- •Аккумуляторы (щелочные и кислотные).
- •Зависимость скорости от концентрации реагир-щих в-в. Константа скорости реакц-и первого порядка.
- •Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.
- •Закон сохранения массы – энергии.Моль Закон Авогадро. Атомные молярные массы.
- •Законы Фарадея. Выход по току.
- •Ионное произведение воды. PH растворов. Произведение растворимости.
- •Коррозия металлов. Виды коррозии. Химическая и электро-химическая: коррозия металлов
- •Массовая и молярная доля растворенного вещества. Плотность раствора, титр раствора вещества.
- •Методы определения молярных масс газообразных веществ. Парциальное давление газа. Закон Дальтона.
- •Направление протекания и константа равновесия окислительно-восстановительных реакций.
- •Оксиды. Классификация. Свойства, номенклатура.
- •Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
- •Принцип Ле-Шателье.
- •Растворы. Молярная концентрация растворенного вещества. Молярная концентрация эквивалентов растворенного вещества. Моляльностъ
- •Реакции окисления-восстановления. Типичные окислители и восстановители.
- •Ряд стандартных потенциалов металлических, электродов. Зависимость значения электродного потенциала от концентрации и Ph электролита.
- •Сильные электролиты. Кажущаяся степень диссоциации. Активность ионов.
- •Физические химические свойства воды. Диаграмма состояния воды.
- •Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями.
- •Химическая термодинамика. Изохорный тепловой эффект химической реакции. Внутренняя энергия.
- •Эквивалент. Закон эквивалентов. Расчет молярных масс эквивалентов простых и сложных в-в.
- •Энтропия. Стандартная энтропия химических соединении. Расчет изменения энтропии хим-х реакций.
- •I и II закон термохимии. I и II следствия из закона Гееса.
Энтропия. Стандартная энтропия химических соединении. Расчет изменения энтропии хим-х реакций.
Мерой вероятности состояния системы в термодинамике принято считать энтропию (S)-величину, пропорциональную логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние.S=kω ω_термодинамич вероятности.Обычно ее относят к 1 молю вещества (мольная энтропия) и выражают Дж/(моль*К). Изменение S системы в результате химической реакции (ΔS) равно сумме энтропии продуктов .реакции за вычетом суммы энтропии исходных веществ.суммирование производят с учетом числа молей участвующих в реакции веществ.S увел. при учв.T,V,растворении идр.S0298K(B)=сумме стандарт.S продуктов реак.-сумма стандарт.S исх.в-в.с учётом стехеометр кооф.S0298K(B)= ΣυS0298K(прод)-ΣυS0298K(ис-х в)
I и II закон термохимии. I и II следствия из закона Гееса.
Закон Лавуазье тепловой эффект разложения хим соед= и противоположен по знаку тепловому э-ту образования.
Тепловой эффект химической реакции (изменение энтальпии или внутренней анергии системы в результате реакции) зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.Из закона Гесса следует, что термохимические уравнения можно складывать, вычитать и на численные множители. Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных в-в.При суммировании следует учитывать, в соотв.с Ур.реакц. число молей участв.в реакции веществ.