- •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.Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро (протоны, нейтроны), электроны, их заряд и масса.
Атом – наименьшая (неделимая химическим путем) часть элемента, сохраняющая все свойства, определенные зарядом ядра и электронной оболочкой. Атомный номер Z равен числу протонов в атомном ядре. В электронной оболочке электронейтрального атома содержится Z электронов. Массовое число A равно числу протонов Z и числу нейтронов N в атомном ядре; A = Z + N.
Нейтроны и протоны – элементарные частицы, имеющие массу ок 1 аем. Протоны - положительно заряженные микрочастицы с массой. 1 а.е.м и зарядом 1,6*10-19 Кл., условно принятым за единицу положительного заряда. Нейтроны - нейтральные частицы с массой 1 а.е.м. История:
V в до н.э. – Демокрит вводит понятие атом-неделимый.
1896-Беккеркль открывает радиоактивность.
1897- Томсон – электрон. 1903- модель атома Томсона. «однородный шар из +заряженного вещества, в кот. Находятся электроны.
1911- Модель атома Резерфорда. Идея опыта: наблюдать отклонения заряженных частиц, пролетающих мимо атома. Результат: 1.Большинство частиц не отклоняются. 2.Небольшое кол-во частиц(1 из 20000) резко откл. назад. Объяснение: 1.В атоме много пустоты. 2.+заряд сосредоточен в объеме намного меньше объема атома. Вывод: Планетарная модель. Атом состоит из ядра и эл. оболочки. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожно малый объем атома. Весь положительный и вся масса атома сосредоточены в ядре.Заряд соостветствует кол-ву протонов в ядре и соостветствует порядковому номеру в таблице Менделеева и кол-ву электронов в атоме. Вокруг ядра вращаются электроны и их число равняется "+" заряду ядра. Однако такой атом не может быть устойчивым. Электроны не должны терять энергию, излучая ее, и упасть на ядро. В действительности электронные оболочки всех атомов устойчивы.
2.Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики.
Энтропия (S) – термодинамическая функция состояния, которая служит мерой беспорядка (неупорядоченности) системы. Больцман определил энтропию как термодинамическую вероятность состояния (беспорядок) системы W. Размерность энтропии 1 моля вещества совпадает с размерностью газовой постоянной R и равна Дж∙моль–1∙K–1. Изменение энтропии в необратимых и обратимых процессах передается соотношениями ΔS > Q / T и ΔS = Q / T. Например, изменение энтропии плавления равно теплоте (энтальпии) плавления ΔSпл = ΔHпл/Tпл Для химической реакции изменение энтропии аналогично изменению энтальпии. Энтропия вещества или системы тел при определенной температуре является абсолютной величиной. Энтропия зависит от:
Агрегатного состояния вещества. Энтропия увеличивается при переходе от твердого к жидкому и особенно к газообразному состоянию (вода, лед, пар).
Изотопного состава (H2O и D2O).
Молекулярной массы однотипных соединений (CH4, C2H6, н-C4H10).
Строения молекулы (н-C4H10, изо-C4H10).
Кристаллической структуры (аллотропии) – алмаз, графит.
стремление системы к беспорядку проявляется тем больше, чем выше температура. Произведение изменения энтропии системы на температуру TΔS количественно оценивает эту тенденцию и называется энтропийным фактором. S возрастает при переходе в-ва из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при хим.взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц, и прежде всего частиц в газообразном состоянии. Напротив, все процессы в результате которых упорядоченность системы возрастает(конденсация, полимеризация, сжатие, уменьшения числа частиц), сопровождаются уменьшением энтропии.
В изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса увеличивается ΔS > 0 (второй закон термодинамики).
Энтропия равна нулю только у идеального кристалла при абсолютном нуле (третий закон термодинамики).
3. Электролиз. Электролиз водных растворов и расплавов. Законы Фарадея. Практическое применение элеткролиза.
Электролиз - окислительно-восстановительный процесс протекающий на электродах при прохождении эл тока через расплав или раствор электролита.
Сущность электролиза состоит в том, что за счет эл энергии осуществляется реакция, которая не может протекать самопроизвольно.
ФАРАДЕЯ ЗАКОНЫ, основные законы электролиза, отражающие общий закон сохранения в-ва в условиях протекания злектрохим. р-ции. Установлены M. Фарадеем в 1833-34. Согласно 1-му закону, масса в-ва т, прореагировавшего в процессе электролиза, прямо пропорциональна силе тока I и времени электролиза t, т. е. кол-ву пропущенного электричества Q = It. Согласно 2-му закону, для разных электродных процессов при одинаковом кол-ве пропущенного электричества Q массы прореагировавших в-в относятся друг к другу так же, как молярные массы эквивалентов этих в-в. Оба Ф. з. объединяются одним ур-нием:
где Mz - мол. м. эквивалента в-ва, участвующего в электролизе. F - Фарадея постоянная, равная 96500 Кл/моль.
Билет 11
1. Понятие о квантовой механике. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Уравнение Планка. Атомные спектры как характеристики энергетических уровней электронов. Корпускулярно-волновая природа электрона. Уравнение де Бройля.
Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на трех положениях: принципе минимума энергии, принципе Паули, правиле Хунда.
Принцип Паули: в атоме не может быть электронов ,имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел (на одной орбитали может быть не более двух электронов с различными спинами). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов. Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающих противоположно направленными спинами , называют спаренными, электроны ,расположенные по одному на орбиталях- неспаренные. Принцип минимума энергии: Электрон в основном (невозб.) состоянии в атоме занимает такое положение, чтобы енергия была бы минимальной. Энергия электрона главным образом определяется суммой (n+l ). Правило Клечковского: 1) В первую очередь заполняется та орбиталь где (n+l ) min
2) Если (n+l ) для нескольких орбиталей одинаковы, то в первую очередь заполняется та орбиталь, где n- меньше.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d <4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p
Каждый период в таблице Менделеева начинается с заполнения нового эн. уровня.
На внешнем эн. уровне не может быть больше 8 электронов. У всех благородных газов ( кроме Не ) внешн.эн. уровень заполнен полностью - состояние этой оболочки самое устойчивое. В хим. реакциях атомы стремятся принять или отдать электроны так, чтобы на внешней оболочке было 8 электронов, при этом образуются ионы. Правило Хунда: При данном значении l ( в пределах одного подуровня ) электрон занимает такое положение, чтобы суммарный спин был бы макс.
Квантовые
числа
электрона.
Движение
электрона в атоме описывается квантовыми
числами: главным – n,
побочным – l,
магнитным – m
и спиновым – s.
Квантовое
число
n
– главное.
Оно определяет энергию электрона в
атоме водорода и одноэлектронных
системах (He+,
Li2+
и т. д.). n
принимает значения от 1 до ∞.
Чем меньше n,
тем больше энергия взаимодействия
электрона с ядром. При n
= 1 атом водорода находится в основном
состоянии, при n >
1 – в возбужденном. В многоэлектронных
атомах электроны с одинаковыми значениями
n
образуют
слой или уровень, обозначаемый буквами
K, L, M, N, O, P и Q. Буква K соответствует
первому уровню, L – второму и т. д. Орбитальное
квантовое число l
характеризует форму орбиталей и
принимает значения от 0 до n
–
1. Кроме числовых l
имеет буквенные обозначения
l
=
0
1
2
3
4
…
l
=
s
p
d
f
g
… Электроны
с одинаковым значением l
образуют подуровень. Квантовое число
l
определяет квантование орбитального
момента количества движения электрона
в сферически симметричном кулоновском
поле ядра.
СПЕКТР - в физике, совокупность всех значений какой-либо физической величины, характеризующей систему или процесс. Чаще всего пользуются понятиями частотного спектра колебаний (в частности, электромагнитных и акустических), спектра энергий, импульсов и масс частиц (см. Спектроскопия, Масс-спектрометрия). Спектр может быть непрерывным и дискретным.