- •1.Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •3. Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.
- •2. Ковалентная связь. Основные положения теории отталкивания валентных электронных пар (овэп), теории валентных связей (твс). Гибридизация. Полярная и неполярная ковалентная связь.
- •3. Фазовые диаграммы двухкомпонентных систем. Фракционная перегонка.
- •1. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гэ. Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •1. Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро, (протоны, нейтроны), элеткроны их заряд и масса. Понятие о масс-спектрометрии.
- •2. Металлическая связь. Кластеры.
- •3. Типы растворов. Способы выражения концентрации. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов. Законы Генри, Рауля, Вант-Гоффа.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2.Степень ионности и ковалентности связи. Природа связи в кс.
- •2. Эффективные заряды атомов в молекулах. Электрический момент. Постоянные и наведенные диполи. Дисперсионное, ориентационное и индукционное взаимодейтсвие.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2. Водородная связь. Вандерваальсово взаимодействие. Размеры атомов и ионов.
- •3. Соли, основные свойтсва. Гидролиз солей. Примеры.
- •1.Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •2. Изолированные и неизолированные системы. Функции состояния, уровнения состояния. Работа теплота и энергия. Температура. Внутренняя энергия.
- •3. Амфотерность. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.
- •1.Теплота и температура. Основные понятия и фундаментальные законы химии.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •1.Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро (протоны, нейтроны), электроны, их заряд и масса.
- •2.Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики.
- •2.Энергия Гиббса. Направление хим реакций.
- •3. Электродные потенциалы. Электродные потенциалы металлов и факторы, влияющие на их величину. Понятие о стандартных потенциалах. Стандартный (нормальный) водородный потенциал.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •3. Произведение растворимости Условия образования и ратсворения осадков. Ионный обмен и ионообменники.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2.Катализ, катализаторы. Основные типы катализаторов. Принцип микроскопической обратимости. Ингибиторы.
- •3. Радиоактивность. Изотопы и изобары. Виды излучений. Ядерные превращения. Ряды радиоактивных превращений. Ядерное деление и ядерный синтез.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •2.Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики.
- •3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •2. Изолированные неизолированные сис-мы. Функции состояния, уравнения состояния. Работа, теплота, энергия. Температура. Внутренняя энергия.
- •3. Сольволиз и гидролиз. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния ē квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2. Энергия Гиббса и направление хим. Реа-и.
- •1. Ковалентная связь. Основные положения теории отталкивания валентных электронных пар (овэп), теории валентных связей (твс). Гибридизация. Полярная и неполярная ковалентная связь.
- •2. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Понятие о фазовых диагрммах. Фазовая диаграмма воды.
- •3. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гэ. Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •1. Полярная и неполярная ковалентная связь. Степень ионности и ковалентности связи. Природа связей в комплексных соединениях.
- •2. Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.
- •3. Практическое использования гальванических элементов. Аккумуляторы, топливные элементы.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2.Катализ, катализаторы. Основные типы катализаторов. Принцип микроскопической обратимости. Ингибиторы.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •1. Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •2. Водородная связь. Вандерваальсово взаимодействие. Размеры атомов и ионов.
- •3. 3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Амфотерность. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.
- •1. Ковалентая связь. Основные положения метода молекулярных орбиталей.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •1. Основные положения электронной теории валентности Косселя-Льюиса. Ионный и ковалентный характер связи. Формулы Льюиса.
- •2. Явление катализа. Гетерогенный катализ. Основные стадии гетерогенного катализа.
- •3. Сольволиз и гидролиз. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •1. Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Реакционный механизм. Переходное состояние промежуточная частица, промежуточное соединение.
- •3 Равновесия. Обратимые и необратимые реакции. Константа равновесия. Условия смещения хим. Равновесия. Примеры. Хим. Равновесие и катализ.
- •1. Размеры атомов и ионов. Ионный, ковалентный, металлический и вандерваальсов радиусы.
- •2. Функции состояния системы. Энтальпия. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов.
3. Типы растворов. Способы выражения концентрации. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов. Законы Генри, Рауля, Вант-Гоффа.
Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов). По характеру агрегатного состояния растворы мо-гут быть газообразными, жидкими и твердыми. Обычно компонент, который в данных услови-ях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают раство-рителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами. В случае одинако-вого агрегатного состояния компонентов рас-творителем считают тот компонент, который преобладает в растворе.
В зависимости от размеров частиц растворы делятся на истинные и коллоидные. В истин-ных растворах (часто называемых просто рас-творами) растворенное вещество диспергиро-вано до атомного или молекулярного уровня, частицы растворенного вещества не видимы ни визуально, ни под микроскопом, свободно пе-редвигаются в среде растворителя. Истинные растворы – термодинамически устойчивые сис-темы, неограниченно стабильные во времени.
1.Коцентрированный р-р (содержащий относительно большое к-во растворенного вещ-ва); 2.Разбавленный р-р (содержание растворенного в-ва мало по сравнению с массой растворителя).
НЕ ПУТАТЬ с насыщенными и ненасыщеннми растворами.
Способы выражения концентрации растворов:
Массовая доля - отношение массы данного компонента, содержащегося в системе(р-ре), к общей массе. Объемная доля - отношение объема компонента к общему объему. Мольная доля - отношение кол-ва в-ва компонента к сумме кол-в всех в-в в сис-ме. Массовая концентрация - отношение массы компонента к объему сис-мы. Молярная конц - отношение кол-ва раств.вещ-ва к объему р-ра. Нормальная конц - отношение кол-ва эквивалентов раств.вещ-ва к объему р-ра. . Моляльность - кол-во раств.вещ-ва в молях, приходящееся на 1 кг р-ля в данном р-ре.равно отношению кол-ву молей раств в-ва к массе р-ля. Титр – масса вещества в граммах, содержащегося в 1 см3 или 1 мл р-ра. (плотность это отношение массы раствора к его объему). Растворимость вещества измеряется содержанием вещества в его насыщенном растворе. Обычно растворимость твердых веществ и жидкостей выражается значением коэффициента растворимости то есть массой вещества растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора.
Растворение большинства твердых тел – эндотермический процесс. Это объясняется за-тратой энергии на разрушение кристаллической решетки твердого тела, что обычно не полностью компенсируется выделением энергии при образовании гидратов,=>повышение температуры должно приводить к увеличению растворимости. Большинство веществ растворяются в жидкости с поглощением теплоты, но это не всегда так. Кол-во теплоты, поглощающейся(или выде-ляющейся) при растворении одного моля веще-ства, называется теплотой растворения этого вещества. При растворении энергия затрачива-ется на разрушение кристаллов растр. В-ва т.е. происходит поглощение энергии, если этого не наблюдается значит между растворителем и растр. В-ом происходит химическое взаимодей-ствие. Такие соединения – сольваты. Сольватация – вз-е растворенного в-ва с растворителем.
Растворимость твёрдых веществ повышается с увеличением Т, газов - наоборот).
Идеальные растворы – смеси, процесс образования которых не сопровождается тепловыми или объемными эффектами, т е ∆Н=0 и ∆V=0. Св-ва идеальных растворов не зависят от природы расвторенного вещества, а определяются лишь его концентрацией.
Закон Генри: растворимость газа при постоянной температуре пропорциональна его давалению. (закон справедлив лишь для сравнительно разбавленных растворов, при невысоких давлениях и в отсутствие хим вз-я между молекулами раств. Газа и растворителем).
Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Законы Рауля: первый закон Рауля: ∆р=(in)/n+N, парциальное давление над раствором прямо пропорционально моль-ной доле растворенного вещества. (Если в воде растворить некоторое количество вещества , то есть уменьшить конц. воды ,то как следствие длч увеличения концентрации воды начнется конденсация пара => новое равновесие устано-вится при более низком давлении насыщенного пара)Относительное понижение упругости пара над раствором равно мольной доле растворен-ного вещества. Это закон Рауля для нелетучего растворенного компонента. Из этого закона можно вывести два следствия, которые в объе-диненном виде формируются как второй закон Рауля.
Второй закон Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.
Закон Вант-Гоффа : осмотическое давление разбавленного раствора численно равно тому давлению, которое производило бы данное количесвто растворенного вещества, занимая в виде газа при данной температуре объем, равный объему раствора. πV=nRT, π-осмотическое давление, V- объем раствора, n- число молей растворенного вещества, T – абсолютная температура, R- газовая постоянная. В другом виде π=сRT, (с- концентрация), π =iCmRT
Осмос – самопроизвольная диффузия молекул р-ля сквозь мембрану с избирательной проницаемостью.
Коллигативные св-ва раствора – это те св-ва растворов которые зависят только от концентрации (т е не зависят от природы раств в-ва) π, ∆р, ∆Тзамерз, ∆Ткип и т.д.
Растворы, имеющие равные осмтические давления называют изотоническими.
Билет 5