- •1 Простые и сложные вещества, хим элементы
- •4 Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава
- •5. Закон эквивалентов и закон кратных отношений
- •6 Газовые законы
- •7 Таблица Менделеева
- •Периодический закон
- •8 Ядерная модель атома Резерфорда
- •9 Квантовая теория строения атома Бора. Корпускулярно-волновая теория.
- •10 Главное квантовое число . Физический смысл и численные значения
- •11 Орбитальное квантовое число. Формы электронных облаков
- •12 Главное, орбитальное, магнитное, спиновые числа для волновых функций частиц
- •13 Принцип Паули. Распределение электронов в атоме по состояниям.
- •14 Запрет Паули ,Правило Хунда
- •15 Основные типы и характеристики химической связи
- •16 Ковалентная связь. Способы образования – обменный и донорно-акцепторный. Свойства ковалентной связи.
- •17 Ионная связь. Энергия ионной кристаллической решетки. Механизм образования и свойства ионной связи.
- •18 Металлическая и водородная связь. Механизм образования и свойства.
- •19 Характеристика раствора. Процесс растворения, растворитель . Насыщенный раствор , растворимость, зависимость растворимости от температуры. Критическая температура растворимости
- •20 Способы выражения концентрации растворов
- •21. Гидраты и кристаллогидраты. Понятие связанной и кристаллизационной воды. Двление пара растворов. Закон Рауля.
- •22 Превращение энергии в химических реакциях. Экзо- эндотермические реакции
- •24 Основные термодинамические функции состояния системы. Энтропия. Стандартная энтропия. Изменение энтропии в различных процессах.
- •26. Направленность протекания реакций при разных знаках термодинамических функций состояния
- •28 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс.
- •29 Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
- •30 Понятие энергии активации. Уравнение Аррениуса.
- •32 Химическое равновесие. Необратимые и обратимые процессы.
- •33 Факторы определяющие направление протекания хим. Реакций
- •34 Понятие константы равновесия
- •35. Смещение химического равновесия принцип ле шателье
- •Принцип Ле-Шателье
- •36. Типы химических реакций.
- •37 Теория электролитической диссоциации . Процесс диссоциации. Сильные и слабые. Степень диссоциации. Сила электролитов.
- •38. Электролиты. Правило Бертолле. Ионообменные реакции и условия их протекания.
- •39. Понятие константа диссоциации. Закон разбавление Оствальда
- •Водородный показатель pH
- •41. Гидролиз солей
- •42. Константа и степень гидролиза . Определение кислотности среды при различных случаях гидролиза.
- •43. Классификация, строение, основные способы получения и свойства комплексных соединений . Устойчивость комплексных соединений.
- •44. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие об окислителе и восстановителе. Важнейшие окислители и восстановители.
- •45 Типы окислительно-восстановительных реакций
- •46.Электродный потенциал металла. Гальванические элементы.
- •47. Нормальный водородный электрод . Уравнение Нернста. Автомобильный аккумулятор.
- •49 Коррозия металлов. Классификация коррозионных процессов.
- •50. Химическая коррозия. Способы защиты от коррозии.
- •51. Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия. Способы защиты.
- •52. Кислородная и водородная деполяризация.
24 Основные термодинамические функции состояния системы. Энтропия. Стандартная энтропия. Изменение энтропии в различных процессах.
S – функция состояния системы, называемая энтропией. Энтропия характеризует меру неупорядоченности (хаотичности) состояния системы. Единицами измерения энтропии являются Дж/(моль·К).
Величины энтропии принято относить к стандартному состоянию. Чаще всего значения S рассматриваются при Р = 101,325 кПа (1 атм) и температуре Т = 298,15 К (25оС). Энтропия в этом случае обозначается Sо298 и называется стандартной энтропией при Т = 298,15 К. Следует подчеркнуть, что энтропия вещества S (Sо) увеличивается при повышении температуры.
Стандартная энтропия образования Стандартная энтропия образования Sоf,298 (или Sообр,298) – это изменение энтропии в процессе образования данного вещества (обычно 1 моль), находящегося в стандартном состоянии, из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии.
25 Понятие об энергии Гиббса и ее изменении как меры реакционной способности системы. Стандартная энергия Гиббса. Энергия Гиббса (или потенциал Гиббса) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции. G = U + PV - TS, где U — внутренняя энергия, P — давление, V — объем, T — абсолютная температура, S — энтропия.
26. Направленность протекания реакций при разных знаках термодинамических функций состояния
Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы:
1. Стремление системы перейти в состояние с наименьшим запасом энергии;
2. Стремление системы к достижению наиболее вероятного состояния, которое характеризуется максимальным количеством независимых частиц.
Первый фактор характеризуется изменением энтальпии. Рассматриваемый случай должен сопровождаться выделением теплоты, следовательно, DH < 0.
Второй фактор определяется температурой и изменением энтропии. Энтропия (S) - термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена. Как и энергия, энтропия не относится к числу экспериментально определяемых величин. В обратимом процессе, протекающем в изотермических условиях, изменение энтропии можно рассчитать по формуле: из которой видно, что размерность энтропии Дж/К или Дж/(моль×К). В необратимых процессах выполняется неравенство: Это означает, что при необратимом протекании процесса энтропия возрастает благодаря переходу в теплоту части работы. Таким образом, в обратимых процессах система совершает максимально возможную работу. При необратимом процессе система всегда совершает меньшую работу. Переход потерянной работы в теплоту является особенностью теплоты как макроскопически неупорядоченной формы передачи энергии. Отсюда возникает трактовка энтропии как меры беспорядка в системе: При увеличении беспорядка в системе энтропия возрастает и, наоборот, при упорядочивании системы энтропия уменьшается. Так, в процессе испарения воды энтропия увеличивается, в процессе кристаллизации воды - уменьшается. В реакциях разложения энтропия увеличивается, в реакциях соединения - уменьшается. Физический смысл энтропии установила статистическая термодинамика. Согласно уравнению Больцмана: где k - постоянная Больцмана, равная 1,38×10-23 Дж×К-1, W - число способов, которыми система может осуществить свое макросостояние. Величину W также называют термодинамической вероятностью. Статистическая трактовка понятия энтропии означает, что в отличие от энергии, которая присуща каждой отдельной частице, энтропия отражает свойства набора частиц. Отдельная частица энтропией не обладает. Если обратимый процесс протекает в изобарно-изотермических условиях, то должны выполняться следующие соотношения: иТаким образом, в обратимом процессе: т . В необратимом процессе выполняется неравенство: От соотношения величин, стоящих в левой и правой части последнего выражения, зависит направление самопроизвольного протекания процесса. Если процесс проходит в изобарно-изотермических условиях, то общая движущая сила процесса называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (DG): Величина DG позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса: Если DG < 0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении; Если DG > 0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении; Если DG = 0, то состояние является равновесным. |
27 Скорость химической реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы влияющие на скорость реакции. Гомогенной называется реакция, протекающая в однородной среде (в одной фазе). Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной. Отношение количества вещества к единице объема называется концентрацией с, моль/л. Скорость химической реакции, величина, характеризующая интенсивность реакции химической. Скоростью образования продукта реакции называется количество этого продукта, возникающее в результате реакции за единицу времени в единице объёма (если реакция гомогенна) или на единице площади поверхности (если реакция гетерогенна). Для исходных веществ аналогичным образом определяется скорость их расходования. Количества веществ выражают в молях. Тогда скорости образования продуктов и расходования исходных веществ относятся как стехиометрия, коэффициенты этих веществ в уравнении реакции. Например, в случае реакции N2 + ЗН2 = 2NH3 скорость расходования водорода в 3 раза, а скорость образования аммиака в 2 раза больше скорости расходования азота. Отношение скорости образования продукта реакции, или скорости расходования исходного вещества, к соответствующему стехиометрическому коэффициенту называется скоростью химической реакции. Факторы,влияющие на скорость: - природа реагирующих веществ, - концентрация реагентов, - температура, - наличие катализатора. Под влиянием природы реагирующих веществ обычно подразумевают то простое обстоятельство, что разные вещества реагируют по-разному. Например, реакция газообразного иодистого водорода с кислородом при комнатной температуре идет с заметнойскоростью: 4 HI + O2 = 2 H2O + 2 I2 Что касается влияния температуры, то этот фактор действует одинаково как на скорость реакции v, так и на константу скорости k – обе эти величины быстро возрастают с повышением температуры. Полезно рассмотреть влияние температуры именно на константу скорости – в этом случае нашу задачу не осложняют постоянно меняющиеся в ходе реакции концентрации реагирующих веществ.
На скорость гомогенной реакции могут оказывать влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ; концентрации реагирующих веществ; давление (если в реакции участвуют газы); температура; наличие специфических веществ, ускоряющих реакцию (катализаторы) или замедляющих ее (ингибиторы); световое или радиационное излучение.
Гетерогенные: резкая зависимость скорости процесса от температуры, резкое влияние на скорость процесса аэродинамических и гидродинамических условий его проведения.