- •1.)Гомогенная и гетерогенная система.Фаза,компонент.Факторы,влияющие на скорость химической реакции.
- •2.)Средняя и мгновенная скорость химической реакции.Факторы,влияющие на скорость в гомогенной и гетерогенной системах.
- •3.)Зависимость скорости зимической реакции от концентрации реагирующих веществ в гомогенной и гетерогенной системах.Примеры.
- •4.)Зависимость скорости химической реакции от температуры.Уравнение Вант-Гоффа.
- •5.)Активные и неактивные молекулы.Энергия активации.Единицы измерения.
- •6.)Обратимые и необратимые процессы.Кинетика обратимого процесса.Привести примеры.
- •7.)Состояние химического равновесия.Константа равновесия.Привести пример.Какие факторы влияют на константу равновесия.
- •8,9)Смещение химического равновесия.Принцип Ле-Шателье.
- •10.)Энергетические эффекты химической реакции.Первый хакон термодинамики.
- •12.)Энтальпия.Стандартные условия при определении энтальпии.Каким образом рассчитывается.
- •13.Закон Гесса.Привести пример определения энтальпии химической реакции.
- •14.Понятие об энтропии.Как связано понятие энтропии с изменением объёма системы.
- •15.Движущая сила химической реакции.Энергия Гиббса.Определение температуры равновесия.
- •16.)Способы выражения концентраций растворов.
- •17.)Понятие об эквиваленте.Закон эквивалентов.Нормальная с.Определение эквивалента соли,оксида,кислоты,основания.
- •18.Теория электролитической диссоциации.
- •19.Кислоты,основания,соли.Процессы диссоциации.Основные свойства.
- •20.)Степень диссоциации.Сильные и слабые электролиты.
- •21.)Ионное произведение воды.Водородный показатель.
- •22.)Гидролиз солей.Факторы,влияющие на процессы гидролиза соли.
- •23.)Растворимость.Насыщенные и пересыщенные растворы.
- •24.)Произведение растворимости.
- •25.)Давление насыщенного пара.Закон Рауля.Определение температуры кипения и кристаллизации раствора.Эбуллиоскопические и криоскопические константы.
- •26.)Отклонение от закона Рауля для растворов электролитов.Изотонический эффект.
- •27.)Временная и постоянная жесткость воды.Единицы измерения жесткости.Устранение временной и постоянной жесткости воды.Иониты.
- •28.)Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления.Важнейшие окислители и восстановители.
- •29.)Типы окислительно-восстановительных реакций.Привести примеры.
- •30.)Механизм возникновения электродного потенциала.
- •31.)Гальванические элементы.Принцип работы.Эдс элемента.
- •32.)Гальванический элемент Якоби и Вольта.
- •33.)Стандартный (водородный) электрод.Определение стандартного электродного потенциала металла.
- •34.)Ряд напряжений металлов и выводы из него.
- •35.)Концентрационные гальванические элементы.Уравнение Нернста.
- •36.)Электронные процессы на электродах при электролизе.Электролиз расплава соли.
- •37.)Электролиз водного раствора соли.
- •38.)Законы Фарадея.Применение процессов электролиза.
- •39.)Виды коррозионных разрушений.
- •40.)Классификация коррозионных процессов.Химическая и электрохимическая коррозия.
- •42.)Методы защиты металлов от коррозии.
13.Закон Гесса.Привести пример определения энтальпии химической реакции.
1.Тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов,но не зависит от пути протекания процесса.
2.Al2O3+3SO3 => AL2SO4)3 ∆H = ∆H кон - ∆H исх.
Состояние 1 => состояние 2 .Нарис. схему,где ∆H будут равны.
14.Понятие об энтропии.Как связано понятие энтропии с изменением объёма системы.
1.Привести пример с таянием льда при Т=конст.
∆H = T∆S
При плавлении происходит разрушение упорядоченой структуры и образование расплава,который характеризуется гораздо более неупорядоченным расположением часиц.Мерой этой неуполядоченности является функция S ,эньропия.
2.Об изменении энтропии можно судить по изменению объёма системы в ходе реакции.
N2+3H22NH3 Объём системы уменьшается,ибо в реакцию вступают 4 молекулы газов,а получается две. ∆S < 0,беспорядок в системе уменьшается.
15.Движущая сила химической реакции.Энергия Гиббса.Определение температуры равновесия.
1.На протекание хим.реакции оказывают влияние две величины : ∆H, ∆S,причем действуют они в разных направлениях.Поэтому была введена ещё одна величина(изобарно – изотермический потенциал) ∆G = ∆H - T∆S.
2.Все самопроизвольные превращения идут в направлении уменьшения ∆G. Условием самопроизвольного превращения является ∆G<0
16.)Способы выражения концентраций растворов.
1.Процентная концентрация (С%) определяется количеством граммов растворённого вещества,содержащегося в 100г. Раствора. Например, 20% раствор NaClСодержит 20 г соли в 100 г раствора, т.е. 20 г соли на 80 г H2O
2.Молярная C (М) определяется количеством молей растворенного вещества в 1 литре раствора.Для приготовления 1И NaOH (40г) надо 1 моль растворить в небольшом кол-ве воды,а затем довести V до 1 литра.
3.Моляльная (m) определяется количеством молей растворённого вещества в 1 кг растворителя.Для приготовления двухмоляльного (2m) раствора NaOH надо 2 моля щёлочи (80г) растворить в 1000г воды.
4.Нормальная (Н) – количество грамм-эквивалентов растворённого вещества в 1 л раствора.
5.Мольная доля (N) – отношение количесва молей растворённого вещества к общему количеству молей всез веществ в растворе.
17.)Понятие об эквиваленте.Закон эквивалентов.Нормальная с.Определение эквивалента соли,оксида,кислоты,основания.
Закон эквивалентов: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях. Объемный анализ - это совокупность методов химического количественного анализа, основанных на измерении объёмов для установления концентрации (содержания) определяемого вещества. Нормальная (Н) – количество грамм-эквивалентов растворённого вещества в 1 л раствора.
18.Теория электролитической диссоциации.
Под электролитической диссоциаией пониается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов: катионов и анионов. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс. Константа диссоциации Kd определяется активностями катионов α_(k+), анионов α_(k-) и недиссоциированных молекул α_kA. Значение Kd зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита.