- •1.Направленность химических реакций. Изобарно-изотермический потенциал.
- •3.Строение сложных атомов.
- •4.Энергетика химических реакций. Термохимия. Термохимические расчеты.
- •5. Произведение растворимости. Плохо растворимые соли. Ионное произведение н2о. Рн.
- •Окраска индикаторов в различных средах
- •6. Мвс. Валентные возможности атомов. Механизмы образования.
- •7. Модель атома н2 Бора. Недостатки.
- •8.Количественные характеристики гидролиза. Влияние температуры и типа соли на степень гидролиза.
- •9.Гомогенные и гетерогенные катализаторы.
- •10. Уравнение Шредингера. Квантовые числа. Модель атома водорода. Сравнить с моделью Бора.
- •11.Реакции в растворах электролитах.
- •12. Закон Авогадро и следствие из него.
- •13. Эквивалент элемента и соединения. Закон эквивалента.
- •14. Ионное произведение н2о.
- •15. Обратимые и необратимые системы. Химическое равновесие. S,p,d,f-элементы и электроны. Особенности строения d-элементов.
- •16. Расчет alfa через изотермический коэффициент и константа диссоциации слабого электролита.
- •17.Количественные характеристики химической связи. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Количественные характеристики диссоциации.
- •18. Скорость химических реакций. Энергия активации. Активированный комплекс.
- •19. Ковалентная связь. Спиновая теория валентности.
- •20. Закон Раули для растворов не электролитов.
- •21. Принцип Ле-Шателье. Ковалентная связь. Мвс. Сигма и Пи-связи. Простая,2ая,3ая связь.
- •23. Свойства растворов. Давление насыщенного пара. Диаграмма р(т ) для воды и раствора. Ммо. Энергетические диаграммы, связывающие и разрыхляющие мо. Сигма и Пи-орбитали.
- •24. Гидролиз растворов Na2s и FeCl3.
- •25.Ммо. Строение 2х атомных молекул элементов 2-го периода. Растворы. Растворение твердого тела. Способы выражения концентрации.
- •26. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье. Квантовые числа. Атомные орбитали. Строение электронных уровней.
- •27. Ммо. Строение молекулы 1-го периода.
- •28. Влияние температуры и концентрации на скорость реакции.
- •29. Гидролиз. Количественный характер. Влияние различных факторов на гидролиз.
- •30. Катализаторы. Роль катализатора. Поверхностные соединения.
- •31. Сравнение мвс и ммо
- •32. Развитие представлений о строении атома.
- •33. Протекание гомогенной реакции. Энергия активизации. Активированный комплекс. Влияние геометрии соударений. Энергетическая диаграмма.
- •34.Скорость химической реакции. Средняя и мгновенная скорости.
- •35. Растворимость. Влияние т и р на растворимость.
- •36. Общие представления о химической связи. Энергия ионизации. Сродство электролиза. Электроотрицительность.
- •37. Осмотическое давление растворов. Строение сложных атомов(спин,принцип запрета Паули, правило Кличковского,Хунда).
- •38. Кислоты,основания,соли. Причины диссоциации. Роль полярности связи.
29. Гидролиз. Количественный характер. Влияние различных факторов на гидролиз.
Гидро́лиз — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.
Количественно гидролиз солей может быть охарактеризован степенью гидролиза и константой гидролиза.
h - степень гидролиза показывает, какая часть соли прогидролизовалась, то - есть превратилась в свои составляющие. Измеряется в процентах или долях единицы.
Степень гидролиза (гидр.) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах): гидр. = ([C]гидр. / [C]раств.) • 100%
Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных условиях).
Факторы, влияющие на степень гидролиза.
Поскольку гидролиз обратимая реакция, то на состояние равновесия гидролиза влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ. Если в реакции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление. Исключается из рассмотрения вода, так как ее концентрация в водных растворах практически постоянна (~55 моль/л). Так для наших примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:
и
Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.
Концентрация продуктов гидролиза. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода (для примера 1) приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции рассмотренной в примере 2.
Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает константа равновесия. Да, при добавлении соли, то есть фосфат-ионов (пример 2), равновесие будет смещаться вправо, концентрация гидрофосфат и гидроксид-ионов будет возрастать. Но из рассмотрения константы равновесия этой реакции ясно, что для того, чтобы увеличить концентрацию гидроксид-ионов вдвое, нам надо концентрацию фосфат-ионов увеличить в 4 раза! Ведь значение константы должно быть неизменным. А это значит, что степень гидролиза, под которой можно понимать отношение [OH–] / [PO43–], уменьшится вдвое.
30. Катализаторы. Роль катализатора. Поверхностные соединения.
Катализа́тор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции[1].
Катализаторы подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный — образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества [1]. Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды.