- •1) Основные законы химии: сохранения массы и энергии, постоянство состава, эквивалентов и Авогадро.
- •2) Закон постоянства состава с современной точки зрения. Соединения постоянного и переменного состава.
- •3) Закон эквивалентов. Эквивалент элементов и соединений.
- •4) Классы неорганических соединений.
- •5) Модель строения атома Резерфорда
- •6) Теория строения атома Бора. Недостатки теории строения.
- •7) Принципы квантов механики: дискретность энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принципы неопределенности Гейзенберга.
- •8) Уравнение Шредингера. Смысл волновой функции.
- •9) Квантовые числа. Их значение и сущность.
- •10) Электронного уравнения, подуровня, орбитали.
- •11) Правила и принципы, определяющие последовательность формирования электронных уровня и подуровня.
- •13) Периодический закон д.И.Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов(потенциал ионизации, сродство к электрону, атомные радиусы)/
- •14) Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп в связи с электронным строением атома/
- •15) Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи.
- •16) Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи.
- •17) Основные положения метода Валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизма образования ковалентной связи.
- •18) Валентные возможности атомов в основном и в возбужденном состоянии.
- •20) Насыщаемость ковалентной связи. Понятие валентности.
- •21) Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.
- •22) Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
- •23) Достоинства и недостатки метода в.С.
- •24) Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.
- •25) Описать методы мо связи в биполярных и много центровых молекулах(b2 o2 BeH2 BeF2).
- •26) Ионная связь предельный случай ковалентно-полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды кристаллических решеток для соединения с ионной связью.
- •27) Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.
- •28) Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.
- •Дисперсионные силы
- •29) Водородная связь.
- •30) Основные типы кристаллических решеток.
- •Простейшие кристаллические решетки. Плотнейшая кубическая упаковка. Плотнейшая гексагональная упаковка
- •31) Законы термохимии. Следствие из законов Гесса.
- •32) Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии и энтропии.
- •33) Энергия Гиббса, её взаимодействие с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.
- •34) Скорость химической реакции. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.
- •35) Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
- •36) Влияние температуры на скорость химический реакций. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •37) Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.
- •38) Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.
- •39) Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
- •40) Влияние различных факторов на смещение равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •41) Определение раствора. Физико-химические процессы при образование растворов. Изменения энтальпии и энтропии при растворение.
- •42) Способы выражения концентрации растворов.
- •43) Закон Рауля.
- •44) Осмос. Осматическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •45) Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.
- •46) Теория элекролитической диссоциации. Физическая теория Аррениуса, химическая Менделеева и современный взгляд на диссоциацию.
- •47) Реакции в растворах электролитов, их направленность. Смещение ионных равновесий.
- •48) Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика.
- •49) Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.
- •50)Гидролиз солей.
- •51) Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •52) Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нэриста.
- •53. 1)Гальванические элементы. 2)Процессы на электродах. 3)эдс гальванического элемента.
- •54. 1)Обратимые источники электрической энергии. 2)Кислотные и щелочные аккумуляторы.
- •55.Топливные элементы.
- •56.1)Электролиз растворов и расплавов. 2)Последовательность электродных процессов. 3)Перенапряжение и поляризация.
- •57.Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.
- •58. Коррозия металлов в растворах солей.
- •59. Применение электролиза в промышленности.
- •60. 1)Электрохимическая коррозия металлов. 2)Основные виды электрохимической коррозии. 3)Процессы на электродах.
- •61. Методы борьбы с коррозией.
- •Выбор одного из методов защиты основывается не только на технических соображениях, но и на экономических расчетах. Наиболее дешевым и распространенным методом являются лакокрасочные покрытия.
35) Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
Факторы:
концентрация веществ
давление
природа реагентов
температуры
поверхности соприкосновения реагентов
Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:
Cкорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
v = kcA cB ,
где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс.
Влияние температуры .
Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:
При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.
Влияние давления
Давление сильно влияет на скорость реакций с участием газов, потому что оно непосредственно определяет их концентрации.
p/RT = c
Давление и молярная концентрация газа связаны прямо пропорционально. Поэтому в закон действующих масс мы можем подставлять вместо концентрации p/RT.
36) Влияние температуры на скорость химический реакций. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза. Уравнение, которое описывает это правило следующее:
V2 = V1 * Y(T2 − T1) / 10
где V2-скорость реакции при данной температуре(T2), V1-скорость реакции при температуре T1, Y-температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиватся в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).
Следует помнить, что правило Вант-Гоффа ограниченную область применимости. Ему не подчиняются многие реакции, например реакции, происходящие при высоких температурах, очень быстрые и очень медленные реакции. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.
Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:
Y = (V2 / V1)10 / (T2 − T1)
Энергия активации в элементарных реакциях, минимальная энергия реагентов (атомов, молекул и др. частиц), достаточная для того, чтобы они вступили в химическую реакцию, т. е. для преодоления барьера на поверхности потенциальной энергии, отделяющего реагенты от продуктов реакции.
Потенциальный барьер - максимум потенциальной энергии, через который должна пройти система в ходе элементарного акта химического превращения.
Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры .
Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации), чтобы этот барьер преодолеть
Уравнение Аррениуса:
Уравнение Аррениуса стало одним из основных уравнений химической кинетики, а энергия активации — важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.