- •5. Периодическая система элементов д.И. Менделеева. Основные свойства атомов (радиус, энергия ионизации, сродство) и закономерности их изменения в группах и периодах. Периодический закон.
- •6. Понятие о валентных электронах и валентности. Определение валентности атомов s-, p-, d-, f- элементов в возбужденном и невозбужденном состоянии (на примерах) Валентность элементов II периода.
- •8. Основные характеристики химической связи (длина, энергия, валентный угол). Свойства ионной связи, свойства ковалентной связи. Виды химической связи на примере молекул NaCl, o2, nh3, khco3.
- •14. Понятие о фазах. Фазовые равновесия. Правило фаз. Описание фазовой диаграммы состояния воды.
- •15. Предмет термодинамики. Термодинамические системы, их классификация. Процессы. Понятие о функциях состояния системы Теплота и работа. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.
- •16. Тепловой эффект реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса в термохимических расчетах (на примерах).
- •17. Энтропия как функция состояния системы II и III законы термодинамики. Способы определения изменения энтропии в ходе химических реакций. Изменение энтропии при фазовых переходах.
- •19. Понятие о скорости и механизмах химический реакции. Закон действия масс для гомо- и гетерогенных систем, площади поверхности раздела фаз.
- •20. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетические диаграммы хода экзо- и эндотермической реакции.
- •21. Катализ: виды, механизмы. Особенности каталитических процессов. Энергетические диаграммы каталитической и некаталитической реакции.
- •22. Химическое равновесие, его признаки. Константа равновесия для гомо- и гетерогенных реакций (на примерах). Зависимость константы равновесия от температуры.
- •23. Влияние изменения концентрации веществ, температуры, давления и объема системы, катализаторов на химическое равновесие и константу равновесия. Принцип Ле-Шателье (на примерах).
- •25. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная доля, титр, молярная концентрация, нормальная концентрация).
- •28. Свойства истинных растворов. Способы выражения концентрации: массовая доля, молярная, молярная эквивалента, титр, моляльная, мольная доля, взаимосвязь между концентрациями.
- •29. Растворы электролитов. Механизмы электролитической диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью. Ступенчатая диссоциация.
- •30. Растворы слабых электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •32.Кислотно-основные свойства веществ с точки зрения электролитической диссоциации. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели. Индикаторы.
- •36. Общие закономерности электрохимических процессов. Возникновение электродного потенциала. Шкала стандартных электродных потенциалов. Типы электродов.
- •38. Гальванические элементы: условия работы. Эдс и напряжение. Способы расчета эдс. Устройство гальванического элемента Даниэля-Якоби, схема его работы, электродные процессы, токообразующая реакция.
- •43. Электролиз солей (на примере электролиза раствора соли с растворимым анодом). Схема электролиза. Последовательность электродных процессов.
- •44. Количественные закономерности электролиза (законы Фарадея, выход по току). Поляризация при электролизе (на примере электролиза водного раствора сульфата калия на никелевых электродах).
- •51. Аккумуляторы: виды, устройство, принцип работы, уравнения процессов при заряде и разрядке, достоинства и недостатки (на примере кислотных и щелочных аккумуляторов).
- •52. Химические источники тока. Марганцево-цинковый первичный элемент: устройство, уравнения процессов, достоинства и недостатки.
29. Растворы электролитов. Механизмы электролитической диссоциации веществ с ионной и ковалентной полярной связью. Ступенчатая диссоциация.
Электролит – вещество, которое в растворённом или расплавленном состоянии проводят электрический ток. Растворы и расплавы электролитов обладают ионной проводимостью, т.е. являются проводниками II рода, в них переносчиками заряда являются ионы. Электролитами являются вещества, имеющие в молекуле ионную или ковалентную полярную связь, способную к поляризации при действии растворителя. Существуют такие твёрдые электролиты, т.е. кристаллические вещества, в твёрдом состоянии проводящие электрический ток и в какой-то степени подвергающиеся электролизу. Обычно это кристаллы ионного типа с небольшой энергией кристаллической решётки. В таких кристаллах при нагревании в электрическом поле возможно смещение ионов, обычно малого размера (катионов), в направлении электрического поля. Так, например, электрической проводимостью обладают ионы серебра в кристаллах галидов (кроме AgF). Явления проводимости тока твёрдыми электролитами сложны, но, тем не менее, они нашли применение в технике (гальванические элементы).
Электролитическая диссоциация – это распад электролита на ионы при его растворении или расплавлении. При растворении диссоциация происходит в результате сольватации молекул электролита, причём разрыв молекул происходит, как правило, по месту наиболее полярной связи. При плавлении распад молекул происходит в результате усиления колебательных движений частиц при повышении температуры. Хотя электролитическая диссоциация в растворах представляет собой сложный физико-химический процесс взаимодействия растворителя и электролита, уравнение диссоциации записывают упрощенно без участия растворителя, например: NaOH →Na+ + OH−. Если электролит содержит многозарядные ионы, то диссоциация протекает ступенчато, например:
H2SO4 → H+ + HSO4− 2) HSO4− → H+ + SO42−
30. Растворы слабых электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Сила электролита – условная характеристика, отражающая способность вещества диссоциировать на ионы. Сила электролита определяется по степени диссоциации. Электролиты принято разделять на две группы: сильные и слабые. У слабых электролитов степени диссоциации значительно меньше 100% (α < 3%). К ним относятся слабые неорганические кислоты (угольная, кремниевая, сернистая, азотистая и др.), большинство органических кислот, гидроксид аммония, гидроксиды d- и f- элементов, вода. Резкой границы между всеми перечисленными группами нет.
Степень диссоциации (α) – это отношение числа, продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул вещества, измеряется в долях единицы или в %:
Степень диссоциации зависит от природы электролита, от температуры (при повышении температуры степень диссоциации в основном повышается), от концентрации раствора (чем меньше концентрация, тем больше степень диссоциации), от степени полярности молекул растворителя (чем больше полярность, тем выше степень диссоциации).
Константа диссоциации – константа равновесия процесса электролитической диссоциации (т.е. выражение закона действующих масс для реакции диссоциации). Она представляет собой отношение произведения концентраций ионов к концентрации недиссоциировавших молекул. Например, для синильной кислоты, диссоциирующей по уравнению HCN → H+ + CN− выражение для Кд будет выглядеть так:
Наряду со степенью диссоциации константа диссоциации может служить для оценки силы электролита: чем меньше значение Кд, тем хуже электролит в данных условиях распадается на ионы (т.е. тем он слабее).
31. Растворы сильных электролитов, типы взаимодействий в этих растворах на примере растворения NaCl. Активность ионов, Ионная сила раствора. Правило ионной силы. Условия протекания реакций обмена в растворах электролитов.
Сила электролита – условная характеристика, отражающая способность вещества диссоциировать на ионы. Сила электролита определяется по степени диссоциации. Электролиты принято разделять на две группы: сильные и слабые. У сильных электролитов степени диссоциации больше 30%. К ним относятся подавляющее большинство солей щёлочи, сильные кислоты (серная, азотная, соляная, хлорная и др.). Иногда выделяют группу электролитов средней силы.
Активность ионов (активная концентрация) (а) – формальная величина, введённая для количественной оценки содержания ионов, которая показывает, согласно какой концентрации ведут себя ионы в растворе:
a = f ∙ Ci, [моль/л]
где Ci – концентрация ионов, f < 1 – фактор (коэффициент) активности.
Ионная сила раствора – величина, представляющая собой полусумму произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадраты их зарядов:
Она является мерой интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Например, ионная сила 0,1 М раствора серной кислоты рассчитывается следующим образом. Уравнение диссоциации:
H2SO4 → 2H+ + SO42−.
Так как электролит сильный, α = 1, тогда Сраспавш.мол-л = Собщ = См, и [H+] = 2См = 0.2 моль/л, [SO42−] = См = 0,1 моль/л. Определим ионную силу раствора:
Правило ионной силы – ионы с одинаковым зарядом в растворах с одинаковой ионной силой имеют равные коэффициенты активности. Это правило вытекает из того, что фактор активности не зависит от природы веществ, а зависит только от концентрации раствора и заряда ионов.