- •1.Химия как наука и ее место в ряду геологических дисциплин. Понятие об атоме и молекуле, Атомная и молекулярная массы. Моль.
- •2.Понятие о химических реакциях. Признаки и классификация химических реакций. Способы написания химических реакций.
- •3.Основные законы химии. Следствия из закона Авогадро.
- •4.Строение ядра. Изотопы. Изотоны. Изобары. Планетарная модель атома Резерфорда. Линейчатый спектр атома.
- •5.Модель атома по Бору. Нормальное и возбужденное состояние атома. Правило квантования. Недостатки теории Бора.
- •6.Квантово механическая модель атома. Волновая функция. Квантовые числа, их значения и интерпретация. Условная запись строения атома.
- •7.Квантово механическая модель атома водорода и многоэлектронных атомов. Порядок заполнения электронов по уровням и подуровням. Правила Гунда и Клечковского. Запрет Паули.
- •9.Химическая связь и валентность элементов. Характеристика химической связи (электроотрицательность, энергия, кратность и полярность связи)
- •10. Механизм образования валентной связи. Гибридные связи. Пространственная конфигурация молекул. Примеры.
- •11.Металическая связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Энергетическая оценка различных типов связи.
- •12.Межмолекулярное взаимодействие. Аморфное и кристаллическое состояние вещества.
- •13.Энергитические эффекты химических реакций. Типы систем. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики. Закон Гесса.
- •14.Втрой закон термодинамики. Энтропия. Энтальпийный и Энтропийный факторы протекания химической реакции. Энергия Гиббса.
- •15.Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров системы.
- •16.Скорость химической реакции. Энергия активации. Адсорбционные процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •17.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Закон действующих масс.
- •18.Закон действующих масс Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Основное карбонатное равновесие в природе.
- •19.Понятие полярности и поляризуемости химической связи. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики силы электролитов.
- •20.Раствоы сильных и слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе. Закон разбавления Оствальда.
- •21.Вода структура воды. Растворы сильных электролитов. Явление гидратации (сольватации) в растворах. Понятие об активности и ионной силе электролитов растворе.
- •22.Ионно обменные реакции в растворах электролитов. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •23.Направление протекания ионно-обменных химических реакций. Смещение ионных равновесий в растворах электролитов. Геохимическое карбонатное равновесие в природе.
- •24. Основные теории кислот и оснований. (Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса). Их достоинства и недостатки.
- •25.Вода. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Методы определения pH.
- •26.Водородный показатель. Методы определения pH. Кислотно-основные индикаторы.
- •27.Гидролиз солей. Смещение равновесия в растворах гидролизирующихся солей. Роль гидролиза в геохимических процессах. Примеры.
- •28.Растворы, растворимость. Насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Их термодинамическая характеристика. Произведение растворимости.
- •29.Насыщенные растворы малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков малорастворимых электролитов.
- •30.Условие образования и растворения осадков малорастворимых электролитов Влияния различных фактов на растворимость осадков. Химические предпосылки миграции осадочных пород.
- •31.Произведение растворимости. Влияние одноименных и посторонних ионов на растворимость. Порядок выпадения в осадок малорастворимых электролитов. Парагенезис минералов.
- •32.Окислительно-востановительные реакции. Окислительно-восстановительные свойства элементов и соединений. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •33.Гальванические элементы. Образование двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы.
- •34.Окислительно-восстановительные потенциалы. Электроды сравнения. Уравнение Нернста.
- •35.Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
- •36.Химические гальванические элементы. Концентрационные элементы. Значение потенциалометрии в геологических процессах.
- •37.Соединения высшего прядка. Электрохимическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений. Заряд комплексообразователя и комплексного иона.
- •38.Теория координационной связи. Координационные числа. Заряд комплексного иона и комплексообразователя. Номенклатура комплексных соединений.
- •[Ag(nh3)2]Cl – хлориддиаминосеребра.
- •K[Ag(cn)2] – дицианоаргентаткалия.
- •39.Классификация комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений. Устойчивость комплексов. Роль комплексообразования в геохимических процессах миграции.
- •40. Концентрационные элементы. Диффузионные потенциалы.
- •41. Явление поляризации. Концентрационная и активационная поляризации. Механизм и способы их устранения.
- •42. Обзор химических свойств элементов в периодической системе д.И. Менделеева. Металлы и неметаллы. Основные породообразующие элементы.
20.Раствоы сильных и слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе. Закон разбавления Оствальда.
Растворы сильных и слабых электролитов: В растворах сильных электролитов химические реакции необратимы: + _
NaCl = Na + Cl
В растворах слабых электролитов протекают обратимые реакции:
HNO2 ↔ H + NO2
Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе:
Степень диссоциации: Это отношение количества продиссоциировавших молекул к общему количеству молекул вещества. У слабых электролитов она принимает значение до 3%. H2CO3, HCN.
α=Св(прод)/Св
Степень диссоциации зависит от прочности связи в молекуле электролита, от химической природы электролита, от концентрации вещества.
Константа диссоциации: это отношение равновесных концентрации ионов продуктов реакции в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам к равновесной концентрации недиссоциированных молекул в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
H2СO3 = H + HСO3
Kд=[H+] • [HСO3]/[H2СO3]
Закон разбавления Оствальда:
H2SO3 = 2H + SO3
(1- α) 2cα cα
Kд = [H ]^2 • [SO3 ]
[H2SO3]
Kд = 4c^2 α^2 • c α = 4c^2 α^3
(1- α)c 1- α
Таким образом можно сделать следующие выводы:
В растворах электролита происходит электролитическая диссоциация, с образованием гидротированных ионов.
По характеру диссоциации все электролиты можно условно подразделить на сильные средние слабые (при концентрации вещества 5% - 10 %).
При уменьшении концентрации вещества в растворе диссоциация увеличивается все электролиты при максимальном разбавлении становятся сильными (α → 1).
Для слабых электролитов мы можем пользоваться законом действующих масс и определять константу диссоциации или законом Оствальда.
Для сильных электролитов закон действующих масс не применим без учета активности.
Влияние посторонних ионов на диссоциацию и поведение в химических реакциях учитывается путем расчета ионной силы (μ)
21.Вода структура воды. Растворы сильных электролитов. Явление гидратации (сольватации) в растворах. Понятие об активности и ионной силе электролитов растворе.
Структура воды: молекула воды имеет угловое строение; входящие в ее состав ядра образуют равнобедренный треугольник, в основании которого находится 2 протона а в вершине – ядро атома кислорода. Прочность водородной связи О – Н составляет около 20 кДж на моль. Молекулярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает ее простейшей формуле. Однако молекулярная масса жидкой воды оказывается более высокой, это свидетельствует о том, что в жидкой воде происходит ассоциация молекул, т.е. соединение их в более сложные агрегаты. Это подтверждается большой величиной температуры кипения воды.
Растворы сильных электролитов: В водных растворах сильные электролиты обычно полностью диссоциированы по этому число ионов них больше, чем в растворах слабых электролитов той же концентрации. в не очень разбавленных растворах сильных электролитов среднее расстояние между ионами в следствии значительной концентрации сравнительно мало. При этом силы межионного притяжения и отталкивания довольно велики. В таких растворах ионы не свободны. Движение их стеснено взаимным притяжением друг к другу. Благодаря этому притяжению каждый ион как бы окружен шарообразным роем противоположно заряженных ионов, получившим название ионная атмосфера.
Активность: Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активность. Под активностью иона понимают ту эффективную условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях. Активность иона равна его концентрации, умноженной на коэффициент активности. Поскольку обычно для характеристики растворов электролитов обычно используется молярная доля (XB), молельная (Сm моляльная ()тролитов обычно используется молярная доля ()ицент активности. Поскольку обычно для харрактеристики бразным роем п) и молярная (CB) концентрация вещества в растворе, то используются 3 различных вида коэфицентов активности:
αB=ƒ • XB, αB= γ • Сm, αB= y • CB,
где ƒ, γ, y – соответственно рациональный, моляльный и млрный коэффициенты активности.
Ионная сила: Приближенно можно считать, что коэффициент активности данного иона зависит только от его заряда и от ионной силы раствора Ic, под которой понимают полусуму произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.
Ic = ½(CB1Z1^2 + CB2Z2^2 + … CBnZn^2)
Явление гидротации (сольватации) в растворах: При растворении многих веществ их молекулы или ионы связываются с молекулами растворителя, образуя соединения, называемые сольватами. Этот процесс получил название сольватацией. В частном случае, когда растворителем является вода, эти соединения называются гидратами, а процесс их образования – гидратацией.