- •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.
Константа химической реакции связана с : , где А – предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).
Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. Катализаторы – вещества, изменяющие химической реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.
Существуют 2 вида катализаторов:
Гомокатализаторы (окислениеСО)
Гетерокатализаторы (окисление SO2 до SO3)
Биологические катализаторы – ферменты.
Ингибиторы – вещества, замедляющие химической реакции.
Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов.
18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Реакции, которые протекают только в одном направлении и идут до конца – необратимые (образование осадка, выделение газа). Их мало.
Большинство реакций – обратимые: .
Согласно закону действия масс:
– химическое равновесие.
Состояние системы, в которой прямой реакции = обратной реакции, называется химическим равновесием.
С увеличением температуры, :
для эндотермической реакции возрастает
для экзотермической реакции убывает
для T = const остаётся постоянным
Влияние различных факторов на положение химического равновесия определяется принципом Ла-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются процессы, стремящиеся уменьшить это воздействие.
В состоянии равновесия .
19. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).
Раствор – газообразная, твёрдая или жидкая гомогенная система состоящая из 2-х или более элементов относительное содержание которых может изменяться в неограниченных пределах. Он состоит из растворённого вещества и растворителя, в котором это вещество равномерно распределено в виде молекул и ионов.
Важной характеристикой любого раствора является его состав, который выражается концентрацией.
-
Массовая доля – отношение массы растворённого вещества X к общей массе раствора m : (обычно выражается в процентах %)
-
Мольная доля – отношение количества растворённого вещества X к сумме количеств всех компонентов в растворе: , где – молярная масса для 2-х компонентов.
-
Молярная концентрация – отношение количества растворённого вещества к объёму раствора: (выражается в , например, 2 М , в единице раствора 2 моля ).
Эквивалентная (нормальная) концентрация – отношение количества эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора:
-
(выражается в )
-
Химическим эквивалентом называется некоторая условная или реальная частица, которая может в реакциях присоединить или высвободить 1 ион водорода: , где – эквивалентная масса
-
Моляльная концентрация – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя: (выражается в ).
-
20.Идеальные растворы. Растворы неэлектролитов: понятия диффузии и осмоса. Разбавленные и концентрированные растворы; насыщенный раствор.
Вещества, которые диспергированы в растворе в виде молекул – неэлектролиты. Растворение – не чисто механический процесс, связанный с простым дроблением и вещества и его распределением в растворе. При растворении происходит уменьшение свободной энергии Гиббса , Растворение идёт до тех пор, пока не наступит динамическое равновесие между растворяемым веществом и растворителем, т.е. пока . Такой раствор называется насыщенный.
-
В разбавленных растворах неэлектролитов можно пренебречь силами межмолекулярного взаимодействия между молекулами растворяемого вещества. Их можно рассматривать как результат механического смешивания компонентов, не сопровождающегося тепловым эффектом
( и ).
Процесс самопроизвольного переноса вещества, приводящий к установлению равновесия концентрации, называется диффузией. Движущей энергией диффузии является стремление молекул обоих компонентов к равномерному распределению по всему объёму.
Односторонняя диффузия через полупроницаемую мембрану называют осмосом (например, проникновение в сахарозу).
-
21. Осмотическое давление. Законы Вант-Гоффа и Рауля.
Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы прекратился осмос, называется осмотическим давлением. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Осмотическое давление раствора неэлектролита пропорционально концентрации растворённого вещества и абсолютной температуре. Закон Вант-Гоффа: .
Пар, находящийся в равновесии с жидкостью называется насыщенным. Каждая жидкость имеет определённое давление насыщенного пара, которое увеличивается с увеличением температуры. Жидкость закипает тогда, когда давление пара становится равным атмосферному давлению: .
Давление пара над раствором всегда меньше давления пара над растворителем.
1-ый Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества:
Поскольку температура кипения и температура замерзания зависит от давления насыщенного пара, то понижение давления пара над раствором неэлектролита повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания.
Все эти отклонения, а также способность элементов проводить электрический ток, объяснила теория электролитической диссоциации Аррениуса. Суть её сводится к тому, что электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы положительные (катионы) и отрицательные (анионы). В результате диссоциации увеличивается общее число частиц в растворе. Поэтому возникает отклонение от законов Вант-Гоффа и Рауля. Увеличение числа частиц учитывает изотопический коэффициент i : .
Согласно теории электролитической диссоциации:
-
Кислоты – соединения, при диссоциации которых образуются ионы водорода:
-
Основания – соединения, при диссоциации которых образуются ионы гидроксила:
-
Соли – соединения, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотного остатка:
-
23.Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.
Отношение числа распавшихся молекул на ионы к общему числу молекул в растворе называется степенью диссоциации: .
По склонности к диссоциации электролиты делятся на:
сильные () и слабые ().
-
К сильным электролитам относятся:
-
Практически все соли
-
Ряд неорганических кислот (HF, HCL, HBr, HJ, , )
-
Гидроксиды металлов 1-ой и 2-ой группы
В сильных электролитах степень диссоциации , поэтому имеет место высокая концентрация заряжённых частиц. Естественно они взаимодействуют друг с другом. Это связывание ионов понижает концентрацию ионов. Такое явление называется активностью: a = fC, где
f–коэффициент активности, C–концентрация
Для очень разбавленных растворов коэффициент активности f = 1 (взаимодействия нет), т.е. a = C.
раствором неэлектролита повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания.
2-ой закон Рауля: повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора неэлектролита пропорциональны моляльной концентрации растворённого вещества.
, где Э – эбулиоскопическая постоянная
, где K – криоскопическая постоянная
Э и К зависят от природы растворителя.
-
22. Растворы электролитов. Изотопический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса; определение кислот, оснований, солей по Аррениусу.
-
В отличие от растворов неэлектролитов, растворы электролитов не подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля. Эти растворы имеют большее осмотическое давление, большее повышение температуры кипения, большее понижение температуры замерзания. Мерой отклонения растворов неэлектролитов от закономерности неэлектролитов служит изотопический коэффициент:
-
Активность a зависит от заряда иона и ионной силы.
Ионная сила раствора – это полусумма произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда:
.
-
К слабым электролитам относятся:
-
Органические кислоты (, );
-
Ряд неорганических кислот (, , и др.);
-
Слабые основания ();
-
Гидроксиды металлов (кроме 1-ой и 2-ой группы);
В растворах слабых электролитов одновременно присутствуют молекулы и ионы растворённого вещества, при этом между ними устанавливается динамическое равновесие:
В соответствии с законом действующих масс, константа равновесия:
или
Константа равновесия слабых электролитов называется константой диссоциации .
Закон разведения Оствальда: (
)
Закон Оствальда позволяет рассчитать степень диссоциации слабых электролитов при различных концентрациях, если известен коэффициент диссоциации (справочный).
-
24. Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.
-
К малорастворимым электролитам относятся:
-
Подавляющее число веществ ограниченно растворимы в воде
Применение закона действующих масс к гетерогенной системе, в которой находятся и осадок и раствор в равновесии: даёт выражение константы равновесия: (произведение растворимости).