- •I. Основные законы химии.
- •1. Закон эквивалентов. Понятие эквивалента. Эквивалентный объём, эквивалентная масса кислоты, щёлочи.
- •2. Закон сохранения массы. Закон сохранения элементов.
- •3. Закон Авогадро и следствия из него. Моль. Число частиц в моле.
- •4. Идеальный газ. Закон парциальных давлений Дальтона.
- •5. Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды.
- •6. Уравнение Менделеева - Клапейрона.
- •II. Периодический закон. Строение атома. 1.Формулировка д. И. Менделеева.
- •2. Современная формулировка.
- •3. Порядок заполнения атомных орбиталей, принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда.
- •4. Квантовые числа. Физический смысл каждого. Допустимые значения квантовых чисел. Их соответствие тем или иным типам ао.
- •5. Типы химической связи. Каждый тип связи проиллюстрировать примерами.
- •III. Кинетика. 1. Кинетическое уравнение первого порядка. Для каких реакций характерно.
- •2. Кинетическое уравнение второго порядка. Для каких реакций характерно.
- •3. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Влияние температуры на скорость химической реакции.
- •4. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гофффа.
- •5. Катализаторы. Виды катализа. Энергия активации и катализ.
- •IV. Растворы неэлектролитов.
- •1. Закон осмотического давления Вант-Гоффа. (Вывод)
- •2. Закон Генри. (Объекты, к которым он применим, формулировка).
- •3. Закон Рауля. (Объекты, к которым он применим, формулировка).
- •V. Растворы электролитов. 1. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры.
- •2. Законы Рауля, Генри, Вант-Гоффа для электролитов. (Математическая форма и смысл)
- •3. Связь изотонического коэффициента и степени диссоциации.
- •4. Закон разведения Оствальда.
- •VI. Ионное произведение воды. Водородный показатель. 1. Диссоциация воды. Ионное произведение воды, характер его изменения с температурой. Водородный показатель.
- •2. Кислотно-основные индикаторы. Механизм действия. Интервал перехода рН.
- •3. Расчёт рН сильных и слабых кислот и оснований.
- •4. Особенности концентрированных растворов сильных электролитов. Ионная сила.
- •VII. Гидролиз.
- •1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.
- •2. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.
- •3. Гидролиз солей образованных слабым основанием и слабой кислотой.
- •4. Взаимное усиление гидролиза. Описание причин. Схема взаимного усиления.
- •5. Степень гидролиза. Какие соли гидролизу не подвержены?
5. Типы химической связи. Каждый тип связи проиллюстрировать примерами.
Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения.
Существует 4 вида химической связи:
1.Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму, если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору).
2. Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент ~3∙10–29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na0,8+Cl0,8–.
3. Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.
4. Водородная связь. Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль–1. Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными.
III. Кинетика. 1. Кинетическое уравнение первого порядка. Для каких реакций характерно.
Кинетическое уравнение реакции первого порядка:
Приведение уравнения к линейному виду даёт уравнение:
Константа скорости реакции вычисляется как тангенс угла наклона прямой к оси времени:
Период полупревращения:
Кинетические уравнения первого порядка характерны для реакций диссоциации или разложения молекул Н2 → 2Н; радиоактивного распада 22286Rn →4 2α +21882Rn (радон).
2. Кинетическое уравнение второго порядка. Для каких реакций характерно.
Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид: или
В первом случае скорость реакции определяется уравнением: , линейная форма уравнения:
Константа скорости реакции равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:
Во втором случае выражение для константы скорости реакции будет выглядеть так:
Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций!):
Кинетические уравнения второго порядка характерны для реакция в которых участвуют два компонента, концентрации которых равны. Например: Н2 + I2 →2НI ; или 2NО2→2NО + О2