Эквивалент вещества - это такое количество химического вещества, которая реагирует с 1 г водорода или вытесняет такое же количество водорода из его соединений.

Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

Сте́пеньокисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величинаэлектрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов. Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в формульной единице.

Билет 2

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. (закон ).

Закон постоянства состава любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законовхимии.

3. Закон эквивалентов: Все вещества реагируют между собой в эквива­лентных ко­личествах.

4. Закон Авога́дро- в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул»

Билет 3

Химическая связь – это совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов. Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую. Между молекулами возникает водородная связь, и происходят ван-дер-ваальсовые взаимодействия.

К основным характеристикам химической связи относятся:

● длина связи – это межъядерное расстояние между химически связанными атомами. Она зависит от природы взаимодействующих атомов и от кратности связи. С увеличением кратности длина связи уменьшается, а, следовательно, увеличивается ее прочность;

● кратность связи – определяется числом электронных пар, связывающих два атома. С увеличением кратности энергия связи возрастает;

● угол связи – угол между воображаемыми прямыми проходящими через ядра двух химически взаимосвязанных соседних атомов;

● энергия связи Е_СВ – это энергия, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв, кДж/моль.

Билет4

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) —химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Выделяют два механизма образования ковалентной связи: обменный («на паритетных началах») и донорно-акцепторный. В случае обменного механизма каждый из двух атомов, образующих связь, предоставляет по одному неспаренному электрону для общей электронной пары.
В случае донорно-акцепторного механизма одна частица (донор) предоставляет собственную неподеленную электронную пару, а вторая частица (акцептор) — свободную орбиталь. Механизмы разрыва ковалентной связи
Различают два механизма разрыва ковалентной связи: гомолитический (радикальный, симметричный) и гетеролитический (иoнный, несимметричный).
В случае гомолитического (радикального) разрыва каждый из двух атомов получает по одному неспаренному электрону из общей электронной пары. Образуются частицы, имеющие по одному неспаренному электрону — радикалы.
В случае гетеролитического (иoнного) разрыва один из атомов получает оба электрона от общей электронной пары, превращаясь в отрицательно заряженный ион — анион; частица, потерявшая электрон, приобретает положительный заряд — становится катионом. Пример гетеролитического разрыва ковалентной связи — электролитическая диссоциация хлороводорода в водном растворе. σ-связь и π-связь Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.

Билет 5

Ионная (электровалентная) связь – это сильнополярная ковалентная связь. В ее основе лежит электростатическое взаимодействие ионов. Согласно ей, атомы элементов с числом электронов в наружном слое меньше восьми присоединяют или теряют такое число электронов, которое делает наружный электронный слой таким, как у атома ближайшего инертного газа.
Ионная связь - это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами.
Взаимодействие между катионами и анионами не зависит от направления, поэтому о ионной связи говорят, как о ненаправленной. Каждый катион может притягивать любое число анионов, и наоборот. Вот почему ионная связь является ненасыщенной. Число взаимодействий между ионами в твердом состоянии ограничивается лишь размерами кристалла. Поэтому "молекулой" ионного соединения следует считать весь кристалл.
Возникновение ионной связи имеет место только в том случае, если элементы, атомы которых реагируют между собой, обладают резко отличными значениями энергии ионизации и сродства к электрону. Ионных соединений немного. Они обладают основными свойствами: в расплавленном состоянии обладают электропроводностью, в воде легко диссоциируют на ионы (растворяются), имеют высокую температуру плавления и кипения.

Билет 6

Металлическая связь— связь между положительными иона­ми в кристаллах металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу. В соот­ветствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отры­ваться от них. В результате в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы и свободные элек­троны. Поэтому в кристаллической решетке металлов существует большая свобода перемещения электронов: одни из атомов будут терять свои электроны, а образующиеся ионы могут принимать эти электроны из «электронного газа». Как следствие, металл представляет собой ряд положительных ионов, локализованных в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров. В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве. Металлическая связь отличается от ковалентной также и по прочности: ее энергия в 3-4 раза меньше энергии ковалентной связи.

Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва хими­ческой связи во всех молекулах, составляющих один моль ве­щества. Энергии ковалентных и ионных связей обычно велики и составляют величины порядка 100-800 кДж/моль.

Билет 7

Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ^... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентроваядвухэлектронная связь.

Одним из признаков водородной связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н ^... В больше, чем А−В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Угол между атомами во фрагменте А−Н ^... В обычно близок к 180^o. Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F−H−F]⁻ энергия водородная связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией ковалентной связи. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно

Билет 8