- •1. Строение атома. Модели атома (Морозова, Резерфорда, Бора). Теория Бора. Уравнение Планка. Принцип неопределенности Гейзенберга. Волновая функция.
- •Строение атома по Бору:
- •3.Периодическая система элементов состоит из периодов и групп
- •8. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.
- •10. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •10.Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.
- •7. Типы связи σ-, π-, δ- связь.
- •9. Ионная связь и ее свойства.
- •13,14. Химичёская термодинамика, термодинамические параметры (т, р, V). Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики.
- •14,15. Энтальпия образования вещества. Закон Гесса и его применение.
- •16. Свободная энергия Гиббса. Самопроизвольность протекания реакций. Свободная энергия Гиббса
- •19,23. Химическая кинетика. Закон действующих масс гомогенных и гетерогенных систем. Скорость прямой и обратной реакции. Константа скорости химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.
- •20,23. Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса
- •23. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы и ингибиторы.
- •18. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических процессов. Принцип Ле-Шателье
- •26. Растворы Свойства растворов.
- •Способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).
- •27. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
- •28. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.
- •30. Гидролиз солей. Константа гидролиза.
- •29. Произведение растворимости.
- •24. Дисперсные системы. Коллоидные растворы, свойства.
- •32. Строение мицеллы коллоидов. Оптические и электрические свойства. Мицелла. Св-ва
Способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).
Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя. 1) процентная концентрация – отношение массы данного вещества в растворе к массе всего раствора. Выражается в % и показывает сколько граммов вещества содержится в 100 гр раствора. 2)Молярная концентрация выражается числом моль растворенного вещества в одном литре раствора.
С(х)=n(x) / V, n=m / M, C(x)=m(x)/ (M(x)*V). обозначается ч/з М. 1М – 1 моль в литре раствора. 3) нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) число грамм эквивалента содержащийся в одном литре раствора[Н]. N(x)=nЭ(х)/V=m(x)/(MЭ(х)*V). Эквивалент – реальное или условное частица вещества который может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-то способом эквивалентно одному атому водорода обменных или ОВР или кислотно-основных реакциях. Для вычисления эквивалента надо разделить молярную массу: а) для кислоты – на количество замещаемых атомов водорода. б) для основания – на количество замещаемых гидроксильных групп. в) для солей – на число ионов металла умноженное на его валентность.
4) моляльная – число молей вещества растворенного в 1 кг растворителя (моль/кг). С(х)=n(x)/m2 =m1/(m2*M(x))/
5) титр – это отношение массы вещества к объему раствора.
27. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
Электролиты – это вещества, которые проводят эл. ток если они находятся в растворенном или расплавленном состояниях. Носителями электричества в растворе являются анионы(-), катионы(+). При растворении солей, кислот, оснований в воде происходит диссоциация этих веществ с образованием эл. заряженных частиц катионов и анионов. Эл проводимость водных растворов пропорционально общей концентрации ионов в растворе.
i - изотонический коэффициент – показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального.
∆Ткип=i * KE*Cm
Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации α – это отношение числа продиссоциирующих молекул на ионы к общему числу молекул.
α = (i-1)/(k-1) k – это число от2 до 4
электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворимого вещества. Это взаимодействие приводит к поляризации связей и происходит образование ионов за счет ослабления и разрыва связей в молекулах растворяемого вещества.
электролиты:
а) сильные - = 1: сильные кислоты, сильные основания, все соли – вещества которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.
б) слабые - < 1: слабые кислоты, слабые основания, вода – вещества, частично диссоциирующие на ионы.
Константа диссоциации является важной характеристикой слабых электролитов так как указывает на прочность их молекул в данном растворе (для сильных электролитов константы диссоциации отсутствуют).
Закон разбавления Освальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается