Билет №1

1. Основные законы химии.

1. Закон кратных отношений.

если два элемента образуют несколько соединений, то весовые количества одного элемента (кислород), который соединен с одним и тем же количеством другого элемента относятся между собой, как небольшие целые числа.

H₂O

2:1 Закон справедлив для соединений с постоянным составом.

H₂O₂

Для соединений с переменным составом закон не выполняется. ZnO_1-x

2) Закон Авогадро.

В равных объемах различных газов и паров при нормальных условиях содержится одинаковое число молекул.

+ =

H₂ + O₂ = 2H₂O

1. 1 моль любого газа или пара при н.у. содержит 6,02*10²³ структурных единиц.

н.у. всегда задаются 273 град. К

p=10⁵Па

2. 1 моль любого газа или пара при н.у. занимает объем 22,4л.

3. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс и называется относительной плотностью первого газа по второму.

m1/m2=M1/M2=D

3. Закон эквивалентов

Все вещества реагируют друг с другом в количествах, равных или пропорциональных их химическим эквивалентам.

Химическим эквивалентом называется такое весовое количесвто, которое без остатка взаимодействует с 1г. водорода или же вытесняет такое количество водорода из кислоты.

m1/m2=Э1/Э2

Для расчета эквивалента элемента надо его атомную массу разделить на его валентность.

Определение эквивалента сложных веществ.

1. Э_{кислоты}=Mr_{кислоты}/основность

Для расчета эквивалента кислоты надо молярную массу разделить на основность.

3. Расчет эквивалентов оснований.

Э_{основания}=Mr_{основания}/кислотность(количество ОН)

3. Расчет эквивалентов солей и окидов.

Э_солей=Mr_{соли/оксида}/число атомов металла*валентность

Необходимо делить на произведение числа атомов металла и его валентность.

2. Катализ. Гомологический катализ.

Основные положения теории Арениуса.

Чтобы произошло химическое взаимодействие, надо:

1. столкновение молекул

2. энергия молекул должна быть больше или равна энергии активации

3. столкновение должно приходится на функциональную группу.

Недостатки теории.

1. Реальная скорость часто оказывается ниже, чем рассчитанная по теореме Арениуса

2. Она не объясняет явление катализа.

Теория активированного состояния или переходного комплекса.

H2+J2=2HJ

В ходе химической реакции взаимодействия продукты образуются не сразу после столкновения исходных веществ, а сначала образуется промежуточный комплекс. Это реальная молекула, в которой старые связи ещё не совсем разорвались, а новые связи не совсем образованы.

При распаде активированного комплекса образуются продукты реакции. Т.о. энергия активации – это энергия, которая затрачивается на образование активного комплекса.

Катализатор только образует промежуточный комплекс и не меняется в ходе реакции химически (он снижает энергию активации реакции).

Ингибиторы – повышают энергию активации.

Билет №2

1. Химическая термодинамика. Основные понятия. Первый закон.

Термодинамика изучает законы, которые описывают обмен энергии между системой и окружающей средой и, в частности, превращение тепловой энергии в другие формы энергии.

Но не изучает протекание процессов во времени.

Классическая термодинамика изучает макроскопические свойства веществ, а статистическая – микроскопические свойства, от которых зависят макроскопические.

Классическая термодинамика базируется на трех законах, которые установлены опытным путем.

Основные понятия.

Всю Вселенную условно можно разбить на систему, которая подвергнута теоретическому и экспериментальному изучению и окружающую среду. Если система не обменивается с внешней средой ни веществом, ни энергией, то система называется изолированной. Если наоборот, то открытая. Если обмен веществом невозможен, то закрытая.

С

A+

истема знаков.

Q+