1. Основные положения атомно- молекулярного учения: 1 Все вещества состоят из молекул атомов и ионов. 2 Все молекулы состоят из атомов. 3 Молекулы и атомы находятся в непосредственном движении, тепловое состояние тел есть результат этого движения.

4 Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных из разных. 5 При физических явлениях молекулы сохраняются, а при химическом нарушается, при хим. реакциях атомы сохраняются. 6 Хим. реакции заключаются в образовании новых в-в из тех же самых атомов, из которых состояли первоначальные в-ва.

2. Простые и сложные в-ва. Аллотропия. Простые в-ва- в-ва состоящие из атомов одного элемента. Сложные из разных. АЛЛОТРОПИЯ – способность одного элемента существовать в виде различных простых в-в, отличающихся по св-вам.

3. Количества в-ва. Единица кол-ва в-ва. Постоянная Авогадро. КОЛИЧЕСТВО В-ВА (n)-Физическая величина прямо пропорциональная числу частиц составляющих данное в-во и входящее во взятую порцию этого в-ва. [n]=моль. N_A=6,02*10²³

4. Закон сохранения массы. Закон постоянства состава в-ва. . Закон постоянства состава в-ва -Каждое чистое в-во, каким бы способом оно не было получено, имеет один и тот же состав и св-ва. Закон сохранения массы- масса в-в вступив в реакцию равна массе веществ получившихся в результате реакции.

5. Эквивалент. Закон эквивалента. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ. Все в-ва реагируют в эквивалентных отношениях. Эквивалентное кол-во в-в участвующих в реакции одинакова. Массы в-в вступивших в реакцию пропорциональны Мr и эквивалентам. ЭКВИВАЛЕНТОМ называется некоторая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать, или быть каким- нибуть образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно основных реакциях, или одному электрону в ОВР. Zв – число эквивалентности. Zв>1.

6. Определение молярных масс эквивалента для простых и сложных веществ.

7. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро. ЗАКОН АВОГАДРО- в равных объемах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул; открыт А. Авогадро в 1811.

1-е следствие: при одинаковых условиях P и Т равные количества различных газов, занимают равные V.

2-е следствие: Молярная масса в-ва в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду.

8. Связь между различными параметрами газообразных в-в. Уравнение Менделеева Клапейрона. Объединенный газовый закон. PV=(m/M)*RT

9. Термодинамическая система. Виды систем в термодинамике. Термодинамическая система- часть пространства выделенная для рассмотрения и отделенная от окружающей среды. Виды систем в термодинамике: 1 Открытая- обменивается с окружающей средой в-вами и энергией. 2 Закрытая- обмениваются энергией и не обмениваются в-вом. 3 Изолированная- не обменивается не в-вом, не энергией. Виды однородных систем: ГОМОГЕННАЯ СИСТЕМА (от греч. homogenes — однородный), система, химический состав и физические свойства которой во всех частях одинаковы или меняются непрерывно, без скачков (между частями системы нет поверхностей раздела).

ГЕТЕРОГЕННАЯ СИСТЕМА, макроскопически неоднородная физико-химическая система, состоит из различных по своим свойствам частей, разграниченных поверхностями раздела.

10. Энергетика химического процесса. Внутренняя энергия системы. Первый закон термодинамики. Закон сохранения энергии- изменение внутренней энергии закрытой системы определяется количеством переданной системой теплоты и совершенной над системой работы. Энергетический эффект возникает за счет изменения в системе внутренней энергии которая складывается из энергий движения и взаим-я соответствующих систему частиц.

11. Тепловой эффект хим. реакции. Типы хим. процессов в зависимости от теплового эффекта. Закон Гесса. ЗАКОН ГЕССА: тепловой эффект химической реакции при отсутствии работы внешних сил зависит только от природы исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от промежуточных химических превращений в системе. Основной закон термохимии; установлен Г. И. Гессом в 1840.

12. Энтальпия. Энтальпия образования в-в. Изменение энтальпии реакции. ЭНТАЛЬПИЯ (от греч. enthalpo — нагреваю), однозначная функция Н состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении p, связана с внутренней энергией U соотношением Н = U + pV, где V — объем системы. При постоянном p изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, поэтому энтальпию называют часто тепловой функцией или теплосодержанием. В состоянии термодинамического равновесия (при постоянных p и S) энтальпия системы минимальна. Энтальпия образования в-в- равнв изменению энтальпий реакции образование одного моль соединения из простых в-в при стандартных условиях. Изменение энтальпии реакции равна сумме энтальпий образований продуктов реакции минус сумма энтальпий образований исходных в-в с учётом их стехиометрических коэффициентов.

13. Энтропия. Изменение энтропии в химических процессах и фазовых переходах. ЭНТРОПИЯ (от греч. entropia — поворот, превращение) (обычно обозначается S), функция состояния термодинамической системы, изменение которой dS в равновесном процессе равно отношению количества теплоты dQ, сообщенного системе или отведенного от нее, к термодинамической температуре Т системы. Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии, они приближают систему к состоянию равновесия, в котором S максимальна. Понятие «энтропия» введено в 1865 Р. Клаузиусом. Статистическая физика рассматривает энтропию как меру вероятности пребывания системы в данном состоянии (Больцмана принцип). Понятием энтропии широко пользуются в физике, химии, биологии и теории информации.

ЭНТРОПИЯ- это термодинамическая функция сост-я, которая явл. Мерой хаотичности не у порядочности.

14. Энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания процессов. ЭНЕРГИЯ ГИББСА (изобарно-изотермический потенциал, свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G=H-T·S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы. Названа по имени Дж. У. Гиббса.

В изолированных системах самопроизвольно протекают только такие процессы котрые сопровождаются возрастанием энтропии.

15. Скорость хим. реакции. Закон действующих масс. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ, основное понятие химической кинетики. Для простых гомогенных реакций скорость химической реакции измеряют по изменению числа молей прореагировавшего вещества (при постоянном объеме системы) или по изменению концентрации любого из исходных веществ или продуктов реакции (если объем системы изменяется). Для сложных реакций скорости образования (расходования) всех веществ, участвующих в элементарных стадиях, взаимосвязаны.

ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС – скорость элементарных реакций при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих в-в в степенях с показателями равными стехиометрическим коэффициентам.

16. Факторы влияющие на скорость химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Зависит от концентрации температуры в газах и жидкостях от давления Правило Вант Гоффа- при нагревании на каждые 10^о скорость реакции в гомогенных системах возрастает в 2-4 раза.

17. Энергия активизации. Катализ. Энергия активизации- энергия необходимая для перехода молекул в-ва в состояние активированного комплекса. Энергия активизации пред-ет собой, то количество энергии которое нужно сообщить молекуле со средним запасом энергии, чтобы сделать ее активной в данной реакции. КАТАЛИЗ (от греч. katalysis — разрушение), ускорение химической реакции в присутствии веществ — катализаторов, которые взаимодействуют с реагентами, но в реакции не расходуются и не входят в состав продуктов. При гомогенном катализе исходные реагенты и катализатор находятся в одной фазе (газовой или жидкой), при гетерогенном — газообразные или жидкие реагенты взаимодействуют на поверхности твердого катализатора. Катализ обусловливает высокие скорости реакций при небольших температурах; предпочтительно образование определенного продукта из ряда возможных. Каталитические реакции являются основой многих химико-технологических процессов (напр., производства серной кислоты, некоторых полимеров, аммиака). Большинство процессов, происходящих в живых организмах, также являются каталитическими (ферментативными).

КАТАЛИЗАТОРЫ, вещества, ускоряющие химические реакции. Вещества, замедляющие реакции, называются ингибиторами. Биологические катализаторы называются ферментами. Катализаторами служат синтетические алюмосиликаты, металлы платиновой группы, серебро, никель и др.

18. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия. Обратимый процесс- процесс протекания реакции как в прямом так и в обратном направлении. Химическое равновесие- скорость прямой = скорости обратной.

Константа равновесия- равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных в-в, взятых в степенях = их стехиометрическим коэффициентам.

19. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Принцип Ле-Шателье- если на систему находящееся в равновесии оказать какое либо воздействие из вне, то в системе возникает сдвиг равновесия в сторону преобладания процесса ослабляющего эффект оказанного воздействия.

20. Растворы: определение, состав. Растворимость. Растворы- Твердая или жидкая гомогенная система состоящая из 2^х или более компонентов, относительные кол-ва которых могут меняться в определенных пределах без нарушения однородности.

Растворимостью наз-ся способность вещества растворятся в том или ином расворители.

21. Способы выражения концентраций растворов. А-р.в. В-р-ль.

W(A)=m(A)/m_р-ра= m(A)/m(A)+m(B) - Массовая доля

X(A)=(n(A)/n(A)+n(B))*100% - Молярная доля

С_M(A)=n(A)/V_р-ра=m(A)/M(A)*V_р-ра - Моляр. концентр.(моль/литр)ю

С_H(A)=n_экв(A)/V_р-ра=m(A)/M_экв(A)*V_р-ра - Экв. конц. (моль/литр)

C_m(A)=n(A)/m(B) - Моляльность (моль/кг.)

T(A)=m(A)/V_р-ра - Титр раствора (г/л;г/мл)