- •1.Основные законы химии
- •3.Закон эквивалентов. Эквивалент элементов и соединений.
- •4. Классы неорганических соединений.
- •5. Модель строения атома Резерфорда.
- •7.Принцип квантовой механики: Дискретность энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принципы неопределенности Гейзенберга.
- •13. Периодический закон д.И. Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов (потенциал ионизации, сродство к электрону, атомные радиусы и т.Д.)
- •14. Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп в связи с электронным строением атома.
- •15. Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи
- •16. Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи
- •17. Основные положения метода вс. Обменный и донорно- акцепторный механизмы образования ковалентной связи
- •18. Валентные возможности атомов элементов в основном и в возбужденном состоянии
- •20. Насыщаемость ковалентной связи. Понятие валентности.
- •21. Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.
- •22. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
- •23. Достоинства и недостатки метода вс.
- •24. Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.
- •26. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды кристаллических решеток для соединений с ионной связью.
- •27. Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.
- •28. Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.
- •29. Водородная связь.
- •30. Основные типы кристаллических решеток. Особенности каждого типа.
- •31. Законы термохимии. Следствия из законов Гесса.
- •32. Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии и энтропии
- •33. Энергия Гиббса, ее взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.
- •34. Скорость химических реакций. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.
- •35. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •36. Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант- Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •37. Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.
- •38. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.
- •39. Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
- •41. Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
- •42. Способы выражения концентрации растворов.
- •43. Закон Рауля
- •44. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •45. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.
- •47. Реакция в растворах электролитов, их направленность. Смещение ионных равновесий.
- •48. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика раствора.
- •49. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая). Константа гидролиза. Практическое значение в процессах коррозии металла.
- •51. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •52. Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.
- •53. Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.
- •54. Обратимые источники электрической энергии. Кислотные и щелочные аккумуляторы.
- •56. Электролиз растворов и расплавов. Последовательность электродных процессов. Перенапряжение и поляризация.
- •57. Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.
- •58. Коррозия металлов в растворах солей.
- •59. Применение электролиза в промышленности.
- •61. Методы борьбы с коррозией.
47. Реакция в растворах электролитов, их направленность. Смещение ионных равновесий.
Реакции в растворах электролитов протекают (ионные реакции) протекают по существу между ионами сильных электролитов, молекулами слабых электролитов и осадками малорастворимых веществ. В закрытых системах такие реакции при определенных начальных условиях заканчиваются состоянием равновесия. Константа равновесия качественно и количественно характеризует полноту протекания процесса, которая возрастает с увеличением значения константы. Направленность: чем более слабые электролиты и чем менее растворимые осадки образуются в результате ионной реакции, тем полнее идёт процесс в прямом направлении (K>>1). Если же K<<1, то такая реакция в прямом направлении практически не протекает. Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Введение в растворслабого электролитаодноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионовэлектролита) уменьшаетстепень диссоциацииэтого электролита.
1) AgCl+HNO3=AgNO3+HCl
AgCl=Ag(+)+Cl(-)
Поскольку K=ПР(AgCl)=10^(-10)<<1, осадок хлорида серебра практически не растворяется в азотной кислоте.
48. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика раствора.
Ионное произведение воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде. Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора найти концентрации [OH−] или [H+].
Водородный показатель, pH — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность. pH=-lg[H+].
Для измерения pH существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы – метилоранж (красный, оранжевый, желтый), фенолфталеин (бесцветный, бледно-малиновый, малиновый) и лакмус (красный, фиолетовый, синий).
49. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
Произведение растворимости(const) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Константа этого равновесия расчитывается:
50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая). Константа гидролиза. Практическое значение в процессах коррозии металла.
Гидролиз - разложение солей под действием воды. Вторая формулировка. Процесс, обратный нейтрализации, приводящий к образованию кислоты и основания. Нейтрализация – реакция между кислотой и основанием.
1. Гидролиза нет -если сильное основание и сильная кислота.-если нерастворимые вещества («н» в таблице).
Пример.
2. Полный гидролиз -если слабая кислота и слабое основание. -если «-» в таблице растворимости.
Пример.
3. -если сильное основание и слабая кислота. -если слабое основание и сильная кислота.
Пример.
Константа гидролиза:
Степень гидролиза – применяется для характеристики реакций гидролиза.
Степень возрастает с ростом температуры и с уменьшением концентрации (разбавлением).Чем слабее кислота и основание, тем в большей степени протекает гидролиз. Чем ниже степень гидролиза, тем медленнее протекает коррозия.