- •1) Атомно-молекулярное учение. Основные законы: закон сохранения массы, постоянства состава, эквивалентов.
- •2) Строение атома. Электрон и его характеристики (гл.Квантовое число, орбитальное, магнитное).
- •3) Размещение электронов в атомах. Принцип Паули, правило Хунда.
- •4) Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. (s-, р- и d-элементы; периоды и группы; электронное строение атомов).
- •5) Основные свойства атомов (энергия ионизации, электроотрицательность, сродство к электрону, валентность, степень окисления)
- •6) Химическая связь. Типы химической связи (ковалентная – полярная и неполярная, ионная, металлическая, водородная, межмолекулярная).
- •7) Три основных свойства ковалентной связи (поляризуемость, насыщаемость, направленность).
- •8) Образование σ- и π- связей (показать графически).
- •9) Метод молекулярных орбиталей (ммо). Основные положения. Понятия связывающей и разрыхляющей молекулярных орбиталей ( на примере образования молекулы или иона).
- •10) Молекулярные параметры (энергия связи, межъядерное расстояние, кратность связи).
- •11) Применение ммо к двухатомным гомоядерным молекулам. Энергетические диаграммы в2, с2, о2 .
- •12) Применение ммо к двухатомным гетероядерным молекулам. Примеры.
- •14) Внутренняя энергия системы. Тепловой эффект реакции. 1 закон термодинамики.
- •16) Закон Гесса. Примеры.
- •17) Стандартная теплота образования, сгорания.
- •18) Энтропия – мера хаотичности системы.
- •19) Изобарно-изотермический потенциал.
- •20) Кинетика химических реакций. Скорость химических реакций для гомогенных процессов.
- •21) Закон действующих масс для определения скорости химических реакций (для гомогенных и гетерогенных процессов).
- •22) Молекулярность и порядок химических реакций.
- •23) Влияние температуры и энергии активации на скорость химических реакций. Эмпирическое уравнение Вант-Гоффа.
- •24) Уравнение Аррениуса. Предэкспоненциальный множитель. Стерический фактор.
- •25) Химическое равновесие. Влияние различных факторов на сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •26) Катализ. Влияние катализатора на скорость химической реакции.
- •27) Растворы. Классификация растворов. Движущие силы образования растворов (δ s и δ g).
- •28) Растворы неэлектролитов. Закон Рауля, закон Дальтона, закон Генри.
- •29) Температуры кипения и замерзания разбавленных растворов.
- •30) Осмос. Осмотическое давление.
- •31) Растворы электролитов. Растворы слабых электролитов и сильных электролитов. Степень диссоциации.
- •32) Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Диссоциация кислот и оснований.
- •33) Ионное произведение воды. Водородный показатель кислотно-основных свойств растворов.
- •34) Растворы сильных электролитов. Теория Дебая-Хюккеля. Уравнение Дебая-Хюккеля.
- •35) Основные классы неорганических веществ – оксиды, кислоты, соли, основания. Дать примеры каждого класса и химические реакции каждого класса. Примеры. Реакция нейтрализации (пример).
- •36) Окислительно-восстановительные реакции. Основные типы реакций (пример).
30) Осмос. Осмотическое давление.
Если система, разделенная какой-то перегородкой, представляет собой растворы, то свойства этой системы будут определяться разностью мольных долей растворителя по обе стороны этой перегородки.
Осмос обусловлен диффузией молекул растворителя через полунепроницаемую перегородку, которая пропускает только молекулы растворителя. В результате этого явления происходит изменение давления по обе стороны перегородки. Такое давление называется осматическим.
Рассмотрим сосуд для заливов раствора с разделенной перегородкой.
Рис1
Каждую часть сосуда зальем растворы, отличающие концентрацией растворенного вещества. Поскольку мольные доли по обе стороны перегородки не совпадают, то стремление их к выравниванию приведет к переходу части растворителя в ту часть сосуда, где концентрация растворенного вещества больше. Увеличения количества растворителя эквивалентно возрастанию давления и если перегородка способна к деформации, то она изогнется в сторону с меньшей концентрацией растворенного вещества.
Рис2
Если перегородка жесткая, то в атаке с большей концентрацией количества растворителя будет возрастать до тех пор пока гидростатическое давление (h) не станет равным осматическому давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмас.
Давление зависит от температуры и концентрации растворенного вещества.
Зависимость для осматического давления вывел Вант Гофф и уподобил поведению идеального газа.
Пv=RT
П – осматическое давление.
V- объем раствора
R – газовая постоянная
По Ван Гоффу осматическое давление численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенного вещество будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре.
Поскольку объем обратно пропорционален концентрации, то закон Ван Гоффа выглядит так: П=СRT
Т.к. объем одного моля газообразного вещества при н.у. равен 22,4 л, то осматическое давление раствора, содержащего 1 моль вещества равен 22,4 атмосферы.
31) Растворы электролитов. Растворы слабых электролитов и сильных электролитов. Степень диссоциации.
Растворение некоторых веществ сопровождается высвобождением или образованием ионов.
Возможны 2 механизма:
- диссициативный (распад) – ассоциация образования чего-то
- ионизационный
Диссициативный преобладает при разрушении ионой кристаллической решетки под воздействием растворителя. Причем в этом случае возможно образование ионов по двум путям:
-под воздействием тепловой энергии (расплавов)
- воздействие сольватирующего растворителя (растворение)
Ионизационный механизм состоит в том, что в молекулах газообразных, твердых и жидких веществ под воздействием полярных растворителей увеличивается доля ионности, причем настолько, что в раствор могут переходить сольватированные ионы.
Все растворы электролитов обладают одной важной характеристикой – это степень диссоциации.
Степень диссоциации: = число продиссоциирующих молукул делить на общее число молекул и умножить на 100%
По величине степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сыльные; если α>30%, то это растворы сильных электролитов (все сильные минеральные кислоты, щелочи, большинство солей); к слабым электролитам относятся слабые минеральные кислоты, основания, органические кислоты.