- •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
10)Зависимость скорости реакции от концентрации и парциального давления реагирующих веществ. Здм для простых и сложных реакций. Константа схр.
Поскольку реакция протекает в результате соударения частиц, то чем выше С, тем выше v. Количественно зависимость v от С выражается по ЗДМ. ЗДМ для простых реакций: v х.р. п/п произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. аА+вВ→продукт, v = САа *СВв*К, К – константа v х.р. если СА=СВ=1 моль/л, v=К, К≠f(С). ЗДМ для сложных реакций: v х.р. п/п произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных некоторым числам. V=К*САх*СВу, х – порядок С по в-ву А, у – по в-ву В. х+у – суммарный порядок реакции. Содержание в-ва в смеси газов можно охарактеризовать с помощью его парциального давления р – та часть от общего давления, которая приходится на данный компонент системы. ЗДМ мб записан через парциальные давления компонентов: v = Кр*рАа*рВв – простая реакция, v = Кр*рАх*рВу – сложная реакция. Для гетерогенных реакций аналогом С является площадь поверхности, поэтому v увеличивается с увеличением измельчённости частиц. Если в реакции одновременно принимают участие и твёрдые в-ва, и газообразные, то С твёрдых в-в в выражении для v реакции не учитывается.
11)Зависимость V реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа
Для реакций, протекающих в интервале от 0 до 150°С зависимость мб выражена с помощью правила Вант-Гоффа. При увеличении t на каждые 10 ° v большинства х.р. увеличивается в 2-5 раз. v2/ v1=γ(t2- t1)/10, v 2 и v1 – v х.р. при t2 и t1 соответственно, γ – тепловой коэффициент Вант-Гоффа. Γ для каждой реакции определяется экспериментально. Недостатки: узкий интервал t(лучше выполняется при t, близких к комнатным), необходимость экспериментального получения γ.
12)Теория переходного состояния. Понятие о переходном состоянии. Координата реакции. Энергетические диаграммы для эндотермических и экзотермических реакций.
Теория базируется на основании теории активных соударений, но считается, что само соударение протекает не мгновенно, а в течение некоторого промежутка времени, за который происходит перестройка химических связей. Если рассматривать взаимодействие Н и I с образованием НI: Н2+ I2=2НI, при соударении молекулы Н2 и I2 очень близко подходят друг к другу. при этом попарно расположенные атомы Н и I начинают взаимодействовать между собой с образованием химической связи. Одновременно с этим ослабляются старые химические связи Н-Н и I-I. При этом системе образуется т.н. переходное состояние – крайне неустойчивое образование, в котором имеются черты как исходных в-в, так и будущих продуктов реакции. Энергия системы в этот момент максимальна и переходное состояние либо распадается обратно на исходные в-ва, либо превращается в продукты реакции. Путь, по которому проходит система при движении от исходных в-в через переходное состояние к продуктам реакции называется координатой реакции.
13)Катализ. Катализаторы. Эффективность и селективность катализаторов. Энергетические диаграммы для каталитических реакций. Гетерогенный и гомогенный катализ. Общее представление о механизме гомогенных каталитических процессов . Ферменты. Ингибиторы.
Катализ – явление многократного увеличения v х.р. под действием катализаторов. катализатор – в-во, многократно ускоряющее v х.р., но само при этом не расходующееся. Катализатор можно охарактеризовать с помощью эффективности (во сколько раз увеличивается v нужной р.) и селективности(способность ускорять только одну реакцию из нескольких возможных). Все катализаторы изменяют механизм х.р. таким образом, что вместо одной медленной стадии протекает несколько быстрых. Катализатор не изменяет энергию Гиббса х.р. и всегда уменьшает энергию активации реакции. Катализаторы принято разделять на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные: кат+исх. в-во →одна фаза(в р-ре). Разновидностью гомогенного катализа является катализ под действием ферментов(энзимов), веществ белковой природы, обладающих очень высокой эффективностью и селективностью. Особенностью ферментов является то, что они работают в узком интервале t°: 20-40°С. Гетерогенный катализ: кат+исх. в-ва→разные фазы. Исходные в-ва - газы или жидкости, нефтепереработка, производство полимеров, производство аммиака, серной кислоты. Используется для дожигания выхлопных газов в автомобиле. Иногда требуется замедлить нежелательную реакцию. Для этого используются ингибиторы.