- •1.Закон сохранения массы в химических превращениях. Обоснование. Условия его выполнения.
- •2. Закон постоянства состава. Условия его выполнения.
- •4. Закон Авогадро. Относительная плотность газа.
- •7. Энтальпия химической реакции. Расчёт по табличным данным (обоснование).
- •5. Энергетические эффекты химических реакций. Формы выделения и поглощения энергии. Теплота и работа. Методы и условия их измерения (3 примера).
- •6. Энтальпия образования вещества, стандартное состояние вещества.
- •8. Энтропия вещества. Зависимость от температуры, объема, агрегатного состояния (причины зависимости). Предельные значения, единицы измерения.
- •10. Самопроизвольные и не самопроизвольные процессы в природе, приведите по 2 примера химических и не химических самопроизвольных и не самопроизвольных процессов).
- •11. Энергия Гиббса образования вещества. Температурная зависимость. Стандартное состояние вещества.
- •12. Энергия Гиббса химической реакции. Какой смысл величины и значение ΔrG для химических реакций? Обсудите, возможны ли реакции.
- •13. Химическое равновесие (стабильное, метастабильное, неустойчивое). Необходимые условия (возможности) достижения равновесия (скорость реакции, количества вещества, изолированность системы).
- •14. Обратимые, необратимые и практически необратимые реакции. Дайте определение. Приведите по три примера каждого случая. Условия, обеспечивающие существование обратимости.
- •17. Влияние температуры на химическое равновесие. Причины влияния. Приведите 2 примера реального использования изменения температуры для смещения равновесия.
- •18. Влияние концентрации на химическое равновесие. Причины влияния. Приведите 2 примера реального использования изменения концентрации, реагента или продукта для смещения.
- •20. Скорость химической реакции, методы ее определения (2 конкретных примера экспериментального определения скорости реакции), основной закон химической кинетики.
- •21. Порядок реакции. Экспериментальное определение порядка реакции (конкретный пример описания и расчета).
- •22. Влияние температуры на скорость химической реакции. Причины влияния. Уравнения Аррениуса. Приведите 2 примера реального использования изменения температуры для, изменения скорости.
- •23. Влияние концентрации на скорость химической реакции. Причины влияния. Приведите 2 примера реального использования изменения концентрации реагента для изменения скорости реакции.
- •25. Растворы (твердые жидкие газообразные - по 2 примера) Способы, выражения концентрации растворов. Процентная и молярная концентрация, мольная доля.
- •26. Электролиты, определение. Твердые и жидкие электролиты (по одному примеру). Механизм электропроводности.
- •27. Сильные и слабые электролиты (по 3 примера). Константа и степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •28. Протолитические равновесия. Константа равновесия. Кислоты, основания, амфолиты (по 3 примера каждого класса).
- •29. Автопротолиз воды (рН, температурная зависимость). Ионное произведение воды, рН растворов, кислот, оснований, солей.
- •30. Кислоты: сильные и слабые. Растворимые в воде и нерастворимые. Применение. По 1 примеру.
- •31. Сильные и слабые основания. Растворимые и нерастворимые в воде. Применение (по 1 примеру).
- •32. Соли: средние, основные и кислые: растворимые и нерастворимые в воде. Применение (по 1 примеру).
- •34. Буферные системы (приведите 3 примера). Расчет рН буферного раствора на примере
- •35. Равновесие осадок-раствор. Насыщенный раствор. Пр. Условия образования и растворения осадка.
- •36. Коллоидные частицы, системы. Строение коллоидной системы на примере золей кремниевой кислоты и гидроксида железа (III). Коллоидные системы в природе
- •37. Симплексные и комплексные соединения. Координационное число. Константа устойчивости. Приведите по 2 примера устойчивых и неустойчивых комплексных ионов. Двойные соли.
- •38. Окислнтельно-восстанавительные процессы. Окислитепьно-восстановительные полуреакции. Э.Д.С. Суммарной окислительно-восстановительной реакции.
- •39. Электродный потенциал. Стандартный электронный потенциал. Ряд стандартных электронных потенциалов металлов. Уравнение Нернста.
- •40. Электролиз. Закон Фарадея. Электролиз водных растворов на примере электролиза водных солей хлорида меди и фторида натрия. Какими факторами определяется состав продуктов электролиза?
- •41. Понятие о волновой функции. Атомная орбиталь. Плотность вероятности, s, p, d –ао (симметрия).
28. Протолитические равновесия. Константа равновесия. Кислоты, основания, амфолиты (по 3 примера каждого класса).
Вещества, проявляющие кислотные или основные свойства – протолиты. Реакции переноса протона – протолиз.
К протолитическим реакциям относятся реакции типа Н2О+Н2ОН3О+ +ОН-, CH3OH+ CH3OHCH3OH2+ +CH3O-, NH3+ NH3NH4+ +NH2-, CH3COOH+ CH3COOH CH3COOH2+ + CH3COO-, H2SO4+ H2SO4 H3SO4+ +HSO4-.
К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды CH3COOH+H2OCH3COO- + H3O+ Кк=[ H3O+][ CH3COO-]\[ CH3COOH]
В числителе – равновесные конц. Ионов – продуктов диссоциации, в знаменателе – равновесные конц. Недиссоциированных молекул.
Константа протолитического равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности. Аналогично для протолиза слабого основания: NH3 HOHNH4+ +OH- существует константа основности, определяющая полноту протекания протолиза слабого основания при данной температуре Ко=[ NH4+][ OH-]\[NH3 HOH]
Константы кислотности и основности зависят от природы электролита, растворителя, температуры, но не зависят от концентрации. Они характеризуют способность данной кислоты или основания распадаться на ионы: чем выше значение константы, тем легче электролит диссоциирует.
Многоосновные кислоты, а также основания 2-х и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. Диссоциация угольной кислоты: H2CO3+H2OH30+ +HCO3-; HCO3- + H20H3O+ +CO3 2-
Первая ступень – Кк1=[ H30+][ HCO3-]\[ H2CO3]
Вторая ступенб – Кк2=[ H3O+][ CO3 2-]\[ HCO3-]
Суммарному равновесию H2CO3+2H2O2H30+ +CO3 2- отвечает суммарная
Кк=[ H30+]²[ HCO3 2-]\[ H2CO3]; Кк=Кк1Кк2
Кислоты: для кислот характерны:
1) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей
2) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением Н
3) способность изменять цвета индикатора (вызывать красную окраску лакмуса)
4) кислый вкус
Теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие с образованием ионов водорода. По Брёнстеду – частица, отдающая протон. H2SO4, HCl, NH4
Основания:
1) способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей
2) способность изменять цвета индикатора (вызывать синюю окраску лакмуса)
4) своеобразный мыльный вкус
С точки зрения Э.Д. – электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов. По Брёнстеду: частица, принимающая протон.
NH3, H2CO3, CH3COOH
Амфолиты могут как отдавать, так и принимать протоны. Вступают во взаимодействия и с кислотами и с основаниями. Гидроксид цинка, гидроксид алюминия.
H2O+NH3NH4+ + OH-
HPO4 2- +H20 H3o+ + PO4 3-
Существует также октетная теория, предложенная Льюисом; кислоты – вещества, способные использовать свободную электронную пару другого вещества для образования устойчивой октетной структуры, основания – вещества, обладающие этой свободной электронной парой.