- •1. Химическая стехиометрия. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса и
- •2. Расчет эквивалентов и эквивалентных масс различных классов неорганических
- •3. Химическая термодинамика. Термодинамическая система. Функции и параметры
- •4. Первое начало термодинамики. Расчет теплового эффекта для изобарного
- •5. Термохимия. Термохимические уравнения. Закон Лавуазье-Лапласа и закон Гесса.
- •6.Следствие из закона Гесса. Расчет изменения энтальпии, энтропии и энергии
- •7. Энтропия. Второе и третье начала термодинамики. Оценка изменения энтропии в ходе химической реакции. Стандартная энтропия веществ. Зависимость энтропии от температуры.
- •8. Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности протекания химических реакций. Уравнение Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования веществ.
- •9. Химическая кинетика. Скорость гомогенных и гетерогенных химических реакций. Истинная и средняя скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов.
- •10. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс для простых и сложных реакций. Константа скорости реакции. Физический смысл константы скорости реакции.
- •11. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа. Основные положения теории активных соударений. Уравнение Аррениуса.
- •12. Теория переходного состояния. Энергетические диаграммы для эндотермических и экзотермических реакций.
- •13. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы и ингибиторы. Механизм действия катализатора.
- •14. Химическое равновесие. Изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции с течением времени в обратимых реакциях.
- •15. Константа равновесия и факторы ее определяющие. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса химической реакции.
- •16. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации на химическое равновесие.
- •17. Общее понятие о растворах. Способы выражения состава растворов.
- •18. Растворимость веществ. Насыщенные растворы. Произведение растворимости. Условие образования осадка малорастворимого соединения.
- •19. Коллигативные свойства растворов. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Понижение давление насыщенного пара растворителя. Закон Рауля. Эбуллиоскопия. Криоскопия.
- •20. Электролитическая диссоциация. Равновесия в растворах электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •21. Константа диссоциации. Факторы ее определяющие. Закон разбавления Оствальда.
- •22. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Способы измерения и расчета рН и рОн.
- •23.Гидролиз солей. Классификация солей по их отношению к гидролизу.
- •24.Сущность процесса гидролиза солей разного типа.
- •25. Расчет рH и рОн водных растворов солей разных типов. Константа и степень гидролиза.
- •26. Комплексные соединения. Основные положения теории Вернера. Строение комплексного соединения. Механизм образования химической связи в комплексном соединении.
- •27. Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости.
- •28. Окислительно-восстановительные реакции. Электроотрицательность, степень окисления. Важнейшие окислители и восстановители.
- •29. Типы овр. Метод электронного баланса.
- •30. Электрохимия. Строение гальванического элемента Даниеля. Катодные и анодные процессы. Эдс.
- •31. Стандартный электродный потенциал. Электрохимический ряд напряжения металлов.
- •32. Уравнение Нернста. Вывод уравнение Нернста для металлического и водородного
- •33. Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии.
- •34. Электрохимическая коррозия. Водородная и кислородная деполяризация.
- •35. Методы защиты от коррозии металлов. Механизм действия защитных металлических покрытий.
- •36. Электролиз. Сходство и отличия гальванического элемента и электролиза.
- •37. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов.
- •38. Последовательность разрядки ионов на электродах при электролизе. Электролиз с использованием различных видов электродов.
- •39. Законы Фарадея. Области практического применения электролиза.
- •40. Химические и физические свойства кальция. Основные соединения кальция и их практическое применение в строительстве.
- •41. Химические и физические свойства кремния. Основные соединения кремния и их практическое применение в строительстве.
- •42. Коррозия минеральных строительных материалов (воздействующие факторы, виды минеральных материалов, агрессивность среды, долговечность материалов).
- •43. Виды коррозионных процессов (физический, физико-химический, химический, биологический).
- •44. Коррозия бетона. Классификация коррозионных процессов (1, 2 и 3 вида по Москвину).
1. Химическая стехиометрия. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса и
эквивалентный объем. Закон эквивалентов.
Химическая стехиометрия – раздел химии, в котором рассматривают количественные (массовые, объемные) соотношения между реагентами и продуктами реакций, а также количественный состав веществ.
Эквивалент вещества – такое количество вещества, которое взаимодействует с одним моль атома водорода или замещает один моль атома водорода в химических реакциях.
Эквивалентная масса – масса одного эквивалента вещества.
Мэ = m/nэ (г/моль*экв, г/экв)
Эквивалентный объем – объем одного эквивалента газообразного вещества при н.у.
Vэ = V/nэ (дм3/моль*экв, дм3/экв).
Закон эквивалентов: Массы и объемы реагирующих веществ прямо пропорциональны эквивалентным массам и объемам этих веществ:
m1/m2 = Mэ1/Мэ2; V1/V2 = Vэ1/Vэ2
2. Расчет эквивалентов и эквивалентных масс различных классов неорганических
соединений.
1. Простое вещество
Э = 1/вал-ть. Мэ = Аr/вал-ть.
Элементы, проявляющие постоянную валентность, обладают постоянной эквивалентной массой и объемом. Кислород: Э = 1/2. Мэ = 8 (г/экв), Vэ = 5,6 (дм3/экв).
Водород: Э = 1. Мэ = 1 (г/экв), Vэ = 11,2 (дм3/экв).
2. Сложные вещества.
2.1 Оксиды.
Э = 1/n(O)*вал-ть; Мэ = М(оксида)/n(O)*вал-ть(О).
2.2 Кислоты.
Э = 1/n(Н). Мэ = М(кислоты)/n(H).
2.3 Основание.
Э = 1/n(ОН). Мэ = М(основание)/n(ОH).
2.4 Соли.
Э = 1/n(Ме)*вал-ть (Ме) = 1/n(кисл. ост.)*вал-ть(кисл. ост.)
Мэ = М(соли)/n(Ме)*вал-ть(Ме) = М(соли)/n(кисл.ост.)*вал-ть(кисл.ост.)
3. Химическая термодинамика. Термодинамическая система. Функции и параметры
состояния. Понятие о стандартном состоянии.
Химическая термодинамика — раздел химии, который изучает превращения энергии в раздичных химических процессах
Термодинамическая система — часть пространства, имеющая реальные или воображаемые раницы, способная обмениваться с окружающей средой веществом и масой. Системы могут быть изолированными, закрытыми (замкнутыми) и открытыми. Изолированная система характеризуется постоянством массы, объема и энергии , она не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Закрытая система обменивается с окружающей средой только энергией и не обменивается веществом. В открытой системе осуществляются оба указанных вида обмена с окружающей средой.
Для определения ТД системы вводят независимые величины – параметры состояния: температура, давление, объем, количество моль. Параметры состояния связаны между собой уравнением состояния: PV = nRT, где R – газовая постоянная = 8,31 (Дж/моль*К).
Функция состояния — величина, определяемая ранее указанными параметрами, однозначно характеризует систему и не зависит от пути ее перехода из одного состояния в другое:
U – внутренняя энергия. Н – энтальпия. S – энтропия. G – энергия Гиббса.
Стандартным состоянием вещества называется такое его агрегатное состояние , которое устойчиво при стандартных условиях. Признаки с.у.: 1.Вещество должно быть химически чистым.2. Вещество должно находиться в наиболее устойчивой модификации.3.Давление в 1 атмосферу.4.Температура 25 по Цельсию или 298 по Кельвину.