- •Внутренняя энергия и энтальпия системы. I закон термодинамики.
- •Тепловые эффекты химических реакций. Термохимические законы (Лавуазье-Лапласа, Гесса). Термохимические расчеты.
- •Энтропия. II закон термодинамики.
- •Энергия Гиббса. Направленность хим.Процессов. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания реакций.
- •Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции и ее физический смысл.
- •Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.
- •Гомогенный и гетерогенный катализ. Принцип действия катализатора.
- •Химическое равновесие. Понятие о константе равновесия и ее физический смысл.
- •Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •Способы выражения концентраций растворов.
- •Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •12. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации.
- •Реакции в растворах электролитов. Запись уравнений химических реакций в ионно-молекулярном виде.
- •Реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей.
- •Ионное произведение воды. Реакция среды, рН растворов.
- •Протонно-нейтронная теория строения атомного ядра. Изотопы.
- •Квантово-механическая теория строения атома. Уравнение Де-Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнение Шредингера.
- •Энергетическое состояние электрона в атоме. Квантовые числа.
- •Электронная структура многоэлектронных атомов. Правила Клечковского, Хунда, Паули.
- •Валентность атомов в нормальном и возбужденном состояниях.
- •Периодический закон и периодическая система д.И.Менделеева. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность элементов.
- •Понятие о химической связи. Обменный механизм образования ковалентной связи.
- •Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •Характеристики химической связи (энергия, длина, насыщаемость, направленность, кратность, полярность)
- •Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи.
- •Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации (показать на примерах)
- •Электрохимия. Понятие о проводниках первого и второго рода.
- •Понятие об электродном потенциале. Причины его возникновения. Двойной электрический слой.
- •Факторы, влияющие на величину электродного потенциала. Уравнение Нернста.
- •30. Гальванический элемент. Эдс гальванического элемента.
- •Гальванический элемент Даниэля-Якоби. Концентрационный гальванический элемент.
- •Электролиз. Основные понятия. Электролиз расплавов солей.
- •Электролиз водных растворов солей с инертным анодом и активным анодом.
- •Законы Фарадея. Выход по току.
- •Химическая коррозия. Виды коррозийных разрушений.
- •Основная схема электрохимической коррозии. Кислородная и водородная деполяризация.
- •Защита металлов от коррозии.
- •Химические свойства металлов. Отношение металлов к кислотам.
- •Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с водой и с щелочами.
Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
Кислоты – в-ва, при электролитической диссоциации которых в раствор переходят анионы кислотного остатка и катионы водорода.
Основания – в-ва, при диссоциации которых в раствор переходят катионы металла и гидроксид-ионы.
Слабые многоосновные кислоты и основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато.
В-ва, способные диссоциировать и по типу кислоты, и по типу основания, называются амфотерными.
Твердые соли имеют ионную кристаллическую решетку, в узлах которой чередующиеся катионы и анионы. Именно в виде этих частиц средние соли переходят в водный раствор и этот процесс не может быть ступенчатым.
NaCl→Na++Cl-
Переход в раствор гидро- и годроксо-солей происходит иначе: анион кислой соли и катион основной соли диссоциируют так же, как соответствующие ионы кислоты и основания.
NaHCO3→Na++HCO3-
HCO3-→H++CO3-2
12. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации.
Степень диссоциации – отношение концентрации диссоциированной части электролита к его общей концентрации:
α= СД/С
Сильные электролиты диссоциируют полностью.
Сильные:
кислоты: HCl, HBr, HJ, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4
основания: гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы(щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а так же гидроксиды щелочно-земельных: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2
соли, растворимые в воде, за исключением Fe(CNS)3
Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах находятся с основном в недиссоциированном состоянии.
Константой равновесия для диссоциации называется константа диссоциации.
HNO2→H++NO2-
K= [H+][NO2-]/HNO2]
Чем слабее электролит, тем меньше его константа диссоциации.
Реакции в растворах электролитов. Запись уравнений химических реакций в ионно-молекулярном виде.
Реакции в растворах электролитов идут между иоами. До конца чаще всего идут экзотермические процессы, в которых образуются более прочные вещества.
Условием смещения равновесия в направлении образования продуктов является образование менее растворимого (осадка или газа) или менее диссоциирующего электролита.
FeSO4+NaOH→?
Fe+2+SO4-2+2Na++2OH-→Fe(OH)2↓+SO4-2+2Na+
FeSO4+2NaOH→ Fe(OH)2↓+ Na2SO4
Fe+2+2OH-→ Fe(OH)2↓
Co(OH)2+HCl→?
Co(OH)2↓+ 2H++2Cl-→2H2O+Co+2+2Cl-
Co(OH)2↓+2HCl→2H2O+CoCl2
Co(OH)2↓+ 2H+→2H2O+Co+2
NaHCO3+HCl→?
Na++HCO3-+H++Cl-→H2CO3+Na++Cl-
NaHCO3+HCl→H2O+CO2↑+NaCl
HCO3-+H+→ H2O+CO2↑
Реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей.
Реакции в растворах электролитов идут между иоами. До конца чаще всего идут экзотермические процессы, в которых образуются более прочные вещества.
Условием смещения равновесия в направлении образования продуктов является образование менее растворимого (осадка или газа) или менее диссоциирующего электролита.
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого происходит изменение реакции среды, или из раствора выделяется какой-либо продукт, или происходит и то, и другое одновременно.
Сильное основание и слабая кислота.
Na2CO3+H2O= NaHCO3+NaOH
NaHCO3+H2O=H2O+CO2↑+NaOH
(щелочная среда)
Слабое основание и сильная кислота
NH4++NO3-+H2O=NH3*H2O+NO3-+H+
NH4++H2O= NH3*H2O+H+
NH4NO3+H2O= NH3*H2O+HNO3
(кислая среда)
Слабое основание и слабая кислота
NH4HCO3+H2O=NH3↑+H2O+CO2↑+H2O
NH4++HCO3-+H2O= NH3*H2O+H2CO3
(нейтральная среда)
Сильное основание и сильная кислота
Не идет
Чем слабее электролит, образовавший соль, те сильнее соль гидролизуется.