- •10. Связь периодич-го з. Со строением эл-ных оболочек атомов. Пр. Клечковского. Энергетич. Ячейки. Правило Хунда.
- •8. Волновые свойства электрона. Квантовые числа,s-, p-,d-,f-состояния электронов. Электронные орбитали.
- •9. Принцип Паули. Емкость энергетических уровней и подуровней атомов элементов.
- •16.Ионная (электронная связь).
- •15.Направленность ковалентной связи ᵹ- и π-связи. Гибридизация атомных орбиталей.
- •19.Донорно-акцепторный механизм ков.Св.. Комплексные соединения.
- •17. Представление о методе молекулярных орбиталей.
- •14. Ков.(атомная) св.. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. Валентность.
- •13.Образование химической связи. Энергия и длина связи.
- •11. Периодич.З.Д.И.Менделеева и периодич.Сист. Эл-ов: ряды, периоды, группы, подгруппы, порядковый номер эл-та.
- •7. З.Хим.Экв-ов. Молярные экв-ные массы сложных в-в.
- •3. Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.
- •6. Основные стехиометрические законы.
- •5. Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.
- •21. Система. Фаза. Компонент. Параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия. Стандартные условия.
- •22. Первое начало термодинамики. Закон Гесса как следствие первого начала термодинамики. Термохимические расчеты.
- •27. Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.Первый закон.
- •29.Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
- •34.Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости.
- •36. .Кинетическая классификация по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции.
- •41. Дисперсные системы. Коллоидные растворы.
- •37 .Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса
- •44. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри-Дальтона. Закон распределения.
- •50.Произведение растворимости.
- •12. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство электрону,
- •57.Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.
- •3) Ме,стоящие в ряду напр-я посла водорода
- •59.Классификация химических источников тока.
- •60. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия.
- •61. Основные методы борьбы с коррозией.
- •62. Кристаллическое состояние вещества. Химическая связь в кристаллах.
- •64.Сущн-ть физико-химич.Анализа.Пр-ло фаз.Диаграмма состояния воды.
- •67.Адсорбция и абсорбция.
- •64. Основные принципы построения диаграммы плавкости бинарных систем.
- •1. Принцип непрерывности.
- •2. Принцип соответствия.
- •65. Эвтектическая диаграмма плавкости (без образования твердых растворов).
29.Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
В химических системах вещества стремятся к минимуму внутренней энергии. Экзотермические реакции протекают самопроизвольно, так как вещества при их окончании достигают свой минимум внутренней энергии. Но также самопроизвольно протекают и эндотермические реакции - это растворение солей.Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может быть описано.Условия самопроизвольного протекания реакций: 1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии 2. стремление системы к более вероятному своему состоянию.Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов , и возникает состояние называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса.Самопроизвольно протекают те процессы , энергия Гиббса которых равна отрицательному значению.Если температура мала , то энтальпия равна энергии Гиббса и самопроизвольно протекают экзотермические реакции.Если высокая температура , то отрицательное значение имеет энергия Гиббса и реакции протекают самопроизвольно. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов. Обратимые протекают во взаимопротивоположных направлениях .В состоянии химического равновесия система достигает своего минимального значения энергии и энергия Гиббса, как и константа химического равновесия, равна нулю.
31. Константа химического равновесия. Расчет Кр, Кс, КмРассмотрим гомогенную хим.р-ю: Р-и протекают до полного исчезновения исходных в-в, а останавливаются при достижении определенного сост.равн-я. Условия хим.равновесия: Равновесные давления участников реакции: Согласно закону действ. масс конст.равн-я, выраженная через парц.давл-я. Размерность изм-е числа молей при протекании р-и.При написании конст.равновесия гетерогенных реакции учитываются парциальные давления только газообразных участников р-й, поскольку давления пара конденсированных фаз малы по сравнению с газообразными компонентами. Пример. конст.равн-я, выраженная через концентрации. еще Соотн-я м/у конст-ми равновесия:
33.Принцип Ле-Шателье.При неизменных условиях химическое равновесие в системе может сохраняться сколь угодно долго. В случае же изменения условий (концентрация, температура, давление) одна из противоположно направленных реакций может ускориться, чем другая. После этого равновесие сместится, и установится новое состояние равновесия.Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет эффект произведенного воздействия.1. Влияние температуры.Повышение температуры смещает равновесие в сторону процесса, идущего с поглощением тепла. 2. Влияние концентрации.При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону реакции, потребляющей эти вещества (вправо). 3. Влияние давления.Увеличение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей, т.е. в сторону падения давления.Примечание. На реакцию, идущую без изменения числа молей, давление не влияет.