- •1.Основные законы и понятия в химии.
- •2.Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.
- •3. Основания (кислотность оснований). Методы получения, хим. Св-ва, номенклатура.
- •4. Кислоты (основность кислот). Методы получения, хим. Св-ва, номенклатура.
- •5. Соли, типы солей. Методы получения, химические св-ва, номенклатура средних, кислых, основных солей.
- •6. Квантово-механическая модель атома: уравнение де Бройля и Шредингера, принцип неопределённости Гейзенберга, атомная орбиталь, квантовые числа.
- •7. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда.)
- •8. Периодический закон Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).
- •9. Химическая связь: понятие, параметры (энергия связи, длина связи, валентный угол), потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
- •11. Метод валентных связей (- и -связи), метод молекулярных орбиталей, гибридизация атомных орбиталей.
- •10.Типы химической связи: ионная, ковалентная ( типы ковалентной связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.
- •12. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные и гетерогенные. Параметры системы.
- •13. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.
- •14.Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики.
- •15. Тепловой эффект реакции: экзо- и эндотермические реакции; закон Гесса; (стандартная) теплота образования вещества.
- •16.Скорость реакции и факторы, влияющие на нее. Гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок и молекулярность реакции. Правило Вант-Гоффа.
- •18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •19. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).
- •20.Идеальные растворы. Растворы неэлектролитов: понятия диффузии и осмоса. Разбавленные и концентрированные растворы; насыщенный раствор.
- •21. Осмотическое давление. Законы Вант-Гоффа и Рауля.
- •23.Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.
- •22. Растворы электролитов. Изотопический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса; определение кислот, оснований, солей по Аррениусу.
- •24. Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.
- •25. Константа воды. Водородный показатель (pH).
- •26. Буферные растворы.
- •27.Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.
- •28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.
- •30. Электродные процессы: двойной электрический слой, (стандартный) электродный потенциал.
- •29. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронного баланса, метод полуреакций).
- •31. Химические источники тока: гальванические элементы (эдс), топливные элементы, аккумуляторы.
- •32. Электролиз: понятие, отличие от гальванического элемента; электролиз расплавов солей и растворов электролитов. Закон Фарадея.
- •33. Коррозия металлов: понятие, виды (химическая, электрохимическая), защита металлов от коррозии.
- •34. Понятие о комплексных соединениях: строение, номенклатура.
- •35. Гетерогенные дисперсные системы (типы систем, поверхностные явления).
- •36. Химические свойства s-элементов, их оксидов и гидроксидов.
- •37. Жесткость воды (временная, постоянная), способы ее устранения.
связи C − H равноценны и располагаются симметрично друг другу. В рамках МВС эти факты объясняются на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно ей в валентных состояниях электроны распределяются не на чистых S и P орбиталях, а на смешанных (гибридных). Число гибридных равно числу атомных орбиталей. Гибридные орбитали одинаковы по форме и энергии. В отличии от атомных орбиталей гибридные более вытянуты в направлении образования химической связи.
Типы гибридизаций:
SP3 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 3P орбиталей,
SP2 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 2P орбиталей,
SP – гибридизация – при взаимодействии 1S и 1P орбиталей
12. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные и гетерогенные. Параметры системы.
Химическая термодинамика – это раздел физической химии, которая изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, кристаллизации. Химическая термодинамика исследует возможности и границы самопроизвольного протекания физических процессов. Объектом изучения в термодинамике является термодинамическая система, под которой понимают условно выделенную из пространства совокупность тел, между которыми возможен масса- и теплообмен.
Системы, которые могут обмениваться с окружающей средой и энергией и веществом называются открытыми. Системы, которые обмениваются только энергией, называются закрытыми.
Если между средой и системой отсутствует и тепло- и массообмен – это изолированная система.
Различают также гомогенные системы, состоящие из одной фазы и гетерогенные, состоящие из нескольких фаз. Реакции, которые протекают на границе раздела фаз – гетерогенные.
возможен масса- и теплообмен.
Системы, которые могут обмениваться с окружающей средой и энергией и веществом называются открытыми. Системы, которые обмениваются только энергией, называются закрытыми.
Если между средой и системой отсутствует и тепло- и массообмен – это изолированная система.
Различают также гомогенные системы, состоящие из одной фазы и гетерогенные, состоящие из нескольких фаз. Реакции, которые протекают на границе раздела фаз – гетерогенные.
Совокупность свойств системы называется состоянием системы. Одна и та же система может находиться в различных состояниях. Каждое состояние характеризуется определённым набором значений термодинамических параметров. Параметры, описывающие состояние системы, называются параметрами состояния.
Они делятся на интенсивные и экстенсивные. Интенсивные не зависят от размера системы, а зависят от температуры и давления, экстенсивные зависят от массы и объёма. Изменение одного из параметров приводит к изменению состояния в целом.
13. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.
Состояние системы и происходящие в ней изменения определяются с помощью функций состояния. Функции состояния – внутренняя энергия, энтропия, изобарный, изотермический потенциал.
Переход системы из 1-го состояния во 2-ое называется процессом.
1.T = const – изотермический процесс
2.V = const – изохорный процесс
3.P = const – изобарный процесс
Основной функцией состояния системы является её полная энергия, которая является суммой 3-х состояний: кинетическая энергия движущейся системы, потенциальная энергия обусловленная воздействием на систему внешних силовых полей, внутренняя энергия.
Экспериментально внутреннюю энергию U определить нельзя, можно определить лишь её изменение : .
Энтальпия – есть функция состояния системы, имеет размерность энергии.
Энтропия – функция меры беспорядка S, она связана с термодинамической вероятностью реализации данного состояния вещества: , где k– постоянная Больцмана, W – термодинамическая вероятность, т.е. число возможных микросостояний, соответствующих данному макросостоянию вещества. – стандартная энтропия, – её изменение.
Химический потенциал – функция состояния. В условиях T = const определяется изменением энергии Гиббса : .
Изобарно-изотермический потенциал (P,T = const):
изохорно-изотермический потенциал (V,T = const):
14.Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики.
Если система обменивается с внешней средой тепловой энергией Q и механической энергией (работой) A и переходит из 1-го состояния во 2-ое, то согласно 1-му началу термодинамики – количество энергии, которое выделяется или поглощается системой в виде теплоты Q и работы A, равно изменению полной энергии системы , т.е. при переходе из 1-го состояния во 2-ое: .
Для изохорного процесса (при V = const) тепловой эффект реакции при температуре T соответствует изменению внутренней энергии системы в ходе реакции: .
Для изобарного процесса (P = const):
, следовательно
, откуда получаем
.
Функция обозначается через H и называется энтальпия.
2-ое начало термодинамики: В изолированных системах самопроизвольно протекают те процессы и реакции, в ходе которых энтропия S возрастает.
Процессы, для которых – расширение газов, фазовые превращения (их же в газ), процессы растворения, плавление, кипение, диссоциация соединений, нагревание.
Процессы, для которых – сжатие газов, конденсация, кристаллизация, охлаждение.
Если в ходе реакции объём возрастает, то .
возрастает
В отличие от энтальпии H и внутренней энергии U для чистых веществ можно определить абсолютное значение энтропии S.
Энтропия, определяемая в стандартных условиях (, ) называется стандартной . – для простых веществ.
Изменение энтропии в ходе химической реакции определяется как продуктов реакции за вычетом исходных реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов:
.
15. Тепловой эффект реакции: экзо- и эндотермические реакции; закон Гесса; (стандартная) теплота образования вещества.
Энергия, которая выделяется и поглощается, называется тепловым эффектом химической реакции.
Если прочность связей в продуктах реакции больше чем в реагентах, то выделяется энергия в виде теплоты Q.
Процессы, протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими, а с поглощением – эндотермическими.
Тепловой эффект эндотермической реакции считают положительным «+» (поглощение тепла), а экзотермической – отрицательным «−» (выделение тепла).
Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции протекающий или при P = const или при V = const не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь конечным и начальным состоянием системы. Тепловой эффект реакции зависит от природы регентов и продуктов реакции, их агрегатного состояния, условия проведения реакции, а также от количества, участвовавшего в реакции.
Поэтому тепловой эффект принято относить к 1-му моль вещества и определять его в стандартных условиях: , .
16.Скорость реакции и факторы, влияющие на нее. Гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок и молекулярность реакции. Правило Вант-Гоффа.
Химическая кинетика – раздел химии, который изучает скорость химической реакции и факторы влияющие на неё.
Реакции могут быть:
-
1. гомогенными – протекают в одной среде (в газовой фазе); проходят во всём объёме
-
2. гетерогенными – протекают не в одной среде (между веществами, находящимися в разных фазах); проходят на границе раздела
Под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, проходящих в единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) и на единицу поверхности (для гетерогенных реакций).
Так как при реакции изменяется концентрация реагирующих веществ, то скорость обычно определяют как изменение концентрации реагентов в единицу времени и выражают в моль/л∙сек. При этом нет необходимости следить за изменением концентрации всех веществ, входящих в реакцию, поскольку стехиометрический коэффициент в уравнении реакции устанавливает соотношение между концентрациями, т.е. при скорость накопления аммиака вдвое больше скорости расходования водорода.
Скорость химических реакций зависит:
-
от природы реагирующих веществ, от концентрации реагентов, от катализатора, от температуры, от степени измельчения твёрдого вещества (гетерогенные реакции), от среды (растворы), от формы реактора (цепные реакции), от освещения (фотохимические реакции)
-
Основной закон химической кинетики – закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в реакции : , где k – постоянная скорости химической реакции
-
Физический смысл при .
-
Если в реакции участвуют не 2-е частицы, а более , то: ~ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, т.е.: , где
-
– показатель порядка реакции в целом (реакции первого, второго, третьего … порядков).
-
Число частиц, участвующих в этом акте реакции определяет молекулярность реакции:
P = 101,3кПа,
При термохимических расчётах важными являются () – это тепловой эффект реакций образования вещества из простых веществ. По величинам и знакам энтальпии можно судить об устойчивости соединения относительно его распада на простые вещества.
Если , то соединение более устойчиво, чем простые вещества, из которых оно образовано. Стандартный тепловой эффект химической реакции равен сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакций за вычетом суммы стандартных энтальпий образования реагентов с учётом стехиометрических коэффициентов:
где =[Дж/моль], – эндотермический процесс, – экзотермический процесс; – для простых веществ.
мономолекулярная ()
бимолекулярная()
тримолекулярная
Больше 3-х не бывает, т.к. столкновение более 3-х частиц сразу – маловероятно.
Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на , скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза:
17. Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ (гомогенный и гетерогенный; ферменты, промоторы, ингибиторы).
Не всякое столкновение молекул сопровождается их взаимодействием. Большинство молекул отскакивают как упругие шарики. И только активные при столкновении взаимодействуют друг с другом. Активные молекулы обладают некоторой избыточной Е по сравнению с неактивными молекулами, поэтому в активных молекулах связи между ними ослаблены.
Активированный комплекс
Энергия для перевода молекулы в активное состояние – энергия активации . Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.
Изменение Е в ходе реакции:
Е выделяется (экзотермическая)
С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому увеличивается.
Константа химической реакции связана с : , где
– предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).