- •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.
1. Законы атомно-молекулярной теории. Понятие эквивалента. Эквиваленты простых и сложных веществ.
Закон сохранения материи и движения (1748, М. В. Ломоносов; 1789, А.Л. Лавуазье) – любое химическое превращение в замкнутой системе не приводит к изменению массы системы.
Закон постоянства состава (1799, Ж. Л. Пруст) – состав чистого вещества не зависит от способа его получения.
Закон простых кратных соотношений (1804, Дж. Дальтон) – массы двух элементов, образующих несколько соединений друг с другом, относятся как небольшие целые числа.
Следствие из закона: Возможность использования относительных единиц массы (Молекулярной массы) при сравнении различных атомов и молекул. Это безразмерное число показывает, во сколько раз масса данного атома (молекулы) больше, чем 1/12 массы атома изотопа углерода 12С.
Закон простых объемных соотношений (1805, Ж. Гей-Люссак) – объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объему газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Закон Авогадро (1811, А. Авогадро) – в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Закон эквивалентов (1793, В. Рихтер) – вещества вступают в реакцию пропорционально их эквивалентам. (Массы взаимодействующих веществ прямопропорциональны их эквивалентным массам).
Эквивалент – такое количество вещества, которое взаимодействует (присоединяет, выделяет, замещает) 1 моль атомов водорода. Эквивалентная масса – масса 1 эквивалента вещества: Э* = АM * Э; (атомная масса * эквивалент) Эквивалентный объем – такой объем при нормальном давлении, который занимает 1 эквивалент любого газа. (Так в 22,4 л H2 содержится 2 моля атомов при нормальном давлении.)
Формулы эквивалентов сложных веществ:
Э оксида = М оксида / (Число атомов эл-та * валентность эл-та);
Э к-ты = М к-ты / Основность к-ты;
Э основания = М основания / Кислотность основания;
Э соли = М соли / (Число атомов металла * валентность металла).
2. Закон Авогадро, следствия этого закона.
Закон Авогадро (1811, А. Авогадро) – в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
Массы равных объемов двух газов при одинаковых условиях будут относиться друг к другу, как их молекулярные массы.
Масса любого вещества, равная его атомной (молекулярной) массе, будет содержать одно и то же количество молекул. Это количество называют числом Авогадро (NA=6.02 * 1023 частиц). Количество частиц, равное NA, принято называть моль. При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем (Молярный объем).
Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс.
Моль – количество вещества, содержащее столько частиц, сколько содержится в 12 г изотопа углерода 12С.
Относительная атомная (молекулярная) масса – безразмерное число, показывающее, во сколько раз масса данного атома (молекулы) больше, чем 1/12 массы атома изотопа углерода 12С.
Молярный объем – объем 1 моля газа при нормальных условиях (0ºС, 101.325 кПа) составляет 22, 4 л.