- •1. Квантовые числа, волновая функция, понятие об атомной орбитали.
- •2. Энергетическая диаграмма возможных состоянийэлектрона в атоме водорода.
- •3. Распределение электронов по ао в многоэлектронных атомах. Принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского.
- •4. Периодический закон. Периодическая система. Электронные конфигурации атомов.
- •5. Периодические свойства атомов.
- •6. Характерные степени окисления эл-тов.
- •7. Ковалентная химическя связь.
- •8.Насыщаемость ков связи и валентные возм-ти атомов.
- •9. Направлен-ть ков связи
- •10. Полярность и поляризуемость ковалентной связи. Полярность молекулы.
- •11. Металлическая связь. Деление элементов на металлы и неметаллы.
- •12 .Ионная связь и ее свойства.
- •13. Типы межмолекулярных взаимодействий.
- •14. Водородная связь и ее влияние на физические свойства вещества.
- •15. Классификация кристаллов по типу химической связи и их физические свойства.
- •17. Термохимические уравнения. Закон Гесса, следствия из него. Энтальпия.
- •18. Напрвление осущ-ния хим р-ций.Энтропия. Энергия Гиббса.
- •19. Понятие о скорости реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Влияние концентраций на скорость реакций.
- •20. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.
- •21. Понятие об энергии активации. Влияние катализатора.
- •22. Химическое равновесие и его признаки. Константа химического равновесия.
- •23. Факторы, влияющие на химическое равновесие.
- •24. Классификация дисперсных систем. Понятие о растворах. Растворимость. Концентрация.
- •25.Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов.
- •26. Понятие об электролитах, степень диссоциации. Растворы сильных электролитов. Ионная сила раствора. Активность ионов.
- •27. Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Факторы влияющие на степень диссоциации слабого электролита.
- •28.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
- •29. Понятие о кислотах. Константы диссоциации слабых кислот.
- •30. Понятие об основаниях. Константы диссоциации слабых оснований.
- •31. Плохорастворимые сильные электролиты. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.
- •33.Гидролиз солей, константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на неё.
- •34.Буферные растворы
- •35.Овр. Основные понятия. Направление протекания овр.
- •36. Понятие об окислительно – восстановительном потенциале.. Факторы, влияющие на величину овп. Уравнение Нернста. Стандартные овп. Ряд стандартных электронных потенциалов металлов.
- •37. Гальванические элементы. Элемент Даниэля-Якоби: основные типы. Области практического использования гальванических элементов
- •38. Электролиз расплава соли. Основные понятия. Потенциал разложения. Перенапряжение.
- •39. Электролиз расплава соли. Ряд разряжаемости катионов и анионов. Области практического применения электролиза.
- •40. Коррозия металлов. Защита металлов от коррозии. .
25.Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов.
Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств(коллигативные свойства), колличестенное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от кол-ва растворителя. Некоторые коллигативные свойства растворов использются для определения молекулярной массы растворенного вещества.
Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями:
1. Понижение давления пара растворителя над раствором (закон Рауля):
P1=N1P0 Δp=p0-p1 = N2p0=p0(n1/n1+n2), где p1 парциальное давление насыщенного пара над растворителя над раствором p0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем, N1 мольная доля растворителя,
N2 мольная доля растворенного вещества, n1 количество растворителя, n2 количество растворенного вещества. 2.Понижение температуры кристаллизации раствора: Δtкристалл=Km, где K криоскопическая постоянная растворителя, m моляльная концентрация растворенного вещества,
3. Повышение температуры кипения раствора Δtкип=Em, где E эбуллиоскопическая постоянная растворителя
4. осмотическое давление (кПа) P=CmRT, где Cm- молярная концентрация, R газовая постоянная, T-температура в K
26. Понятие об электролитах, степень диссоциации. Растворы сильных электролитов. Ионная сила раствора. Активность ионов.
Вещества, проводящие электрический ток своими ионами наз. электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролитами явл. Также многие расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, а также некоторые соли и оксиды в твердом состоянии. Степенью диссоциации α электролита называется доля его молекул, подвергавшихся диссоциации, т.е. отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.
В случае электролита АХ, диссоциирующего на ионы А+ и А-, константа и степень диссоциации связаны соотношением (закон разбавления Оствальда К=α2Cm ∕ (1-α) здесь С – молярная концентрация электролита, моль/л.
Если степень диссоциации значительно меньше единицы, то при приближенных вычислениях можно принять что 1 – α ≈ 1. Тогда выражение закона разбавления упрощается: К=α2Сm откуда α=√К/Сm
Последнее соотношение показывает, что при разбавлении раствора (т.е. при уменьшении концентрации электролита Сm) степень диссоциации электролита возрастает.
Если в растворе электролита АХ степень его диссоциации равна α, то концентрации ионов А+ и Х- в растворе одинаковы и составляют: [ А+]=[Х-] =αСm
Электролиты, практически полностью диссоцирующие в водных растворах называются сильными электролитами. К сильным электролитам относится большинство солей, которые уже в кристаллическом состоянии построены из ионов, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты (HCl, HBr, HCiO4, HNO3, HI).
В растворах сильных электролитов концентрация ионов довольно велика, т.к. силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало ожидать при полной диссоциации электролита на невзаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются наряду с концентрацией ионов, их активностью, т.е. условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона α (моль/л) связана с его молекулярной концентрацией в растворе Сm соотношением α=fCm здесь f – коэффициент активности иона (безразмерная величина)
Коэффициенты активности ионов зависят от состава и концентрации раствора, от заряда и природы иона и от других условий. Однако в разбавленных растворах (Cm<=0,5моль/л) природа иона слабо сказывается на значении его коэффициента активности. Приближенно можно считать, что в разбавленных растворах коэффициент активности иона в данном растворителе зависит только от заряда иона и ионной силы раствора f, которая равна полусумме произведений концентрации Cm каждого иона на квадорат его заряда z:
I = 0,5(C1z21 + C2z22 + …….+ Cnz2n) = 0,5∑ni=1Ciz2i