1. Термодинамические параметры. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.

2. Закон Гесса – основной закон термохимии. Следствия из закона Гесса.

3. Самопроизвольные процессы. Энтропия. Второй закон термодинамики. Факторы, определяющие энтропию.

4. Энергия Гиббса. Уравнение Гельмгольца–Гиббса: энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии самопроизвольного протекания химического процесса.

5. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Факторы, определяющие скорость химической реакции.

6. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье, примеры.

7. Растворы: разбавленные, концентрированные, насыщенные, ненасыщенные, перенасыщенные. Способы выражения концентрации растворов. Эквивалент. Закон эквивалентов.

8. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара над растворами. Закон Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов. Осмотическое давление.

9. Растворы сильных электролитов. Понятие об активности ионов, коэффициенте активности, ионной силе раствора.

10.Растворы слабых электролитов. Константа диссоциации. Ступенчатый характер электролитической диссоциации. Смещение ионных равновесий в растворах слабых кислот и оснований.

11.Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет рН.

12.Электролитическая диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы образования и нестойкости. Разрушение комплексных соединений.

13.Гидролиз солей. Основные типы гидролиза. Обратимый гидролиз. Необратимый гидролиз.

14.Количественные характеристики гидролиза солей (степень гидролиза, константа гидролиза). Вывод формул констант гидролиза, примеры. Влияние различных факторов на степень гидролиза солей.

15.Равновесие между раствором и осадком малорастворимого электролита. Константа растворимости (Ks). Условия растворения и образования осадков.

16.Основные положения квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм, уравнение Шредингера, принцип неопределенности Гейзенберга, квантовые числа.

17.Строение атомов: энергетические уровни, подуровни, орбитали. Формы орбиталей. Квантовые числа.

18.Многоэлектронные атомы. Заполнение электронных оболочек атомов: принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда. Квантовые числа.

19.Структура периодической системы элементов Д.И. Менделеева: периоды, группы, семейства. Периодический характер изменения свойств элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность. s-, p-, d-, fЭлементы

20.Основные типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая , водородная.

21.Ковалентная связь. Параметры ковалентной связи. Механизмы образования ковалентной связи. Типы ковалентной связи.

22.Природа связи в комплексных соединениях по методу ВС. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства.

23.Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов.

24.Основные типы геометрических форм молекул. Использование теории гибридизации для прогнозирования геометрической формы молекул, примеры

25.Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО). Порядок заполнения молекулярных орбиталей электронами. Условия устойчивости молекул. Кратность связи в ММО

26.Метод молекулярных орбиталей (ММО). Энергетические диаграммы гомоядерных молекул N2, О2, F2. Порядок связи, длина, энергия связи и магнитные свойства этих молекул

27.Описание электронного строения молекул методом молекулярных орбиталей (ММО). Энергетические диаграммы гетероядерных молекул NO, HF. Понятие о несвязывающих МО

28.Межмолекулярные взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия

29.Окислители и восстановители, часто применяемые в химической практике. Влияние рН, температуры, концентрации реагентов и их природы на протекание окислительно-восстановительных реакций.

30.Электродные потенциалы металлов. Факторы, определяющие положение металла в активности металлов. Уравнение Нернста.

31.Общая характеристика р-элементов VII группы. Получение галогенов, их свойства. Соединения галогенов с водородом

32.Галогены. Методы получения. Химические свойства простых веществ

33.Соединения галогенов со степенью окисления +V (кислоты, соли). Методы получения, кислотно-основные, окислительно-восстановительные свойства этих соединений.

34.Кислородсодержащие соединения галогенов: оксиды, кислоты, соли, их получение и химические свойства. Хлорная известь.

35.Кислородсодержащие кислоты хлора. Методы получения. Закономерности в изменении кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот.

36.Кислород. Методы получения, физические свойства. Химические свойства кислорода. Соединения (оксиды, пероксиды, надпероксиды). Получение, свойства

37.Пероксид водорода. Получение и химические свойства. Пероксикислоты и их соли (строение, получение, свойства).

38.Соединения серы с водородом и кислородом (получение и свойства). Тиосульфат натрия (строение, получение, свойства).

39.Соединения серы, селена, теллура со степенью окисления +IV (оксиды, гидроксиды, соли). Получение, кислотно-основные окислительновосстановительные свойства соединений.

40.Серная кислота. Методы получения. Химические свойства.

41.Соединения серы, селена, теллура со степенью окисления +VI (оксиды, гидроксиды, соли). Методы получения, кислотноосновные, окислительно-восстановительные свойства

42.Селен, теллур (оксиды, гидроксиды, соли). Получение и свойства.

43.Общая характеристика р-элементов V группы. Строение атомов. Степени окисления. Отношение простых веществ к кислотам.

44.Азот. Строение атома, степени окисления. Соединения азота с металлами, галогенами, кислородом.

45.Соединения азота с водородом: аммиак, гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.

46.Азот. Его оксиды, кислоты, «царская водка». Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами.

47.Оксиды азота(III) и азота(IV). Методы получения, химические свойства. Азотистая кислота, нитриты. Методы получения, химические свойства

48.Соединения фосфора с металлами, водородом, кислородом, галогенами (получение и химические свойства).

49.Соединения мышьяка, сурьмы, висмута (оксиды, гидроксиды, галогениды, сульфиды). Получение и свойства этих соединений

50.Галогениды азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, висмута. Получение. Характер связи элемент–галоген. Гидролиз галогенидов.

51.Оксиды р-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в зависимости от природы элемента.

52.Углерод. Аллотропия, типы гибридизации. Оксиды углерода. Угольная кислоты и ее соли.

53.Кремний. Степени окисления. Свойства кремния. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли.

54.Олово и свинец. Их химическая активность. Гидроксиды, галогениды, сульфиды этих элементов. Свинцовый сурик.

55.Хром. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.

56.Марганец. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли. Перманганат калия.

57.Железо, кобальт, никель. Строение атомов, степени окисления. Их отношение к кислотам. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения этих элементов.

58.Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Их степени окисления. Химические свойства металлов. Оксиды, гидроксиды, соли этих металлов.

59.Общая характеристика d-элементов II группы. Их оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения. Химические свойства этих соединений

60.s-Элементы группы I. Общая характеристика химических свойств этих металлов. Особенности взаимодействия этих металлов с кислородом.

Вопрос 1. Термодинамические параметры. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики.

Химическая термодинамика изучает зависимости термодинамических свойств веществ от их состава, строения, условий существования, термодинамические явления из области химии

Основной характеристикой термодинамической системы является состояние. Состояние системы можно описать термодинамическими параметрами: Интенсивные не зависят от количества вещества системы и выравниваются при объединении системы. Экстенсивные зависят от количества вещества системы и суммируются при объединении системы.

Состояние системы описывается уравнениями состояния, связывающими термодинамические параметры. Самое известное – уравнения состояния идеального газа (ур-е Менделеева-Клайперона) . Однако в большинстве случаев для реальных термодинамических систем уравнения состояния неизвестны, поэтому используют функции состояния.

Функция состояния – это функция, изменение которой можно вычислить, исходя из конечного и исходного состояния системы

Важнейшие функции состояния:

U – внутренняя энергия системы,

H – энтальпия системы,

S – энтропия системы,

G – энергия Гиббса

Далее не обойтись без первого начала термодинамики:

Первый закон термодинамики. количество теплоты, поступающего в систему, расходуется на изменение внутренней энергии системы и совершение работы Для изобарного процесса закон можно переписать в виде

Внутренняя энергия U – это полная энергия системы за вычетом кинетической энергии системы и потенциальной энергии системы во внешнем поле сил. Складывается из кинетической энергии хаотического движения молекул U_кин, потенциальной энергии U_пот взаимодействия между ними и внутримолекулярной энергии U_вн. U = U_пот + U_вн + U_кин Это однозначная функция системы. Однако нельзя определить абсолютную внутреннюю энергию системы, поэтому используют изменение внутренней энергии при переходе ее из состояния 1 в состояние 2

Энтальпия системы – это сумма внутренней энергии системы и произведения давления на объем. Энтальпия имеет размерность энергии. Из определения понятно, что энтальпия, как и внутренняя энергия, не может являться абсолютной величиной. Поэтому используют ее изменение А – работа против внешних сил, Q – подводимое к системе тепло. Получается, в изобарном процессе (p = const) подводимое к системе тепло расходуется на увеличение энтальпии. В изохорном – лишь на увеличение внутренней энергии системы.

Энтальпия характеризует доступное количество энергии для преобразования в теплоту для конкретного состояния pV, а ее изменение показывает, сколько теплоты (энергии) требуется подвести системе для перехода из одного состояния в другое.

Вопрос 2. Закон Гесса – основной закон термохимии. Следствия из закона Гесса.

Термохимия – это раздел химии, изучающий тепловые эффекты реакций. Используемые в термохимии уравнения реакций с указанием теплового эффекта реакций называются термохимическими.

Закон Гесса. Тепловой эффект изобарной или изохорной химической реакции определяется только природой и состоянием исходных реагентов и продуктов реакции и не зависит от пути реакции.

Тепловой эффект процесса — это количество теплоты, которое поглощается/выделяется в ходе процесса при соблюдении следующих условий:

1) процесс протекает необратимо и является изобарным/изохорным

2) в системе не совершается никакой работы, кроме работы расширения/сжатия

3) температура исходных веществ и конечных продуктов одинакова

Пример: тепловой эффект превращения угля в диоксид углерода не зависит от того, идет превращение в одну стадию или сначала образуется оксид углерода (II)

– математическая запись закона Гесса для этих реакций

Величину экспериментально определить невозможно, однако ее можно посчитать с помощью закона Гесса, ведь величины и есть в справочниках.