- •1. Химические явления. Место химии в ряду естественных наук.
- •2.Основные понятия химии (химический элемент; атом; молекула и фаза; простое и сложное вещество; мономеры, олигомеры и полимеры).
- •3.Закон сохранения материи. Закон сохранения массы. Неорганические вещества с молекулярной структурой (дальтониды) и немолекулярной (бертоллиды)
- •4.Закон постоянства состава, закон постоянства свойств, закон кратных отношений, закон эквивалентов.
- •5.Закон Авогадро и его следствия.
- •18.Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •6.Основные классы химических соединений. Кислотно-основные свойства веществ (оксиды, гидроксиды). Явление амфотерности.
- •Кислотно-основные свойства оксидов
- •Кислотно-основные свойства гидроксидов
- •7. Два принципа квантовой механики (корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности). Уравнение Шредингера.
- •8. Квантово-механическая модель строения атома водорода. Собственная функция уравнения Шредингера (орбиталь) и связанные с ней квантовые числа.
- •9. Электронное облако: форма и ориентация в пространстве. Энергетические состояния электрона в атоме водорода
- •10. Понятие энергетического уровня и подуровня. Спиновое квантовое число.
- •11. Энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах и принципы их заполнения: принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского.
- •13.Реакционная способность веществ: химия и Периодическая система д. И. Менделеева. Сущность закона периодичности.
- •14.Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и атомные радиусы. Изменение этих величин в Периодической системе.
- •15.Химическая связь. Понятие химической связи.
- •16. Метод валентных связей (метод Гайтлера-Лондона), его основные положения и выводы.
- •Основные понятия мвс
- •Недостатки мвс
- •20.Кратность связи. Ограниченность метода валентных связей.
- •17.Ковалентная связь, ее пространственная направленность и насыщенность. Валентные возможности атомов в нормальном и возбужденном состоянии.
- •19.Энергия связи и длина связи. Неполярная и полярная ковалентная химическая связь. Электроотрицательность элементов. Дипольный момент связи и молекулы.
- •21.Метод молекулярных орбиталей, его основные положения и выводы.
- •22.Типы молекулярных орбиталей. Рассмотрение одноатомных и разноатомных молекул.
- •24.Гибридизация атомных молекул, их геометрическое строение
- •50.Растворы электролитов. Изотонический коэффициент.
- •27.Первое начало термодинамики. Теплота и работа.
- •28.Энергетика химических процессов. Внутренняя энергия и энтальпия.
- •30.Тепловой эффект химических реакций. Стандартное состояние вещества.
- •29.Применение первого начала термодинамики к химическим явлениям.
- •31.Закон Гесса и его следствия. Термохимия.
- •32.Второе начало термодинамики. Термодинамический процесс и его конечный результат. Состояние термодинамического равновесия.
- •33. Самопроизвольные и несамопроизвольные, обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Направленность термодинамического процесса
- •34.Критерий направленности процесса в закрытой системе. Энергия Гиббса.
- •36.Методы регулирования скорости реакции. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции.
- •37. Закон действующих масс для гетерогенных реакций.
- •47.Растворы неэлектролитов. Идеальный раствор.
- •38.Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа.
- •39. Энергия и энтропия активации реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ. Активированный комплекс. Энергетическая диаграмма реакции.
- •40.Химически обратимые реакции. Химическое равновесие с точки зрения кинетики.
- •41.Константа химического равновесия и его смещение. Принцип ЛеШателье.
- •43.Цепные разветвленные и неразветвленные химические реакции. Колебательные реакции.
- •44.Растворы. Химические системы: растворы, дисперсные системы.
- •45.Определение и классификация растворов. Способы выражения концентрации растворов.
- •46.Растворимость. Насыщенные и пересыщенные растворы.
- •48.Закон Рауля и его следствия. Замерзание и кипение растворов.
- •49.Закон Вант-Гоффа. Осмос. Осмотическое давление.
- •51.Теория электролитической диссоциации.
- •58. Условие выпадения осадка в растворах.
- •59. Степень окисления элемента. Понятие окислительно-восстановительной реакции.
- •64.Скачок потенциала на границе раздела металл-раствор. Двойной электрический слой.
- •60. Окислительно-восстановительные свойства веществ. Окислитель и восстановитель как сопряженная система.
- •62.Методы электронного и ионно-электронного баланса.
- •63.Виды окислительно-восстановительных реакций (окислитель и восстановитель, разные вещества, диспропорционирование, внутримолекулярное окисление- восстановление.)
- •65.Электрохимическая система. Электродный и Окислительно-восстановительный потенциал электрохимической системы и его стандартное значение.
- •66.Уравнение Нернста.
- •67. Нормальный водородный электрод.
- •68.Гальвонический элемент Даниэля-Якоби.
- •69.Критерий направленности Окислительно-восстановительной реакции на примере реакций коррозии металлов в растворах кислот, растворах щелочей и солей, воды.
- •71.Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •73.Методы защиты от коррозии
- •72.Взаимодействие металлов с разбавленной и концентрированной серной кислотой
- •74.Электролиз и его законы
- •75 .Электрохимические процессы в расплавах и растворах электролитов
- •78.Химическая идентификация. Химический, физико-химический, физический анализ.
- •79. Качественный химический анализ. Специфические реакции на ионы.
- •80.Объемный и весовой количественные анализы
- •77.Электролитическая коррозия металлов и защита от нее.
- •76 .Процессы на электродах. Перенапряжение
32.Второе начало термодинамики. Термодинамический процесс и его конечный результат. Состояние термодинамического равновесия.
Второе начало термодинамики-любая термодинамическая система
обладает не только определенным запасом внутренней энергии, но и характеризуется определенной степенью упорядоченности.
S=
Термодинамический процесс - изменение макроскопического состояний системы. Система, в который происходит процесс, называется рабочим телом. Тепловые вопросы можно разделить на:
1)равновесные2)неравновесные
1)Обратимый процесс— термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат энергии, и в окружающей среде не остается макроскопических изменений.
Термодинамическое равновесие-предельное состояние к которому стремится изолированная термодинамическая система т.е. в опр. Точке в системе устанавливается термическое, механическое и химическое равновесие (в каждом элементарном химическом процессе скорость прямой реакции будет, равняется скорости обратной.) В реальных процессах может установиться неполное равновесия, однако степень этой неполноты может быть весьма существенной.
33. Самопроизвольные и несамопроизвольные, обратимые и необратимые процессы. Энтропия. Направленность термодинамического процесса
Несамопроизвольные – процессы, которые не могут идти сами собой, на них затрачивается работа.
Самопроизвольный процесс — процесс, идущий к состоянию термодинамического равновесия без затраты энергии извне.
Обратимый процесс— термодинамический процесс, который может проходить как в прямом, так и в обратном направлении, проходя через одинаковые промежуточные состояния, причем система возвращается в исходное состояние без затрат энергии, и в окружающей среде не остается макроскопических изменений.
Энтропия (функцией состояния термодинамической системы)
S=R*lnω
ω-термодинамическая вероятность данного состояния; R-универсальная газовая постоянная
Направление самопроизвольного протекания хим.реакции определяется совокупным действием 2 факторов:тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.
34.Критерий направленности процесса в закрытой системе. Энергия Гиббса.
Энергия Гиббса- одна из характеристических функций термодинамической системы, обозначается G, определяется через энтальпию H, энтропию S и температуру Т равенством
G = H — TS.
Уравнение Гиббса отражает общую движущую силу процесса.
∆G-изменение энергии Гиббса при переходе системы из одного состояния в другое. Если ∆G<0 то реакция протекает самопроизвольно. Если ∆G>0 то самопроизвольно реакция не идет. Если ∆G=0,то хим. Равновесие.( ∆Н=T*∆S).
Энергия Гиббса зависит от концентрации в-в, поэтому концентрацию стандартизируют наравне с температурой и давлением.(1 моль/литр).
Вывод: самопроизвольно процесс идет только при уменьшении энергии Гиббса; процессы которым отвечает рост энергии Гиббса самопроизвольно не идут, но могут протекать при сообщении им энергии извне; знак ∆G указывает на возможность но не действительность протекания реакции, т.к. она не зависит от пути процесса.
Направление самопроизвольного протекания хим.реакции определяется совокупным действием 2 факторов:тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией и тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния.
35. Кинетика. Скорость химических процессов. Кинетическое уравнение.
Кинетика-учение о хим. процессе, его механизме и закономерностях развития во времени.
Основная характеристика V хим. реакции : скорость хим. процессов – число актов хим. взаимодействия протекающих на единице поверхности или в единице объема за единицу времени. Акт химического взаимодействия- сближение частиц на такие расстояния, при которых они оказываются в силовом поле друг-друга и способны взаимодействовать.
Скорость обычно определяют наблюдая за исчезновением какого-либо в-ва или появлением продукта реакции в течении времени. Если за определенный промежуток времени () концентрация изменилась на ∆С, то тогда средняя скорость: V= ±∆С/.
Уравнение, описывающее зависимость скорости от концентрации, называется кинетическим уравнением.
Скорость химической реакции пропорциональна вероятности столкновения частиц А и В
анальности
Хим. реакции отличаются по скоростям, следовательно не все столкновения приводят к взаимодействию .
Причины:
а) Молекулы не сориентированы в пространстве должным образом.
б) Течение процесса связано с изменением электронного состояния.
в) Для эффективности соударений нужно чтобы они обладали определённой энергией избыточной по сравнению со средней.