- •Билет 1
- •1.Основные понятия в химии: вещество, молекула, атом. Строение атома. Химический элемент. Изотопы. Атомная единица массы. Число Авогадро. Моль.
- •V который занимает один моль газа называется молярным объёмом Vm.
- •2. Дисперсная система.Их классификация.Мицела. Правиль Панета-Фаянса.
- •2. Адсорбция. Удельная адсорбция. Уравнение Ленгмюра, его линейная аппроксимация.
- •2. Медь , цинк,молибден
- •Кобальт
- •1. Периодический закон и периодическая система
- •Элементов д. И. Менделеева с точки зрения электронного строения атомов. Периодические свойства элементов: энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, радиус атома
- •Жесткость воды
- •1. Химическая связь и ее характеристики. Ковалентная связь – полярная и неполярная, механизмы ее образования – обменный и донорно-акцепторный. Гибридизация атомных орбиталей.
- •Полярность ковалентной связи.
- •1. . Ионная, металлическая, водородная связи. Влияние водородной связи на физико-химические свойства веществ.
- •1. Ферментативный катализ и его особенности
- •Пероксид водорода.
- •1. Ионно-обменная адсорбция
- •2. Диссоциация компл соед. Константа нестойкости. Константа Устойчивости.
- •1. 11.Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Кинетическое уравнение реакции. Период полупревращения.
- •2. Азот, его свойства. Аммиак. Кислородные соединения азота. Круговорот азота в природе.
- •1. Кинетика обратимых реакций. Химическое равновесие,выражение для константы равновесия,сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •Ферментативный катализ
- •Водород и его свойства
- •1. Тепловой эффект реакции. Первый закон термодинамики. Понятие энтальпии. Закон Гесса. Калорийность пищи.
- •Если система находится под постоянным давлением, то поглощаемая теплота идёт на увеличение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил.
- •Калорийностьпищи:
- •Гидрокарбонатная буф.Сист.
- •Ацидоз.Алкалоз.
- •1. Энтропия. Второй закон термодинамики. (постулат Планта): Энергия Гиббса.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гиббса. Образование вещества.
- •2. Протеолитическая теория кислот и оснований.
- •Общая, активная и потенциальная кислотность.
- •1. Электролитическая диссоциация (эд). Механизм эд. Степень и константа диссоциации, их взаимосвязь. Закон разбавления Оствальда.
- •Основные положения теории эд:
- •1. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель (pH и pOh). Индикаторы. Расчет pH растворов слабых электролитов.
- •1. Гидролизсолей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, сильной кислотой и слабым основанием.
- •Гидролиз солей:
- •1. Овр. Основные понятия. Метод электронного баланса. Метод полуреакций. Классификация овр.
- •Алгоритм метода электронного баланса:
- •Метод полуреакций для уравнивания овр.
- •Классификация овр:
- •2. Изотонический, гипер- гипотоничский растворы. Гемолиз и плазмолиз клетки. Онкотическое давление.
- •1. Перманганатомерия; иодометрия: определение концентрации н2о2 и активного хлора в хлорной извести. Эквивалент в овр.
- •2. Буферные растворы. Расчет phбуферных систем.
Водород и его свойства
Его содержание на планете примерно 1%, массовое содержание во вселенной порядка 50% (самый распространенный элемент). Половина массы солнца приходится на водород. Энергия солнца, доходящая в виде светового излучения выделяется приемущественно в результате термоядерных реакций между изотопами* водорода.За 1с на солнце сгорает 4 млн.тон вещ-ва.
Изотоп- атом химического элемента, отличающийся от другого атома того же элемента своей массой
В природе водород представлен двумя изотопами: Протий - необычный элемент, так как в ядре его нет нейтронов. Если в ядре появляется нейтрон, то такой водород называется дейтерий. Также есть искусственно полученный радиоактивный изотоп тритий На 1 атом дейтерия приходится 6800 атомов протия.
Распространенность в природе: - основной минерал H2O
- углеводороды (нефть, газ) - живая природа (флора, фауна)
Физические свойства
Бесцветный газ, без вкуса, запаха, мало растворим в H2O, tкип= -2530С. На внешнем энергетическом уровне 1ê, принимая один электрон до завершения своего энергетического уровня, проявляет окислительные свойства. В реакциях с активными Ме. Сa+ H2= CaH2
Отдавая электрон проявляет восстановительные свойства. Водород реагирует с большинством неметаллов. Н2 + Br2 = 2HBr (при t).
Билет 15
1. Тепловой эффект реакции. Первый закон термодинамики. Понятие энтальпии. Закон Гесса. Калорийность пищи.
Тепловой эффект реакции – количество поглощённой или выделившейся в ходе реакции теплоты. Равен разности между Еа обратимой и прямой реакции.
Первый закон термодинамики – закон сохранения и превращения энергии (физик Мейер). Энергия не исчезает и не возникает из ничего., а только превращается из одного вида в другой в строго эквивалентных соотношениях. Если система в замкнутом объеме атомов, то поглощенная энергия идёт на изменение внутренней энергии.
Q = ∆ U = U2 – U1
Если система находится под постоянным давлением, то поглощаемая теплота идёт на увеличение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил.
Qp = ∆U + A
Сумма u + pv называют энтальпией и обозначают Н.Энтальпия –тепловой эффект реакции образования одного моль вещества из простых веществ. Тепловой эффект реакции для изобарных процессов = изменению энтальпии. Термохимическое уравнение – уравнение в котором указан тепловой эффект реакции. Зная стандартные энтальпии образования по закону Гесса можно найти тепловой эффект реакции.
∆Н = ∑
Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпии образования всех продуктов реакции и сумме энтальпии образования всех исходных веществ.
- стехеометрический коэффициент и энтальпия образования - продукта, - исходных веществ.
Al2O3 + 3SO2 => Al2(SO4)3
Закон Гесса- тепловой эффект химической реакции зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции, но не зависит от числа и вида промежуточных стадий.