- •1.Предмет химии. Моль. Атомная единица массы Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей, оксидов.
- •2. Классификация неорганических соединений.
- •3.Строение многоэлектронных атомов. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (ао). Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда
- •4.Периодический закон д.И. Менделеева. Периодическая система элементов. Электроотрицательность. Закономерности изменения ее по периодам и группам элементов периодической системы.
- •5. Химическая связь. Ковалентная связь (кс). Свойства кс – направленность, насыщаемость и полярность.
- •6.Кс. Гибридизация атомных орбиталей. Водородная и донорно-акцепторная связь.
- •7. Энергетические эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Расчет теплового эффекта химической реакции.
- •8. Энтропия. Энергия Гиббса. Термохимические расчеты.
- •9. Химическая кинетика и равновесие. Скорость химических реакций. Закон действия масс. Влияние температуры (закон Вант-Гоффа).
- •10. Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •11. Растворы. Способы выражения концентрации растворов.
- •12. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара. Криоскопия и Эбуллиоскопия. Осмотическое давление..
- •13. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •14. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда Константа диссоциации.
- •15. Ионообменные реакции. Направление протекания реакции. Произведение растворимости.
- •16. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.
- •17. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза
- •18.Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.
- •19. Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.
- •20. Электрохимические процессы. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.
- •21. Электролиз расплавов и растворов солей.
- •22. Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия. Протекторная и электрохимическая защита металлов от коррозии.
- •23. Дисперсные системы. Классификация по различным признакам. Поверхностные явления. Строительные материалы.
12. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара. Криоскопия и Эбуллиоскопия. Осмотическое давление..
Растворы неэлектролитов- вещ-ва, не проводящие электр. ток- оксиды, газообразные вещ-ва, большинство органич. вещ-в, так как их молекулы не распадаются на ионы. Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами- понижение давления пара над раствором. Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем- относительное понижение давления над раствором. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещ-ва.Температура кипения раствора всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя, так же и с температурой замерзания(Δtкип=Еm;Δtзам=Km, где m- моляльность, E и К- эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные). Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением. Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре.
Закон Рауля: Величина относительного понижения давления пара над раствором по сравнению с чистым растворителем пропорционально концентрации растворенного вещества ∆Р=(Р0-Р)/Р0=
Р0 – давление пара над чистым растворителем, Р – давление пара над раствором, Nг – молярная доля растворенного вещества. Существует два следствия связанные с кипением и замерзанием раствора по сравнению с растворителем.
1) повышение температуры кипения растворов по сравнению с растворителем называется эбуллиоскопия и выражается математическим выражением ∆Ткип= КЕ*Сm∆∆
КЕ – эбуллиоскопическая постоянная для данного раствора,
Сm – молярная концентрация
2) Криоскопия – показывает температуру замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. ∆Тзам= Кк*Сm, Кк – криоскопическая постоянная.
Осмос (от греч. osmos – толчок, давление), односторонний перенос растворителя через полупроницаемую перегородку (мембрану), отделяющую раствор от чистого растворителя или раствора меньшей концентрации. Обусловлен стремлением системы к термодинамическому равновесию и выравниванию концентраций раствора по обе стороны мембраны.
Осмотическое давление – это сила приходящееся на единицу поверхности и заставляющая проникать молекулы растворителя через полупроницаемую перегородку. Не зависит от природы растворителя и растворенного вещества. Росм=cRT.
13. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
Электролиты - вещества, проводящие электрический ток в расплавленном и растворенном состоянии. В среде высокой диэлектрической проницаемости (спирты, вода и др.) они распадаются на ионы. Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией.
Диссоциация электролитов на ионы сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то термин сольватация заменяется термином гидратация.
Электролитическая диссоциация – процесс обратимый, и в растворах электролитов существует равновесие между ионами и молекулами.
Степень диссоциации () показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры.
По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. К сильным электролитам относятся такие, которые в 0,1 М растворе имеют >30%. Сильными электролитами являются: 1) почти все соли (кроме HgCl2, СdCl2, Fe(SCN)3, Pb(CH3COO)2 и некоторые другие); 2) многие минеральные кислоты, например HNO3, HCl, H2SO4, HI, HBr, HСlO4 и др.; 3) основания щелочных и щелочно-земельных металлов, например KOH, NaOH, Ba(OH)2 и др.
У средних электролитов = 3 - 30 % в 0,1 М растворах; к ним относятся, например, H3PO4, H2SO3, HF, Mg(OH)2 .
Для слабых электролитов в 0,1 М растворах < 3 %; слабыми электролитами являются H2S, H2CO3, HNO2, HCN, H2SiO3, H3BO3, HClO и др., а также большинство оснований многовалентных металлов, NH4OH и вода. Об относительной силе электролитов можно судить по электрической проводимости их растворов.