- •1.Атомно-молекулярная теория Ломоносова. Относительная шкала атомных и молекулярных масс. Моль. Молярная масса и молярный объем.
- •Сущность этого учения можно сформулировать в виде нескольких законов и положений:
- •2.Стехиометрические законы химии. Ограниченный характер и границы применимости стехиометрических законов.
- •3.Скорость химических реакций. Закон действующих масс. Константа скорости.
- •5.Химическое равновесие. Константа равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле- Шателье.
- •6.Тепловые эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса.
- •7.Энтропия. Свободная энергия Гиббса. Термодинамический критерий направленности химического процесса.
- •8.Растворение как физико-химический процесс. Химическая теория растворов Менделеева.
- •9.Концентрация растворов. Растворимость, насыщенные и ненасыщенные растворы.
- •10.Идеальные растворы. Коллигативные свойства растворов.
- •2)На аноде:
- •25.Ионная связь как одна из составляющих реальной химической связи. Металлическая связь.
1.Атомно-молекулярная теория Ломоносова. Относительная шкала атомных и молекулярных масс. Моль. Молярная масса и молярный объем.
Сущность этого учения можно сформулировать в виде нескольких законов и положений:
вещества состоят из атомов;
при взаимодействии атомов образуются простые и сложные молекулы;
при физических явлениях молекулы сохраняются, их состав не изменяется; при химических – разрушаются, их состав изменяется;
молекулы веществ состоят из атомов; при химических реакциях атомы в отличие от молекул сохраняются;
атомы одного элемента сходны друг с другом, но отличаются от атомов любого другого элемента;
химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества.
Моль-это количество вещества, которое содержит столько молекул(атомов) этого вещества, сколько атомов содержится в 12 г(0,012 кг) углерода С.
Молярный объем газов – объем газа, содержащий 1 моль частиц этого газа.
Молярная масса(М)-масса одного моля вещества.
Относительная атомная масса элемента(Ar)-число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса атома данного элементы больше 1/12 части абсолютной массы атома углерода, т.е. атомной единицы массы.
Относительная молекулярная масса вещества(Mr)- число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса молекулы данного вещества больше 1/12 части абсолютной массы атома углерода С.
2.Стехиометрические законы химии. Ограниченный характер и границы применимости стехиометрических законов.
Стехиометрические законы химии:
-Закон сохранения массы
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
-Закон постоянства состава
Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав. В отсутствие молекулярной структуры его состав зависит от условий получения и предыдущей обработки.
-Закон эквивалентов
Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам.
Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.
Для молекулярных соединений массовые количества составляющих элементов пропорциональны их химическим эквивалентам; при отсутствии молекулярной структуры массовые количества составляющих элементов могут отклоняться от значений их химических эквивалентов.
-Закон кратных отношений
Кратных отношений закон закон Дальтона, один из основных законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие.
Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то массовые количества одного элемента, приходящиеся на одно и то же массовое количество другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Для соединений, не имеющих молекулярной структуры, массовые количества одного из них, приходящиеся на одно и то же количество другого, могут относиться между собой как дробные числа.
3.Скорость химических реакций. Закон действующих масс. Константа скорости.
Химическая кинетика-раздел в химии, в котором изучаются скорости и механизмы химических реакций.
Система в химии-рассматриваемое вещество или совокупность веществ.
Фаза-часть системы, которая отделена от других частей поверхностью раздела.
Гомогенная система-состоит из одной фазы.(газовые смеси, растворы)
Гетерогенная система-состоит из нескольких фаз(смеси твердых веществ: газ+тв.в-во, жидкость+тв.в-во)
Гетерогенные реакции- хим.р. в гетерогенных системах.
Гомогенные реакции-хим.р. в гомогенных системах.
Скорость любой хим.р зависит от:
-природы реагирующих в-в
-концентрации реагирующих в-в
-температуры
-присутствия катализатора
Скорость гетероген.р. также зависит и от:
-величины поверхности раздела фаз(с увеличением пов.разд.ф. скорость гетероген.увелич.)
-скорости подвода реагир.в-в к поверхности раздела фаз и скорости отвода от нее продуктов реакции.
Скорость хим.р.-количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени.
Скорость хим.р. пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
aA+bB=cC+dD
abcd-коэффициенты перед формулами в-в ABCD
В соотв. С законом действ.масс:
V=k*[A]^a*[B]^b
[A][B] конц.исходных в-в
К-константа скорости р.
Константа скорости р. зависит от природы реаг.в-в, температуры, но не зависит от конц.в.
Константа скорости реакции - является коэффициентом пропорциональности в кинетическом уравнении. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице.
Закон действующих масс-скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, ВОЗВЕДЕННЫХ В СТЕПЕНИ РАВНЫЕ ИХ КОЭФФИЦИЕНТАМ.
4.Зависимость скорости от температуры. Понятие об энергии активации. Катализ.
Правило Вант-Гоффа-при повышении температуры на 10 градусов скороть большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.
Vt2=vt1*j^дельтаT/10
j-температурный коэффициент
дельтаT-изменение температуры
Vt2/Vt1=j^дельтаT/10
Согласно этому правилу можно объяснить влияние t на скорость реакции. Чем выше t, тем быстрее двигаются частицы, а следовательно больше столкновений, но простой расчет показывает, что увеличение t пропорционально √T
Но не каждое столкновение приводит к взаимодействию.
Согласно закону статистики
Na=Nol^-E/kT
Na-число активных частиц
No-общее число частиц
l-экспонента
E-энергия
k-постоянная Больцмана
T-температура
Из этой теории следует, что в химическом взаимодействии участвуют только частицы с большим запасом энергии,только они начинают взаимодействие E>(=)Ea
Ea-энергия активации
Уравнение Аррениуса
K=koe^-Ea/RT
k-константа скорости реакции
ko-коэффициент пропорциональности
e-основание натурального логарифма
R-универсальная газовая постоянная
T-температура по шкале Кельвина
Катализатор-в-во, которое изменяет скорость реакции, но не расходуется в результате реакции.
Катализ-явление изменения реакции в присутствии катализатора.
Существуют :
-гомогенный катализ, когда регарующие вещества и катализаторы находятся в одной фазе.
-гетерогенный катализ, когда реагирующие в-ва и катализаторы находятся в разных фазах.
Действие катализаторов сводится к уменьшению энергии активации.
Катализатор увеличивает скорость реакции, но не влияет на химическое равновесие , а только ускоряет достижения его.
Действие катализатора сводится к уменьшению энергии активации.