- •1)Химическая стехиометрия. Постоянная Авогадро. Количество вещества. Моль. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса. Закон эквивалентов. Расчёт эквивалентных масс кислот и оснований.
- •2)Расчет эквивалентов и эквивалентных масс различных классов неорганических соединений
- •3)Химическая термодинамика. Термодинамическая система. Типы термодинамических систем. Параметры, уравнения и функции состояния. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.
- •4) Первое начало термодинамики. Расчет теплового эффекта для изобарного процесса. Энтальпия. Стандартная энтальпия.
- •5)Термохимия(тх). Термохимические уравнения(ту). Закон Лавуазье-Лапласа. Закон Гесса. Теплота сгорания топлива(тст).
- •7)Энтропия. Второе и третье начала тд. Зависимость энтропии от температуры. Оценка изменения энтропии в ходе реакций, протекающих с участием газообразных веществ.
- •8)Энергия Гиббса как критерий самопроизвольности протекания х.Р. Оценка влияния энтропийного и энергетического факторов на энергию Гиббса при высоких и низких температурах.
- •10)Зависимость скорости реакции от концентрации и парциального давления реагирующих веществ. Здм для простых и сложных реакций. Константа схр.
- •11)Зависимость V реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа
- •12)Теория переходного состояния. Понятие о переходном состоянии. Координата реакции. Энергетические диаграммы для эндотермических и экзотермических реакций.
- •14)Химическое равновесие. Изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции с течением времени в обратимых реакциях.
- •15)Константа равновесия реакции и факторы, её определяющие Константа реакции, идущей с участием газообразных веществ. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса х.Р.
- •16)Смещение химического равновесия(хр). Правило Ле-Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации на хр.
- •17)Растворы. Растворитель и растворённое в-во. Различные способы выражения состава раствора. Молярная, эквивалентная и моляльная с. Массовая и молярная доля.
- •18)Растворимость веществ. Насыщенные растворы. Произведение растворимости(пр). Условие образования осадка малорастворимого соединения.
- •21) Электролитическая диссоциация. Равновесия в растворах электролитов. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •22)Константа диссоциации. Факторы её определяющий. Закон разбавления Оствальда.
- •24) Гидролиз солей. Классификация солей по их отношению к гидролизу.
- •25) Сущность процесса гидролиза солей разного типа.
- •23) Фазовая диаграмма воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Способы измерения и расчета рН и рОн.
- •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 реакции, функция солевого мостика.
- •31)Стандартный электродный потенциал(сэп). Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •32)Уравнение Нернста. Вывод уравнения Нернста для металлического и водородного электродов.
- •33) Основные типы гальванических элементов, применяемых в технике. Аккумуляторы. Топливные элементы.
- •34)Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии по характеру поражения поверхности и по механизму.
- •35) Электрохимическая коррозия. Водородная и кислородная деполяризация,
- •37)Электролиз. Электролиз расплавов солей.
- •38)Особенность электролиза водных р-в. Участие воды в реакциях окисления и восстановления.
- •38)Последовательность катодных процессов при электролизе водных растворов неорганических соединений.
- •39) Последовательность разрядки ионов на электродах при электролизе. Электролиз с использованием различных видов электродов.
- •40)Законы электролиза(Фарадея). Выход по току. Применение электролиза.
- •41) Строение атома. Квантово-механическое описание атома. Понятие о волновой функции.
- •42) Строение многоэлектронных атомов. Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •43)Атомные орбитали(ао). Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Интерпретация квантовых чисел.
- •44)Периодические свойства. Потенциал ионизации. Сродство к е. Радиус атома
- •45)Химическая связь. Ковалентная (обменная и донорно-акцепторная), ионная и металлическая связь.
- •46)Метод молекулярных орбиталей(мо). Строение молекулы н с позиции теории (мо).
- •47)Основы зонной теории. Проводники, полупроводники и диэлектрики с позиции зонной теории. Понятие о примесной проводимости проводников.
- •48)Химия металлов. Свойства металлов. Классификация металлов и их распространенность в природе.
- •49… Металлургия. Типы восстановления металлов из руд.
- •50… Алюминий» титан. Свойства и применение
1)Химическая стехиометрия. Постоянная Авогадро. Количество вещества. Моль. Эквивалент вещества. Эквивалентная масса. Закон эквивалентов. Расчёт эквивалентных масс кислот и оснований.
ХС – раздел химии, изучающий количественный состав химических соединений и количественные изменения, протекающие при реакциях. Моль – количество вещества в системе, содержащей столько же элементарных химических частиц, сколько атомов С содержится в 12 г изотопа 12С. NA = 6,022*1023 моль-1 – количество атомов С, содержащихся в 0,012 кг 12С. Количество вещества – число структурных элементов(атомов, молекул, ионов и др.) в системе. Единицей измерения количества вещества является моль. Эквивалент – количество вещества, которое взаимодействует с 1 моль атомов Н или замещает такое же количество Н в химических реакциях; количество вещества, приходящееся на единицу валентности. Эквивалентная масса – масса одного эквивалента вещества. Закон эквивалентов: отношения масс реагирующих веществ равно отношению их эквивалентных масс. Кислота: Э=1/nН; МЭ=М/ nН. Основание: Э=1/nОН, МЭ=М/ nОН.
2)Расчет эквивалентов и эквивалентных масс различных классов неорганических соединений
Закон эквивалентов формулируется так: эквивалентные количества всех веществ, участвующих в реакции, одинаковы. Для необратимой химической реакции
nАА + nВВ+ …= nСС + nDD + …
в соответствии с законом эквивалентов всегда будет справедливо равенство:
пeqA = пeqB = …=пeqC = пeqD = …
1). Простое в-во:
Э=1/валентность МЭ= Ar/валентность
2). Оксиды:
Э=1/(n(О)*в-ть(О)) МЭ= Mr(оксида)/(n(О)*в-ть(О))
3). Кислоты:
Э=1/n(H+) МЭ= Mr(кислоты)/ n(H+)
4) основания:
Э=1/ n(ОH-) МЭ= Mr(основания)/ n(ОH-)
5). Соли:
Э=1/n(кислотн. ост-к)*в-ть(к. ост) МЭ= Mr(соли)/ n(кислотн. ост-к)*в-ть(к. ост)
3)Химическая термодинамика. Термодинамическая система. Типы термодинамических систем. Параметры, уравнения и функции состояния. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.
ХТД – раздел химии, изучающий превращение энергии в химических реакциях. Отвечает на вопросы: идёт реакция или нет; если реакция идёт, то протекает с выделением теплоты или с поглощением; какие условия требуются для протекания химической реакции. Термодинамическая система – любой макроскопический материальный объект, выделенный из внешней среды с помощью реально существующих или воображаемых границ раздела, внутри которых возможен свободный массо- и теплообмен. По характеру взаимодействия с окружающей средой делятся на 2 типа. (Система-вещество-энергия): изолированная_-_-, закрытые_-_+, открытая_+_+. Для описания ТД системы используются независимые величины, называемые параметром состояния. Параметры объединены в уравнение pV=nRT состояния. Процессы, протекающие при V=const – изохорные, при P=const – изобарные
4) Первое начало термодинамики. Расчет теплового эффекта для изобарного процесса. Энтальпия. Стандартная энтальпия.
Первое начало термодинамики — один из трёх основных законов термодинамики, представляет собой закон сохранения энергии для термодинамических систем.
Первое начало термодинамики:
Q=ΔU + A – сумма изменения внутренней энергии и работы, совершённой системой или над нею равна сообщённой системе или выделенной ею теплоте.
Для изобарного процесса:
ΔU=U2-U1 ; A=p(V2-V1)
Q= U2-U1+ pV2-pV1=( U2+ pV2)-( U1+ pV1)
U+ pV=H
Q=H2-H1=ΔH – изменение энтальпии
изменение энтальпии(ΔH) – тепловой эффект хим реакции
ΔH – изменение энергии при изобарном переходе определённого числа моль исх-х в-в соответствующему числу моль продуктов реакции.( кДж/моль)