- •Предмет и основные понятия химической кинетики (система; фаза; процессы и их классификация; скорость и факторы, влияющие на скорость гомогенных и гетерогенных реакций).
- •Зависимость скорости химических реакций от концентраций (парциальных давлений) реагирующих веществ. Закон действия масс, константа скорости.
- •3. Влияние температуры на скорость химических реакций: правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.
- •Энергия активации, энергетические диаграммы реакций. Влияние катализаторов на скорость реакций.
- •5. Химическое равновесие: кинетическое условие равновесия, факторы, влияющие на его состояние. Смещение равновесия (принцип Ле Шателье).
- •6. Константа химического равновесия (вывод; Кс, Кр, их взаимосвязь).
- •7. Зависимость констант скорости и химического равновесия от температуры. Уравнение изобары химической реакции.
- •8. Предмет, задачи, основные понятия и определения химической термодинамики (системы, параметры, функции).
- •9. Первый закон термодинамики; внутренняя энергия, энтальпия.
- •10. Применение первого закона термодинамики к изохорным и изобарным процессам. Тепловые эффекты химических реакций. Стандартные энтальпии образования веществ.
- •11. Законы термохимии (Гесса, Лавуазье–Лапласа). Расчет энергетических эффектов физико-химических процессов. Уравнение Кирхгофа.
- •12. Второй закон термодинамики. Энтропия (физический смысл; факторы, влияющие на величину энтропии). Изменение энтропии в различных физико-химических процессах.
- •13. Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца.
- •14. Термодинамические критерии (энтальпийный и энтропийный факторы) возможности и направленности физико-химических процессов.
- •15. Термодинамическое условие состояние равновесия. Взаимосвязь свободной энергии Гиббса и константы равновесия. Уравнения изотермы и изобары химической реакции.
- •17. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации.
- •18. Количественные характеристики растворов электролитов: степень и константа диссоциации; классификация электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты
- •19. Сильные электролиты: активность ионов, коэффициент активности. Определение концентрации и активности ионов в растворах сильных электролитов.
- •20. Слабые электролиты: смещение равновесия в растворах слабых электролитов; степень и константа диссоциации, закон разбавления Оствальда.
- •21. Ионное произведение воды. Водородный (рН) и гидроксильный (рОн) показатели; их роль в различных физико–химических процессах.
- •22. Реакции обмена и гидролиза в растворах электролитов (ионно-молекулярные уравнения); степень и константа гидролиза.
- •23. Определение рН среды при гидролизе солей: по катиону, по аниону, по катиону и аниону.
- •24. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления; основные окислители и восстановители; способы составления уравнений овр (метод электродного баланса, электронно-ионный метод).
- •25. Электрохимические процессы и системы. Электродный потенциал и механизм его возникновения (двойной электрический слой). Условие протекания электрохимических окислительно-восстановительных реакций.
- •26. Электрод сравнения – водородный электрод. Определение величин стандартных электродных потенциалов. Электрохимический ряд напряжений.
- •27. Электроды 1-го рода (металлические и газовые). Расчет равновесных электродных потенциалов, уравнение Нернста.
- •28. Гальванические элементы: принцип действия, виды, основные характеристики (эдс, а мах, Кр , ∆g).
- •29. Химические и концентрационные гальванические элементы (схемы, уравнения электродных реакций, характеристики).
- •30. Явление поляризации и способы деполяризации в гальванических элементах.
- •31. Элемент Вольта (принцип действия, уравнения электродных реакций, эдс).
- •32. Общие закономерности процессов электролиза; факторы, определяющие характер и скорость электродных реакций.
- •33. Электролиз растворов и расплавов электролитов на инертных и активных электродах.
- •34. Поляризация и перенапряжение при электролизе. Эдс разложения.
- •35. Количественные законы электролиза – законы Фарадея (первый, второй, объединенный). Выход по току.
- •36. Химические источники тока: первичные, периодического действия (аккумуляторы), топливные элементы.
- •37. Применение процессов электролиза в технике (электрометаллургия, гальванотехника, оксидирование, электрорафинирование, хемотроника и др.).
- •38. Коррозия металлов: химическая и электрохимическая (общая характеристика, механизм протекания).
- •39. Электрохимическая коррозия металлов (причины и условия возникновения, механизм).
- •40. Коррозия с водородной и кислородной деполяризацией (условия протекания, способы замедления).
- •41. Электрохимическое и термодинамическое условия протекания коррозии, влияние вторичных продуктов коррозии на ее скорость.
- •42. Химические и электрохимические методы защиты металлов от коррозии (легирование, покрытия, протекторная и катодная защита).
- •43. Основные положения квантовой теории строения атома. Квантовые числа.
- •44. Электронные конфигурации атомов. Принцип Паули, правило Гунда. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.
- •45. Структура многоэлектронных атомов. Принцип наименьшей энергии, правила Клечковского.
- •46. Общие положения теории химической связи (природа, условия образования, параметры). Ковалентная связь: способы образования, свойства.
- •47. Виды химической связи (ионная, металлическая, водородная) и их основные характеристики.
- •48. Металлы и их общая характеристика: химическая связь и структура, физические свойства, способы получения металлов.
- •49. Общие химические свойства металлов: взаимодействие с элементарными и сложными окислителями.
- •50. Элементарные полупроводники (положение в периодической системе элементов, общая характеристика); кремний и германий (нахождение в природе, способы получения, физические и химические свойства).
45. Структура многоэлектронных атомов. Принцип наименьшей энергии, правила Клечковского.
Правило n + l, или правило Клечковского. Энергия электрона в атоме определяется значениями главного n и побочного l квантовых чисел, поэтому сначала заполняются электронами те энергетические уровни и подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n + l минимальна. Если для двух подуровней одного или разных уровней суммы n + l равны, то сначала заполняется подуровень с меньшим значением n.
Принцип наименьшей энергии: В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).
46. Общие положения теории химической связи (природа, условия образования, параметры). Ковалентная связь: способы образования, свойства.
По современным представлениям химическая связь между атомами имеет электростатическую природу. Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга.
Частицы, которые принимают участие в образовании химических связей, могут быть атомами, молекулами или ионами.
Основным условием образования химической связи является понижением полной энергии многоатомной системы по сравнению с энергией изолированных атомов, т.е. ЕАВЕА+ЕВ в случае образования вещества АВ из А и В. Более точно химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков, и сопровождается уменьшением полной энергии системы.
Основными параметрами химической связи является её длина, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов.
Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
1. Простая ковалентная связь (обменная). Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными.
2. Донорно-акцепторная связь. Для образования этого вида ковалентной связи оба электрона предоставляет один из атомов — донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу.
47. Виды химической связи (ионная, металлическая, водородная) и их основные характеристики.
Ионная связь – это связь, которая осуществляется путем электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов, возникает между атомами электронов с сильно различающимися электроотрицательностями, т.е. между атомами элементов IA и IIA и атомами элементов VIIА групп. При этом полного разделения зарядов не происходит.
Основные характеристики:
Ненаправленность из-за сферической симметрии электрических полей;
Ненасыщенность. Ионы могут независимо от направления притягивать неограниченное число ионов другого заряда. Число ближайших (соседних) частиц для той или иной частицы в кристалле называется координационным числом, которое зависит от радиусов ионов и сил отталкивания ионов одного заряда.
Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Удерживает атомы металла в едином кристалле. Из-за малого числа валентных электронов и энергии ионизации электроны отрываются от атомов и перемещаются по всему кристаллу. В узлах кристаллической решетки располагаются положительные оставы атомов, связанные относительно свободными валентными электронами. Связь характеризуется нелокализованностью и ненаправленностью. Этим объясняется пластичность (ковкость) металлов. Большая подвижность электронов определяет высокую электро и тепло проводимость металлов.
Основными структурными типами металлических кристаллов являются:
Объемно-центрированная кубическая;
Гранецентрированная кубическая;
Гексагональная плотная упаковка.