- •2.Химические реакции, фазовые и структурные превращения. Основные типы и классы химических соединений.
- •3.Классы неорганических соединений. Химические и структурно-графические формулы, способы получения соединений.
- •4.Стехиометрические законы (шесть) и их современное толкование.
- •5. Химический эквивалент элемента, оксида, гидроксида и соли. Молярная масса эквивалента, молярный объём эквивалента газа. Общая и частные формулы закона эквивалентов.
- •6.Строение атома. Ядро и электроны, протоны и нейтроны, их заряд и масса. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Уравнение Планка. Представление об атомных спектрах.
- •7. Корпускулярно-волновая природа движущихся микрочастиц. Уравнение де Бройля. Принцип неопределенности. Понятие о волновой функции и атомной орбитали. Квантовые числа электронов в атоме.
- •9. Периодический закон и система элементов д.И. Менделеева, их развитие и значение. Закон Мозли. Структура периодической системы и её связь со строением атомов. Электронные аналоги.
- •10. Периодичность физических и химических свойств элементов. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, атомный радиус.
- •12. Метод валентных связей. Гибридные орбитали и связи. Валентные углы. Строение молекул BeF2, BeF3, cCl4, sf6, h2o и nh3.
- •13. Кратность (порядок) связи. Сигма- и Пи-связи, схемы перекрывания атомных орбиталей и прочность связей. Полярные связи и молекулы.
- •15. Энергетические диаграммы образования молекул n2 и o2. Кратность связи и магнитные свойства.
- •16. Ионная связь и её свойства. Строение ионных кристаллов типа CsCl, NaCl, ZnS (сфалерит) и CaF2 (флюорит).
- •17. Металлическая связь и её свойства. Кристаллические структуры металлов типа вольфрама, меди и магния. Координационные числа и плотность упаковки атомов.
- •19. Агрегатные состояния вещества и их характеристика. Плазма. Стекла и аморфные вещества. Понятие о ближнем и дальнем порядках.
- •20. Энергетический (тепловой) эффект изохорного и изобарного химических процессов. Стандартная энтальпия образования химического соединения. Закон Гесса и следствия из него.
- •21. Энтальпийные диаграммы и энергия химической связи в молекулах газов типа hcl, nh3, no.
- •22. Понятие об энтропии. Стандартный энтропийный эффект химической реакции и фазового превращения. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса.
- •23. Направление химической реакции. Понятие о свободной энергии Гиббса и её изменении как движущей силы изобарного процесса. Стандартное изменение энергии Гиббса при химической реакции.
- •24. Скорость гомогенной реакции. Средняя и истинная скорость реакции. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Понятие о молекулярности и порядке реакции.
- •25. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Понятие об активных частицах и энергии активации. Уравнение Аррениуса.
- •27. Катализаторы химических реакций. Представление о механизме катализа. Специфичность катализа. Примеры и роль каталитических процессов при химической переработке древесного сырья.
- •28. Растворы. Процессы при образовании растворов. Идеальные и реальные растворы. Гидраты и сольваты.
- •29. Концентрации раствора и способы её выражений (массовые доля и процент, молярная доля, молярность, нормальность, молярность). Плотность раствора.
- •30. Растворимость газов, жидкостей и твёрдых веществ в жидкостях. Закон Генри. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы.
- •31. Растворы неэлектролитов. Понятие об осмосе и осмотическом давлении. Закон Вант-Гоффа. Изотонические растворы. Роль осмоса в жизни растений.
- •32. Давление насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего растворенного вещества. Закон Рауля. Температуры замерзания и кипения растворов (влияние концентрации).
- •33. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Связь кажущейся степени диссоциации с изотоническим коэффициентом. Понятие об активности и ионной силе раствора.
- •34. Обменные реакции между ионами. Молекулярные и ионные уравнения реакций. Условия необратимости ионных реакций.
- •35. Степень и константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация электролита. Влияние общих ионов на диссоциацию слабых электролитов.
- •37. Растворимость малорастворимых твердых электролитов в воде. Произведение растворимости (пр). Влияние общих ионов на растворимость. Амфотерные гидроксиды и оксиды.
- •38. Гидролиз солей по катиону, аниону, катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Необратимый совместный гидролиз солей. Уравнения реакций.
- •39. Степень и константа гидролиза солей. Подавление и усиление гидролиза. Изменение водородного показателя при гидролизе. Применение гидролизующих солей при химической переработке древесины.
- •40. Протолиты и протолитические равновесия. Сродство к протону. H-кислоты и основания. Влияние природы растворителя на кислотно-основные свойства веществ
33. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Связь кажущейся степени диссоциации с изотоническим коэффициентом. Понятие об активности и ионной силе раствора.
Электролиты - вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток. Электролиты в расплавах или водных растворах диссоциируют на ионы. Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Электролиты при растворении в подходящих растворителях (вода, другие полярные растворители) диссоциируют на ионы. Сильное физико-химическое взаимодействие при растворении приводит к сильному изменению свойств раствора (химическая теория растворов).Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.
Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).
Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.
Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.
связь м/у изотон. коэф. и степ. диссоц. i=1+альфа(k-1) или альфа=(i-1)(k-1)
Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учетом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учетом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
34. Обменные реакции между ионами. Молекулярные и ионные уравнения реакций. Условия необратимости ионных реакций.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов. Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется: -нерастворимое соединение, выпадающее в осадок; -газообразное вещество; -слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота). -- Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.
ионно-молекулярные уравнения помогаю понять особенности протекания реакций между электролитами
Ионное уравнение. Некоторые вещества растворяются в воде, образуя при этом ионы. Эти вещества можно записать с помощью ионов. А малорастворимые или труднорастворимые оставляем в первоначальном виде. Это и есть ионное уравнение.
Условиями необратимости являются образование осадка или малодиссоциирующих веществ, а также выделение газа