- •1.Основные сведения о строении атомов. Электронные оболочки атомов.
- •4.Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов основного и возмущенного состояний.
- •6.Электронные аналоги. Периодическая таблица. Структура периодической таблицы.
- •7.Периодические свойства атомов: радиус, энергия сродства к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность, окислительно-восстановительные свойства.
- •8.Периодичность изменения свойств химических элементов и их
- •9.Химическая связь и валентность элементов, степень окисления элементов.
- •10. Виды химической связи( ионная, металлическая, ковалентная)
- •11. Основные представления о ковалентной связи, механизмы ее образования.
- •12.Свойства ковалентной связи
- •14. Полярность связей и молекул.
- •15.Водородная связь. Комплементарность.
- •18.Термохимические расчеты. Закон Гесса.
- •22. Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах.
- •26. Факторы влияющие на смещения равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •27. Катализ гомогенный и гетерогенный.
- •31. Гидролиз солей
- •32. Факторы, влияющие на смещение равновесия при гидролизе.
- •34. Пересчеты одних видов концентраций в другие.
- •35. Общие свойства растворов: температура кипения, плавления, осмотическое давление, давление пара над раствором.
- •36. Свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
- •38.Плохорастворимые сильные электролиты. Произведение растворимости, Условие образования и растворения осадков.
- •39. Электрическая ионизация воды. Водородный и гидроксильный показатель.
- •45 Направление овр. Факторы, влияющих на направление овр. Уравнение Нернтса.
- •46.Гальванические элементы. Применение
- •48. Электролиз на активных электродах.
- •49. Применение электролиза
- •50. Коррозия металлов. Виды и типы.
- •51. Электрохимическая коррозия
- •52.Защита от коррозии
- •53. Химические свойства металлов:а)вз/д с неметаллами и кислородом;б)вз/д с водой;
- •54. Качественный и количественный анализ.
18.Термохимические расчеты. Закон Гесса.
Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий. Закон Гесса лежит на основе термохим-их расчетов. Однако границы его действия ограничены изобарно-изотермичес-ми и изохорно-изотермич-ми процессами. Закон Гесса хорощо иллюстрируется с помощью энтальпийных диаграмм. Так как энтальпия зависит от состояния системы, то если при проведении процесса система вернулась в исходное состояние, суммарное изменение энотропии равно 0. Процессы, в кот система последоват-ых реакций возвращ-ся в исходное состояние, наз круновыми процессами или циклами. Метод циклов широко использ-ся в термодин расчетах. Итак закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала реакция, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не меняется конечное и исходное состояние системы.
19. Энтальпия образования химических соединений и ее изменение при химических процессах. Работу можно разделить на 2 слагаемых: работу расширения pV, и другие виды работ, кроме работы расширения. Если на систему не действуют никакие другие силы, кроме постоянного давления, т.е. при протекании химического процесса единстве-нным видом работы явл-ся работа расширения. Характеристическая ф-ия U+pV=H наз-ся энтальпией системы. Это одна из термодинами-ческих ф-ий, характер-их систему, находящуюся при постоянном далении. Как и другие характеристические ф-ии энтальпия зависит от колическтва вещества, поэтому ее изменение, обычно относят к 1 моль и выражают в Дж/моль. Таким образом, изменение энергии системы при изобарических процессах, характеризуют через энтальпию этих процессов.
20. Энторопия и ее изменение при химических процессах.Мерой упорядочен-ности состояния системы служит термодина-мическая ф-ия, получившая название энтропии. Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и скоростями различных видов движения в различных направлениях. Число микросостояний системы наз-ся термодинамической вероятностью системы. Так число частиц в системе огромно, то термодинам-ая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодин-ой вероят-ти lnW. Величина, равная RlnW=S, наз-ся энтропией системы, отнесенной к одному молю в-ва. Как и молярная постоянная энтропия имеет единицу измерения Дж/(моль*К). В отличие от других термодинам ф-ий, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энторпии. При переходе в-ва из твердого состояния в жидкое значительно увеличив-ся неупорядоченность и соответ-но энтропия в-ва. Особенно растет энтропия при переходе в-ва из жидкого в газообразное. Энтропия простых в-в явл-ся период-ой ф-ией порядкового номера элемента. Увеличение числа атомов в молекуле и усложнение молекулы приводит к увеличению энтропии. Итак увеличение энтропии говорит о переходе системы из более упорядоченного состояния к менее упорядоченному в результате тех и иных , в том числе химических процессов.
21.Энергия Гиббса и направление химических реакций.Энергия Гиббса равна: G=H-TS. Энергия Г. служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно- изотермических процессах. Химическая реакция принципиально возможна, если Энер Г. уменьшается, т.е. G<0- это условие возможности самопроизвольного течения реакции в прямом направлении. Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Г. системы возрастает, т.е.G>0-условие невозможности течения р-ии в прямом напрвлении. Направ-ление химических р-ий зависит от их характера. Так условие(G<0) соблюдается при любой темпер-ре для экзотерм-их реакций, у кот в ходе реакций возрастает число молей газообразных веществ, и следоват-но (S>0). Возможности протекания многих реакций завист от темпер-ры, так как с изм темпер-ры измен-ся знак энергии Г. этих р-ий. Если в рез-те экзотерм р-ии уменьшается число молей газообр веществ и соотв-но энтропия системы(S<0) , то при невысокой температуре и реакция может протекать в прямом направлении.