- •1.Химия как наука и ее место в ряду геологических дисциплин. Понятие об атоме и молекуле, Атомная и молекулярная массы. Моль.
- •2.Понятие о химических реакциях. Признаки и классификация химических реакций. Способы написания химических реакций.
- •3.Основные законы химии. Следствия из закона Авогадро.
- •4.Строение ядра. Изотопы. Изотоны. Изобары. Планетарная модель атома Резерфорда. Линейчатый спектр атома.
- •5.Модель атома по Бору. Нормальное и возбужденное состояние атома. Правило квантования. Недостатки теории Бора.
- •6.Квантово механическая модель атома. Волновая функция. Квантовые числа, их значения и интерпретация. Условная запись строения атома.
- •7.Квантово механическая модель атома водорода и многоэлектронных атомов. Порядок заполнения электронов по уровням и подуровням. Правила Гунда и Клечковского. Запрет Паули.
- •9.Химическая связь и валентность элементов. Характеристика химической связи (электроотрицательность, энергия, кратность и полярность связи)
- •10. Механизм образования валентной связи. Гибридные связи. Пространственная конфигурация молекул. Примеры.
- •11.Металическая связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Энергетическая оценка различных типов связи.
- •12.Межмолекулярное взаимодействие. Аморфное и кристаллическое состояние вещества.
- •13.Энергитические эффекты химических реакций. Типы систем. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики. Закон Гесса.
- •14.Втрой закон термодинамики. Энтропия. Энтальпийный и Энтропийный факторы протекания химической реакции. Энергия Гиббса.
- •15.Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров системы.
- •16.Скорость химической реакции. Энергия активации. Адсорбционные процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •17.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Закон действующих масс.
- •18.Закон действующих масс Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Основное карбонатное равновесие в природе.
- •19.Понятие полярности и поляризуемости химической связи. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики силы электролитов.
- •20.Раствоы сильных и слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе. Закон разбавления Оствальда.
- •21.Вода структура воды. Растворы сильных электролитов. Явление гидратации (сольватации) в растворах. Понятие об активности и ионной силе электролитов растворе.
- •22.Ионно обменные реакции в растворах электролитов. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •23.Направление протекания ионно-обменных химических реакций. Смещение ионных равновесий в растворах электролитов. Геохимическое карбонатное равновесие в природе.
- •24. Основные теории кислот и оснований. (Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса). Их достоинства и недостатки.
- •25.Вода. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Методы определения pH.
- •26.Водородный показатель. Методы определения pH. Кислотно-основные индикаторы.
- •27.Гидролиз солей. Смещение равновесия в растворах гидролизирующихся солей. Роль гидролиза в геохимических процессах. Примеры.
- •28.Растворы, растворимость. Насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Их термодинамическая характеристика. Произведение растворимости.
- •29.Насыщенные растворы малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков малорастворимых электролитов.
- •30.Условие образования и растворения осадков малорастворимых электролитов Влияния различных фактов на растворимость осадков. Химические предпосылки миграции осадочных пород.
- •31.Произведение растворимости. Влияние одноименных и посторонних ионов на растворимость. Порядок выпадения в осадок малорастворимых электролитов. Парагенезис минералов.
- •32.Окислительно-востановительные реакции. Окислительно-восстановительные свойства элементов и соединений. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •33.Гальванические элементы. Образование двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы.
- •34.Окислительно-восстановительные потенциалы. Электроды сравнения. Уравнение Нернста.
- •35.Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
- •36.Химические гальванические элементы. Концентрационные элементы. Значение потенциалометрии в геологических процессах.
- •37.Соединения высшего прядка. Электрохимическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений. Заряд комплексообразователя и комплексного иона.
- •38.Теория координационной связи. Координационные числа. Заряд комплексного иона и комплексообразователя. Номенклатура комплексных соединений.
- •[Ag(nh3)2]Cl – хлориддиаминосеребра.
- •K[Ag(cn)2] – дицианоаргентаткалия.
- •39.Классификация комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений. Устойчивость комплексов. Роль комплексообразования в геохимических процессах миграции.
- •40. Концентрационные элементы. Диффузионные потенциалы.
- •41. Явление поляризации. Концентрационная и активационная поляризации. Механизм и способы их устранения.
- •42. Обзор химических свойств элементов в периодической системе д.И. Менделеева. Металлы и неметаллы. Основные породообразующие элементы.
16.Скорость химической реакции. Энергия активации. Адсорбционные процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
Скорость химических реакций: υ х.р. число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени, в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице поверхности (для гетерогенной реакции)раздела фаз. Мерой скорости химической реакции является количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося при реакции за единицу времени в единице объема.(для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).
υх.р.= −∆С/∆t
Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров:
Скорость химической реакции зависит от:
типа химической связи:
Чем прочнее связь тем дольше идет ее разрыв и тем больше затрачивается на это энергии.
лимитирующей стадии, если процесс многостадийный:
Скорость всей химической реакции определяется скоростью самой медленной лимитирующей стадии.
агрегатного состояния реагирующих веществ:
На поверхности раздела фаз возникает некомпенсированная энергия поверхностного натяжения и концентрация вещества на поверхности раздела фаз будет выше.
от давления:
Если реакция идет с газом
от концентрации реагирующих веществ:
Увеличение числа частиц в объеме приводит к возрастанию числа столкновений, т.е. к увеличению скорости, и если при химическом взаимодействии сталкиваются частицы различных видов, то число таких столкновений пропорционально концентрации этих частиц. Скорость гомогенной реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ.
aA+bB=cC+dD
υх.р.= k1 CA^a*CB^b прямая реакция
υх.р.=k2 CD^d*CC^c обратная химическая реакция
от температуры:
При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость возрастает в 2 – 4 раза
от присутствия катализатора:
Катализ: ускорение или замедление (ингибиторы) скорости химической реакции путем введения в реакционную систему специальные веществ, называемых катализаторами.
Гомогенный катализ: когда катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе.
2KMnO4 +5K2SO3+3H2SO4=2MnSO4+6K2SO4+3H2O; катализатором является Mn.
Гетерогенный катализ: когда катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.
Адсорбционные процессы: в химизме гетерогенного катализа большую роль играет адсорбция – взаимодействие молекул с границей раздела фаз. При гетерогенном катализе благодаря адсорбции на поверхности катализатора создается увеличение концентрации реагирующих веществ, что само по себе должно ускорить химическую реакцию. И повышается химическая активность адсорбированных молекул.
Энергия активации: Еа минимальная энергия, которой должны обладать молекулы для эффективного столкновения, причем энергия активации должна быть больше средней энергии молекул. Реагируют те молекулы, которые обладают этой энергией, т.о. повышение температуры ведет к повышению числа активных молекул в гомогенном процессе, что и приводит к повышению скорости химической реакции.
17.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Закон действующих масс.
Константа равновесия: отношение произведений равновесных концентрации веществ в правой и левой части уравнения, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов есть величина для данной реакции постоянная, независимо от тех условий в которых осуществляется реакция, если температура постоянная. Константа равновесия определяет соотношение между равновесными концентрациями всех веществ, находящихся в системе. Если k< 1 то преобладает обратная реакция, если k>1 скорость прямой реакции больше скорости обратной.
Химическое равновесие: все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые. Необратимые реакции идут до полного расхода исходных веществ а Обратимые реакции протекают не до конца, она может протекает как в прямом так и в обратном направлении. Когда скорость обратной химической реакции равна скорости прямой реакции наступает химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия. ∆G=0
H2(г)+I2(г) = 2HI(г)
υ1=k1[H2][I2] υ2=k1[HI]
Kc=[HI]^2/[H2][I2] k1/k2=Kc
Закон действующих масс: Отношение произведений равновесных концентраций веществ в правой и левой части уравнения, возведенных в степени их стехиометрических коэфицентов представляет постоянную величину независимо от тех условий, в которых осуществляется реакция, если температура константа.
Aa+Bb=Cc+Dd
K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b