- •6.Свойства ковалентной связи. Геометрия и полярность молекул.
- •7.Ковалентная связь и ее объяснения с позиции метода мо.
- •8. Ионная химическая связь. Ионные кристаллы.
- •9. Металлическая связь. Металлические кристаллы.
- •10. Молекулярные кристаллы. Водородные связи и межмолекулярные взаимодействия.
- •11. Атомные кристаллы.
- •12. Зонная теория проводимости кристаллов.
- •13. Полупроводники.
- •14. Количественные характеристики чистого вещества: экспериментальный способ их определения и расчета.
- •15. Растворы. Способы выражения концентрации раствора: массовая доля, мольная доля, молярная концентрация.
- •16. Молярная концентрация эквивалента. Эквивалент. Фактор эквивалентности и особенности его расчета. Молярная масса эквивалента.
- •17. Фазовые переходы. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы и их анализ.
- •18.Коллегативные свойства растворов.
- •19.Термохимическая теплота. Тепловой эффект химической реакции и фазового перехода.
- •20. Закон Гесса и его следствия.
- •21. Зависимость теплового эффекта от температуры. Уравнение Кирхгоффа
- •22. Экспериментальное определение теплового эффекта химической реакции.
- •23. Основные понятия химической кинетики: Скорость химической реакции, молекулярность, простая и сложная с точки зрения химической кинетики реакции. Основной закон (постулат) химической кинетики.
- •24.Влияние температуры на скорость химической реакции
- •25. Катализ и его особенности
- •26. Экспериментальный способ определения порядка и константы скорости реакции.
- •27. Электролиты. Теория электролитической диссоциации с. Аррениуса.
- •28.Теория сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Зависимость коэффициента активности от ионной силы раствора.
- •29. Слабые электролиты. Константа кислотности и основности. Закон разбалвения Освальда.
- •30. Вода-слабый электролит. Ионное произведение воды. PH. POh
- •31.Эксперементальное определение водородного показателя
- •32.Расчет рН в растворе сильного электролита.
- •33.Расчет рН в растворе слабого электролита.
- •34.Гетерогенные равновесия в растворе электролита. Произведение растворимости.
- •35. Реакции ионного обмена и их применение в качественном анализе
- •36.Гидролиз солей.
- •37.Кислотно-основное титрование. Определение концентрации раствора на основе метода титрования.
- •38.Кривые титрования. Выбор индикатора по кривой титрования.
- •39.Степень окисления.Окислительно-восстановительные реакции.
- •40.Влияние среды на протекания окислительно-восстановительных процессов (на примере иона MnO4)
21. Зависимость теплового эффекта от температуры. Уравнение Кирхгоффа
Тепловой эффект химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов. Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:
Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Qv(изохорный процесс), либо при постоянном давлении Qp(изобарный процесс).
В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.
Закон Кирхгофа гласит, что температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Уравнение Кирхгофа, являющееся следствием этого закона используется для расчёта тепловых эффектов при разных температурах. Интегральная форма закона:
Где и— изобарная и изохорная теплоёмкости,— разность изобарных теплоёмкостей продуктов реакции и исходных веществ,— разность изохорных теплоёмкостей продуктов реакции и исходных веществ, аи— соответствующие тепловые эффекты.Если разницаневелика, то можно принятьиСледовательно, интегральная форма закона примет вид:
При большой разнице температур необходимо учитывать температурные зависимости теплоёмкостей: и
22. Экспериментальное определение теплового эффекта химической реакции.
Экспериментальное определение тепловых эффектов ведут с помощью приборов - калориметров. А процесс — называют калориметрией. Калориметр представляет собой теплоизолированный сосуд, в котором может проводиться та или иная реакция. Выделяемая в результате реакции теплота передается либо воде, либо самой реакционной смеси, вызывая повышение температуры. При экспериментальном определении тепловых эффектов химических реакций возникают ошибки и неточности, обусловленные, главным образом, теплообменом прибора с внешней средой. Чтобы уменьшить теплообмен, ведут реакцию возможно быстрее и температуру калориметра в начале опыта держат по возможности равной температуре воздуха в лаборатории. Определение изменения температуры тоже может повести к ряду неточностей. Большей частью для измерения температуры пользуются термометром и отсчет производят через лупу.
23. Основные понятия химической кинетики: Скорость химической реакции, молекулярность, простая и сложная с точки зрения химической кинетики реакции. Основной закон (постулат) химической кинетики.
Скорость химической реакции — Эта величина определяет, как изменяется концентрация компонентов реакции с течением времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1. Например для реакции: скорость можно выразить так:Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия. Простыми называются реакции, протекающие в одну стадию за счёт одновременного столкновения молекул, записанных в левой части уравнения. В простой реакции могут участвовать одна, две или, что встречается крайне редко, три молекулы. Простые реакции:
Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.): H2S → H2 + S
Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных): СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr
Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц: О2 + NО + NО → 2NО2
Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны. Для простых реакций кинетические уравнения относительно просты. Например, для реакции H2 + I2 = 2HI кинетическое уравнение имеет вид: = k ∙ C(I2) ∙ C(H2). (W – скорость реакции) Сложные реакции протекают в несколько стадий, причём все стадии связаны между собой. Поэтому кинетические уравнения сложных реакций более громоздки, чем простых реакций. Например, для сложной реакции H2 + Br2 = 2 HBr известно: =
Основным законом химической кинетики является постулат, вытекающий из большого числа экспериментальных данных и выражающий зависимость скорости реакции от концентрации. Этот закон называют законом действующих масс. Он утверждает, что скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, возведённым в некоторые степени. Если уравнение химической реакции имеет вид: a A + b B + d D → продукты, то формулу закона действующих масс можно представить в виде: = k ∙(В этом уравнении k – константа скорости химической реакции – важнейшая характеристика реакции, не зависящая от концентраций, а зависящая от температуры. Константа скорости химической реакции равна скорости реакции, если концентрации всех веществ равны 1 моль/л. Показатели степеней n1, n2, n3 называют частными порядками химической реакции по веществам А, В и D. Для простых реакций частные порядки – небольшие целые числа от нуля до трёх. Для сложных реакций частные порядки могут быть и дробными, и отрицательными числами. Сумма частных порядков называется порядком химической реакции n = n1+ n2+ n3. Таким образом, порядком химической реакции называют сумму показателей степеней концентраций в кинетическом уравнении.)