- •1) Основные термодинамические функции δg, δh, δs
- •2) Закон Гесса, следствия
- •Следствия из закона Гесса
- •3) Направленность химических процессов
- •4) Влияние концентрации на скорость химической реакции (з. Действующих масс)
- •5) Влияние давления на скорость химической реакции
- •6) Влияние температуры на скорость химической реакции
- •7) Энергия активации химической реакции. Расчет энергии.
- •Методы расчёта
- •8) Влияние каталитической обстановки на скорость химической реакции.
- •9) Влияние дисперсности вещества на скорость химической реакции.
- •10) Механо-химические реакции.
- •11) Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
- •12) Применение основных положений химической кинетики к гетерогенным системам.
- •13) Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:
- •14) Электронное моделирование строения атома.
- •15) Периодический закон и электронное строение атома.
- •16) Типы химических связей
- •17) Ковалентная связь
- •18) Расчет числа возможных ковалентных связей
- •19) Ионная связь. Переход полярной связи в ионную
- •20) Донорно-акцепторная связь
- •21) Химическая связь и прочность твердого тела
- •22) Химическая коррозия металлов.
- •23) Гальвани́ческий элеме́нт. Аккумулятор.
- •24) Электро́дный потенциа́л. Уравнение Нернста
- •25) Окислительно-восстановительные реакции
- •26) Ионное произведение воды. Водоро́дный показа́тель.
- •27) Электролитическая диссоциация. Изотонический коэффициент, его связь со степенью электролитической диссоциации.
- •28) Закон Рауля
- •29) Следствия з. Рауля
- •30) Гидролиз солей
- •31) Осмос. Осмотическое давление. Обратный осмос.
- •32) Классификация дисперсных систем и растворов.
- •33) Гомо- и гетерогенные системы. Диспе́рсные систе́мы и растворы.
- •34) Химическая коррозия металлов.
- •35) Электрохимическая коррозия металлов
- •36) Методы борьбы с химической коррозией металлов.
- •37) Пассивное состояние поверхности металла
- •38) Методы борьбы с электрохимической коррозией металлов.
- •39) Электролиз.
- •40) Диспе́рсные систе́мы, межфазная граница, свойства.
13) Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:
Давление, температура, концентрация
14) Электронное моделирование строения атома.
"Планетарная" модель Бора.
Датский физик Н. Бор в 1913 году предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может.
Электронные орбиты (уровни) в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n, начиная от ближайшей к ядру. Уровни состоят из близких по энергии подуровней. Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p), третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d) и т.д. В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заселяют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем если бы они заселяли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.
15) Периодический закон и электронное строение атома.
Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.
Электронное строение атома.
Датский физик Н. Бор в 1913 году предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может.
Электронные орбиты (уровни) в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n, начиная от ближайшей к ядру. Уровни состоят из близких по энергии подуровней. Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p), третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d) и т.д. В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заселяют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем если бы они заселяли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.
16) Типы химических связей
Одноэлектронная химическая связь
Металлическая связь
Ковалентная связь
Ионная связь
Ван-дер-ваальсова связь
Водородная связь
Двухэлектронная трёхцентровая химическая связь
17) Ковалентная связь
— химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Виды ковалентной связи
Простая ковалентная связь
Донорно-акцепторная связь
Семиполярная связь.