- •1.Модель атома по Резерфорду. Противоречия теории Резерфорда.
- •2.Теория строения атома водорода по Бору. Квантово-механическая модель атома.
- •4. Волновая функция.(ѱ)
- •5.Квантовые числа.
- •7. Многоэлектронные атомы.
- •6. Типы электронных орбиталей. Атомные орбитали.
- •8.Принцип Паули. Правило Гунди.
- •10.Правило Клечковского I и II.
- •11. Периодическая система элементов Менделеева. Периоды, группы. Периодическое изменение свойств хим. Элементов.
- •12. Закон Мозли.
- •13. Энергия ионизации.
- •14. Сродство к электрону.
- •15. Электроотрицательность. Их изменение в периоде и группе с ростом заряда ядра атомы.
- •16.Радиусы атомов.
- •17. Классы неорганических веществ
- •18. Сложные вещества (оксиды,кислоты,основания,соли). Простые вещества( металлы,неметаллы)
- •19.Номенклатура
- •20. Хим.Свойства. Хим.Связь. Метод валентности связей.
- •21. Энергия и длина связи. Полярность связи.
- •В большинстве случаев - чем больше энергия связи, тем меньше длина связи.
- •22.Дипальный момент.
- •23.Направленность ковалентной связи. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации(sp-,sp2-,sp3-) на примерах. Насыщаемость ковалентной связи.
- •24.Ионная связь. Водородная связь
- •26. Хим.Термодинамика.1-ый закон термохимии(Лавуазье-Лапласа) 2-ой закон термохимии(Гесса)
- •Закон Гесса Тепловой эффект (∆н) химической реакции (при постоянных р и т) зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
- •26.Основные понятия термодинамики: система, типы систем(изолированные,замкнутые).
- •28. Изотермические, изобарические, изохорические, адиабатические процессы.
- •29.Внутр. Энергия системы. Теплота.
- •30. Работа 1-го закона термодинамики.
- •Всё тепло, сообщенное системе, расходуется на изменение энтальпии системы.
- •31. Энтальпия образования хим. Соединений. Следствие из закона Гесса.
- •33. Термодинамическая вероятность состояния системы
- •34.Направление и предел протекания процессов в изолированных системах. 2-ой закон термодинамики.
- •35. Энтропийный и энтальпийный факторы химических реакций, протекающих в изобрано-изотермических условиях.
- •36.Энергия Гиббса( g). Константа хим.Равновесия, её связь с энергией Гиббса.
- •37. Химическая кинетика
- •38. Гомогенные и гетерогенные реакции.
- •39. Фаза. Скорость реакций. Факторы влияния на скорость х.Р..Энергия активации хим.Реакции, зависимость от неё скорости.
- •40. Закон действия масс. Расчёты.
- •41. Правило Ван-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
- •43. Флотация. Адсорбция на поверхности твёрдых тел и жидкостей.
- •44. Пав. Изотерма адсорбции. Лэнгмюра.Участки изотермы.
- •45. Хроматография. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •46. Обратимые и необратимые реакции. Хим.Равновесие. Принцип Ле-Шателье.
- •47. Влияние концентрации, температуры, давления на смещение хим.Равновесия.
- •48.Понятие о дисперсных системах. Дисперсная фаза. Дисперсная среда. Гомогенные и гетерогенные дисперсные системы.
- •49. Физическая и химическая теория растворов: сольватация, гидротация.
- •50. Способы выражения концентрации растворов.
- •51. Осмос. Закон Ван-Гоффа.
- •52. Давление пара растворителя над растворами. 1-ый и 2-ой законы Рауля.
- •53. Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствельда.
- •54. Коэфицент активности(f),ионная сила раствора.
- •55. Электролитическая диссоциация воды, водородный показатель (pH).
- •57. Гидролиз солей. Степень гидролиза.
- •58. Свойства кислот, оснований, солей с точки зрения теории эленктролитической диссоциации.
- •59. Коллоидные растворы. Правило Пескова-Фаянса.
- •60. Оптические, кинетические, энтропические свойства коллоидных растворов. Кинетическая и агрегативная устойчивость коллоидных систем.
- •Броуновское движение
- •61. Коагуляция и седиментация. Правило Шульце-Гарди.
- •62. Окислительно-Восстановительные процессы. Типы овр. Электрохимические процессы.
- •63. Электродный потенциал. Гальванический элемент Даниэля-Якоби. Электродвижушая сила элемента. Стандартные электродные потенциалы и их измерение.
- •67. Электролиз. Последовательность электродных процессов. Анодные и катодные процессы.
- •68.Закон Фарадея (1-ый и 2-ой). Применение электролиза. Первый закон Фарадея
- •Второй закон Фарадея
- •69.Коррозия металлов. Химическая коррозия. Электрокоррозия и гальвинокоррозия. Защита металлов от коррозии. Антикоррозиционное летурование металлов. Обработка коррозиционной среды.
- •71. Жескость воды. Метод её устранения.
- •27.Процесс,цикл.
- •4.Направление и предел протекания процессов в изолированных системах. 2-ой закон термодинамики.
- •64. Стандартный водородный электрод. Водородная шкала потенциалов. Потенциалы металлических электродов. Потенциалы газовых электронов. Формула Нернста.
46. Обратимые и необратимые реакции. Хим.Равновесие. Принцип Ле-Шателье.
Если в процессе химической реакции хотя бы одно исходное вещество расходуется полностью, то такая реакция называется необратимой. Если в процессе реакции в системе всегда присутствуют исходные вещества, то такая реакция обратима.
Химическое равновесие – состояние, когда концентрации исходных веществ и продуктов реакции остаются неизменными при одновременном протекании прямой и обратной реакции.
Константа химического равновесия – физическая величина, равная отношению произведений равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Принцип Ле Шателье.Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия оказать внешнее воздействие, то в системе усиливаются те процессы которые ослабляют результат произведенного воздействия.
47. Влияние концентрации, температуры, давления на смещение хим.Равновесия.
Влияние температуры.
При повышении температуры химическое равновесие сместится в сторону эндотермической реакции. При понижении – в сторону экзотермической реакции.
Влияние давления.
При повышении давления в системе химическое равновесие сместится в сторону образования меньшего количества газообразного вещества. При понижении давления – в сторону образования большего количества газообразного вещества.
Влияние концентрации.
При повышении концентрации какого-либо из веществ химическое равновесие сместится в сторону его образования. При понижении – в сторону его расхода.
48.Понятие о дисперсных системах. Дисперсная фаза. Дисперсная среда. Гомогенные и гетерогенные дисперсные системы.
Дисперсная система – гетерогенная система, в которой одна составная часть распределена в мелкораздробленном состоянии в среде другой.
Дисперсная фаза – составная часть дисперсной системы, распределенная в виде отдельных мелких тв. частиц, капелек жидкости или пузырьков газа.
Дисперсионная среда – часть дисперсной системы, окружающая частицы дисперсной фазы.
Гетерогенные дисперсные системы.
1.Коллоидные
2.Средней степени дисперсности (размер частиц
3.Грубодисперсные
Гомогенные дисперсные системы.Истинный (молекулярный) раствор - это разновидность растворов, в котором размеры частиц растворенного вещества предельно малы и сопоставимы с размером частиц растворителя.
49. Физическая и химическая теория растворов: сольватация, гидротация.
Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе.
Мера растворимости – концентрация насыщенного раствора вещества при данной температуре.
Растворение включает:
1.разрушение химических и межмолекулярных связей;
2.взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом с образованием сольватов или гидратов;
3.самопроизвольное перемешивание раствора.
Сольватация – электростатическое взаимодействие между растворимым веществом и растворителем. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. Образующиеся в результате сольватации молекулярные агрегаты называются сольватами (в случае воды гидратами).