Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

Otvety_k_ekzamenu

.doc
Скачиваний:
22
Добавлен:
11.03.2015
Размер:
35.84 Кб
Скачать

1.       Основные понятия и стехиометрические законы химии: Основные понятия.

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные соотношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление основных стехиометрических законов.

2.       Основные понятия и стехиометрические законы химии: закон сохранения массы.

Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов, 1748-1756 года, А. Лавуазье, 1777 год). Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникать из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции. Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и хлора должно образоваться столько молекул НС1, чтобы число атомов водорода и хлора оставалось равным двум, то есть две молекулы: И поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции. Закон сохранения массы веществ М. В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в единстве как всеобщий закон природы. Таким образом, законы сохранения массы веществ и сохранения энергии — это две стороны единого закона природы — закона вечности материи и ее движения. Взаимосвязь массы и энергии (она рассматривается в физике) выражают уравнением Эйнштейна: E=mc2, где E — энергия; m — масса; c — скорость света в вакууме. Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для составления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно проводить расчеты по химическим уравнениям.

3.        Основные понятия и стехиометрические законы химии: закон постоянства состава.

Закон постоянства состава вещества (Ж. Л. Пруст, 1808 год). Каждое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Например, воду можно получить по любой из следующих реакций: 2Н2+О2=2Н2О Са(ОН)2=СаО+Н2О CuSO4•5Н2О=CuSO4+5Н2О Химически чистая вода содержит 11,19% водорода и 88,81% кислорода, независимо от способа ее получения, то есть на один атом кислорода приходится два атома водорода. Иной состав свидетельствует либо о наличии примесей, либо о том, что это другое вещество (например, Н2О2). Ж. Пруст писал: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании». В этой формулировке закона, как и в приведенном выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения.

4.        Основные понятия и стехиометрические законы химии: эквивалент, закон эквивалентов, расчет эквивалентных масс элементов и соединений..

5.       Основные понятия и стехиометрические законы химии: газовые законы.

6.       Основные положения квантовой механики: основные атомные частицы, двойственный характер электрона, уравнение Шредингера, понятие об атомной орбитали.

7.       Главное квантовое число. Физический смысл и численные значения.

8.       Орбитальное квантовое число. Формы электронных облаков.

9.       Магнитное и спиновое квантовые числа.

10.      Электронная структура атомов и периодическая система элементов.

11.    Правила построения  многоэлектронных атомов: запрет Паули, правило Хунда, принцип энергетической выгоды Клечковского.

12.     Периодичность в изменении свойств элементов

13.     Размеры  и энергетические характеристики атомов.

14.    Химическая связь, виды химической связи.

15.    Параметры химической связи.

16.     Ковалентная связь. Метод валентных связей.

17.     Ковалентная полярная и ковалентная неполярная связи.

18.     Механизмы  образования ковалентной связи.

19.    Свойства ковалентной связи.

20.    Насыщаемость ковалентной связи.

21.    Поляризуемость ковалентной связи.

22.    Направленность ковалентной связи.

23.    Ионная связь

24.     Растворы (определение). Растворимость. Насыщенный и ненасыщенный растворы. Кристаллогидраты.

25.    Способы выражения концентраций растворов: процентная концентрация,  молярная концентрация, моляльная концентрация, нормальная концентрация, титр раствора.

26.     Понятие о диффузии и осмосе. Законы Рауля и Вант-Гоффа.

27.    Энергия, виды энергии.  Понятие о термодинамике. Первый закон термодинамики.

28.    Система, фаза. Открытые, закрытые и изолированные системы. Функция состояния.

29.    Энтальпия. Стандартная энтальпия. Экзо и эндотермические реакции.

30.     Тепловой эффект. Закон Гесса и следствие из него. Эмпирическое правило Бертло.

31.    Энтропия. Стандартная энтропия. Изменение энтропии в различных процессах. Второй и третий законы термодинамики.

32.     Понятие об энергии Гиббса и ее изменении как меры реакционной способности системы. Стандартная энергия Гиббса.

33.    Направленность протекания реакций при разных знаках термодинамических функций состояния.

34.     Понятие о кинетике. Скорость химической реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы влияющие на скорость реакции.

35.    Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс.

36.    Зависимость скорости реакции то температуры. Правило Вант-Гоффа.

37.    Понятие энергии активации. Уравнение Аррениуса.

38.    Химическое равновесие. Необратимые и обратимые процессы.

39.    Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.

40.    Понятие константы равновесия.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]