- •Внутренняя энергия и энтальпия системы. I закон термодинамики.
- •Тепловые эффекты химических реакций. Термохимические законы (Лавуазье-Лапласа, Гесса). Термохимические расчеты.
- •Энтропия. II закон термодинамики.
- •Энергия Гиббса. Направленность хим.Процессов. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания реакций.
- •Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции и ее физический смысл.
- •Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса.
- •Гомогенный и гетерогенный катализ. Принцип действия катализатора.
- •Химическое равновесие. Понятие о константе равновесия и ее физический смысл.
- •Способы выражения концентраций растворов.
- •Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •12. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации.
- •Реакции в растворах электролитов. Запись уравнений химических реакций в ионно-молекулярном виде.
- •Реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей.
- •Ионное произведение воды. Реакция среды, рН растворов.
- •Протонно-нейтронная теория строения атомного ядра. Изотопы.
- •Квантово-механическая теория строения атома. Уравнение Де-Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнение Шредингера.
- •Энергетическое состояние электрона в атоме. Квантовые числа.
- •Электронная структура многоэлектронных атомов. Правила Клечковского, Хунда, Паули.
- •Валентность атомов в нормальном и возбужденном состояниях.
- •Периодический закон и периодическая система д.И.Менделеева. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность элементов.
- •Понятие о химической связи. Обменный механизм образования ковалентной связи.
- •Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •Характеристики химической связи (энергия, длина, насыщаемость, направленность, кратность, полярность)
- •Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи.
- •Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации (показать на примерах)
- •Электрохимия. Понятие о проводниках первого и второго рода.
- •Понятие об электродном потенциале. Причины его возникновения. Двойной электрический слой.
- •Факторы, влияющие на величину электродного потенциала. Уравнение Нернста.
- •30. Гальванический элемент. Эдс гальванического элемента.
- •Гальванический элемент Даниэля-Якоби. Концентрационный гальванический элемент.
- •Электролиз. Основные понятия. Электролиз расплавов солей.
- •Электролиз водных растворов солей с инертным анодом и активным анодом.
- •Законы Фарадея. Выход по току.
- •Химическая коррозия. Виды коррозийных разрушений.
- •Основная схема электрохимической коррозии. Кислородная и водородная деполяризация.
- •Защита металлов от коррозии.
- •Химические свойства металлов. Отношение металлов к кислотам.
- •Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с водой и с щелочами.
Гомогенный и гетерогенный катализ. Принцип действия катализатора.
Катализатор– это вещество, не расходующееся в процессе протекания реакции, но влияющее на ее скорость.
Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Обычно катализаторами называют вещества, увеличивающие скорость реакции, а ингибиторами – вещества, замедляющие протекание реакции. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции.
А + В →АВ – некаталитическая реакция
А + С + В →АС + В →АВ + С – каталитическая реакция (С – катализатор).
В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии протекают с меньшими энергиями активации. Иначе
говоря, в присутствии катализатора возникают другие переходные состояния, чем без него, и для их образования требуется меньше энергии, чем для образования переходных состояний, возникающих без катализатора. В результате скорость реакции возрастает.
Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу. При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора. Поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности
Химическое равновесие. Понятие о константе равновесия и ее физический смысл.
Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обрати-мые реакции. Необратимые реакции протекают до конца, а в обратимых ни одно из реаги-рующих веществ не расходуется полностью, потому чтообратимая реакция может проте-кать как в прямом, так и в обратном направлении.
Вначале скорость прямой реакции vпр велика, а скорость обратной реакции vоб равна нулю.
По мере протекания реакции исходные вещества расходуются, и их концентрации падают.
Одновременно появляются продукты реакции, их концентрации возрастают. Вследствие
этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается.
Когда скорости прямой и обратной реакций становятсяодинаковыми, наступает химиче-ское равновесие. Оно является динамическим, т.к., хотя концентрации веществ в системе
остаются постоянными, реакция продолжает протекать как в прямом, так и в обратном
направлении.
При равенстве vпр и vоб можно приравнять их выражения согласно закону действия
масс. Например, для обратимого взаимодействия водорода с иодом:
kпр⋅[H2]⋅[I2]=kоб⋅[HI]2
или
kпр/kобр=[HI]2/[H2]*[I2]=K
Отношение констант скорости прямой и обратной реакций (K) называется константой
равновесия. При постоянной температуре константа равновесия представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов и исходных веществ, которое устанавливается при равновесии. Величина K зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.