- •1.Предмет химии.Значение химии для подготовки инжен.
- •2.Квантовая теор стр-я атома. Постулаты Бора.
- •7.Закономерн-и измен-я св-в нейтр.Атомов(Ra,I,e,X)
- •4.Двойственная природа эл-на. Ур-е де Бройля,принцип неопред-ти.
- •5.Правило Гунда.Проскок эл-ов в атомах(на примерах Cr,Cu,Pd)
- •8.Основн и вобужд состояния
- •9.Соврем квантово-механ предст-я о строении атома.Атомная орбиталь.
- •10.Общий принцип образ-я хим (ковалентнойой) связи.
- •11.Особен-ти ков связи –гибрид и формы молекул,напрвл и насыщ-ть.
- •13.Водородная связь (на примерах h2o,hf,NaHco3)
- •15.Комплексы.Структура и классиф-я комп соед-й.Элек-я диссоц-я комп соедин-й.Конст-та нестойкости компл
- •17.Виды хим связей (сравн хар-ка)
- •18.Термодин-е системы. Внутр энергия, энтальпия.
- •19.Первый закон термодин. Выр-е закона в изопроцесах.
- •21.Закон Гесса и след-я из него.
- •20.Тепловой эф-т (Ур-е Кирхгроффа). Теплоты сгорания и образ-я, теплоемкости(изоб-я и изохор-я)
- •23.Термодинамические расчеты
- •24.Термический кпд, энтропия.
- •25.Второй закон термодинамики.
- •27.Третий закон термодин-ки
- •28.Хим равновесие:конст-та равн-я, изотерма Вант-Гоффа
- •29.Принцип смещения равн-я (принцип Ле Шателье).
- •30.Влияние кон-й реаг-х вещ-в на скорость реак-й. Закой действ-х масс.
- •31.Молекулярность и порядок реакций.
- •32.Стадийность физико-хим реак-й, понятие о лимитирующей стадии.
- •33.Вывод ур-я для скоростей реак-й первого рода.
- •34. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, ур-ие Аррениуса, теория столкновений Алексеева.
- •35. Энергия активации, понятие о промежуточном активированном комплекс.
- •36. Механизм хим реакций – простые, ионные, радикальные и каталитические реакции; катализ.
- •37.Сольватная теория растворов.
- •38. Энергетика растворения.
- •39. Давление пара над раствором, диаграмма состояния воды, правило фаз Гиббса.
- •40. Причины электролитической диссоциации: ион-дипольное и диполь-дипольное взаимодействие.
- •41.Слаб электролиты; константа и степень электрол-ой диссоциации; закон разведения Освальда.
- •42. Сильные электролиты; теория межионного взаим-ия; активность, коэф-нт активности,ионная сила.
- •43. Ионное произв-ие воды, водор показатель.Произведение раств-ти.
- •44. Гидролиз солей, кон-та гидролиза. Реакция среды; pH гидратообраз-ия.
- •45. Классиф-ия дисперсных систем.
- •46.Коллоидные растворы. Строение мицеллы, электрофорез, электроосмос.
- •52.Виды элект-ов.1,2,3 рода и окис-но-восстановительные
33.Вывод ур-я для скоростей реак-й первого рода.
Скорость хим реакции равна изм-ию кол-ва вещ-ва в единицу времени в единице реакционного пространства.Скорость реакции первого порядка хар-ся кин уравнением v=kc (1). Первый порядок, например, имеют реакции диссоциации или разложения молекул: H2→2H, 2N2O5 (г) → 4NO2 (г) + O2 .По ур-ию V = -dc/dt (2). Приравняем ур-ия 1и2,и разделяя переменные,получ: dc/c = -kdt.Решение данного уравнения для начального условия Ct=0 = C0 приводит к выражению: C = C0*e(в степени –kt)(3).Подставляя ур-ие(3) в (1), найдём v=k*C0* e(в степени –kt). Как видно,конц-ия реагентов и скорость реакции первого порядка уменьшается во времени по экспоненциальному закону.Уравнение (3) можно записать в виде ln(C0/C) = kt (4), lnC = lnC0 – kt (5).Преобразуя ур-ие (5),найдём выражение для константы скорости реакции: k = (ln(C0/C))/t. Так как ln(C0/C)безразмерен, то константа скорости реакции первого порядка имеет единицу измерения обратного времени: [1/c].
34. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, ур-ие Аррениуса, теория столкновений Алексеева.
Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза V2 = V1T/ 10 где V2 и V1 – скорость реакции при температурах Т2 и Т1 , γ – коэффициент, значение котор для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2-4.
В 1889 г. Шведский учёный С. Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое носит его имя: K = K0e(-Ea/RT), K – константа скорости реакции, K0 – предэкспотенциальный множитель,Ea – энергия активации.
Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:
V = V0exp[-Ea/(RT)]
Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T)
35. Энергия активации, понятие о промежуточном активированном комплекс.
Энергия, необ-ая для перехода вещ-ва в состояние актив-го комплекса, наз энергией активации.Возможность образования актив-го комплекса,а соответственно и хим. взаимодействия,опр-ся энергией молекул. Молекула,энергия кот достаточна для обр-ия актив-го комплекса,наз активной.С ростом температуры растёт доля этих частиц и соотв-но скорость реакции.С увеличением энергии активации уменьшается доля актив молекул и скорость реакции.
36. Механизм хим реакций – простые, ионные, радикальные и каталитические реакции; катализ.
а) Простые (H2) + (I2) = 2(HI) Еа = 150-450 кДж/моль б) Реакции ионов с молекулами Еа = 0-80 кДж/моль. Пример: облучение светом молекулы воды ионизирует ее H2O + g = H2O+ + e-, такой ион уже легко вступает во взаимодействия. в) Радикальные реакции - во взаимодействие вступают радикалы - молекулы с неспаренными электронами. ×OH, ×NH2, ×CH3. Еа = 0-40 кДж/моль. Частный случай - цепные реакции:
Cl2 + g = 2 ×Cl зарождение цепи
×Cl + H2 = HCl + ×H Ea=24 кДж/моль
продолжение цепи
×H + Cl2 = HCl + ×Cl Ea= 8 кДж/моль - -“-
×H + ×H + M = H2 + M гибель цепи (тримолекулярная реакция) - рекомбинация радикалов.