- •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 16. Химическая кинетика. Закон действующих масс гомогенных и гетерогенных систем. Скорость прямой и обратной реакции. Константа скорости химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.
Химическая кинетика - это раздел химии, изучающий скорости хим. реакций. Основной задачей хим. кинетики явл. управление хим. процессом с целью обеспечения большой скорости и максимального высокого выхода целевого продукта. Все хим. реакции имеют сложный механизм.
Механизм реакции – это последовательность протекания промежуточных стадий реакций в результате которой происходит образование конечных веществ.
Лимитирующая реакция – это самая медленная стадия (реакция).
Закон действующих масс: При постоянной температуре скорость хим. реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.
аА + вВ ↔ сС + dD
υпрям=k[A]a[B]b n=a+b
υобр= k[C]c[D]d n=c+d
[] – концентрация, a,b – коэф. при соотв. значении молекул.
k – прямой и обратной реакции – константа пропорциональности и наз. она константой скорости хим. реакции. КС хим. реакции численно равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ равных 1 моль/литр, т.е. КС равна удельной скорости реакции.
Скорость хим. реакций – это число элементарных актов, происходящих в единицу времени в единицу объема (гомо) или на единицу поверхности (гетеро).
аА + вВ ↔ сС + dD
Реакции, протекающие слева направо и отражающие процесс взаимодействия исходных веществ наз. прямой реакцией. Реакции идущие в обратном направлении наз. обратной.
Скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации любого вещества в единицу времени.
vгом=C2-C1/t2-t1=+ - ∆C/∆t
Знак «-» показывает, что происходит уменьшение исх. веществ.
«-» - прямая реакция;
«+» - обратная реакция, показывающая увеличение продуктов реакции
v=+ - dC/dt – истинная скорость хим. реакции.
Скорость гетерогенной реакции определенна количеством вещества вступившего в реакцию или получившегося в результате реакции за единицу времени на единицу поверхности раздела.
vгом=C2-C1/t2-t1=+ - ∆Cs/∆t; v=+ - dCs/dt
Порядок реакции это сумма показателей степеней концентраций реагентов в кинетическом уравнении реакции.
Молекулярность реакции – это число молекул одновременно взаимодействие, которых осуществляется в элементарный акт хим. превращения. Существуют мономолекулярные реакции – это реакции, в которых акт хим. превращения представляет собой хим. превращение 1 молекулы (р-ции диссоциации), Бимолекулярные реакции – это реакции в которых элементарный акт осущ. при столкновении 2 молекул. И редко Тримолекулярные реакции – столкновение 3 молекул.
Вопрос17. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса
Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза ν2 = ν 1T/ 10
Где ν2 и ν1 – скорость реакции при температурах Т2 и Т1 , γ – коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2-4.
Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации. Возможность образования активированного комплекса, а соответственно и хим. взаимодействия, определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. С ростом температуры растёт доля этих частиц и соответственно скорость реакции. С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции.
В 1889 г. Шведский учёный С. Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое носит его имя: K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель, e – это e. Ea – энергия активации.
Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:
ν = ν 0exp[-Ea/(RT)]
Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T)