- •1.Строение атома. Модель Резерфорда-Бора.
- •2.Уравнение Шредингера. Следствие из решения уравнения Шредингера.
- •3. Периодическая таблица д.И. Менделеева в свете строения атома.
- •4.Изменение радиуса атомов в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.
- •5.Изменение потенциала ионизации в пределах одного периода и в пределах одной по мере роста порядкового номера элементов.
- •6. Заполнение энергетических уровней и подуровней электронами по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе квантово-механических законов.
- •7.Химическая связь. Типы связи. Краткая характеристика.
- •8. Ковалентная связь. Условия ее образования.
- •9. Ионная связь. Условие ее образования и хар-ка.
- •10.Координационная и водородная связь.
- •11. Описание ковалентной связи методом валентной связи (вс).
- •12. Описание ковалентной связи методом молекулярной орбитали (мо).
- •13. Основные понятия химической термодинамики Внутренняя энергия и энтальпия.
- •15. Тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений. Закон Гесса. Термохимические расчеты.
- •17. Критерии химического средства в изолированных и в неизолированных системах.
- •18. Химическое равновесие. Константа равновесия. Связь ее с энергией Гиббса.
- •19.Скорость хим. Реакций(гомогенные и гетерогенные).
- •20. Влияние концентрации, давления, температуры на скорость реакции.
- •21. Энергия активации, порядок и молекулярность реакции.
- •22. Стадийность химических реакций. Понятие о лимитирующей стадии.
- •23. Катализаторы. Механизм действия катализаторов при гомогенном и гетерогенном катализе.
- •24. Классификация дисперсных систем по степени дисперсности и по агрегатному состоянию.
- •25.Термодинамика растворени
- •26. Понятие идеальные растворы, активность и коэффициент активности.
- •27. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.
- •28. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель, рН. Кислотно-основные индикаторы.
- •29. Малорастворимые электролиты. Произведение растворимости.
- •30. Гидролиз солей; факторы, влияющие на процесс гидролиза. РН- гидратообразования.
- •31. Коллоиды. Отличительные свойства коллоидных систем.
- •32. Мицелла. Двойной электрический слой.
- •33. Электрохимическое равновесие на межфазовой границе электрод- электролит. Электродный потенциал.
- •34. Гальванический элемент. Связь э.Д.С. С энергией Гиббса.
- •35. Свойства простого вещества.
- •36. Характер связи в металлах.
- •37. Типы кристаллических решеток.
- •38.Термодинамика и кинетика взаимодействия металлов с кислородом.
- •39. Термодинамика и кинетика взаимодействия металлов с хлором
- •40. Термодинамика и кинетика взаимодействия металлов с водой.
- •41. Термодинамика и кинетика взаимодействия металлов с соляной кислотой.
- •42. Термодинамика и кинетика взаимодействия металлов с серной кислотой.
- •43. Термодинамика и кинетика взаимодействия металлов с азотной кислотой.
- •44. Классификация коррозии по типу разрушений и по механизму протекания процессов.
- •45. Термодинамика и кинетика химической и электрохимической коррозии.
- •47.Пассивность металлов
- •48. Методы защиты от коррозии
- •49. Катодная и анодная защита.
- •50. Катодное и анодное покрытия
26. Понятие идеальные растворы, активность и коэффициент активности.
Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Наиболее важный вид растворов- жидкие растворы. Идеальным раствором называют раствор, для которого выполняется первый закон Рауля.
Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами. В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором.
Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активностью. Под активностью иона понимают ту эффективность, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при хим.реакциях. активность иона равна его концентрации, умноженной на коэффициент активности. Поскольку обычно для характеристики растворов электролитов используется молярная доля(хв), моляльная(сm-отношение количества растворенного вещества к массе растворителя), молярная(св) концентрации вещества в растворе, то и используются 3 различных вида коэффициентов активности: ав=f*хв, ав=γ*сm, ав=у*св, где f,γ,у- соответственно рациональный, моляльный, молярный коэффициенты активности. Коэффициенты активности различных ионов различны. Кроме того, они изменяются в зависимости от условий, в частности, при изменении концентрации раствора. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше 1, а с разбавлением раствора он приближается к 1. Значение f, меньше 1, указывает на взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию. Если же коэффициент активности близок к 1, то это свидетельствует о слабом межионном взаимодействии. Действительно, в очень разбавленных растворах средние расстояния между ионами настолько велики, что действие межионных сил почти не проявляется.
27. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.
Вещества, проводящие электрический ток своими ионами, называются электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты, основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды, гидроксиды, некоторые соли и оксиды в тв. состоянии.
Согласно теории электролитической диссоциации, при растворении в воде электролиты распадаются
(дисссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные- катионы (ионы водорода и металлов), отрицательно заряженные- анионы(гидроксид- ионы). Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь хим.уравнениями. Например, диссоциация HCl выражается уравнением: HCl→H++Cl-. Электролитическая диссоциация- процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении. Степенью диссоциации электролита(α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе, или α=cв(прод)/ cв, где cв(прод)- молярная концентрация молекул, продиссоциировавших на ионы; cв- молярная концентрация вещества, взятого для приготовления раствора. Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.
К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы хим.равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации(протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды, CH3COOH+H2O↔H3O++CH3COO- константа равновесия имеет вид Kk=[H3O+][CH3COO-]/[CH3COOH].