- •1. Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.
- •2. Основные стехиометрические законы.
- •3. Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.
- •5. Принцип Пауля. Емкость энергетических уровней и подуровней атомов элементов.
- •4. Волновые свойства электрона. Квантовые числа,s-, p-,d-,f-состояния электронов. Электронные орбитали.
- •6. Связь периодического закона со строением электронных оболочек атома. Правило Клечковского. Энергетические ячейки. Правило Хунда.
- •7.Периодический закон д.И.Менделеева и периодическая система: ряды, периоды, группы, подгруппы и порядковый номер.
- •8. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство электрону,
- •9. Образование химической связи. Энергия связи и длина связи.
- •10. Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. Валентность.
- •11. Направленность ковалентной связи. Сигма и пи-связи. Гибридизация атомных орбиталей.
- •12. Ионная связь.
- •13. Полярность связи. Полярность молекул и их дипольный момент.
- •14. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения.
- •15. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
- •Межмолек.Взаим-е.
- •16. Система. Фаза. Компонент. Параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные условия.
- •18 Стандартная энтальпия образования. Следствия из закона Гесса.Термохимич.Расчеты.
- •19. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры (закон Кирхгоффа).
- •20. Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии.
- •23. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
- •23. Константа химического равновесия. Расчет Кр и Кс.
- •26. Молекулярность и порядок реакции.
- •27. Кинетическая классификация по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции.
- •28. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
- •29. Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета.
- •34. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри. Закон Дальтона. Закон распределения.
- •30. Скорость гетерогенной химической реакции.
- •32. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •32. Растворы. Растворимость. Способы выражения концентраций растворов.
- •1. Мольная доля
- •6.Нормальность
- •33. Физические и химические процессы при при растворении. Растворимость твердых тел и жидкостей в жидкостях.
- •35. Законы Рауля.
- •38.Сильные электролиты. Понятие активности и коэффициента активности.
- •36. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Слабые электролиты.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
- •37. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •40. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.
- •41. Овр. Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в овр.
- •45. Стандартный водородный электрод. Формула Нернста. Стандартный потенциал. Ряд напряжений.
- •42.Возникновение скачка потенциала на границе “металл-раствор”. Равновесный электродный потенциал.
- •43. Медно-цинковый гальванический элемент Якоби-Даниеля. Процессы на электродах. Понятие об эдс.
- •44.Зависимость эдс гальванического элемента от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная эдс.
- •49.Химическая и концентрационная поляризация при электролизе. Перенапряжение.
- •46. Типы электродов и цепей. Окислительно-восстановительные электроды и цепи.
- •48. Законы Фарадея. Выход по току.
- •47.Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.
- •3) Ме,стоящие в ряду напр-я посла водорода
- •50.Классификация химических источников тока.
- •51. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия.
- •52. Основные методы борьбы с коррозией.
- •53. Кристаллическое состояние вещества. Химическая связь в кристаллах.
- •54.Сущн-ть физико-химич.Анализа.Пр-ло фаз.Диаграмма состояния воды.
- •55. Основные принципы построения диаграммы плавкости бинарных систем.
- •1. Принцип непрерывности.
- •2. Принцип соответствия.
- •56. Эвтектическая диаграмма плавкости (без образования твердых растворов).
- •57.Диаграмма плавкости непрерывно твердых растворов. Правило рычага.
- •58. Диаграмма плавкости бинарной системы с ограниченными твердыми растворами.
- •59. Диаграмма плавкости бинарной системы с образованием химических соединений.
13. Полярность связи. Полярность молекул и их дипольный момент.
Ков.полярная-атомы с разной ЭО.
Пол-ть ков.св.опред-ся дипольн.моментом.
Диполь-электрически нейтральная сист.с 2-мя одинаков.по в-не «+» и «-» зар-ми,наход-ся на опред.расст-и др.от др.
Основная характеристика диполя – дипольный момент. [1Д=3,3*10-30 Кл*м] -напряженность поля,l – плечо диполя.
Примеры полярных молекул-диполей: .
Чем больше плечо, тем полярнее молекула.
Для ионных соединений D=4-11 единиц, для полярных D=0-4 единиц.
Полярность связи – вектор, направленный от отрицательного полюса к положительному, происходит взаимное уничтожение векторов.
\
14. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения.
Донорно-акцепторн. Св. (ДАС) – разнов-сть ков. св.Донор имеет готов.эл-ны,а акцептор-своб.орб-ли.
Выделяют соединения первого порядка (или валентно-насыщенные соединения) Пример: H2O, AgCl, NH3, HCl, KJ, CuSO4, FeCl3 и т.д. Реагируя друг с другом дают соединения высшего порядка (или комплексные соединения).
В комплексных соединениях проявляются ДАС.
ДАМ реализ-ся чаще всего в компл.соед-ях,где акцептором явл-ся ионы d-ме.,а донорами-ионы или м-лы лигандов.
Лиганды-галогенидные ионы-Г-
Цианидные-(CN)-
Родонидные-(CNS) –
М-лы аммиака-NH3
Этиленгиамин-En(H2N-CH-CH-NH2)
Лиганда хар-ся дентапностью,т.е.сколько мест занимают они.К-во мест опр-ся к-вом электрон.пар.
Состав комплекс.соед-й:
1. [Ag(NH3)2]Cl-хлориддиамин серебра
Соед-е р-ионного типа.В квадратных скобках-комплексообраз-ль(d-ме). К.ч.=2
К.ч.-число лигандов,координируемое комплексообр-ем
Обычно к.ч. в 2р.>ст.оксил-я.
2.К4[Fe(CN)6]-гексоцианоферрат-4-калия, к.ч.=6
3.[Pt(NH3)2Cl2]-дихлоридодиаминплатина.
неэлектролитное соед-е.
Диссоциация компл.соед-и:
1. [Ag(NH3)2]Cl→[Ag(NH3)2]++Cl-
Диссоц-ет как прост.соль-на комплекс.ион и внешнюю сферу.
2.компл.соед-е хар-ся особой прочностью
[Ag(NH3)2]+↔Ag++2(NH3)o- равновесное сост-е
Хар-ся константой нестойкости комплекс.иона.
Люб.равновесн.сост-е хар-ся const равнов-я по з-ну действующих масс.
Const равна произв-ю концентр-и в продутах равных коэф-ов,деленное на произв-е конц-и исходных в-в.
Const нестойкости-постоянная в-на. Чем < const нестойкости,тем прочнее комплексный ион.
15. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
Водородная связь –хим.св,образов.»+» поляриз.
водородом м-лы А-Н и электроотриц.атомом В др.или той же мол-лы. Молек.масса-18(маленькая),вода в н.у.-
жидкая за счет существ-я вод.связей.
Основная св.гораздо прочнее и длина <.
Вода обладает большой теплоемк-ю. При 100осв.рвутся
Наиб.пл-ть воды при 4о.Эн.вод.св.измен-ся от 20 до 40 кДж.Эн.св.возр-ет с увел-ем ЭО и уменьш-ем размеров атомов.(Н2О)2-при 4о.(Н2О)3-для льда.
Межмолек.Взаим-е.
В газах,жидк-ях,ТВ.телах действуют силы отталк-я(ограниченная сжимаемость)и притяж-я (конденс-я,кристализ-я)
A и n (12) – эмпирические константы, r – расстояние между частицами.
Разл-ют силы прит-я:
Вандервальсов.силы
Ориентацион. Дисперсионн. Индекционн.
(м/у 2 полярн. (непол.м-л,у к-ых (одна-пол.м-ла,
мол-ми) созд-ся мгнов.диполь) др.-нет)
общ. эн-я прит-я-сумма диспер,ориентац.и индукц.сил..
17.1-ое нач.термод-ки.З-н Гесса,как сл-е 1-го з-на нач.термод-ки.
-форма выраж-я з-на сохр-я эн-и
-невозможен двигатель 1-го рода(машины,соверш.раб.без затраты эн-и)
-эн-я не может ни создав-ся,ни исчезать,но может превращ-ся из одной формы в др..
q=∆U+A
1)p-const: δq=dU+δA=dU+pdV=d(U+pV)=dH
∆H=∆U+∆nRT, ∆n-к-во газообр.в-в
2)T-const: δq= dU+pdV, dU=0
q=RTlnV2/V1= RTlnp1/p2
3)V-const: q=U2-U1
З-н Гесса:
Теплов.эффекты р-и при р-const не зависят от пути р-и.Опр-ся природой в-в и сост-ем исх.в-в и прод-ов.
.