- •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.
Зависимость скорости от концентрации реагир-щих в-в. Константа скорости реакц-и первого порядка.
МОЛЕКУЛЯРНОСТЬ РЕАКЦИИ, число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) р-ции и превращающихся в продукты. Так, для р-ций в р-рах молекулярность реакции не учитывает число молекул р-рителя, образующих сольватную оболочку или мол. комплексы с реагентами, т. к. эти молекулы не входят в состав продуктов р-ции. В р-циях замещения и элиминирования орг. соед., протекающих часто в неск. стадий, молекулярность реакции оценивается как число молекул, претерпевающих хим. превращение в лимитирующей стадии. Соответственно числу реагирующих частиц различают мономолекулярные реакции, бимолекулярные реакции и тримолекулярные реакции, отличающиеся кинетич. закономерностями и механизмом. Как правило, молекуляр-ность простой р-ции совпадает с порядком реакции, однако бывают и несовпадения.
kT=(1/τ)ln(a/a-x) - константа скорости реакции первого порядка.τ-продолжительность разложения в-ва а-объем в-ва, выделившийся при разложении x1 и x2 - объемы в-ва выделившийся за t при темп-ре T1 и T2 К соответственно.
Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.
Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного в-ва и от количества раств-ля. Некоторые коллигативные свойства растворов используются для определений молекулярной массы растворенного в-ва. Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями:
1. Понижение давления пара раств-ля над раствором, Δр (з а к о н Р а у л я) p1=N1p0; Δp=po-p1=N2p0=p0n2/n1+n2 р-парциальное давление насыщенного пара раств-ля над раствором; Ро-давление насыщенного пара над чистым растворителем; N1- мольная доля раств-ля; N2-мольная доли растворенного в-ва; n1-количество раств-ля n2-количество растворенного в-ва.
2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра, Δtкрист=Km К-криоскопическая постоянная раств-ля; m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва
3. Повышение темп-ры кипения раствора,
Δtкип=Еm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.
4. Осмотическое давление, Р=CмRT кПа См - молярная концентрация; R-8,31 Дж/(моль-1К-1); Т - температура, К.
Осмос-явл.односторонней диффузии. Закон Вантгоффа вел-на осмат давления разбавл. р-ра численно = тому давлению которое производило бы данное кол-во раствор-го в-ва находясь в газообразном сост.и занимала обьём р-ра при данной t. У-е Менделеева-Клайперона PV=mBRT/MB|P= mBRT/MBV|π=CBRT|CB=mB/MBVр-ра м/л
Закон сохранения массы – энергии.Моль Закон Авогадро. Атомные молярные массы.
Масса нейтрального в-ва со временем не изменяется при отсутствии внешних воздействий и следовательно энергия в-ва не изменяется (E=mc2)
Моль — количество в-ва, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12С. Число структурных единиц, содержащихся в 1 моле в-ва (постоянная Авогадро) определено с большой точностью; в практических расчетах его принимают равным 6,02*1023 моль-1.Масса 1 моля в-ва(мольная масса), выраженная в граммах, численно=относ-й мол-ной массе этого в-ва.[Так, относительная молекулярная масса (или молекулярная масса) свободного хлора Сl= 70,90. Следовательно, мольная масса молекулярного хлора составляет 70,90 г/моль. Однако мольная масcа атомов хлора вдвое меньше (35,45 г/моль), так как 1 моль молекул хлора С12 содержит 2 моля атомов хлора.]Согласно Закону Авогадро, при равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул.1 моль любого газа содержит одинаковое число молекул. Следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же обьём. Этот объем называется мольным объемом газа и при нормальных условиях=2,4 л.Объемным содержанием газа в газовой смеси называется часть объема газовой смеси, которую занимало бы содержащееся в ней количество данного таза при той же t и парциальном давлении, равном общему давлению газовой смеси; эта величина может быть им выражена в долях общего объема (объемная доля) или и процентах от общего объема (процент по объему).