- •1) Основные сведения о строении атомов.
- •2) Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.
- •3) Емкость энергетических уровней и подуровней. Правило Хунда и Клечковского.
- •4) Структура пс: периоды, группы, подгруппы. Периодичность свойств элементов и веществ; s-, p-,d-, f- электронные семейства.
- •5) Размеры атомов и ионов.
- •6) Способы выражения концентрации растворов: молярность, моляльность, нормальность, процентная и мольная доли.
- •7) Эквивалент и эквивалентная масса.
- •8) Способы определения эквивалентной массы оксида, кислоты, основания и соли.
- •9) Закон эквивалентов и его применение для решения задач.
- •10) Природа химической связи. Основные виды связи: ковалентная, ионная, водородная, металлическая, межмолекулярное взаимодействие.
- •11) Основные характеристики химической связи: энергия, длина, направленность, кратность, полярность.
- •12) Гибридизация атомных электронных орбиталей. Пространственная конфигурация молекул.
- •13) Энергетические эффекты химических реакций. Эндо- и экзотермические реакции.
- •14) Стандартные теплоты образования веществ. Термохимические расчеты.
- •15) Понятие о внутренней энергии системы, об энтальпии и её изменениях в химических процессах.
- •16) Энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания реакции.
- •17) Гомогенные и гетерогенные системы.
- •18) Скорость химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от концентрации, температуры, давления, наличия катализаторов.
- •19) Константа скорости химической реакции. Закон действующих масс.
- •20) Энергия активации химической реакции. Активные молекулы. Активированный комплекс.
- •21) Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •1) Температура
- •2) Давление
- •3) Концентрация исходных веществ и продуктов реакции
- •22) Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •23) Электролитическая диссоциация и причины её возникновения.
- •25) Сильные и слабые электролиты.
- •26) Степень и константа диссоциации слабых электролитов.
- •27) Коэффициент активности. Ионная сила растворов.
- •28) Обменные реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз.
- •29) Степень и константа гидролиза.
- •30) Произведение растворимости.
- •Степень окисления элемента.
- •Окислительные и восстановительные свойства простых веществ и химических соединений.
- •33) Составление уравнений овр. Влияние среды на протекание овр. Важнейшие окислители и восстановители.
- •Электродные потенциалы. Гальванические элементы.
- •35) Водородный электрод. Ряд стандартных электродных потенциалов и использование их для определения направленности процесса в овр.
- •36) Электролиз, его сущность.
- •37) Законы Фарадея при электролизе.
- •38) Растворы неэлектролитов. Классификация растворов.
- •39) Дисперсные системы. Состав. Классификация по размеру частиц.
- •40) Разновидности дисперсных систем по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.
- •41) Лиофильные и лиофобные дисперсные системы. Строение коллоидных частиц.
- •42) Получение коллоидов. Применение золей и гелей. Методы диспергирования
- •Конденсационные методы
- •43) Полимеры. Строение полимеров, получение (реакции полимеризации и поликонденсации). Примеры.
- •44) Классификация полимеров по происхождению. Примеры.
- •45) Классификация полимеров по свойствам.
- •46) Физико-химические методы исследования строения вещества.
- •47) Коррозия, понятие, виды и причины появления. Методы защиты от коррозии.
23) Электролитическая диссоциация и причины её возникновения.
Электролитическая диссоциация — полный или частичный распад молекул растворенного в-ва на катионы и анионы. Э. д. называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Причиной диссоциации является взаимодействие между растворенным веществом и растворителем, в результате которого в растворе образуются гидратированные ионы.
Диссоциация кислот, солей и оснований.
-Кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотного остатка.
-Соли диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка
-Основания диссоциируют на ионы металла и гидроксид-ионы
25) Сильные и слабые электролиты.
Электроли́ты — вещества, расплавы или растворы, которые проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами вещества не проводят электрический ток. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов, и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.
Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы:
1.Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).
2.Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.
Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.
26) Степень и константа диссоциации слабых электролитов.
Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать
(разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.
Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях или, чаще, в процентах.
Если а=1 или 100%, электролит полностью распадается на ионы.
Если а = 0, диссоциация отсутствует.
Если а = 0,5 или 50%, то это означает, что из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации. Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов:
Природа растворителя (Притяжение ионов зависит от природы среды, в которой они находятся. Поэтому и степень диссоциации электролита различна в различных растворителях.)
Концентрация раствора. С уменьшением концентрации раствора степень диссоциации увеличивается.
Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях. Так, серная кислота в водных растворах диссоциирует во (много раз лучше, чем уксусная. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые, имеются электролиты средней силы. Обычно сравнивают степень диссоциации электролитов в 0,1 н. растворах. Сильными называют электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 н. растворе выше 30%. Электролиты средней силы диссоциированы от 3% до 30%. Электролиты, степень диссоциации которых менее 3%, называются слабыми
Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается. У слабых при повышении температуры степень диссоциации «вначале повышается, а после 60 °С начинает уменьшаться.