
- •Вопрос 1),2),3): основные законы химии – сохранения массы, энергии, постоянства состава, Авогадро.
- •Вопрос 4): основные классы неорганических соединений.
- •Вопрос 5): Модель строения атома Резерфорда.
- •Вопрос 6): теория строения атома Бора. Недостатки этой теории.
- •Вопрос 7): принципы квантовой механики: дискретность энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принцип неопределенности Гейзенберга.
- •Вопрос 8): уравнение Шредингера, основные идеи положенные в его основу. Смысл волновой функции.
- •Вопрос 9): Квантовые числа их значение и сущность.
- •Вопрос 10): понятие электронного уровня, подуровня, орбитали.
- •Вопрос 11): правила заполнения электронных уровней и подуровней.
- •Вопрос 12): s-,d-,p-,f-элементы. Положение в периодической системе и особенности электронного строения их атомов.
- •Вопрос 13): Закон Менделеева. Периодичность заряда и тд.
- •Вопрос 15),16),17),18),19),20),21),22),23): химическая связь. Виды хим. Связи. Энерг. Характеристики хим. Связи.
- •Вопрос 24): метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.
- •Вопрос 25): описать методом мо некоторые соединения
- •Вопрос 26): Ионная связь, ее св-ва. Основные виды кристаллических решеток.
- •Вопрос 27): металлическая связь.
- •Вопрос 28): межмолекулярное взаимодействие. Оринетационный, индукционный и дисперсионный моменты.
- •Вопрос 29): водородная связь.
- •Вопрос 30): основные типы крист. Решеток.
- •Вопрос 31): основные законы термохимии. Следствия из законов Гесса.
- •Вопрос 32): внутренняя энергия системы, понятие энтальпии и энтропии.
- •Вопрос 33): энергия Гиббса, анализ уравнения Гиббса.
- •Вопрос 34): скорость химических реакций. Следствия из законов Гесса.
- •Вопрос 34),35): факторы, влияющие на скорость хим. Реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
- •Вопрос 37): гетерогенные реакции. Влиянии диффузии и степени дискретности.
- •Вопрос 38): влияние катализатора. Причины влияние катализатора.
- •Вопрос 39): обратимые процессы. Хим. Равновесие. Константа равновесия.
- •Вопрос 40): влияние различных факторов на смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •Вопрос 41): определение раствора. Физико-химические процессы при образовании раствора. Энтальпия и энтропия при растворении.
- •Вопрос 42): способы выражения концентрации раствора.
- •Вопрос 43): закон Рауля.
- •Вопрос 44): Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •Вопрос 45): раствор электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Изотонический коэффициент.
- •Вопрос 46): теория электролитической диссоциации. Физическая Аррениуса, Химическая Менделеева и современный взгляд на диссоциацию.
- •Вопрос 47): Реакция в растворах электролитов, их направленность, смещение равновесия.
- •Вопрос 48): ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •Вопрос 49): гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.
- •Вопрос 50): Гидролиз соли и все что с ним связано.
- •Вопрос 51): Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •Вопрос 53): Гальванические элементы; процессы на электродах; эдс гальванического элемента:
- •Вопрос 54): Обратимые источники электрической энергии; кислотные и щелочные аккумуляторы:
- •Вопрос 55): Топливные элементы:
- •Вопрос 56): Электролиз растворов и расплавов; последовательность электродных процессов; перенапряжение и поляризация:
- •Вопрос 59): Применение электролиза в промышленности:
- •Вопрос 60): Электрохимическая коррозия металлов; основные виды электрохимической коррозии; процессы на электродах
- •Вопрос 61): Методы борьбы с коррозией
Вопрос 43): закон Рауля.
Закон Рауля. Закон формулируется следующим образом: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества в растворе. Согласно закону, понижение парциального равновесного давления насыщенного пара растворителя над раствором является линейной функцией мольной доли растворенного вещества в растворе:
(4.7)
или
(при
n2 << n1),
(4.8)
где
давление насыщенного пара растворителя
над раствором;
давление насыщенного пара над
индивидуальным растворителем; х1
и х2
– мольные
доли растворителя и растворенного
вещества в растворе.
Изменение температур фазовых переходов растворов. Повышение температуры кипения
,
(4.9)
где
соответственно температуры кипения
раствора и индивидуального растворителя;
Сm
– моляльная концентрация растворенного
вещества, моль/кг; Kэб
– эбуллиоскопическая константа
растворителя,
.
Изменение температуры кристаллизации
,
(4.10)
где
соответственно температуры кристаллизации
раствора
и
чистого растворителя; Сm
– моляльная концентрация растворенного
вещества; Kкр
– криоскопическая постоянная растворителя,
.
Вопрос 44): Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Осмотическое давление. Процесс самопроизвольного перехода растворителя в раствор через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим давлением, которое можно вычислить по формуле
,
(4.11)
где
– объем 1 моль растворителя, м3.
Для электролитов необходим поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом:
;
(4.12)
;
;
.
Изотонический коэффициент – показатель увеличения (уменьшения) числа частиц вследствие диссоциации (ассоциации). При i > 1 протекает процесс диссоциации, при i < 1 – процесс ассоциации. Численное значение изотонического коэффициента позволяет вычислить степень диссоциации и ассоциации. Соответственно
;
,
где z – число частиц, получающихся из одной частицы при диссоциации; z – число частиц, объединяющихся в одну при ассоциации.
Правило Вант-Гоффа — при повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два-четыре раза.
Уравнение, которое описывает это правило, следующее:
где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Вопрос 45): раствор электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Изотонический коэффициент.
Известно, что существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет движения электронов в электрическом поле, либо за счет движения ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам.
Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам.
Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, щелочей, оснований.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Диссоциация при плавлении - Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.
Степень диссоциации - В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.
Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.
Слабыми электролитами являются:1) почти все органические кислоты и вода; 2) некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4,H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.; 3) некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.
Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах.
Изотонический
коэффициент—
безразмерный параметр,
характеризующий поведение вещества в растворе.
Он численно равен отношению значения
некоторого коллигативного
свойства раствора
данного вещества и значения того же
коллигативного свойства неэлектролита той
же концентрации при
неизменных прочих параметрах системы.
Итак,
изотонический коэффициент показывает,
насколько в растворе электролита больше
частиц по сравнению с раствором
неэлектролита аналогичной концентрации,
и связан со способностью вещества
распадаться в растворе на ионы, то есть,
со степенью
диссоциации
Очевидно, что взаимодействие ионов уменьшается с повышением температуры (вследствие возросшего теплового движения частичек), а также с уменьшением их концентрации, то есть, разбавлением раствора, ведь тогда уменьшается вероятность встречи двух частичек.
В растворах сильных электролитов раствор ведёт себя так, будто содержит меньше частиц, чем на самом деле, ведь свобода их перемещения ограничена.