- •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
37.Сольватная теория растворов.
Взаимодействие между молекулами и ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя может состоять из нескольких процессов, протекающих последовательно или одновременно: молекулярной диссоциации, образования сольватов, ионизации и электролитической диссоциации. В зависимости от типа растворяющихся веществ число стадий может изменяться. Так, в случае ионных кристаллов стадии образования сольватов и электролитическая диссоциация совмещены.
В случае ассоциированных вещ-в первой стадией явл молекулярная диссоциация раств-го вещ-ва.Процесс молек-й дис-ии происх-т вследствии хим взаимод-я м/д молекулами растворяемого вещ-ва АВ и (n+m)мол-ми S с образ-м сольват-ой молекулы АВ(n+m)S
Образ-ся сольват диссоц-ет на сольват-е ионы(стадия эл-ой дис-и):
38. Энергетика растворения.
Процесс растворения тв вещ-ва в воде сопров-ся разруш-ем крист-ой решетки (затрата энергии в форме теплоты, -Qкр) и гидратацией-образованием гидратов B · nH2O,т.е соед-ий переменного состава м/д частицами раств-го вещ-ва и мол-ми воды (выделение теплоты, +Qгидр).В результате общий тепл эффект раств-ия равен
Q(р) = −Qкр + QгидрЕсли теп эффект раств-ия пол (Q(р) больше 0),то после раств-ия вещ-ва раст-р становится теплее,если же тепл эффект отриц (Q(р) меньше 0),то раствор становится холоднее.Переход в раствор жид и газ-ых вещ-в также сопровождается гидратацией их мол-л и пол тепловым эффектом.Поэтому в соотв-ии с принципом Ле-Шателье повыш темп-ры ведет к уменьшению раствор-ти газов в воде.Таким образом,растворение-это физико-хим процесс разрушения связей в исх вещ-ах и образ-ия новых связей в гидратах.
39. Давление пара над раствором, диаграмма состояния воды, правило фаз Гиббса.
К наиболее общим законам гетерогенного равновесия(хим и фазового)отн-ся правило фаз,сформул-ноеДж.Гиббсом в конце прошлого века.Согласно правилу фаз,числа степеней свободыС,фазФ, незав-ых компонентов К и внеш условий n,влияющих на равновесия, взаим-нных соотношением С+Ф =К+n.Компонентом наз химически однородная сост-ая часть вещ-ва,кот может быть выведена из системы.В случае фазового равновесия число независимых компонентов равно общему числу компонентов.При протекании хим. реакций число независимых компонентов равно общему числу компонентов за вычетом числа им.Реакций,связывающих эти компоненты.Например,система из углерода, монооксида и диоксида углерода состоит из 3 компонентов и 2 независимых компонентов,т.к.один из компонентов можно определить по реакции C + CO2 = 2CO. Диаграммы по которым можно опред усл-я устойчивости фаз и фазового равновесия, наз фазовыми диаграммами или диаграммами состояния.Для однокомпонентных систем правило фаз имеет вид С = З – Ф.
40. Причины электролитической диссоциации: ион-дипольное и диполь-дипольное взаимодействие.
При сближении полярных молекул они ориентируются таким образом, чтобы положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя. Возникающее между диполями взаимодействие называется диполь-дипольным или ориентационным.