- •Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.
- •2. Основные стехиометрические законы.
- •3. Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.
- •4. Волновые свойства электрона. Квантовые числа, s-,p-,d-,f-состояния электрона. Электронные орбитали.
- •5. Принцип Паули. Емкость энергетических уровней и подуровней атомов элементов.
- •6. Связь периодического закона со строением электронных оболочек атомов. Правило Клечковского. Энергетические ячейки. Правило Гунда.
- •7. Периодический закон д.И.Менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, подгруппы, порядковый номер.
- •8. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность.
- •9. Образование химической связи. Энергия связи и длина связи.
- •10. Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. Валентность.
- •11. Направленность ковалентной связи. Сигма и п-связи. Гибридизация атомных орбиталей.
- •12. Ионная (электронная) связь.
- •13. Полярная связь. Полярность молекул и их дипольный момент.
- •14. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения.
- •15. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
- •16. Система. Фаза. Компонент. Параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные условия.
- •17. Первое начало термодинамики. Закон Гесса как следствие 1-го начала термодинамики.
- •17. Первое начало термодинамики. Закон Гесса как следствие 1-го начала термодинамики.
- •18. Стандартная энтальпия образования. Следствие из закона Гесса. Термохимические расчеты.
- •19. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры.
- •20. Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии.
- •21. Объединенная формула 1 и 2 начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.
- •22. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
- •23. Константа химического равновесия. Расчет Кр и Кс. Изотерма химической реакции.
- •24. Принцип подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье).
- •25. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости.
- •26. Молекулярность и порядок реакции.
- •28. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.
- •29. Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета.
- •30. Скорость гетерогенной химической реакции.
- •31. Катализ. Сущность гомогенного и гетерогенного катализа.
- •32. Растворы (разбавленные, концентрированные, насыщенные, перенасыщенные).
- •33. Физические и химические процессы при растворении. Растворимость твердых тел и жидкостей в жидкостях.
- •34. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри-Дальтона. Закон распределения.
- •35. Законы Рауля.
- •36. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Слабые электролиты.
- •37. Константы диссоциации. Закон разведения.
- •38. Сильные электролиты. Понятие активности и коэффициента активности.
- •39. Электролитическая диссоциация воды. Ионные произведения воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
- •40. Гидролиз солей.
- •41. Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электронный метод подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.
- •42. Возникновение скачка потенциала на границе раздела «металл-раствор». Равновесный электродный потенциал.
- •43. Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. Эдс.
- •44. Зависимость эдс гальванического элемента от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная эдс.
- •45. Стандартный водородный электрод. Формула Нернста. Стандартный потенциал. Ряд напряжения.
- •46. Типы электродов и цепей. Окислительно-восстановительные электроды и цепи.
- •47. Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.
- •48. Законы Фарадея. Выход по току.
- •49. Химическая и концентрационная поляризация при электролизе. Перенапряжение.
- •50. Классификация химических источников тока.
- •51. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия.
- •52. Основные методы борьбы с коррозией.
- •53. Кристаллическое состояние вещества. Химическая связь в кристаллах.
- •54. Сущность физико-химического анализа. Правило фаз. Диаграмма состояния воды.
- •55. Основные принципы построения диаграммы плавкости бинарных систем. Термографический анализ.
- •60. Произведение растворимости. Условия выпадения осадка.
34. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри-Дальтона. Закон распределения.
В отличие от предыдущего случая с ростом температуры р-римость уменьшается. Закон В. Генри. При постоянной температуре р-римость газа, выраженная в весовых единицах пропорциональна давлению газа над жидкостью.
, где k-константа скорости растворения, p – давление газа над раствором.
, где k-константа скорости испарения, c – концентрация.
При достижении равновесия - константа Генри.
Концентрация пропорциональна давлению. Закон Сивертса: где n понижается с ростом температуры. Полностью закон Генри выполняется для идеальных газов, дающих в итоге идеальные р-ры.
Закону Генри строго подчиняются только те газы, которые не взаимодействуют с р-рителем, их р-римость не велика. t=0, 100гр H2O р=1 атм, 0.335г CO2; р=2 атм, 0.67г CO2
С ростом давления увеличивается плотность газа, т.е. при р=2атм газ занимает тот же объем. Р-римость газа, выраженная в объемных ед. от объема не зависит (Объем. ед./100)
Закон Дальтона: При растворении смеси газов в жидкости р-римость каждого компонента пропорциональна его парциальному давлению. (Кислород в воде)
(кислород) t=20, 100мл Н2О, р=1атм, 3.1 мл O2
(воздух) t=20, 100мл Н2О, р=1атм, 0.62 мл O2
Законы Генри и Дальтона - следствия.
Закон распределения.
Если при постоянной температуре некоторое в-во распределяется между двумя соприкасающимися фазами, то отношение концентрации этого в-ва в соприкасающихся фазах есть величина постоянная, называется коэфф. растворения "L". Величина "L" не зависит от абс. кол-ва вводимого 3-го в-ва, а определяется природой фаз 1,2 и природой в-ва 3.
С/Р=Г
Закон распределения применяется в технике. (при экстракции стали из шлака)
Закон распределения используется при глубокой очистке полупроводниковых материалов (метод плавки по закону распределения)
35. Законы Рауля.
Наблюдая св-ва р-ров Рауль пришел к выводу: Давление пара р-рителя над р-ром всегда ниже давления пара над чистым р-рителем. Вызвано это тем, что часть поверхности р-ра занята гидротированными частицами растворимого в-ва. Испарение раствор. затруднено.
Р0 - давление пара р-рителя над чистым р-рителем
Р1 - давление пара р-рителя над р-ром.
(дельта)Р=Р0-Р1 - абсолютное понижение давления пара р-рителя над р-ром.
(дельта)Р/Р0 - относительное понижение давления пара р-рителя над р-ром.
Р1=Р1*N1=P0*(n1/(n1+n2)
Р1 пропорц. мольной доле р-рителя в р-ре
Относительное понижение пара р-рителя над р-ром равно мольной доле растворенного в-ва: (дельта)Р/Р0=N2
Могут быть и отклонения от прямолинейной зависимости. По величине отклонения можно судить насколько система далека от идеального состояния. А по характеру отклонения "+" и "-" каков характер зависимости между компонентами в реальной системе. Т.к. давление пара раствора меньше, то р-ры должны кипеть при t более высокой, а замерзнуть при t менее низкой, чем чистые р-рители.
2 закон Рауля: Повышение температуры кипения р-ра и понижение температуры его замерзания пропорциональны молярной концентрации р-ра. Кэ и Кз - константы, характеризующие р-ритель Кэ - эбуллиоскопическая Кз - криоскопическая (дельта)Т не зависит от природы р-ренного в-ва, а определяется природой р-рителя и числом молей р-ренного в-ва. Для Н2О Кэ=0.512, Кз=1.86
2 Закон Рауля используется для определения неизвестных молекулярных масс р-ренных веществ.