- •1.Квантово- механическая модель атома. Квантовые числа. Атомные орбитали. Порядок заполнения орбиталей электронами.
- •3.Основные типы химической связи. Характеристика химической связи. Энергия связи. Длина связи.
- •4.Ковалентная (полярная, неполярная) связь. Механизмы образования ковалентной связи.
- •5.Типы химической связи. Ионная, металлическая связи.
- •6.Основные виды взаимодействия молекул. Силы межмолекулярного взаимодействия. Водородная связь.
- •10.Энтропия и её изменение при химических процессах. Вычисление изменения энтропии.
- •15.Энергия активации. Активированные комплексы. Уравнение Аррениуса
- •16.Скорость химических реакций. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •20. Растворы как многокомпонентные системы. Способы выражения состава растворов. Молярная доля, массовая доля. Молярная концентрация, молярная концентрация эквивалентов, моляльная концентрация
- •22.Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Теория электролитической диссоциации. Степень электролитической диссоциации. Понятие об активности
- •23.Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •24.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель среды. Понятие об индикаторах
- •25. Гидролиз солей. Обратимый и необратимый (полный) гидролиз.
- •26. Растворимость веществ. Произведение растворимости.
- •27.Окислительно-восстановительные реакции (овр), их классификация. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений овр по методу полуреакций. Влияние среды на протекание овр.
- •28. Электрохимические процессы. Гальванический элемент. Эдс гальванического элемента и его измерение
- •29.Стандартный (нормальный) водородный электрод. Стандартный электродный потенциал. Таблицы стандартных окислительно-восстановительных потенциалов
- •31.Электродный потенциал. Влияние температуры и концентрации на величину электродного потенциала. Уравнение Нернста
- •32.Практическое использование электрохимических процессов. Химические источники тока. Аккумуляторы.
- •33.Коррозия металлов. Основные виды коррозии. Химическая коррозия
- •34.Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия
- •35.Методы защиты металлов от коррозии: изменение свойств коррозионной среды, защитные покрытия, электрохимическая защита
- •36.Электрохимические процессы. Электролиз расплавов и растворов электролитов. Инертные и растворимые электроды. Законы Фарадея
- •37.Дисперсные системы. Их классификация.
- •38.Поверхностные явления. Поверхностное натяжение. Поверхностная активность веществ.
- •40.Понятие об адсорбции. Уравнение Гиббса, Ленгмюра, Фрейндлиха – Бедеккера, Шишковского.
- •41.Коллоидные растворы. Получение. Строение мицеллы.
- •42.Устойчивость дисперсных систем. Коагуляция. Порог коагуляции. Закон Шульце-Гарди.
10.Энтропия и её изменение при химических процессах. Вычисление изменения энтропии.
Если химическая реакция протекает с увеличением числа молей газов в системе, то энтропия системы возрастает, и наоборот. Для самопроизвольной химической реакции общее изменение её энтропии должно быть больше нуля. ΔS = Qобр/T(равновесное сост) 11. Энергия Гиббса и её применение при химических процессах. Условия самопроизвольного протекания химической реакции.
Энергия Гиббса-Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным T ΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы
При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен. 12. Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действующих масс. Константа скорости реакции.
Под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. зависит от следующих факторов:
Природа реагирующих веществ
Концентрация реагирующих веществ. – чем больше – тем больше скорость Площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ.
Температура
Катализатор
Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
аА + а'А' = bB + b'B' v = k[A]x[B]w x, w –частные порядки хим реакции = a, b Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации. 13.Скорость химических реакций. Порядок и молекулярность реакций
Молекулярность реакции - это число молекул исходных веществ, принимающих участие в одном (единичном) химическом превращении 1) мономолекулярные А> С 2) бимолекулярные А + В>С или 2А > С;
3) тримолекулярные А + В + D> С или 2 А + В > С, или 3А>С. 14.Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
Зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:
lgk = Ae^–Ea/RT, lgK2\K1=E\R(1\T1-1\T2)
Зависимость скорости реакции от температуры. Для большинства реакций справедливо правило Вант-Гоффа: Повышение температуры на 10К увеличивает скорость большинства реакций в 2-4 раза:
Vt2=Vt1(гамма)^(T2-T1)\10
15.Энергия активации. Активированные комплексы. Уравнение Аррениуса
Энергия активации, разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе.
В теории активированного комплекса для любой элементарной реакции предполагается, что начальная конфигурация атомов переходит в конечную в результате непрерывного изменения межъядерных расстояний
Аррениус:
lgk = Ae^–Ea/RT, lgK2\K1=E\R(1\T1-1\T2)