- •1.Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •3. Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.
- •2. Ковалентная связь. Основные положения теории отталкивания валентных электронных пар (овэп), теории валентных связей (твс). Гибридизация. Полярная и неполярная ковалентная связь.
- •3. Фазовые диаграммы двухкомпонентных систем. Фракционная перегонка.
- •1. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гэ. Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •1. Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро, (протоны, нейтроны), элеткроны их заряд и масса. Понятие о масс-спектрометрии.
- •2. Металлическая связь. Кластеры.
- •3. Типы растворов. Способы выражения концентрации. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов. Законы Генри, Рауля, Вант-Гоффа.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2.Степень ионности и ковалентности связи. Природа связи в кс.
- •2. Эффективные заряды атомов в молекулах. Электрический момент. Постоянные и наведенные диполи. Дисперсионное, ориентационное и индукционное взаимодейтсвие.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2. Водородная связь. Вандерваальсово взаимодействие. Размеры атомов и ионов.
- •3. Соли, основные свойтсва. Гидролиз солей. Примеры.
- •1.Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •2. Изолированные и неизолированные системы. Функции состояния, уровнения состояния. Работа теплота и энергия. Температура. Внутренняя энергия.
- •3. Амфотерность. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.
- •1.Теплота и температура. Основные понятия и фундаментальные законы химии.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •1.Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро (протоны, нейтроны), электроны, их заряд и масса.
- •2.Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики.
- •2.Энергия Гиббса. Направление хим реакций.
- •3. Электродные потенциалы. Электродные потенциалы металлов и факторы, влияющие на их величину. Понятие о стандартных потенциалах. Стандартный (нормальный) водородный потенциал.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •3. Произведение растворимости Условия образования и ратсворения осадков. Ионный обмен и ионообменники.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2.Катализ, катализаторы. Основные типы катализаторов. Принцип микроскопической обратимости. Ингибиторы.
- •3. Радиоактивность. Изотопы и изобары. Виды излучений. Ядерные превращения. Ряды радиоактивных превращений. Ядерное деление и ядерный синтез.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •2.Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики.
- •3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •2. Изолированные неизолированные сис-мы. Функции состояния, уравнения состояния. Работа, теплота, энергия. Температура. Внутренняя энергия.
- •3. Сольволиз и гидролиз. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния ē квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2. Энергия Гиббса и направление хим. Реа-и.
- •1. Ковалентная связь. Основные положения теории отталкивания валентных электронных пар (овэп), теории валентных связей (твс). Гибридизация. Полярная и неполярная ковалентная связь.
- •2. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Понятие о фазовых диагрммах. Фазовая диаграмма воды.
- •3. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гэ. Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •1. Полярная и неполярная ковалентная связь. Степень ионности и ковалентности связи. Природа связей в комплексных соединениях.
- •2. Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.
- •3. Практическое использования гальванических элементов. Аккумуляторы, топливные элементы.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2.Катализ, катализаторы. Основные типы катализаторов. Принцип микроскопической обратимости. Ингибиторы.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •1. Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •2. Водородная связь. Вандерваальсово взаимодействие. Размеры атомов и ионов.
- •3. 3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Амфотерность. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.
- •1. Ковалентая связь. Основные положения метода молекулярных орбиталей.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •1. Основные положения электронной теории валентности Косселя-Льюиса. Ионный и ковалентный характер связи. Формулы Льюиса.
- •2. Явление катализа. Гетерогенный катализ. Основные стадии гетерогенного катализа.
- •3. Сольволиз и гидролиз. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •1. Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Реакционный механизм. Переходное состояние промежуточная частица, промежуточное соединение.
- •3 Равновесия. Обратимые и необратимые реакции. Константа равновесия. Условия смещения хим. Равновесия. Примеры. Хим. Равновесие и катализ.
- •1. Размеры атомов и ионов. Ионный, ковалентный, металлический и вандерваальсов радиусы.
- •2. Функции состояния системы. Энтальпия. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов.
1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
Согласно волновой теории, ē является и частицей и волной, т.е. имеет двойственную природу: *корпускулярные сво-ва ē выражаются в его способности проявлять свое действие только как цлого;*волновые сво-ва проявляются в его движении, а такжк в явлениях дифракции и интерференции.
ē как бы размазан вокруг ядра по сфере, удаленной от ядра на некоторое расстояние, таким образом, вместо стационарных орбит по Бору, ядро атома окружено пульсирующим ē-ым облаком. Область пространства вокруг ядра, занимаемая ē-ми получила назв. - атомная орбиталь, выражающая форму электронного облака.
Понятие о квантовых числах – n, l, m ,m – квантовые числа. В простейших приложениях квантовой механики иногда удобнее вместо самой волновой функции пользоваться квантовыми числами, представляющими её. Такой подход часто применяют для объяснения свойств многоэлектронных металлов.
Главное квантовое число характеризует энергию электрона в атоме. N=1,2,3…бесконечность. Главное квантовое число так же определяет характер радиальной зависимости орбитали, т.е. размеры электронного облака. n определяет средний радиус нахождения электрона в атоме.
Орбитальное квантовое число (l) определяет угловую зависимость волновой функции, т.е. форму электронного облака. l = 0,1,2…(n-1).
Магнитное квантовое число определяет возможность ориентации электронного облака в пространстве. ml = -l,…,-2,-1,0,+1,+2,…,+l.
Спиновое квантовое число отражает наличие у электрона собственного момента движения. ms = + 1/2 или - 1/2
Основное состояние атома – состояние атома когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия в атоме является минимальной из возможных значений энергии. Состояния с более высокими значениями энергией называт возбужденными, а сам процесс или результат повышения энергии атома(или электрона) – возбуждением.
Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х ē-ов с одинаковыми квантовыми числами, все ē-ны разные. Правило Хунда: ē-ны в атоме располагаются так, чтобы суммарный спин был max. Правило Клечковского: в атоме каждый ē располагается так, чтобы его энергия была min.
Атомная орбиталь – часть ē-го облака, где вероятность нахождения ē-на составляет 90%.Характеризуется конкретными значениями квантовых чисел: n,m,l,s.Форма: S-облако – 2 вида, Р–облако – 6 видов;d-облако – 10 видов;f-облако – 14 видов.
2. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость химических реакций. Закон действующих масс. Константа скорости. Порядок и молекулярность реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции.
Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы.Напр, при сливании растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутнение, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора. Процесс хим. превращения исходных веществ в продукты реакции, протекающей в гомогенной системе, наз. гомогенной р.
Если реакция протекает между вещ-вами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз.Напр, растворение металла в кислоте.
Скорость хим реак-число элементарных актов реаций, происходящих в единицу времени, в единице объема(для гомогенных реакций),или на единице поверхности(для гетерогенных р)раздела фаз.
Скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции опред различ.
Скорость хим реак обычно повышается при повышении конц одного или неск реагентов.В случае гетерогенных р=ций, скорость будет определяться частотой столкновений реаг частиц на границе раздела фаз.
Для гетероген: V=dnв/Sdt; для гомогенных: V=dnв/Vdt=dcв/dt
Закон действующих масс: при постоянной температуре скорость элементарной хим. реак. прямо проорциональна произведению концентраций реаг вещ-в в степенях, равной соответствующему коэф в уравнении реакции.
V=k[A]n k-const скорости реакции [A]-конц реаг А n-порядок реакции.
Для более слож случая: aA+bB+cC-
V=k[A]n+[B]p+[C]m
N=n+p+m- порядок хим реакции.отношение к коэф не имеет.-порядок связи по данному вещ-ву-показатель степени по концентрации данного вещ-ва в кин урав-ии.к-константа скорости реакции-зависит от природы реаг вещ-в, температуры, катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.Физический смысл-скорость реакции при единичных концентрациях реаг в-в.
Молекулярность реакции-число химических частиц принимающих участие в элементарной стадии.одна частица:NH4+=NH3+H+-мономолекулярная
2частицы реаг: H++OH-=H2O- бимолекулярная
факторам влияющим на скорость реакции относятся следующие: природа реагирующих вещ-в, их концентрации, температура (С повышением Т скорость реакции увеличивается – это следует из правила Вант Гоффа.
Правило Вант Гоффа – при увеличении Т на 10 С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза. Гамма- температурный коэфф. показывающий во сколько увеличивается скорость реакции при повышении Т), присутсвие в системе катализаторов. Скорость некоторых гетерогенных реакций зависит от интенсивности движения жидкости или газа около пов-ти, на которой происходит реакция, скорости диффузии реагентов и др