- •1)Развитие представлений о строении атома.
- •2)Двойственная природа электрона. Квантовые числа
- •Квантовые числа
- •3)Принципы заполнения орбиталей
- •4)Химическая связь: виды, причины образования, основные характеристики
- •5)Ковалентная химическая связь. Мвс. Свойства ковалентной связи.
- •6)Ковалентная связь. Ммо
- •Сравнительная характеристика ммо и мвс
- •7)Ионная связь. Металлическая связь. Донорно-акцепторная связь.
- •8)Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия.
- •9)Агрегатные состояния вещества.
- •10)Кристаллические вещества.
- •11) Классификация кристаллов по типу связей. Жидкие кристаллы.
- •12)Атомные нарушения структуры кристалла.
- •13)Термодинамическме системы и параметры. Основные понятия.
- •14)Первое начало термодинамики.
- •15)Термохимия. Тепловой эффект. Закон Гесса и следствия из него.
- •16) Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •17)Энергия Гиббса, Гельмгольца. Критерии направленности химических процессов.
- •18)Обратимые и необратимые химические реакции. Константа химического равновесия.
- •19)Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
- •2)Влияние давления.
- •3)Влияние температуры.
- •20)Химическая кинетика. Основные понятия. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции.
- •Скорость гомогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема.
- •Cкорость гетерогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности.
- •16) Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •17)Энергия Гиббса, Гельмгольца. Критерии направленности химических процессов.
- •18)Обратимые и необратимые химические реакции. Константа химического равновесия.
- •19)Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
- •2)Влияние давления.
- •3)Влияние температуры.
- •20)Химическая кинетика. Основные понятия. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции.
- •Скорость гомогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема.
- •Cкорость гетерогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности.
- •16) Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •17)Энергия Гиббса, Гельмгольца. Критерии направленности химических процессов.
- •18)Обратимые и необратимые химические реакции. Константа химического равновесия.
- •19)Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
- •2)Влияние давления.
- •3)Влияние температуры.
- •20)Химическая кинетика. Основные понятия. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции.
- •Скорость гомогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема.
- •Cкорость гетерогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности.
- •Подвод реагентов к электроду;
- •Э/х реакция, которая включает в себя и химические реакции;
- •Отвод продуктов реакции от электрода.
- •48. Коррозия металлов. Классификация коррозионных процессов.
- •Подвод коррозион. Среды или отдельных ее компонентов к поверхности металла.
- •Взаимодействие среды с металлом.
- •Полный или частичный отвод продуктов от поверхности металла (в объем жидкости, если среда жидкая). Классификация коррозионных процессов:По условиям протекания.
- •Подвод реагентов к электроду;
- •Э/х реакция, которая включает в себя и химические реакции;
- •Отвод продуктов реакции от электрода.
- •48. Коррозия металлов. Классификация коррозионных процессов.
- •Подвод коррозион. Среды или отдельных ее компонентов к поверхности металла.
- •Взаимодействие среды с металлом.
- •Полный или частичный отвод продуктов от поверхности металла (в объем жидкости, если среда жидкая). Классификация коррозионных процессов:По условиям протекания.
19)Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
Термодинамическим равновесием называется такое термодинамическое состояние системы, которое при постоянстве внешних условий не изменяется во времени, причем эта неизменяемость не обусловлена каким-либо внешним процессом.
Свойства химического равновесия:
1)химическое равновесие явл динамическим, т.е. соответствует одновременному протеканию процесса в противоположных направлениях с одинаковой скоростью. 2)явл подвижным – всякое бесконечно малое внешнее воздействие на равновесную систему вызывает бесконечно малое изменение состояния системы; по прекращении внешнего воздействия система возвращается в исходное состояние. 3)Система может самопроизвольно прийти в состояние равновесия с двух противоположных сторон.
Влияние внешних условий на химическое равновесие:
1)Влияние концентраций.
В систему добавлено исходное вещество. ΔG < 0, возникнет самопроизвольный хим процесс, направленный в сторону расходования исходных веществ и образования продуктов реакции (химическое равновесие смещается вправо), т.е. в сторону конечных продуктов.
В систему добавлен продукт реакции. В этом случае ;ΔG > 0. Химическое равновесие будет смещено влево (в сторону расходования продуктов реакции и образования исходных веществ).
2)Влияние давления.
Δn (Δn = Σ(ni)прод – Σ(ni)исх).
Р2 > Р1, если Δn > 0; ΔG > 0 - равновесие смещается влево.
Р2 < Р1, если Δn < 0; ΔG < 0 - равновесие смещается вправо.
Иначе говоря, увеличение давления смещает равновесие в сторону процесса, идущего с уменьшением числа молей газообразных веществ 2CO + O2 = 2CO2
Уменьшение давления газов в смеси будет смещать равновесие в сторону реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ.
3)Влияние температуры.
Экзотермические реакции: ΔH° < 0 (ΔU° < 0). Повышение температуры уменьшает величину константы равновесия, т.е. смещает равновесие влево.
Эндотермические реакции: ΔH° > 0 (ΔU° > 0). Повышение температуры увеличивает величину константы равновесия смещает равновесие вправо.
Принцип Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.
20)Химическая кинетика. Основные понятия. Закон действующих масс. Молекулярность и порядок реакции.
Химическая кинетика – раздел химии, который изучает скорость и механизм химических реакций, а также влияние на них различных факторов: природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализаторов.
Химическая реакция – это изменение вещественной формы существования материи.
Скорость гомогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема.
На практике обычно приходится встречаться с реакциями, протекающими в статистических условиях или в потоке. Реакции в статистических условиях протекают при V=const.
Cкорость гетерогенной реакции - количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности.
Элементарными (простыми) называют реакции, идущие в одну стадию. Их принято классифицировать по молекулярности.
Число молекул (частиц), одновременным взаимодействием которых осуществляется акт химического превращения, называется молекулярностью.
Мономолекулярные – реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы: I2 I• + I•
Бимолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц: СН3Вr + КОН СН3ОН + КВr
Тримолекулярные – реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц: О2 + NО + NО 2NО2
Закон действующих масс (ЗДМ): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в соответствующих степенях.
данное выражение иногда называют основным постулатом химической кинетики, где:
k – константа скорости (коэффициент пропорциональности);
CА, CВ, CС – концентрации исходных реагентов;
ni – порядок реакции по данному веществу (частный порядок реакции определяется экспериментально);
Константа скорости химической реакции есть скорость реакции при условии, что концентрации реагирующих веществ равны 1, т.е. k зависит от природы реагирующих веществ,температуры, катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.