
- •1. Законы атомно-молекулярной теории. Понятие эквивалента. Эквиваленты простых и сложных веществ.
- •2. Закон Авогадро, следствия этого закона.
- •3. Строение атома по модели Бора.
- •4. Строение электронных оболочек атомов. Атомные орбитали. Квантовые числа.
- •5. Химическая связь, ее типы и методы описания.
- •6. Понятие энтальпии. Энтальпия реакции. Энтальпия образования химических соединений.
- •7. Законы термохимии. Определение средней энергии связи.
- •8. Понятие энтропии. Стандартные значения энтропии, изменение энтропии в химической реакции.
- •9. Энергия Гиббса. Стандартные значения свободной энергии.
- •10. Направление химической реакции. Принципиальная возможность протекания процесса.
- •11. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Порядок и молекулярность реакции. Энергия активации. Катализ.
- •12. Цепные реакции. Озоновый слой. Возникновение и разрушение озонового слоя планеты, влияние примесей на этот процесс.
- •13. Химическое равновесие. Константы равновесия. Смещение равновесий. Принцип Ла-Шателье.
- •14. Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации растворов.
- •15. Растворимость и произведение растворимости.
- •16. Водные растворы электролитов и неэлектролитов. Диссоциация. Сильные и слабые электролиты.
- •17. Равновесия в растворах слабых электролитов. Константа и степень диссоциации.
- •18. Сложные равновесия в растворах. Буферные растворы.
- •19. Водородный показатель (pH). Ионное произведение воды. Определение величины pH в растворах сильных и слабых электролитов.
- •20. Гидролиз солей, примеры.
- •21. Дисперсные системы.
- •22. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие восстановительного потенциала.
- •23.Основные классы неорганических соединений и их свойства. Соли: основные, кислые, средние.
- •25. Переходные и непереходные элементы: различие и сходство.
7. Законы термохимии. Определение средней энергии связи.
Закон сохранения энергии (I начало термодинамики): изменение внутренней энергии не зависит от способа проведения процесса, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Однако, какая часть энергии пойдет на совершение работы, а какая превратится в теплоту – зависит от способа проведения процесса.
Второе начало термодинамики: в изолированной химической системе самропроизвольно могут протекать только процессы, приводящие к увеличению неупорядоченности системы, т.е. к росту энтропии.
Закон для изохорного процесса: в случае химической реакции, протекающей без изменения объема системы, изменение внутренней энергии равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту этой системы. Тепловой эффект – количество тепла, выделившееся или поглощенное в результате протекания реакции, т.е. изменения энтальпии, примененное к одному молю или эквиваленту вещества, в ходе реакции.
Законы термохимии:
Закон Гесса (1840) – тепловой эффект химического процесса зависит только от начального и конечного состояния вещества и не зависит от промежуточных стадий процесса. (Частный случай закона сохранения энергии). Следствие-1: тепловые эффекты прямой и обратной реакций равны по величине и противоположны по знаку. Следствие-2: тепловой эффект химической реакции равен сумме энтальпий образования получающихся веществ за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ.
Закона Лавуазье-Лапласа - тепловой эффект образования данного соединения в точности равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения. Отсюда следует невозможность построить вечный двигатель I рода, использующий энергию химических реакций.
Закон Кирхгофа - температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции равен изменению теплоёмкости системы в ходе реакции. Уравнение Кирхгофа, являющееся следствием этого закона используется для расчёта тепловых эффектов при разных температурах.
Принцип Бертло-Томсена: в закрытой химической системе самопроизвольно протекает та реакция, в результате которой выделяется максимальное количество энергии.
Принцип Гиббса – в любой закрытой химической системе при постоянном давлении и температуре возможен только такой самопроизвольный процесс, который ведет к уменьшению свободной энергии системы.
Средняя энергия химической связи – энергия, необходимая для разрушения молекулы с образованием нейтральных атомов, отнесенная к общему количеству химических связей в молекуле.
8. Понятие энтропии. Стандартные значения энтропии, изменение энтропии в химической реакции.
Энтропия (S) – функция состояния, мера неупорядоченности системы, пропорциональная логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное микросостояние. Энтропия имеет размерность энергии, деленной на температуру; обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и выражают в Дж/(моль*К). Из определения ясно, что энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое, из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении газов, при химических взаимодействиях, приводящих к увеличению числа частиц – в первую очередь, частиц в газообразном состоянии.
Для энтропии справедливо высказывание, аналогичное энтальпии: изменение энтропии системы в результате химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ.