- •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.
25. Энтропия как мера вероятности состояния системы. Факторы, определяющие величину энтропии системы. Методы определения энтропии физико-химических процессов. Второй закон термодинамики.
Энтропия(S): Для характеристики состояния некоторого кол-ва в-ва, состоящего из большого числа молекул, можно:
1)указать значение, непосредственно измеряемого свойства вещества(t,p) – это характеристика макросостояния системы
2) указать мгновенные х-ки каждой частицы в-ва (её положение в пространстве, скорость движения) – это х-ки микросостояния в-ва
Каждому макросостоянию в-ва соотв огромное кол-во микросостояний. Число микросостояний, к-ое соов данному макросостоягию в-ва назыв термодинамической вероятностью состояния в-ва (W).
Для х-ки W была введена термодинамическая ф-я энтропия: S=k * lnW , S- энтропия, отнесённая к 1 моль в-ва , k- постоянная Больцмана ( k = 1,38 * 10-23 Дж*К)
K=h/Nа
Наиболее вероятным является наиболее хаотическое и беспорядочное состояние системы, поэтому энтропию называют мерой беспорядка системы, в этом заключается её физический смысл.
Факторы от к-ых зависит энтропия:
-
от объёма системы (чем больше V тем больше S)
-
от давления ( чем выше P, тем ниже S)
-
от температуры ( чем выше T, тем выше S)
-
от агрегатного состояния ( S газов >>Sжидкостей>Sтв. тел)
-
от природы в-ва (Чем сложнее молекула(чем больше её молекулярная масса) тем больше S)
-
от кол-ва в-ва (ню) (чем больше ню, тем больше S)
При температуре абсолютного 0 энтропия становится равной 0, поэтому мы можем определить значению абсолютной энтропии любого в-ва. (S0298- стандартная энтропия в-ва)
Второй закон термодинамики: В изолированной системе процессы протекают самопроизвольно в сторону увеличения энтропии. ( т. е S стремится к максимуму)
Реакция в общем виде aA+bB = cC+dD
rS=(cSo298C +dSo298D) – (aSo298A + bSo298B) , [Дж/К]
Знак изменения энтропии реакции можно предсказать, не производя расчетов, т. к. на энтропию влияют 2 основных фактора:
-
Физическое/агрегатное состояние в-в: S = Sпрод –Sисх.в-в, Sпрод >Sисх.в-в и rS>0
-
Объём Sпрод <Sисх.в-в и rS<0
Для химических реакций, в которых и продукты реакции и исходные в-ва содержат газы, изменение энтропии определяется изменением числа моль газообразных в-в.
28. Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действующих масс для гомогенных одностадийных процессов. Константа скорости. Молекулярность реакции. Кинетика многостадийных процессов. Порядок реакции. Особенности кинетики гетерогенных процессов.
Во второй половине 19 века норвежские учёные Гульдберг и Вааге вывели зависимость скорости хим реакции от реагирующих в-в. (закон действующих масс : скорость хим реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в в степени их стехиометрических коэффицинтов.
Гомогенные реакции – р-ии в к-ых все в-ва находятся в одном агрегатном состоянии
Гетерогенные – в-ва нах в различных агрег. Сост
ЗДМ для гомогенных одностадийных реакции
В хим кинетике реакции классифицируют по двум параметрам:
1) по молекулярности реакции
2) по порядку реакции
Число молекул, учавствующих в элементарном хим взаимодействии назыв молекулярностью реакции:
-
Одномолекулярные реакции – в них участвует одна молекула (C2H5Br C2H4 + HBr = k * c(C2H5Br)1, где k – константа скорости (Физический смысл k – если концентрация исходных в-в = 1 моль * литр, то константа скорости численно будет = скорости данной реакции, поэтому константу скорости рассматривают как удельную скорость данной реакции. K не зависит от концентрации реагирующих в-в, от P,V,а зависит от природы реагирующих в-в,T, наличия катализаторов)
-
Двухмолекулярные реакции: … (2O3 = 3O2 = k * c(O3)2
-
Трёхмолекулярные реакции
Реакции с молекулярностью больше 3 не сущ, потому что вероятность столкновения 4х и более молекул = 0
Кинетическое уравнение- ур-е, к-ое показывает зависимость скорости хим реакции от концентрации реагирующих в-в.
Показатель степени при конц в-ва в кинетич ур-ии назыв порядком реак-ии по данному в-ву. Сумма показателей степени пи кон-ции в-в в кинетическом ур-ии назыв общим порядком реакции. Вместо концентрации при T=const в кинетическое ур-е можно подставить P для газов)
ЗДМ для гомогенных многостадийных реакции
Если одна из стадий протекает медленнее другой, то она определяет скорость всей реакции , её называют лимитирующей или скорость пределяющей. ЗДМ выполняется для лимитирующей стадии, анне для всей реакции.
Особенности кинетики гетерогенных процессов:
-
Гетерогенные процессы протекают на поверхности раздела фаз. Скорость реакции прямо пропорциональна площади поверхности раздела фаз.
-
Гетерогенные реакции явл многостодийными, можно выделить 3 стадии.
-
подход реагирующего в-ва к поверхности радиуса фаз
-
сама хим реакция
-
уход продукта реакции от поверхности раздела фаз
ЗДМ для гетерогенного процесса
Концентрация твёрдого в-ва при любой заданной температуре = const
Cтв+O2 г = CO2 г = k * c(СO2)1