- •Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины «химия»
- •Раздел 1. Общая и неорганическая химия.
- •3. Газовые законы (стехиометрические):
- •7. Правила и формулы расчета молярных эквивалентных масс (мэ)
- •7.4.1. Эквивалентная масса оксида:
- •7.4.2. Эквивалентная масса основания:
- •7.4.3. Эквивалентная масса кислоты:
- •7.4.4. Эквивалентная масса соли:
- •3. Закон Авогадро (а. Авогадро, 1811):
- •3.3.Из закона Авогадро выведено несколько важных следствий:
- •4. Закон идеального газового состояния (Менделеева–Клапейрона).
- •II. Химическая связь
- •I. Химическая термодинамика (энергетика химических процессов).
- •III. Растворы. Дисперсные системы. Полимеры.
I. Химическая термодинамика (энергетика химических процессов).
Вопросы:
1. Общие понятия: химическая термодинамика (х. т/д -ка), термодинамические химические системы и их классификации (типы), состояние системы, т/д -кие параметры (экстенсивные и интенсивные) и функции состояния системы. Стандартное состояние системы.
Термодинамический процесс.
2. Внутренняя энергия, энтальпия. Первый закон термодинамики. Понятие работы в химических системах.
3. Нулевой закон т/д–ки. Термохимия. Тепловой эффект реакции. Закон Гесса (основной закон термохимии) и его следствия. Термохимические расчеты.
4. Понятие энтропии. Второй и третий законы термодинамики.
5.Термодинамические потенциалы (энергии Гиббса и Гельмгольца). Определение возможности и направления протекания химической реакции.
Самостоятельная работа
1. Классическая термодинамика:
основные законы (начала) и методы исследования термодинамических систем.
2. Расчеты тепловых эффектов химических реакций. Энергия химической связи
Энергия кристаллической решетки. Энтальпия процесса растворения. Теплота сгорания топлива (удельная теплота сгорания, ∆НT ). Калориметрия. Калорийность пищи. Изменение энтальпии в фазовых и полиморфных превращениях.
3. Теплоемкость: истинная, средняя, удельная, молярная; изохорная, изобарная.
Уравнения Кирхгоффа. Правило Дюлонга-Пти. Правило аддитивности Неймана-Коппа.
II. Химическая кинетика. Химическое равновесие: гомогенное и гетерогенное. Фазовое равновесие.
Вопросы:
1. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной химических реакций. Факторы, влияющие на скорость реакции: 1) концентрации веществ; 2)давление; 3) темпера ратура; 4) катализатор, ингибитор; 5) природа веществ и их агрегатное состояние.
2. Влияние концентрации (давления) реагирующих веществ на скорость реакции. Закон действующих масс (ЗДМ) – основной закон химической кинетики (Гульдберг и Вааге, 1864-67г.г.) – для элементарных химических реакций и для состояния химического равновесия (в закрытых или обратимых системах). Константа скорости реакции.
Понятия молекулярности и порядка химической реакции.
3. Методы расчета и регулирования скорости химической реакции.
4. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.
5. Химическое равновесие (истинное и кажущееся). Связь между изменением энергии Гиббса и константой равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции. Уравнения Клаузиуса-Клапейрона, Вант-Гоффа.
Влияние изменения внешних условий на состояние химического равновесия.
Принцип Ле Шателье – Брауна.
5. Механизмы химических реакций. Стадийность процессов. Лимитирующая стадия. Простые (элементарные) и сложные процессы: последовательные и др.
6. Гетерогенное химическое и фазовое равновесие (фазовые равновесия в гетерогенных системах). Понятие о термическом анализе.
7. Диаграммы состояния (фазовые) гетерогенных систем. Понятия: независимый компонент системы, степень свободы. Правило фаз Гиббса. Правило рычага и его применение.
Самостоятельная работа: 1. Определение константы скорости, скорости и времени протекания химических реакций 1-го и 2-го порядков.
2.Теория активации (активного комплекса) С.Аррениуса.
3. Явление катализа. Катализаторы, ингибиторы и механизм их воздействия.
4.8. Построение диаграмм состояния одно- и двухкомпонентных систем и их анализ. Правила: фаз Гиббса, рычага – и их использование в фазовом анализе.