- •Химия как раздел естествознания.
- •Значение химии для народного хозяйства. Понятие о материи и веществе.
- •Основное содержание атомно-молекулярного учения. Простое вещество и химический элемент.
- •Атом. Молекула. Ион.
- •Атомные и молекулярные массы. Моль. Эквивалент.
- •Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.
- •Ядерная модель строения атома. Квантово-механические представления о строении атома.
- •Квантовые числа.
- •Формы электронных облаков. Атомная электронная орбиталь.
- •Порядок заполнения электронами энергетических уровней в атоме.
- •Принцип минимума энергии.
- •Принцип Паули.
- •Правило Хунда.
- •Правила Клечковского.
- •Строение атомных ядер. Изотопы.
- •Энергия связи. Дефект массы.
- •Периодический закон. Порядковый номер элемента.
- •Размеры атомов и ионов. Энергия ионизации.
- •Сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •Теория химического строения.
- •Типы химической связи.
- •Метод валентных связей.
- •Способы образования ковалентной связи.
- •Направленность ковалентной связи.
- •Гибридизация атомных электронных орбиталей.
- •Основные понятия термодинамики.
- •Первый закон термодинамики.
- •Второй закон термодинамики.
- •Энтропия. Статический и термодинамический смысл.
- •Третий закон термодинамики и его следствия.
- •Превращения энергии при химических реакциях.
- •Основные понятия термохимии.
- •Первый закон термохимии. Термохимические уравнения.
- •Второй закон термохимии и его следствие.
- •Термодинамические функции: внутренняя энергия, энтальпия.
- •Энергия Гиббса. Направленность химических процессов.
- •Скорость химических реакций в гетерогенных и гомогенных системах.
- •Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.
- •Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ и температуры.
- •Энергия активации. Активированный комплекс.
- •Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •Стадии протекания гетерогенных реакций.
- •Необратимые и обратимые реакции.
- •Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
- •Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.
- •Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •Правило фаз Гиббса.
- •Растворы. Процесс растворения.
- •Способы выражения состава растворов.
- •Растворимость. Закон Генри.
- •Закон распределения. Экстракция.
- •Осмос. Закон Вант-Гоффа.
- •Давление пара растворов. Закон Рауля.
- •Водные растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.
- •Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
- •Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •Состояние сильных электролитов в растворе. Активность. Ионная сила.
- •Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •Ионно-молекулярные уравнения. Гидролиз солей.
- •Произведение растворимости. Диссоциация воды. Водородный показатель.
- •Окисленность элементов. Окислительно-востановительные реакции.
- •Составление уравнений окислительно-востановительных реакций.
- •Электрохимические процессы. Гальванический элемент Якоби-Даниэля.
- •Электронные потенциалы. Уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал.
- •Водородный электрод. Измерение электродных потенциалов.
- •Электролиз. Реакции на катоде и аноде при электролизе.
- •Электролиз растворов и расплавов солей.
- •Законы Фарадея. Применение электролиза.
- •Определение и классификация коррозионных процессов.
Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ.
Катализ - изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Катализ может быть положительным (когда скорость реакции увеличивается) и отрицательным (когда скорость реакции уменьшается или реакция почти полностью подавляется). Катализ не смещает химическое равновесие, т.к одновременно изменяет скорость как прямой так и обратной реакции. В-ва, не расходующиеся в рез-те проведения р-ции, но влияющие на ее скорость, наз. катализаторами. Они ускоряют процесс, замедляют – ингибиторы.
Гомогенный катализ – катализатор и реагирующие в-ва образуют одну фазу. Гетерогенный катализ – катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.
Стадии протекания гетерогенных реакций.
Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.
Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества
Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их
Химическая реакция между реагирующими молекулами
Десорбция продуктов с поверхности катализатора
Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток
Необратимые и обратимые реакции.
Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми. Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании: 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 ↑ . Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми. Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Например: 3H2 + N2 ⇌ 2NH3.
Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.
к – константа хим. равновесия – количественная величина, служащая количественной х-кой хим. равновесия. Зависит от природы реаг. в-в, от температуры, от присутствия катализатора не зависит.
Пусть некоторая реакция описывается уравнением: aA + bB = cC + dD .a, b, c, d - коэффициенты уравнения реакции; A, B, C, D - химические формулы веществ. Константа равновесия:
[C]^c[D]^d
K = ——————
[A]^a[B]^b
Факторы, определяющие направление протекания химических реакций.
Энтропийный и энтальпийный.
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пребывать в нём до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. Наибольшее значение имеют случаи нарушения химического равновесия вследствие уменьшения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии; изменение давления и температуры. Эти нарушения равновесия регламентируются принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказать воздействие, то в результате протекающих в ней процессов, равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.