль + водород, кислота + соль = кислота + соль.
10. Соли. Типы солей: средние, кислые, основные, оксосоли. Химические свойства. Способы получения. Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков. Средние, или нормальные, соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Кислые соли – это продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Оксосоли – это продукт неполного замещения гидроксогруппы на кислотный остаток, при этом остаётся ион кислорода (оксо-ион). Основные свойства: соль + кислота = соль + кислота, соль + щёлочь = соль + основание, соль + соль = соль + соль, соль + металл = соль + металл. Способы получения: осн.оксид + кисл.оксид, основание + оксид неметалла = соль + вода, кислота + основание = соль + вода, кислота + оксид металла = соль + вода.