- •Предмет химии. Моль. Атомная единица массы Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей.
- •В равных объемах разных газов при одинаковых условиях (давление и температура) содержится равное число молекул.
- •2 . Классификация неорганических соединений
- •Строение многоэлектронных атомов. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (ао). Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.
- •Периодический закон д.И. Менделеева. Периодическая система элементов. Электроотрицательность. Закономерности изменения ее по периодам и группам элементов периодической системы.
- •5. Химическая связь. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.
- •6. Кс. Гибридизация атомных орбиталей. Водородная и донорно-акцепторная связь.
- •Энергетические эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Расчет теплового эффекта химической реакции.
- •8. Энтропия. Энергия Гиббса. Термохимические расчеты.
- •Химическая кинетика и равновесие. Скорость химических реакций. Закон действия масс. Влияние температуры (закон Вант-Гоффа).
- •Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •Растворы. Способы выражения концентрации растворов.
- •Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара. Криоскопия и Эбуллиоскопия. Осмотическое давление.
- •Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
- •Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •Ионообменные реакции. Направление протекания реакции. Произведение растворимости.
- •16. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы.
- •17. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •Характеристики кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.
- •Окислительно-восстановительные реакции (овр). Степень окисления атомов Основные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методами электронного и электронно-ионного баланса.
- •Электрохимические процессы. Стандартный электродный потенциал. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы.
- •Электролиз расплавов и растворов солей.
- •Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия. Протекторная и электрохимическая защита металлов от коррозии.
- •Протекторная защита от коррозии
- •Дисперсные системы. Классификация по различным признакам. Поверхностные явления. Строительные материалы.
- •Кальций нахождение в природе. Получение. Химические свойства. Соединения кальция. Применение.
- •27. Жесткость воды. Виды жесткости. Методы умягчения воды.
- •Алюминий. Нахождение в природе. Получение Химические свойства. Соединения алюминия. Применение.
- •Кремний. Нахождение в природе. Получение Химические свойства. Соединения кремния. Оксиды, кислоты, силикаты.
- •34. Галогены. Нахождение в природе. Физические и химические св-ва. Получения галогенов. Галогеноводородные кислоты. Кислородосодержащие соединения галогенов.
- •35. Классификация органических соединений.
-
Энергетические эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Расчет теплового эффекта химической реакции.
Энергетические эффекты химических реакций. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы. При постоянном давлении – это H – энтальпия реакции. В стандартных условиях H0 Если теплота выделяется то H<0, реакция экзотермическая. Если H>0 то реакция эндотермическая, теплота поглощается. Энерг эффект хим реакции может проявляться как чисто тепловой, связ с изменением внутр эн сис, например реакция нейтрализации в разбавленном растворе: H+ + OH- = H2O + 57 кДж. Для этого случая можно записать, что весь тепловой эффект ∆Q при постоянном объеме равен изменению внутренней энергии ∆U: ∆Qv = ∆U
Однако если смешать в пробирке водные растворы карбоната натрия и соляной кислоты и быстро закрыть пробирку пробкой, то через некоторое время система совершит механическую работу, "выстрелив" пробкой.
Энтальпия характеризует энергетическое состояние вещества,но включает энергию,затрачиваемую на преодоление внешнего давления,т.е на работу расширения.
Колличество теплоты, которое выделяется при реакции наз. тепловым эффектом.
ГЕССА ЗАКОН: тепловой эффект химической реакции при отсутствии работы внешних сил зависит только от природы исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от промежуточных химических превращений в системе(тепловой эффект химического процесса зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий рпоцесса). Основной закон термохимии; установлен Г. И. Гессом в 1840. Следствие. Тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении.
H=U+pV-расчет энтальпии.
8. Энтропия. Энергия Гиббса. Термохимические расчеты.
ЭНТРОПИЯ (S), Мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. Неравновесные процессы в изолированной системе сопровождаются ростом энтропии, они приближают систему к состоянию равновесия, в котором S максимальна. Понятие «энтропия» введено в 1865 Р. Клаузиусом. Статистическая физика рассматривает энтропию как меру вероятности пребывания системы в данном состоянии (Больцмана принцип). Понятием энтропии широко пользуются в физике, химии, биологии и теории информации
ГИББСА ЭНЕРГИЯ (изобарно-изотермический потенциал, свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H — T·S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы. Названа по имени Дж. У. Гиббса.
Стандартные условия:
концентрация 1 моль в 1000г растворителя, давление 101325 Па, температура 298,15 К.
Стандартное состояние-состояние вещества при стандартных условиях.
Изменение энергии Гиббса как критерий возможности химической реакции: Для данной температуры ∆G = ∆H - T∆ S. При ∆G < 0 реакция возможна; при ∆G > 0 реакция невозможна; при ∆G = 0 система находится в равновесии. Возможность самопроизвольной реакции в изолированной системе определяется сочетанием знаков энергетического (энтальпийного) и энтропийного факторов:
∆H |
∆S |
Возможность самопроизвольной реакции |
+ |
- |
Нет |
- |
+ |
Да |
- |
- |
Зависит от соотношения ∆H и T∆ S |
+ |
+ |
Зависит от соотношения ∆H и T∆ S |