1. Атомно-молекулярне вчення.
2. Основні закони хімії.
3. Еквівалент та еквівалентна маса простої та складної речовини в умовах кислотно-основної та окисно-відновної хімічної реакції.
4. Хімічна термодинаміка. Екзо- та ендотермічні реакціі. Закон збереження енергії.
5. Внутрішня енергія, ентальпія. Перший і другий закони термодинаміки.
6. Термохімічні рівняння. Закони Лавуазьє та Гесса.
7. Ентропія, енергія Гіббса. Вплив зміни вільної енергії на можливість проходження реакції.
8. Хімічна кінетика. Швидкість хімічних реакцій та фактори, які на неї впливають.
9. Закон дії мас.
10. Хімічна рівновага. Принцип ле Шательє. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу.
11. Періодичний закон і періодична система Д.І.Менделєєва. Структура періодичної системи.
12. Визначення понять: група, підгрупа, період періодичної системи елементів. Укажіть, які електрони називаються валентними. Поясніть роль валентних електронів при утворенні хімічного зв’язку на прикладі SO3.
13. Розміщення s-, p-, d-, f-елементів у періодичній системі. Розміри атомів та йонів. Зміна атомних та йонних радіусів у періодах і групах.
14. Будова атома. Ядерна модель Резерфорда. Постулати Бора.
15. Принцип мінімуму енергії. Принцип Паулі. Правило Гунда. Правила Клечковського.
16. Вплив електронної будови атомів на властивості елементів. Електронегативність. Потенціал йонізації. Спорідненість до електрона.
17. Природа хімічного звязку. Міцність, довжина, полярність, енергія хімічного звязку.
18. Ковалентний звязок.
19. Йонний звязок.
20. Металічний, водневий звязок.
21. Комплексні сполуки. Координаційна теорія Вернера.
22. Класифікація комплексних сполук, їх структура.
23. Комплексоутворення та дисоціація комплексних сполук. Константа нестійкості.
24. Класифікація розчинів.
25. Методи вираження складу розчинів.
26. Температури замерзання та кипіння розчинів. Закони Рауля.
27. Осмос. Осмотичний тиск.
28. Теорія електролітичної дисоціації. Класифікація електролітів.
29. Ступінь дисоціації слабких електролітів. Фактори, що впливають на ступінь електролітичної дисоціації. Закон розведення Оствальда.
30. Ступінь та константа електролітичної дисоціації.
31. Сильні, слабкі та електроліти середньої сили. Наведіть приклади.
32. Визначення добутку розчинності. Сформулюйте умови утворення та розчинення осаду. Наведіть приклади.
33. Йонний добуток води. Водневий показник. Буферні розчини.
34. Механізм реакції гідролізу. Залежність гідролізу від різних факторів.
35. Ступінь та константа гідролізу, взаємозвязок між ними.
36. Електролітична теорія кислот і основ Арреніуса.
37. Поняття про оксидаційно- відновні реакції.
38. Типи оксидаційно-відновних реакцій.
39. Фактори, що впливають на оксидаційно відновні реакції.
40. Ступінь оксидації. Електронегативність
1. Атомно-молекулярне вчення.
Основні положення атомно-молекулярного вчення:
Речовини мають дискретну будову. Вони складаються з часток (структурних елементів речовин) – молекул, атомів або іонів. 2
. Частки речовин (молекули, атоми або інші) безперервно безладно рухаються. Тепловий стан речовин є наслідком руху частинок.
3. Між складовими частками речовини є відстані. Між складовими частками речовин діють сили взаємного притягання і відштовхування.
Молекули складаються з атомів. Молекули зберігаються під час фізичних явищ і руйнуються під час хімічних явищ (при хімічних реакціях).
Під час хімічних реакцій атоми зберігаються – при цьому відбувається їх перегрупування, що приводить до утворення нових речовин. Різноманітність речовин зумовлена різним порядком сполучення атомів.
. Молекули простих речовин складаються з однакових атомів, складних – з різних атомів.
2. Основні закони хімії.
Закон збереження маси
Маса речовин, що вступили в хімічну реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції. Закон збереження енергії
Енергія не створюється ні з чого і не зникає безслідно, а перетворюється з однієї форми в іншу в еквівалентних кількостях.
Закон сталості складу
Кожна хімічна сполука має сталий якісний і кількісний елементний склад незалежно від способу її добування.
Закон еквівалентів
Маси реагуючих речовин пропорційні їх еквівалентам
Закон кратних відношень
Різні кількості одного з елементів, що припадають на однакову кількість другого елемента, перебувають між собою у відношенні цілих чисел.
Закон Авогадро
В однакових об ( T , P ) ’ ємах різних газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул.
Рівняння Клапейрона P V = ( m / M ) M 2 Мендєлєєва R T
3. Еквівалент та еквівалентна маса простої та складної речовини в умовах кислотно-основної та окисно-відновної хімічної реакції.
Еквівалент– таку його кулькість яка сполучається з 1 моль атомів водню
Еквівалент елемента рівний В (валентності)
Маса 1 еквівалента – еквівалентамаса (складної речовини це маса поділити на залишок),
Екв.кислоти 1/основність H2so4=1/2
Екв маса кислоти Маса/основність
Екв.основи 1/кислотність Ва(ОН)2 = ½
Екв. Маса основи Маса/кислотність
Екв солі 1/н*ст..ок( 1/к-сть атомів металу * ст..ок металу)
Об’єм екв який займає в даних умовах 1 еквівалент
4. Хімічна термодинаміка. Екзо- та ендотермічні реакціі. Закон збереження енергії
Всі хімічні реакції супроводяться перетворенням хімічної енергії в інші форми енергії.
Для кількісної характеристики енергетичних ефектів хімічних реакцій різні форми енергії додають і виражають у джоулях, а сумарну величину називають тепловим ефектом реакції.
Енергетичні ефекти реакцій вивчає розділ хімії, що має назву термохімії. У термохімії розрізняють два типи хімічних реакцій: екзотермічні й ендотермічні. Реакції, які супроводяться виділенням теплоти, називаються екзотермічними, а реакції, які супроводяться поглинанням теплоти,— ендотермічними.
5. Внутрішня енергія, ентальпія. Перший і другий закони термодинаміки.
Енергія, яка прихована в речовинах і вивільняється під час хімічних і деяких фізичних процесів, називається внутрішньою енергією.
Для будь-якого процесу справедливий закон збереження енергії:
Θ = ∆U + А.
Під час ізобарного процесу, крім зміни внутрішньої енергії ∆U в системі за рахунок зміни об’єму виконується певна робота, яка дорівнює добутку тиску Р на зміну об’єму системи ∆V:
А = Р (V2 — V1) = Р∆V
Отже, для ізобарного процесу тепловий ефект реакції дорівнює:
Θp= ∆U + Р∆V,
прийнявши, що: U +РV = ∆Н,де величина Н має назву ентальпії – перший закон термодинаміки.
6. Термохімічні рівняння. Закони Лавуазьє та Гесса.
Позитивна величина зміни ентальпії ∆Н відповідає збільшенню ентальпії, або поглинанню теплоти системою. Негативна зміна ентальпії ∆Н відповідає зменшенню ентальпії, або виділенню теплоти системою (вимірюєтся в кДж/моль).
Термохімічними рівняннями називають таку форму запису реакцій, в яких одночасно з хімічними символами зазначений також тепловий ефект реакції, наприклад:
Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(р), ∆Н°298 = - 286 кДж.
Такі рівняння складаються так само, як і звичайні хімічні рівняння, числами перед сполуками позначають кількість МОЛІВ речовини. ∆Н°298 пишуть у рівнянні окремо, наприклад:
СН4 (г)+2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г), ∆Н°298= - 802,6 кДж
Закон Лавуазьє Ентальпія утв даної сполуки чисельно дорівнює ентальпії її розкладання з проилежним знаком
Закон Гесса
Тепловий ефект реакції залежить тільки від початкового і кінцевого станів системи і не залежить від проміжних стадій реакції або від способу переходу з початкового стану в кінцевий. Закон Гесса здійснюється лише за умови сталості тиску або об’єму.
Наприклад, добування оксиду вуглецю (IV) здійснюється при безпосередній взаємодії простих речовин за рівнянням:
С (графіт) + О2 (г) = СО2 (г), ∆Н = -393,6 кДж
∆Нреакції =Σ∆Нпр.реакції - Σ∆Нвих.речовин
∆Нреакції =∆Н(CO2) – (∆Н(C) + ∆Н(O2))
Теплоти утворення сполук, виміряні за стандартних умов, називають стандартними і позначають ∆Н298.
Відповідно до закону Гесса, тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот утворення продуктів реакції за винятком теплот утворення вихідних речовин.
Наприклад, для взаємодії СО2 і NaOH
2NaOH (к) + СО2 (г) = Na2CО3 (к) + Н2О(р)
тепловий ефект можна розрахувати так:
∆Нреакції = (∆Н(Na2CO3) + (∆Н (Н2О)) —
Ентропія, енергія Гіббса. Вплив зміни вільної енергії на можливість проходження реакції.
Для кількісної оцінки ступеня невпорядкованості системи, введено нову функцію — ентропію S. Основною властивістю ентропії є: у будь-якій замкнутій системі, що змінює свій стан у бік рівноваги, ентропія обов’язково зростає. Тобто при будь-яких самовільних змінах в ізольованій системі ентропія завжди зростає – другий закон термодинаміки.
Закономірності зміни ентропії:
1.Ускладнення молекул зумовлює зростання ентропії.
2.Чим більша твердість речовини, тим менша її ентропія.
3.У межах даної підгрупи елементів періодичної системи ентропія простих речовин зростає.
Ентропія пов’язана з термодинамічною ймовірністю реалізацій даного стану системи рівнянням
S = klnW
де k — константа Больцмана; W —термодинамічна ймовірність, або число можливих мікростанів, які можуть реалізуватись для даного стану системи.
Ентропію S, Дж/(моль•К) відносять до певної кількості речовини і до певних умов так само, як і ентальпію. Зміна ∆S характеризує можливість перебігу процесу. Додатнє значення ∆S вказує на самовільний перебіг процесу, а від’ємне ∆S - на те, що процес відбувається при затраті енергії. Також для цієї величини справедливим є закон Гесса:
∆Sреакції =Σ∆Sпр.реакції - Σ∆Sвих.речовин
Енергія Гіббса
На перебіг хімічного процесу можуть впливати два фактори: ентальпійний і ентропійний. Самовільному перебігу процесу сприяє зменшення ентальпії системи, тобто від’ємне значення ∆Н. Для хімічних перетворень цеозначає утворення більш складних частинок з менш складних. Крім того, самовільний перебіг процесу характеризується збільшенням ентропії, або додатним значенням ∆S. Додатня величина ∆S свідчить про тенденцію частинок до подрібнення. Як видно, ентальпійний і ентропійний фактори мають протилежний характер. Взагалі можливості перебігу хімічного процесу визначаються енергією Гіббса
∆Gреакції =∆Н - Т∆S
Як і ∆Н системи, ∆G не залежить від способу проведення процесу, а залежить тільки від початкових і кінцевих продуктів реакції. Зміна енергії Гіббса дорівнює різниці між сумою енергій Гіббса утворення продуктів реакцій і сумою енергій Гіббса утворення вихідних речовин:
∆Gреакції =Σ∆Gпр.реакції - Σ∆Gвих.речовин
Умовою принципової можливості перебігу реакції є від'ємне значення ∆G, тобто ∆G < 0.
Реакція можлива і відбувається самовільно тоді, коли під час реакції енергія Гіббса зменшується.
Якщо величина ∆G процесу додатня, тобто ∆G > 0, то перебіг реакції неможливий. При ∆G = 0 система перебуває в стані рівноваги, тоді
∆Н = Т∆S, і можна знайти температуру рівноваги
Хімічна кінетика. Швидкість хімічних реакцій та фактори, які на неї впливають.
Кінетика – вчення про швидкість та механізми хімічних реакцій.
Швидкість реакції () – це зміна концентрації реагуючих речовин за одиницю часу.
C2 - C1 C
= ------------- = ±------
t2 – t1 Δt
де С – концентрація, t – час
Швидкість хімічних реакцій в газах і в розчинах вимірюють числом молекул (або молей) даної речовини, що реагує за одиницю часу в одиниці об’єму (моль/л•хв.(сек.)).
Швидкість хімічних реакцій залежить від:
природи реагуючих речовин;
концентрацій реагуючих речовин;
поверхні реагуючих речовин;
температури (правило Вант-Гоффа);
наявності каталізатора
при підвищенні температури на кожні 10С швидкість реакції збільшується приблизно в 2 – 4 рази:
Згідно з законом діючих мас швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, піднесених до ступенів,що дорівнюють стехіометричним коефіціентам:
2A + 3B = 2C
= k [A]2 [B]3
Для реакції:
А(г) + В(г) = АВ(г).
Швидкість реакції виражається рівнянням:
V = k·СА·СВ,
де V- швидкість реакції,
СА і СВ – концентрації реагентів А і В.
k – коефіцієнт пропорційності.
Коефіцієнт пропорційності - константа швидкості
відображає природу реагуючих речовин
V = k·СА·СВ,
числове значення дорівнює швидкості реакції при умові, що концентрації всіх реагуючих речовин дорівнюють одиницi.
k = V, коли СА = СВ = 1моль/л .
Константа швидкості залежить від:
природи реагентів;
температури.
не залежить від концентрацій
9. Закон дії мас.
Закон діючих мас встановлює співвідношення між масами реагуючих речовин в хімічних реакціях при рівновазі, а також залежність швидкості хімічної реакції від концентрації вихідних речовин.
Отже. швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у степенях, які дорівнюють коефіцієнтам, що стоять перед формулами речовин у відповідному рівнянні реакції. Ця закономірність має назву закону діючих мас, відкритого російським ученим М.М.Бекетовим і норвезькими вченими К. Гульдбергом і П. Вааге.
10. Хімічна рівновага. Принцип ле Шательє. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу
У стані хімічної рівноваги швидкість прямої реакції рівна швидкості зворотньої реакції.
Концентрації речовин (вихідних і продуктів) у стані рівноваги залишаються незмінними і називаються рівноважними.
Для загальної реакції аА + вВ сС + dD в момент хімічної рівноваги швидкість прямої і зворотньої реакції однакові і можна записати:
Vпр. = k1AaBb
Vзв. = k2CcDd
Vпр. = Vзв. , тому k1AaBb = k2CcDd і
k1 AaBb / k2CcDd
При даній температурі константи швидкості k1 і k2 є величини сталі, тому їх відношення К = k1/ k2 – теж величина стала і називається константа хімічної рівноваги.
ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЄ
Для реакції:
2SO2 + O2 = 2SO3
Константа рівноваги не залежить від концентрацій, а залежить від природи реагуючих речовин і температури реакції. Чим вона більша, тим повніше взаємодіють речовини. Якщо Крівн. → 0, то хімічна взаємодія є відсутньою, якщо до безкінечності, то це необоротня реакція.
1 2 3 4