![](/user_photo/1473_9f6Kn.jpg)
- •1.1 Атомно-молекулярное учение химии. Понятия – атом, молекула, относительная молекулярная масса, относительная атомная масса, молярная масса. Моль – мера количества вещества.
- •1.2 Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентных отношений. Закон кратных отношений.
- •1.4 Законы термохимии. Закон Гесса – как частный случай закона сохранения энергии. Следствие из закона Гесса (энтальпия сгорания, образования). Стандартные условия.
- •1.6 Скорость химических реакций. Основной закон химической кинетики – закон действующих масс. Порядок и молекулярность реакции. Правило Ван-Гоффа. Кинетические уравнения.
- •1.7 Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •1.8 Катализ. Гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Особенности отдельных типов катализа. Примеры.
- •1.9 Химическое равновесие. Константа равновесия. Влияние температуры, концентрации реагентов, давления и катализатора на смещение равновесия.
- •1.10 Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Характер смещения равновесия в зависимости от типа реакции (экзо- , эндотермические); реакции идущие с изменением объема.
- •1.13 Идеальный раствор. Законы Рауля. Понижение давления насыщенного пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворов неэлектролитов.
- •1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.
- •1.17 Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации (закон разбавления Освальда)
- •1.19 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.
- •1.20 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.
- •1.32 Комплексные соединения. Особенности структуры комплексных соединений. Номенклатура, координатное число, изомерия. Циклические комплексные соединения.
- •1.25 Строение атома и периодический закон. Периодичность изменения свойств s-, p- и d элементов.
- •1.26 Периодический закон. Свойства атомов: атомный радиус, ионизационный потенциал и сродство к электрону. Относительная электроотрицательность элементов. Металлы и неметаллы, их положение в таблице.
- •1.27 Метод валентных связей. Насыщаемость связи. Направленность связей. Определение валентности по методу валентных связей.
- •1.28 Метод молекулярных орбиталей. Связывающие, разрыхляющие, не связывающие молекулярные орбитали. Порядок связи.
- •1.29 Ковалентная связь. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент. Одинарные, двойные и тройные связи.
- •1.30 Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационное, индукционное и дисперсное взаимодействие. Водородная связь. Биологическая роль водородной связи и межмолекулярного взаимодействия.
- •1.31 Ионная связь. Степень ионности. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Металлическая связь.
- •1.3 Основные представления об энергетике химических процессов, функции состояния: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
- •1.4 Свободная энергия Гиббса. Направление течения процесса. Анализ уравнения энергии Гиббса. Влияние энталальпийного и энтропийного факторов на направление протекания процессов.
- •1.11 Дисперсные системы. Растворы, растворимость. Факторы влияющие на растворимость. Способы выражения концентрации растворов (молярная и мольная концентрации эквивалента, молярная и массовая доли).
- •1.34 Сильные электролиты. Активность. Ионная сила растворов.
- •1.37 Окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные потенциалы. Окислительно-восстановительные реакции, электрохимические явления в биологиических и технологических процессах.
- •2.4 Элементы подгруппы III.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Аллюминий. Свойства. Характеристика оксидов, гидрооксидов, солей. Амфотерность.
- •2.11 Элементы подгруппы V.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Фосфор. Свойства. Фосфин. Применение в с/х, биологическая роль.
- •2.19 Элементы подгруппы VI.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Сера. Свойства. Оксиды серы. Свойства. Применение в с/х.
1.6 Скорость химических реакций. Основной закон химической кинетики – закон действующих масс. Порядок и молекулярность реакции. Правило Ван-Гоффа. Кинетические уравнения.
Скоростью хим. Реакции называется изменение концентраций реагирующих или образующихся веществ в единицу времени.
Гомогенная реакция – система которая протекает в системе состоящей из одной фазы. Скорость такой реакции – изменение кол-ва реагирующего или образующегося вещ-ва в единицу времени в единице объема системы.
Гетерогенная реакция протекает на границе фаз в системе, состоящей из нескольких фаз. Скоростью такой реакцией наз. изменение кол-ва реагирующего или образующегося вещ-ва в единицу времени на единице площади раздела фаз.
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, а ток же от концентрации, температуры, наличия катализатора. Закон действующих масс – скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.
mA+nB=pAB
где
Са и Сb – молярные концентрации, k –
константа скорости. Правило Ван-Гоффа.
С повышением температуры на 10С скорость
реакций возрастает в 2-4 раза.
1.7 Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
Скоростью хим. Реакции называется изменение концентраций реагирующих или образующихся веществ в единицу времени.
Скорость любой реакции возрастает при увеличении температуры. По правилу Ван-Гоффа - С повышением температуры на 10С скорость реакций возрастает в 2-4 раза.
увеличение
скорости объясняется, тем, что возрастает
скорость движения молекул, а следовательно
и количество столкновений в единицу
времени. Энергией
активации
– наз. избыток энергии по сравнению со
средней энергией молекул при данной
температуре, которым они должны обладать,
чтобы произошла реакция между ними.
Уравнение
Аррениуса
описывает более строгую зависимость
скорости от температуры.
,
k – константа скорости, Т – абсолютная
температура, K; R – газовая постоянная,
А – стерический множитель, который
пропорционален = количеству столкновений.
1.8 Катализ. Гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Особенности отдельных типов катализа. Примеры.
Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, но не расходующиеся в процессе реакции. Могут увеличивать скорость реакции (активаторы) или замедлять (ингибиторы). Бывают твердыми, жидкими и газообразными. Гомогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор образуют однородную, однофазную систему. Например: 2SO2+O2=2SO3 Механизм катализа объясняется образованием промежуточного соединения катализатора с одним из реагирующих веществ. Схема действия катализатора в две стадии O2+2NO(катализатор)=2NO(пром. соединение)
NO2+SO2=SO3
(продукт)+NO(катализатор).
Геторогенный
катализ.
Реагирующие вещества и катализатор
составляют неоднородную, многофазную
систему, в которой катализатор находится
в виде отдельной фазы. Примеры: синтез
аммиака
Каталитическое
окисление аммиака
1.9 Химическое равновесие. Константа равновесия. Влияние температуры, концентрации реагентов, давления и катализатора на смещение равновесия.
Химическое
равновесие
– состояние системы при котором скорости
прямой и обратной реакции равны.
Выводится из равенства скоростей прямой
и обратной реакций и выражается константой
равновесия К. Для обратимой реакции в
общем виде
В
соответствии с законом действующих
масс кинетический. Скорость хим. реакции
прямо пропорционально произведению
концентраций реагирующих веществ,
взятых в степенях их стехиометрических
коэффициентов.
преобразуем
и получаем закон действующих масс
термодинамический. Константа
равновесия
хим. реакции = произведению концентраций
продуктов реакции, взятых в степенях
их стехиометрических коэффициентов в
уравнении реакции, деленному на
произведение концентраций исходных
веществ, взятых в степенях стехиометрических
коэффициентов.
константа
равновесия величина постоянная для
данной реакции при данной температуре.
Связана с изменением потенциала Гиббса
в стандартных условиях.
процесс
идет самопроизвольно в прямом направление,
если потенциал уменьшается следовательно
константа равновесия больше 1. Концентрация
продуктов > концентрации исходных
веществ. Если наоборот, то реакция
практически не шла. При повышении
температуры равновесие сместиться в
сторону эндотермической реакции, при
понижении в сторону экзотермической.
При увеличении давления равновесие
смещается в направлении реакции, идущей
с уменьшением объема газообразных
веществ, при понижении давления в сторону
реакции идущей с увеличением объема.
При увеличении концентрации исходных
веществ равновесие смещается в сторону
прямой реакции.