Закон Авогадро. Закон постоянства состава. Закон сохранения массы. Основные газовые законы. Уравнение Менделеева-Клайперона.

Амфотерные оксиды

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства.

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода. Химические свойства кислот:

1.кислота + металл (стоящий до водорода в ЭХР напряжений)

2HCl + Mg MgCl2 + H2

2.кислота + основный оксид

2HCl + MgO MgCl2 + H2O

3. кислота + основание

HCl + NaOH NaCl + H2O

4. кислота + соль

HCl +AgNO3 AgCl + HNO3

Если вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному "атому") в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием. Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания называются щелочами.

Важное химическое свойство щелочей — способность образовывать соли в реакции с кислотами.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Химические свойства оснований:

1. Действие на индикаторы: лакмус - синий, метилоранж - жёлтый, фенолфталеин - малиновый,

2. Основание + кислота = Соли + вода

Примечание:реакция не идёт, если и кислота, и щёлочь слабые.

NaOH + HCl = NaCl + H2O

3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид = соли + вода

2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

4. Щёлочь + соли = (новое)основание + (новая) соль

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaOH

5.Слабые основания при нагреве разлагаются:

Cu(OH)2+Q=CuO + H2O

Соли- это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Химические свойства солей:

Определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

BaCl2(тверд.) + H2SO4(конц.) = BaSO4↓ + 2HCl↑

NaHCO3 + HCl(разб.) = NaCl + CO2↑ + H2O

Na2SiO3 + 2HCl(разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

Cu+HgCl2=CuCl2+Hg

Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

NaCl(разб.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓

3Na2SO3 + 4H2SO4(разб.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CuCO3=CuO+CO2↑

NH4NO3 = N2O↑ + 2H2O

NH4NO2 = N2↑ + 2H2O

1. Металлы. Физические и химические свойства.

Металлы — группа элементов, в виде простых веществ обладающих характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества

В химическом отношении все металлы характеризуются сравнительной легкостью отдачи валентных электронов и способностью образовывать положительно заряженные ионы. Следовательно, металлы в свободном состоянии являются восстановителями.

Восстановление неметаллов Реакции с галогенами и кислородом воздуха протекают с различными скоростями и при различных температурах с разными металлами. Так, щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха и взаимодействуют с простыми веществами, железо и медь взаимодействуют с простыми веществами только при нагревании, золото и платиновые металлы не окисляются вообще. Многие металлы образуют на поверхности оксидную пленку, которая защищает их от дальнейшего окисления.

2Мg + О2 = 2МgО

Менее энергично металлы взаимодействуют с серой:

Сu + S = СuS

Fе + S = FеS

Трудно вступают в реакцию с азотом и фосфором:

ЗМg + N2 = Мg3N2 (нитрид магния)

ЗСа + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция)

Активные металлы взаимодействуют с водородом:

Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция)

Взаимодействие с водой

Активные металлы (щелочные металлы) взаимодействуют с водой при обычных условиях с образованием гидроксидов и выделением водорода:

2Nа + 2Н2О == 2NаОН + Н2

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2

1. Неметаллы. Основные физические и химические свойства.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Физические свойства

Элементы-неметаллы образуют простые вещества, которые при обычных условиях существуют в разных агрегатных состояниях: газы (благородные газы:He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn;водород H2, кислород O2, азот N2, фтор F2, хлор Cl2.), жидкость (бром Br2) , твердые вещества( йод I2, углерод C, кремний Si, сера S, фосфор P и др.). Атомы неметаллов образуют менее плотно упакованную структуру чем металлы, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов , как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые вещества-неметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электричество, не обладают пластичностью.

Химические свойства

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с металлами

4Al + 3C = Al4C3

2. Неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом

H2 + F2 = 2HF

3 Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми металлами, которые имеют низкую ЭО

2P + 5S = P2S5

4. Окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

5. Неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

6. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом

4P + 5O2 = 2P2O5

7. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

8. Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород

ZnO + C = Zn + CO;

CuO + H2 = Cu + H2O

9. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования)

Cl2 + H2O =HCl + HClO

1. Подразделение элементов на s, p, d, f семейства.

Электронные семейства элементов - это связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. От того, какой энергетический подуровень заполняется последним, различают 4 электронных семейства элементов: s, p, d и f:

1. s-элементы – семейство элементов, у которых при заполнении электронных уровней электронами, последний электрон идет на внешний s-подуровень. Это первая и вторая группа главной подгруппы. На внешнем энергетическом уровне у них 1 или 2 электрона.

Например, Na: 14s2 2s2 p6 3s1, валентным является один s-электрон.

2. У p-элементов последний электрон идет на p-подуровень внешнего уровня. Это элементы III - VIII групп главной подгруппы каждого периода.

3. У d-элементов сначала заполняется s-подуровень внешнего уровня, а последний электрон идет на d-подуровень предвнешнего уровня. d-Элементы находятся в побочных подгруппах п. с. (У d-элементов возможен проскок электронов с s-подуровня внешнего уровня на свободную d-орбиталь предвнешнего уровня, если это энергетически выгодно.)

4. У f-Элементов последний электрон идет на f-подуровень предпредвнешнего уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды.

1. Химия s элемента. Общая характеристика, валентности и степени окисления, нахождение в природе, получение.

s-элементы – семейство элементов, у которых при заполнении электронных уровней электронами, последний электрон идет на внешний s-подуровень. Это первая и вторая группа главной подгруппы. На внешнем энергетическом уровне у них 1 или 2 электрона.

К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы. Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1. Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.

Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера. Все элементы относятся к активным металлам, поэтому они встречаются в природе исключительно в виде соединений.

1. Элементы первой А подгруппы. Нахождение в природе. Свойства, получение, применение.

Металлы главной подгруппы первой группы - литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций- называются щелочными элементами. Вследствие очень легкой окисляемости щелочные элементы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2 %. Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах. Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются. Натрий и литий получают электролизом расплавов их соединений, калий - восстановлением из расплавов KOH или KCL натрием, рубидий и цезий - восстановлением из их хлоридов кальцием. Щелочные металлы характеризуются незначительной твердостью, малой плотностью и низкими температурами плавления и кипения. Наименьшую плотность имеет литий, самую низкую температуру плавления – франций. Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике. Литий применяется в ядерной энергетике. По значимости в современной технике этот металл является одним из важнейших редких элементов. Цезий и рубидий применяются для изготовления фотоэлементов. Гидроксид натрия в больших количествах потребляется для очистки продуктов переработки нефти. Так же широко применяется в мыловаренной, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности.

1. Элементы второй А подгруппы. Нахождение в природе. Свойства, получение, применение.

В главную подгруппу II группы входят элементы бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий. Все эти элементы кроме бериллия обладают ярко выраженными металлическими свойствами. В свободном состоянии они представляют собой серебристо-белые вещества, с довольно высокими температурами плавления. По плотности все они кроме радия относятся к легким металлам. Бериллий - мало распространен в земной коре. Он входит в состав некоторых минералов. Металлический бериллий получают электролизом расплавов его соединений. Бериллий очень твердый, хрупкий, белый, легкий металл. Он коррозионно стоек вследствие образования на его поверхности оксидной пленки, обладающей защитными свойствами. Главной областью применения бериллия являются сплавы, в которые этот металл вводится как легирующая добавка. Магний- серебристо-белый. Очень легкий метал. Весьма распространен в природе. Магний получают главным образом электролитическим методом. Электролизу подвергают расплавы хлорида магния. Главная область применения металлического магния – это получение на его основе различных легких сплавов. Чистый магний находит применение в металлургии. Кальций принадлежит к числу самых распространенных в природе элементов. Он встречается в виде многочисленных отложений известняков и мела, а так же мрамора, которые представляют собой природные разновидности карбоната кальция. Металлический кальций получают главным образом электролитическим способом. Электролизу обычно подвергают расплав хлорида кальция. Некоторое количество кальция получают алюминотермическим методом. Кальций представляет собой ковкий, довольно твердый белый металл. Применение металлического кальция связано с его высокой химической активностью. Он используется для восстановления из соединений некоторых металлов, например, урана, хрома, циркония, цезия, рубидия. Стронций и барий встречаются в природе главным образом в виде сульфатов и карбонатов. Металлические стронций и барий очень активны, быстро окисляются на воздухе, довольно энергично взаимодействуют с водой. Основные области применения стронция и его химических соединений — это радиоэлектронная промышленность, пиротехника, металлургия, пищевая промышленность

1. Оксиды и гидроксиды s элементов. Получение, свойства.

Гидроксиды s-элементов получают при взаимодействии оксидов с водой. Большой ионный радиус s-элементов делает их гидроксиды сильными основаниями, а увеличение радиуса в группе сверху вниз приводит к усилению основности гидроксидов от Li к Cs и от Mg к Ba; амфотерен только Be(OH)2.

1. Негашеная и гашеная известь. Получение, затвердевание, применение.

Оксид кальция (негашёная известь) — белое кристаллическое вещество, формула CaO.

Негашёная известь находят обширное использование в строительном деле. В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка (карбоната кальция): СаСО3=СО2+СаО

Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ 2Са+О2=2СаО

Основные объёмы используются в строительстве при производстве Силикатного кирпича. Раньше известь, так же использовали в качестве известкового цемента — при смешивании с водой, оксид кальция переходит в гидроксид, который далее, поглощая из воздуха углекислый газ, сильно твердеет, превращаясь в карбонат кальция. Однако в настоящее время известковый цемент при строительстве жилых домов стараются не применять, так как полученные строения обладают способностью впитывать и накапливать сырость.

Гидроксид кальция ( Ca(OH)2 , гашёная известь)— химическое вещество, сильное основание. Представляет собой порошок белого цвета, плохо растворимый в воде. Получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»):

CaO + H2O → Ca(OH)2

Применение

При побелке помещений.

Для приготовления известкового строительного раствора. Известь применялась для строительной кладки с древних времён. Смесь обычно приготавливают в такой пропорции: к одной части смеси гидроксида кальция (гашёной извести) с водой добавляют три—четыре части песка (по массе). При этом происходит затвердевание смеси по реакции: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Как видно из реакции, в ходе её выделяется вода. Это является отрицательным фактором, так как в помещениях, построенных с помощью известкового строительного раствора, долгое время сохраняется повышенная влажность. В связи с этим, а также благодаря ряду других преимуществ перед гидроксидом кальция, цемент практически вытеснил его в качестве связующего строительных растворов.

1. Жесткость воды и методы ее устранения.

Природная вода, содержащая в растворе большое количество солей кальция и магния, называется жесткой водой. Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью. Она подразделяется на карбонатную и некарбонатную жесткость. Первая из них обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния, вторая – присутствием солей сильных кислот – сульфатов или хлоридов кальция и магния. При длительном кипячении воды, обладающей карбонатной жесткость, в ней появляется осадок. Ж=1000*mв/Mэкв*V

Методы ее устранения.

Для устранения жесткости методом ионного обмена или катионирования воду пропускают через слой катионита.При этом катионы Са²⁺ и Mg²⁺, находящиеся в воде обмениваются на катионы Na⁺, содержащиеся в применяемом катионите. В некоторых случаях требуется удалить и другие катионы и анионы. В таких случаях воду пропускают последовательно через катионит и анионит. В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей. Такая обработка воды называется обессоливанием.

Метод электродиализа основан на явлении направленного движения ионов электролита к электродам, подключенным к сети постоянного тока. Таким образом, ионы металлов, обуславливающие жесткость воды, задерживаются у электродов и отделяются от воды, выходящей из аппарата водоочистки.

Магнитно-ионизационный метод так же, как и метод электродиализа, использует явление направленного движения ионов под действием магнитного поля. Для увеличения в воде количества ионов ее предварительно облучают ионизирующим излучением.

Магнитная обработка воды заключается в пропускании воды через систему магнитных полей противоположной направленности. В результате этого происходит уменьшение степени гидратации растворенных веществ и их объединение в более крупные частицы, которые выпадают в осадок.

1. Общая характеристика р элементов 3А-4А подгрупп (строение, валентности, степени окисления, нахождение в природе, получение).

К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом—шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА-группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6. В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера. Высшие положительные степени окисления равны номеру группы, отрицательные – числу неспаренных электронов для элементов IVА–VIIА подгрупп. Для элементов подгруппы Kr возможны только формально положительные четные степени окисления. Большинство p элементов относятся к неметаллам.

1. Элементы 3А подгруппы. Нахождение в природе. Свойства, получение, применение.

Элементы главной подгруппы третьей группы - бор, алюминий, галлий, индий и таллий - характеризуются наличием 3 электронов на внешней электронной оболочке атома. В соединениях они проявляют степень окисления +3. Для последнего элемента подгруппы – таллия – наиболее устойчивы соединения, в которых его степень окисления равна +1.

Бор сравнительно мало распространен в природе. Свободный бор получают восстановлением борного ангидрида В2О3 магнием. Чистый кристаллический бор получают термическим разложением или восстановлением его галогенидов, а также разложением водородных соединений бора. Он имеет черный цвет и среди простых веществ по твердости уступает только алмазу. В металлургии бор применяется как добавка к стали и некоторым цветным сплавам.

Алюминий – самый распространенный в земной коре металл. Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд и многих других минералов. В настоящее время алюминий получают, а огромных количествах из оксида алюминия Al2O3 методом электролизом. Основное применение алюминия – производство сплавов на его основе.

Галлий. Индий. Таллий.

Эти элементы принадлежат к числу редких и в сколько- нибудь значительных концентрациях в природе не встречаются. В свободном состоянии эти элементы представляют собой серебристо – белые мягкие металлы с низкими температурами плавления.

1. Элементы 4А подгруппы. Нахождение в природе. Свойства, получение, применение.

Главную подгруппу 4 группы образуют 5 элементов – углерод, кремний, германий, олово и свинец. Для элементов рассматриваемой группы характерны степени окисления +2 и +4. Углерод находится в природе, как в свободном состоянии, так и в виде многочисленных соединений. Свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. Соединения углерода очень распространены. Кроме ископаемого угля, в недрах Земли находятся большие скопления нефти, представляющих сложную смесь различных углеродосодержащих соединений, преимущественно углеводородов. Кремний – один из самых распространенных в земной коре элементов. В природе кремний встречается только в соединениях. Свободный кремний можно получить прокаливанием с магнием мелкого белого песка, который представляет собой диоксид кремния: SiO2+2Mg=2MgO+Si

При этом образуется бурый порошок аморфного кремния.

Кремний применяется главным образом в металлургии и в полупроводниковой технике.

Германий. Минералы, содержащие германий в сколько-нибудь значительных количествах, крайне редки. Источником получения германия обычно служат побочные продукты, получающиеся при переработке руд, цветных металлов, а так же зол от сжигания некоторых углей. Германий обладает полупроводниковыми свойствами и с этим связано его применение. Полупроводниковые приборы из германия широко применяются в радио- и телевизионной технике. Олово не принадлежит к числу широко распространенных металлов, но оно легко выплавляется из руд и поэтому мтало известно человеку в виде его сплавов с медью со времен глубокой древности. В свободном состоянии олово – серебристо – белый мягкий металл.

1. Общая характеристика d элементов, строение, валентности, степени окисления, получение, химические свойства.

К d-элементам относят те элементы, атомы которых содержат валентные электроны на (n – 1)d ns-уровнях и составляют побочные (IIIВ–VIIВ, IВ, IIВ) подгруппы, занимая промежуточное положение между типичными s-металлами (IА, IIА) и p-элементами. Из 109 элементов периодической системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период. Электронное строение атомов d-элементов определяет их химические свойства. 3d-Элементы по химическим свойствам существенно отличаются от 4d- и 5d-элементов. При этом элементы IVВ–VIIВ подгрупп очень схожи по многим химическим свойствам. Это сходство обусловлено лантаноидным сжатием, которое из-за монотонного уменьшения радиусов при заполнении 4f-орбиталей приводит к практическому совпадению радиусов циркония и гафния, ниобия и тантала, молибдена и вольфрама, технеция и рения. Элементы этих пар очень близки по физическим и особенно по химическим свойствам; первые шесть элементов встречаются в одних рудных месторождениях, трудно разделяются; их иногда называют элементами-близнецами. Элементы d-блока находящиеся в III, IV, V, VI, VII B группах имеют незавершенный d-электронный слой (предвнешний эн. уровень). Такие электронные оболочки неустойчивы. Этим объясняется переменная валентность и возможность проявлять различные степени окисления d-элементов. Степени окисления элементов d-блока в соединениях всегда только положительные.

Соединения с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства (в растворах представлены кислородсодержащими анионами). Соединения с низшей степенью окисления - основные и восстановительные свойства (в растворах представлены катионами). Соединения с промежуточной степенью окисления - проявляют амфотерные свойства.

1. Подгруппа марганца. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе. Свойства, получение, применение.

Подгруппа марганца — химические элементы 7-й группы периодической таблицы химических элементов. В группу входят переходные металлы марганец Mn, технеций Tc и рений Re. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и элемент борий Bh. Элементы группы 7 имеют по 7 валентных электронов. Все они являются серебристо-белыми тугоплавкими металлами. В ряду Mn — Tc — Re химическая активность понижается. Электропроводность рения приблизительно в 4 раза меньше, чем вольфрама. Металл этот представляет собой прекрасный материал для изготовления нитей электроламп, более прочных и долговечных, чем обычные вольфрамовые. На воздухе компактный металлический марганец покрывается тончайшей пленкой окисла, которая предохраняет его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Два из четырех членов группы — технеций и борий, являются радиоактивными с достаточно коротким периодом полураспада, ввиду чего в природе они не встречаются.

Марганец принадлежит к распространенным элементам. Небольшие количества марганца содержат многие горные породы. Вместе с тем, встречаются и скопления его кислородных соединений, главным образом в виде минерала пиролюзита MnO2. Ежегодная мировая добыча марганцовых руд составляет около 5 млн т. Чистый марганец можно получить электролизом растворов его солей.

Технеций в земной коре не содержится. Очень малые его количества были получены искусственно, причём было установлено, что по химическим свойствам он гораздо ближе к рению, чем к марганцу. Однако детальное изучение элемента и его соединений пока не осуществлено.

Содержание рения в земной коре весьма мало. Сколько-нибудь широкого использования рений и его производные пока не находят. Тем не менее, в 2007 г. мировое производство рения составило около 45 тонн. Он также является химически активным элементом.

1. Семейство железа. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе. Свойства, получение, применение.

Подгруппа железа — химические элементы 8-й группы периодической таблицы химических элементов. В группу входят железо Fe, рутений Ru и осмий Os. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и искусственно синтезированный элемент хассий Hs. Все элементы группы 8 содержат 8 электронов на своих валентных оболочках. Два элемента группы — рутений и осмий — относятся к семейству платиновых металлов. В чистом виде в природе железо редко встречается, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Считается также, что железо составляет большую часть земного ядра.

Содержание рутения и осмия в земной коре оценивается на уровне 2·10−11 %.

Рутений является единственным платиновым металлом, который обнаруживается в составе живых организмов. (По некоторым данным — ещё и платина). Концентрируется в основном в мышечной ткани. Высший оксид рутения крайне ядовит и, будучи сильным окислителем, может вызвать возгорание пожароопасных веществ.

1. Подгруппа хрома. Общая характеристика элементов. Нахождение в природе. Свойства, получение, применение.

Подгруппа хрома — химические элементы 6-й группы периодической таблицы химических элементов. В группу входят хром Сr, молибден Mo и вольфрам W. На внешнем энергетическом уровне у атомов хрома и молибдена находится один электрон, у вольфрама — два, поэтому характерным признаком данных элементов является металлический блеск, что и отличает эту побочную подгруппу от главной. Степень окисления в соединениях всех элементов подгруппы хрома равна +6, а также +5, +4, +3 и +2. По возрастанию порядкового номера элементов возрастает и температура плавления. Элементы подгруппы достаточно устойчивы к внешним факторам (воздух, вода). По физическим и химическим свойствам молибден и вольфрам сходны, но отличаются от хрома. Вольфрам, как самый тугоплавкий из всех элементов, широко применяется в металлургии. Молибден широко применяется в металлургии. Наиболее часто хром находит свое применение при производстве легированных сталей.

Универсальная газовая постоянная, физический смысл. Эквивалент и молярная масса эквивалента простых и сложных веществ, эквивалент вещества в реакции, закон эквивалентов, объем эквивалента газообразного вещества. Строение атома. Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами. Принцип наименьшей энергии(правило Клечковского). Принцип Паули. Правило Хунда.

Универсальная газовая постоянная численно равна работе расширения одного моля идеального одноатомного газа в изобарном процессе при увеличении температуры на 1 К.

Эквивалент вещества или Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях

Моля́рная ма́сса вещества — масса одного моль вещества.

Эквивалентом является частица½. Число ½ есть фактор эквивалентности, z д

	вещество
	простое *	сложное
	число атомов в формульной единице	число катионов (анионов)
	характерная валентность элемента	фиктивный заряд на катионе (анионе)

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях.

Газообразные вещества помимо молярной массы эквивалента имеют молярный объем эквивалента ( или VЭ) – объем, занимаемый молярной массой эквивалента или объем одного моль эквивалента.

АТОМА СТРОЕНИе раздел физики, изучающий внутреннее устройство атомов. Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы. Они имеют массивное ядро, состоящее из протонов и нейтронов, вокруг которого в пустом пространстве движутся электроны

Заполнение орбиталей электронами в атоме подчиняется трем правилам:

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел.

Правило Клечковского: орбитали в атоме заполняются в порядке возрастания суммы n + l, а при одинаковых значениях этой суммы в порядке возрастания n

n	l	Форма орбитали	Сумма n + l	Орбиталь
		s		1s

Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Закон сохранения энергии. Термохимия. Закон Теса и следствие из него. Термохимические уравнения. Энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания реакции. Энтропия, ее физический смысл.

В каждом индивидуальном веществе заключено определенное количество энергии, служит объяснением тепловых эффектов химических реакций. Теплосодержание иногда назьвают химической энергией,так как его величина тесно связана с химическим составом вещества.

энтальпия— это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении

Вну́тренняя эне́ргия тела— это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы. Это означает, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, её внутренняя энергия принимает присущее этому состоянию значение, независимо от предыстории системы.

Зако́н сохране́ния эне́ргии — для изолированной физической системы может быть введена скалярная физическая величина, являющаяся функцией параметров системы и называемая энергией, которая сохраняется с течением времени

Термохи́мия — раздел химической термодинамики, в задачу которой входит определение и изучение тепловых эффектов реакций, а также установление их взаимосвязей с различными физико-химическими параметрами

Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов

Свободная энергия Гиббса— это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:

Самопроизвольно могут протекать только те процессы, которые приводят к понижению свободной энергии системы; система приходит в состояние равновесия, когда свободная энергия достигает минимального значения.

ЭНТРОПИЯ понятие, впервые введённое в термодинамике для определения меры необратимого рассеяния энергии Как известно, все виды энергии в конечном счёте превращаются в форму тепла, из которой их уже невозможно вернуть. Такое состояние обладает максимальной энтропией. энтропия - это мера неопределенности.показывает на сколько неопределенно, хаотично, непредсказуемо то или иное явление или процесс.

Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Физический смысл. Влияние температур на скорость химических реакций. Правило Ванд-Гоффа. Энергия активации, ее физический смысл. Катализ. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры, давления, объема, концентрации на смещение равновесия в реакции.

Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.

Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C).При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.

Энергия активации в химии— минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция.

есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:

Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция.

Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации). В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер если этого не произойдёт, реакция не начнётся.

Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.

Ката́лиз— избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических