- •Вопрос 1 «Предмет и задача химии. Значение химии»
- •Вопрос 2. Строение атома. Модели атома (Морозова, Резерфорда, Бора). Теория Бора. Уравнение Планка. Принцип неопределенности Гейзенберга. Волновая функция.
- •Строение атома по Бору:
- •Вопрос 3. Квантово-механическое представление о строении атома. Квантовые числа и их физический смысл.
- •Вопрос 4. Распределение электронов в многоэлектронном атоме. Принцип Паули. Правило Гунда. Порядок заполнения электронных подуровней.
- •Вопрос 6. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.
- •Вопрос 7. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •Вопрос 8. Σ-, π-, δ- связь.
- •Вопрос 9. Ионная связь и ее свойства.
- •Вопрос 10. Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.
- •Вопрос 11. Комплексные соединения: строение, характер связи, диссоциация.
- •Вопрос 12. Химичёская термодинамика, термодинамические параметры (т, р, V). Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.
- •Вопрос 13
- •Вопрос 13 Энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его применение.
- •Вопрос 14. Свободная энергия Гиббса. Самопроизвольность протекания реакций. Свободная энергия Гиббса
- •Вопрос 16. Химическая кинетика. Закон действующих масс гомогенных и гетерогенных систем. Скорость прямой и обратной реакции. Константа скорости химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.
- •Вопрос17. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса
- •Вопрос 18. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы и ингибиторы.
- •Вопрос 19
- •Вопрос 19. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических процессов. Принцип Ле-Шателье
- •Вопрос 20. Растворы Свойства растворов.
- •Вопрос 21. Способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).
- •Вопрос 22. Закон Рауля. Осмос. Физический смысл эбуллиоскопической и криоскопической постоянной.
- •Вопрос 23. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
- •Вопрос 24 Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.
- •Вопрос 25. Гидролиз солей. Константа гидролиза.
- •Вопрос 26. Произведение растворимости.
- •Вопрос 27. Дисперсные системы. Коллоидные растворы, свойства.
- •Вопрос 28.Строение мицеллы коллоидов. Оптические и электрические свойства.
- •Вопрос 29. Окислительно-восстановительные реакции (овр). Ионно-электронный метод уравнивания овр. Термодинамическая вероятность протекания овр.
- •Вопрос 30. Электродный потенциал. Стандартный электродный потенциал. Водородный потенциал. Уравнение Нернста.
- •Вопрос 31. Гальванический элемент: устройства, протекающие процессы на аноде и катоде.
- •Вопрос 32. Эдс и энергия Гиббса гальванического элемента.
- •Вопрос 33. Электролиз. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент. Выход по току.
- •Вопрос 34. Поляризация, ее причины. Перенапряжение.
- •Вопрос 35. Электролиз расплавов и растворов на растворимых и нерастворимых электродах. Последовательность разряда ионов при электролизе на аноде и катоде.
Вопрос 19
Вопрос 19. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических процессов. Принцип Ле-Шателье
Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентарции водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NH3].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р.
Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. ∆G = 0 Константа химического равновесия. ∆G° = -RT ln([L]l [M]m / [D]d [В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, d и b показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учеными К.Гульдбергом и П.Вааге (1867). Закон действующих масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = const является величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: закон действующих масс имеет вид: Kc= [NH3]2/[N2][H2]3
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.
Гетерогенное химическое равновесие(ГетерХимР) подчиняется принципу Ле Шателье. При повышении температуры ГетерХимР смещается в сторону эндотермической реакции. При повышении давления или концентрации исходных веществ – смещается в сторону образования продуктов реакции, при повышении концентрации или давления продуктов реакции – в сторону обратной реакции. При повышении общего давления равновесие сдвигается в направления уменьшения числа молекул газообразных веществ. Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение ГетерХимР.
Вопрос 20. Растворы Свойства растворов.
Растворы – однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя, растворенных веществ и продуктов их взаимодействия. Растворы могут быть жидкими (морская вода), газообразными (воздух) и твердыми (сплавы металлов)
Условно компоненты подразделяются на растворенное вещество и растворитель. Химическое взаимодействие растворителя с растворенным веществом называется сольватацией. В случае водных растворов – гидратацией. Растворение в жидкостях газов и жидкостей сопровождается обычно выделением теплоты ∆Н>0. Растворение твердых веществ в большинстве случаев эндотермический ∆Н<0. Растворы бывают: реальные(истинные) и коллоидные. Реальные – когда вещество А растворяясь в жидкости В распадается при этом на отдельные молекулы или более того отдельные ионы. Коллоидные – когда вещество А равномерно распределено в жидкости В в виде субмикрокристаллических малых кусочков из которых каждый сам по себе состоит из сотен молекул атомов. Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя.
Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Меры растворимости служат содержание его в насыщенном растворе.
мольная доля – это отношение кол-ва растворенного вещества к суммарному кол-ву всех веществ, сост-х раствор, включая растворитель.
массовая доля – это содержание растворенного вещества в 100 г раствора.
Способы выражения концентрации растворов:
насыщенным наз. раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.
ненасыщенный раствор, раствор, содержащий меньше веществ, чем в насыщенном.
перенасыщенный раствор, это раствор содержащий больше вещества, чем насыщенный.
Растворимость зависит от природы растворенного вещества, растворителя, их агрегатного состояния, наличия в растворе посторонних веществ, температуры, в случае газа и от температуры.