Сборник основных формул по химии

Краткий справочник студента

сборник основных формул по химии - student2.ru

Текст предоставлен изд-вом

«Сборник основных формул по химии»: АСТ: Астрель; Москва; 2009

Аннотация

В пособии приведены все основные формулы, уравнения реакций, а также даны определения по общей, неорганической, аналитической, органической и физической химии.

Предназначено для студентов нехимических специальностей вузов, а также может быть полезно абитуриентам.

Оглавление

I. Общая химия

1. Основные понятия химии

2. Строение атома и Периодический закон

3. Химическая связь

3.1. Метод валентных связей

3.2. Теория молекулярных орбиталей

3.3. Некоторые виды связей

4. Закономерности протекания химических процессов

4.1. Термохимия

4.2. Химическая кинетика

4.3. Химическое равновесие

5. Окислительно-восстановительные реакции

6. Растворы

6.1. Концентрация растворов

6.2. Электролитическая диссоциация

6.3. Диссоциация слабых электролитов

6.4. Диссоциация сильных электролитов

6.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель

6.6. Буферные растворы

6.7. Гидролиз солей

6.8. Протолитическая теория кислот и оснований

7. Константа растворимости. Растворимость

8. Координационные соединения

II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. Основные классы неорганических соединений

1.1. Оксиды

1.2. Основания

1.3. Кислоты

1.4. Соли

2. IА-группа

2.1. Получение и химические свойства щелочных металлов

2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металлов

3. IIА-группа

3.1. Получение и химические свойства простых веществ

3.2. Получение и химические свойства соединений

4. IIIА-группа

4.1. Химические свойства бора и его соединений

4.2. Химические свойства алюминия и его соединений

5. IVA-группа

5.1. Свойства углерода и его соединений

5.2. Получение и свойства кремния и его соединений

5.3. Получение и свойства соединений олова и свинца

6. VA-группa

6.1. Получение и свойства азота и его соединений

6.2. Получение и свойства фосфора и его соединений

7. VIA-группа

7.1. Кислород и его соединения

7.2. Сера и ее соединения

8. VIIA-группa

8.1. Водород и его соединения

8.2. Вода

8.3. Фтор и его соединения

8.4. Хлор и его соединения

8.5. Бром, иод и их соединения

9. d-Элементы

9.1. Хром и его соединения

9.2. Марганец и его соединения

9.3. Железо и его соединения

9.4. Медь и ее соединения

9.5. Серебро и его соединения

9.6. Цинк и его соединения

III. Аналитическая химия

1. Теоретические основы аналитической химии

2. Качественные реакции катионов

2.1. I аналитическая группа

2.2. II аналитическая группа

2.3. III аналитическая группа

2.4. IV аналитическая группа

2.5. V аналитическая группа

2.6. VI аналитическая группа

3. Качественные реакции анионов

3.1. I аналитическая группа

3.2. II аналитическая группа

3.3. III аналитическая группа

4. Количественный анализ

4.1. Титриметрический (объемный) анализ

4.2. Метод нейтрализации

4.3. Метод комплексонометрии

4.4. Жесткость воды. Определение жесткости воды

4.5. Методы редоксиметрии

4.6. Фотоколориметрия

IV. Органическая химия

1. Алканы

2. Циклоалканы

3. Алкены

4. Алкины

5. Диеновые углеводороды

6. Ароматические углеводороды

7. Галогеноуглеводороды

8. Спирты

9. Фенолы

10. Альдегиды и кетоны

11. Карбоновые кислоты и их производные

12. Жиры

13. Амины

14. Аминокислоты

15. Углеводы. Моносахариды. Олигосахариды. Полисахариды

V. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. Основные понятия термодинамики

1.1. Первое начало термодинамики

1.2. Применение первого начала термодинамики к гомогенным однокомпонентным закрытым системам

1.3. Второе начало термодинамики. Энтропия

1.4. Термодинамические потенциалы

2. Фазовые равновесия

2.1. Диаграмма состояния воды

3. Свойства растворов

3.1. Термодинамика растворов

3.2. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов

3.3. Растворы электролитов

3.4. Коллигативные свойства растворов электролитов:

4. Электропроводность растворов электролитов

5. Электрохимические процессы

5.1. Электродные потенциалы. Гальванические элементы. ЭДС

5.2. Классификация электродов

6. Поверхностные явления и адсорбция

6.1. Поверхностное натяжение и адсорбция по Гиббсу

6.2. Адсорбция на границе твердое тело – газ

6.3. Адсорбция из растворов электролитов

7. Коллоидные (дисперсные) системы

7.1. Классификация и способы получения дисперсных систем

7.2. Оптические свойства дисперсных систем

7.3. Молекулярно-кинетические свойства

7.4. Строение мицеллы

7.5. Устойчивость и коагуляция

I. Общая химия

Основные понятия химии

Химия – наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ.

Атомно-молекулярное учение.Вещества состоят из химических частиц (молекул, атомов, ионов), которые имеют сложное строение и состоят из элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов).

Атом – нейтральная частица, состоящая из положительного ядра и электронов.

Молекула – устойчивая группа атомов, связанных химическими связями.

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элемент обозначают

сборник основных формул по химии - student2.ru

где X – символ элемента, Z – порядковый номер элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева, A – массовое число. Порядковый номер Z равен заряду ядра атома, числу протонов в ядре атома и числу электронов в атоме. Массовое число A равно сумме чисел протонов и нейтронов в атоме. Число нейтронов равно разности A – Z.

Изотопы – атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа.

Относительная атомная масса(Ar) – отношение средней массы атома элемента естественного изотопического состава к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С.

Относительная молекулярная масса(Mr) – отношение средней массы молекулы вещества естественного изотопического состава к 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.

Атомная единица массы(а.е.м) – 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С. 1 а.е. м = 1,66 × 10-24 г.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Моль – количество вещества, содержащее 6,02 • 1023 структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

n = N/NA , где n – количество вещества (моль), N – число частиц, a NA – постоянная Авогадро. Количество вещества может обозначаться также и символом v.

Постоянная Авогадро NA = 6,02 • 1023 частиц/моль.

Молярная масса M (г/моль) – отношение массы вещества m (г) к количеству вещества n (моль):

М = m/n, откуда: m = М • n и n = m/М.

Молярный объем газаVM (л/моль) – отношение объема газа V (л) к количеству вещества этого газа n (моль). При нормальных условиях VM = 22,4 л/моль.

Нормальные условия:температура t = 0°C, или Т = 273 К, давление р = 1 атм = 760 мм. рт. ст. = 101 325 Па = 101,325 кПа.

VM = V/n, откуда: V = VM • n и n = V/VM.

В результате получается общая формула:

n = m/M = V/VM = N/NA.

Эквивалент– реальная или условная частица, взаимодействующая с одним атомом водорода, или замещающая его, или эквивалентная ему каким-либо другим способом.

Молярная масса эквивалентов Мэ – отношение массы вещества к количеству эквивалентов этого вещества: Мэ = m/n (экв ).

В реакциях обмена зарядов молярная масса эквивалентов вещества

сборник основных формул по химии - student2.ru

с молярной массой М равна: Мэ = М/(n × m).

В окислительно-восстановительных реакциях молярная масса эквивалентов вещества с молярной массой М равна: Мэ = М/n(ē), где n(ē) – число переданных электронов.

Закон эквивалентов– массы реагирующих веществ 1 и 2 пропорциональны молярным массам их эквивалентов. m1/m2 = МЭ1/МЭ2, или m1/МЭ1 = m2/МЭ2, или n1 = n2, где m1 и m2 – массы двух веществ, МЭ1 и МЭ2 – молярные массы эквивалентов, n1 и n2 – количества эквивалентов этих веществ.

Для растворов закон эквивалентов может быть записан в следующем виде:

cЭ1 • V1 = cЭ2 • V2 , где сЭ1, сЭ2, V1 и V2 – молярные концентрации эквивалентов и объемы растворов этих двух веществ.

Объединенный газовый закон: pV= nRT, где p – давление (Па, кПа), V – объем (м3, л), n – количество вещества газа (моль), T – температура (К), T (К) = t (°C) + 273, R – константа, R = 8,314 Дж/(К × моль), при этом Дж = Па • м3 = кПа • л.

Наши рекомендации