- •Предмет, задачи общей и неорганической химии. Роль химии в естественных науках.
- •Основные понятия химии
- •Основные стехиометрические законы.
- •4. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.
- •5. Строение атома; развитие учения о строении атома; модели Томсона, Резерфорда, Бора.
- •6. Строение электронных оболочек атомов.
- •7. Периодический закон и периодическая система элементов.
- •8. Периодичность свойств химических элементов.
- •9. Природа химической связи. Основные типы химической связи.
- •10. Ковалентная химическая связь. Способы образования ковалентной связи. Основные характеристики.
- •11. Свойства ковалентной связи. Степень окисления атома.
- •12. Геометрия структур с ковалентным типом связи (гибридизация sp, sp2, sp3)
- •13. Основы метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей.
- •14. Ионная и металлическая связь. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие
- •15. Кристаллическое, жидкое и аморфное состояние веществ.
- •16. Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физические свойства
- •17. Влияние температуры на скорость химических реакций. Основные положения теории активации Аррениуса.
- •18. Катализ. Влияние катализаторов на скорость химических реакций.
- •19. Необратимые и обратимые реакции. Принцип Ле Шателье.
- •20. Дисперсные системы и их характеристика. Коллоидные растворы
- •3. По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы.
- •21. Растворение как физико-химический процесс.
- •22. Растворимость веществ. Состав растворов.
- •23. Основные положения теории электролитической диссоциации.
- •24. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.
- •25. Теория сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.
- •26. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда
- •27. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •28. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
- •29. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков
- •30. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
- •31. Теория окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.
- •32. Ионно-электронный метод (метод полуреакций). Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •33. Электрохимические процессы. Электродный потенциал. Стандартные электродные потенциалы. Водородный электрод.
- •34. Электрохимический ряд напряжений металлов. Уравнение Нернста. Гальванический элемент и его э.Д.С. Влияние условий на протекание окислительно-восстановительных процессов.
- •35. Основные положения координационной теории. Строение комплексного соединения.
- •36. Устойчивость комплексных соединений. Понятие о двойных солях. Биологическая роль комплексных соединений.
- •37. Общая характеристика водорода. Гидриды. Ион водорода и ион гидроксония.
- •38. Галогены. Общая характеристика элементов. Особенности фтора. Свойства простых веществ галогенов.
- •39. Галогеноводороды. Галогениды. Особенности плавиковой кислоты. Соляная кислота. Роль соляной кислоты и хлоридов в живых организмах.
- •40. Кислородсодержащие соединения галогенов. Кислородные кислоты хлора и их соли. Хлорная известь. Бертолетова соль. Перхлораты. Кислородосодержащие кислоты брома, иода и их соли.
- •41. Общая характеристика элементов via группы. Особенности кислорода. Аллотропия и изоморфизм серы. Свойства простых веществ. Применение и биологическое значение халькогенов.
- •42. Гидриды типа н2э. Ассоциация молекул воды. Токсичность сероводорода и других халькогеноводородов, их физиологическое действие.
- •43. Вода. Клатраты. Вода как растворитель. Вода в природе и ее роль в жизнедеятельности организмов. Пероксид водорода.
- •44. Халькогениды. Растворимость и гидролиз сульфидов металлов. Полисульфиды.
- •45. Оксиды халькогенов. Диоксиды и триоксиды элементов. Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты.
- •52. Фосфорные удобрения. Сложные минеральные удобрения.
- •1. Мышьяк
- •2. Сурьма
- •3. Висмут
- •54.Общая характеристика элементов iva группы. Способность
- •56.Кислородсодержащие соединения углерода. Оксиды углерода.
- •57. Угольная кислота и ее соли. Временная жесткость воды и
- •57.Угольная кислота и ее соли. Временная жесткость воды и способы ее устранения. Карбонатное равновесие в природе.
- •59.Общая характеристика металлов. Общая характеристика валентных состояний металлов а и в групп. Значение и роль металлов в жизнедеятельности живых организмов.
16. Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физические свойства
Скорость химической реакции – число элементарных актов реакции, происходящих за единицу времени, в единице объема (гомогенная реакция) или на единице поверхности (гетерогенная реакция) раздела фаз.
Мера скорости химической реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося при реакции за единицу времени в единице объема системы или на единице поверхности раздела фаз.
;
- число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ; V – объем системы; t – время; S – площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция; – молярная концентрация данного вещества.
Средняя скорость реакции при определенной температуре равна изменению концентрации одного из реагентов или одного из продуктов за единицу времени.
Элементарные реакции – протекают в одну стадию.
Сложные реакции – протекают в несколько стадий.
Закон действующих масс: скорость химических реакций пропорциональна концентрации реагирующих веществ, возведенных в степень их стехиометрических коэффициентов.
Для гомогенных реакций:
k- константа скорости; [ ] – молярная концентрация.
Величина k зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и присутствия катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций в уравнении закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой форме или в растворе. Концентрация твердых веществ представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости. Скорость любого гетерогенного процесса возрастает при увеличении поверхности контакта фаз (измельчение).
17. Влияние температуры на скорость химических реакций. Основные положения теории активации Аррениуса.
Правило Ван-Гоффа: скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на 10 градусов.
γ - температурный коэффициент
Ускорение химической реакции с ростом температуры, казалось бы, можно объяснить увеличением числа столкновений реагирующих частиц. Однако далеко не каждое столкновение приводит к акту химической реакции. Для того чтобы столкновение стало эффективным, реагирующие частицы должны не только обладать достаточной энергией, но и иметь пространственное соответствие. Количественной характеристикой энергетического соответствия является величина, называемая энергия активации (Еа).
Энергия активации (Еа) – это некоторое избыточное количество энергии по сравнению со средней ее величиной, которым должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы произошла реакция.
Энергия активации расходуется на преодоление отталкивания между частицами и на ослабление химических связей у исходных веществ. Таким образом, энергия активации косвенно характеризует природу реагирующих веществ, так как отражает прочность химической связи в них.
Влияние температуры и природы реагирующих веществ на скорость химической реакции описывается уравнением Аррениуса, которое связывает константу химической реакции с энергией активации и температурой:
где Ао – предэкспоненциальный множитель; Еа– энергия активации; R– универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль∙К); Т– абсолютная температура.
Из уравнения Аррениуса следует, что при постоянной температуре константа скорости определяется величиной энергии активации. Чем выше Еа, тем меньше в реакционной смеси активных молекул, тем меньше константа скорости и сама скорость химической реакции.