Билеты

1. Квантовое число. Атомные орбитали. Электрон обладает свойствами волны и частицы. Описывает состояние электрона уравнение Шредингера (значение энергии для электрона дискретное). Исходя из этого предположено описание электрона при помощи квантовых чисел. Главное квантовое число n=1,2,3… определяет энергию и номер энергетического уровня. Орбитальное квантовое число определяет форму орбитали и энергетических подуровней. Магнитное квантовое число определяет пространственную ориентацию орбитали и от части ее форму. Спиновое квантовое число характеризует собственный магнитный импульс и связанный с ним магнитный момент. Число орбиталей в пределах энергетического подуровня равно (2l+1).	2. Размещение электронов в атомах: правило Клечковского, принцип Паули и следствие из него, правило Хунда. Принцип Паули В атоме не может быть двух электронов со всеми одинаковыми квантовыми числами. Следствие: На каждой орбитали может находиться не более двух электронов. Правило Хунда Устойчивое состояние атома соответствует такому распределению электронов в пределах энергетического подуровня, при котором значение суммарного спина максимально. Правило Клечковского. 1). Заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного квантового числа p-орбитали к большему. 2). При равенстве этих сумм первыми заполняются орбитали с меньшим главным квантовым числом. Если на валентном энергетическом уровне имеется вакантная орбиталь, то при возбуждении электронов возможно разъединение.	3. Периодический закон. Периодическая система химических элементов. Свойства элементов, а также формы и свойства соединения элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер и их атомов. Увелич. Увелич. д). атомные радиусы а). энергия ионизации е). металлические свойства б). неметаллические свойства в). сродство электронов г). Электроотрицательность
4. Свойства атомов химических элементов: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Энергия ионизации – количество энергии, необходимое для отрыва электронов от невозбужденного атома. Сродство электронов – количество энергии, выделяемое при присоединении одного электрона к невозбужденному атому. Электроотрицательность – тенденция к смещению электронной плотности от одного атома к другому. Атомный радиус – условная величина, описывающая размер сферы, внутри которой находится примерно 90% электронов данного атома. Неметаллические свойства (окислительные) – способность нейтральных атомов элементов к присоединению дополнительных электронов. Металлические свойства (восстановительные) – способность элементов к отдаче валентных электронов. Благородные газы – элементы подгруппы 8 (главной), атомы которых отличаются наиболее стабильными электронными конфигурациями. Переходные элементы – элементы побочных подгрупп в виде простых веществ ведут себя как металлы.	5. Химическая связь. Характеристики химической связи: энергия связи, длина связи. Метод валентных связей. Энергия, необходимая для того, чтобы разъединить атомы и удалить их друг от друга на расстояние, при котором они не взаимодействуют, называется энергией связи. При этом энергия связи AB(CH4 ) определяется как средняя величина, затраченной энергии на всех стадиях. Чем выше энергия химической связи, тем прочнее связь. При образовании химической связи всегда происходит сближение атомов; расстояние между ними меньше чем сумма радиусов изолированных атомов. Межъядерное расстояние между химически связанными атомами называется длиной химической связи.	6-17. Ковалентная связь.  Полярность связи. Валентность. Полярность основана на эффективных зарядах атомов. Эффективный заряд атома характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в хим. соединении и числом электронов свободного атома. Перекрывание атомных орбиталей вдоль линий, связывающих ядра атомов приводит к образованию сигма-связи. Между двумя атомами возможна только одна сигма-связь. Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве сигма-связей создает структуру хим. частицы. При дополнительном перекрывании атомных орбиталей перпендикулярными линиями связи образуется p-связь. С появлением p-связи, не имеющей осевой симметрии, свободное вращение фрагментов частицы вокруг сигма-связи становится невозможно. Основные механизмы образования ковалентной связи. 1. Обменный Является результатом спаривания свободных электронов с противоположными спинами. 2. Донороно-акцепторный Перекрывается орбиталь с парой электронов одного атома и свободная орбиталь другого атома. 3. Дативный Атомы, внешняя электронная оболочка которых состоит только из s и p-орбиталей, могут быть только либо донорами, либо акцепторами электронной пары. Атомы, у которых внешняя электронная оболочка включает d-орбитали, могут выступать в роли и донора и акцептора одновременно. Валентностью называется общее число ковалентных связей, образуемых атомами. Валентные углы – углы между линиями, соединяющими связанные атомы.
8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Ковалентная связь, которая образуется по донорно-акцепторному механизму, называется донорно-акцепторной связью. При образовании донорно-акцепторной связи один атом (донор) предоставляет не поделенную пару электронов, которая становится общей электронной парой между ним и другим атомом (акцептором): А : + В --- А : В Донор акцептор Донорно-акцепторная связь образуется в результате перекрывания орбитали с неподеленной электронной парой атома – донора и свободной орбитали атома – акцептора: А + В ---- А В Донорно-акцепторная связь имеет такие же свойства, как и обычная ковалентная связь, а отличается от нее только происхождением общей электронной пары. Если элемент образует ковалентные связи и по обменному, и по донорно-акцепторному механизму, то его валентность больше числа неспаренных электронов и определяется общим числом орбиталей на внешнем электронном слое. К ним относятся: а). орбитали с неспаренными электронами; б). орбитали с неподеленными электронными парами; в). свободные орбитали.
7. Ионная связь. Степень ионности. Ионная связь – хим. связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами. Ионная связь не направлена. Количество частиц, взаимодействующих между собой (противоионов) определяется координационным числом. Для возникновения ионной связи необходимо, чтобы сумма значений энергии ионизации катиона и сродства электронов по аниону должна быть энергетически выгодна. Идеальной ионной связи практически не бывает. Энергия связи для ионного соединения – энергия, которая выделяется при его образовании из бесконечно удаленных друг от друга газообразных противоионов.
9. Направленность ковалентной связи. Кратность связи В образовании ковалентных связей принимают участие «обычные» облака и гибридные облака. Все эти облака имеют определенную ориентацию в пространстве. Поэтому и ковалентные связи, которые образуют эти облака, также характеризуются определенной направленность. Направленность ковалентных связей обусловливает определенное пространственное строение молекул ковалентных соединений.
12. Донорно-акцепторное взаимодействие молекул. Полимерные молекулы и комплексы. При наличии у атомов одной молекулы свободной орбитали, а у атомов другой молекулы электронной пары, между этими молекулами возникает взаимодействие по донорно-акцепторному механизму. Донорно-акцепторное взаимодействие возможно как между одинаковыми молекулами, так и между разными. В первом случае образуются полимерные молекулы. Донорно-акцепторное взаимодействие между разными молекулами приводит к образованию сложных соединений, называемых комплексами. Энергия межмолекулярного донорно-акцепторного взаимодействия изменяется от значений, характерных для сил Ван-дер-Ваальса, до значений, соответствующих энергии химической связи.
18. Химическая термодинамика. Термодинамические системы. Энергия. Внутренняя энергия. Теплота. Работа. Термодинамика изучает взаимное превращение теплоты, работы и различных видов энергии. В силу своей универсальности термодинамика используется как метод установления взаимных связей между различными явлениями. Применение этого метода к химическим реакциям и процессам обусловило появление химической термодинамикой. Предметом изучения химической термодинамики является превращение энергии при химических взаимодействиях. Назначением химической термодинамики является оптимальное осуществление химического процесса. Термодинамическая система – система, в которой осуществляется материальный обмен между составляющими ее частями (массообмен, теплообмен). Системы бывают: 1.  Изолированные – системы, не взаимодействующие с внешней средой. 2.  Закрытые – системы, которые не обмениваются с внешней средой веществом (молекулами, атомами, ионами …), но взаимодействуют с ней посредством механической работы, теплообмена и излучения. 3.  Открытые – системы, которые обмениваются с внешней средой, веществом, механической работой, теплотой и излучением. Энергия – общая количественная мера движения и взаимодействия всех видов материи. Энергия не исчезает и не возникает из ничего. Внутренняя энергия системы – это сумма потенциальной энергии взаимодействия всех ее частиц между собой и кинетической энергии их движения. Таким образом, внутренняя энергия – это общий запас энергии системы за вычетом кинетической энергии системы в целом и потенциальной энергии ее положения в пространстве.
11. Вандерваальсовы силы. Составляющие этих сил. Слабое взаимодействие между нейтральными молекулами на расстояниях, значительно превосходящих их размеры, было впервые экспериментально обнаружено голландским ученым Ван-дер-Ваальсом. Этим силам приписывают электростатическую природу и выделяют их три составляющие: 1. Ориентационная (диполь-дипольная) представляет собой электростатическое взаимодействие соответствующим образом ориентированных диполей, т. е. полярных молекул. Энегрия ориентационного взаимодействия возрастает с увеличением электрического момента диполя молекулы и уменьшается с ростом температуры, т. к. тепловое движение молекул нарушает ориентацию диполей и соответственно снижает энергию их взаимодействия. 2. Индукционная проявляется в системах, состоящих из полярных и неполярных молекул. Под действием электрического поля полярной молекулы в неполярной молекуле происходит наведение электрического поля, т. е. неполярная молекула поляризуется под действием электрического поля полярной молекулы. Энергия индукционного взаимодействия будет возрастать с ростом электрического момента диполя полярной молекулы, но не будет зависеть от температуры. 3. Дисперсионная составляющая. Энергия ее будет возрастать с увеличением эффективного радиуса взаимодействующих атомов или молекул, поскольку при этом растет величина поляризуемости атомов или молекул.
13. Основные характеристики кристаллической решетки. Существование кристаллической решетки объясняется тем, что равновесие между силами притяжения и отталкивания атомов, соответствующее минимальной потенциальной энергии, достигается при условии их трехмерной периодичности. Размещение частиц в кристаллической решетке осуществляется таким образом, чтобы обеспечить максимально возможную для данного типа кристаллов энергию их связи, а также энергетическую однородность кристалла в целом. Для частиц сферической формы наиболее благоприятным оказывается такое их размещение, при котором каждая сфера находится в соприкосновении с наибольшим числом ближайших соседей. Подобные пространственные образования получили название структур плотнейшей упаковки. Количество частиц, непосредственно примыкающих к данной частице, определяют как координационное число.
32. Дисперсные системы. Истинные растворы. Термодинамика растворения Сольватация Молекулярным(истинным) раствором называется гомогенная система, состоящая из 2 и более компонентов Сольватация-взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного в-ва.(совокупность молекул раст-ля, окружающих частицу называется сольватной оболочкой) Дисперсные системы - это такие системы в-в, в которых одно в-во равномерно распределено в виде частиц внутри др. в-ва (истинные растворы, коллоидные, суспензии, эмульсии)

14. Классификация кристаллов 15. Структура и свойства молекулярных кристаллов. Структура и свойства ковалентных кристаллов 16. Структура и свойства ионных кристаллов. Металлическая связь. Свойства металлической связи §  Молекулярные кристаллы. Структурными единицами являются молекулы, связанные друг с другом либо вандерваальсовыми силами, либо водородными связями. Физические свойства: §  Низкая прочность §  Низкая температура плавления §  Высокая летучесть §  Очень низкие электропроводность и теплопроводность Наиболее низкой энергией кристаллической решетки обладают вещества с неполярными молекулами: благородные газы, галогены, CO2, CH4, BF3. Связь в подобных кристаллах между молекулами осуществляется дисперсионной составляющей. 2. Ковалентные кристаллы. Структурными единицами являются атомы одного или нескольких элементов, связь между которыми носит ковалентный характер. В ковалентных кристаллах валентные электроны соседних атомов обобществлены, образуя мостики электронной плотности между атомами. Физические свойства. §  Высокие температуры кипения и плавления. §  Высокая твердость §  Бывают: ü  Диэлектрики ü  Полупроводник ü  Металл §  Координационное число не больше 4. Направленность связи искажает для ковалентных кристаллов плотнейшую упаковку. 3. Ионные кристаллы. Кристаллические решетки кристаллов этого типа состоят из чередующихся положительно и отрицательно заряженных ионов, между которыми действуют электростатические силы притяжения. Ионные кристаллы образуются при взаимодействии атомов, имеющих большую разность электроотрицательностей. Физические свойства: §  Высокая твердость §  Хрупкость §  Высокие температуры плавления и кипения §  Высокие теплоты плавления. §  Многие относятся к диэлектрикам §  С увеличением температуры электропроводность возрастает. 4. Металлические кристаллы. Это все s-элементы, d - и f-элементы, а также часть p-элементов. Физические свойства: §  Высокие значения электропроводности и теплопроводности §  Тягучесть §  Ковкость §  Металлический блеск §  Высокая отражательная способность Большинство металлов в силу ненаправленного характера металлической связи кристаллизуются в структуры плотнешей упаковки.	19-29. Первое начало термодинамики. Закон эквивалентности теплоты и работы. Взаимосвязь между внутренней энергией, работой и теплотой устанавливается на основе первого начала термодинамики: §  В любой изолированной системе запас энергии остается постоянным. §  Вечный двигатель первого рода невозможен, т. е. невозможно построить машину, которая бы производила механическую работу, не затрачивая на это соответствующего количества энергии. §  Внутренняя энергия является функцией состояния. Закон эквивалентности теплоты и работы Если система совершает круговой процесс, т. е. выйдя из какого-то начального состояния и совершив ряд превращений, возвращается в то же самое состояние, то полное количество теплоты, сообщенное системе на протяжении этого цикла, равно совершенной ею работе. Такой круговой процесс называется термодинамическим циклом.	20. Теплоты образования и сгорания. Следствия закона Гесса Теплотой образования называется тепловой эффект при образовании из простых веществ одного моль соединения. При этом теплота образования простых веществ принимается равной нулю. Теплотой сгорания называется тепловой эффект реакции окисления кислородом одного моль химического соединения с образованием следующих продуктов реакции: CO2, SO2, H2O, N2. Из закона Гесса вытекают два следствия: 1.  Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и теплот образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. ΔН= Σ υпрод ΔHобрпрод – Σ υисхΔHобрисх 2.  Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания исходных веществ и теплот сгорания продуктов реакции с учетом их стехиометрических коэффициентов: ΔН= Σ υисх ΔHсгисх – Σ υпродΔHсгпрод
23. Скорость химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ. Константа скорости реакции. Различают химические реакции, протекающие в гетерогенной и гомогенной системах. Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она протекает только на поверхности раздела фаз. Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем ее объеме. Скоростью гомогенной реакции называется изменение количества Δn, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции, за единицу времени в единице объема: υгом = ΔC÷ΔtV Скорость гетерогенной реакции называется изменение количества вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени на единице площади поверхности раздела фаз: υгом = Δn ÷ ΔtS Согласно закону действующих масс скорость реакции при постоянной температуре пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Константы прямой и обратной реакции учитывают природу реагирующих веществ.	24. Энергия активации химической реакции. Теория активированного комплекса. Для того, чтобы произошла химическая реакция, молекулы взаимодействующих веществ должны столкнуться. Не всякое столкновение молекул является эффективным, т. е. таким, чтобы произошло ослабление или разрыв связей между атомами во взаимодействующих молекулах и перегруппировка этих атомов в новые молекулы. Это происходит только в том случае, если энергия взаимодействующих молекул превышает некоторую пороговую энергию. Эта энергия получила название энергии активации; молекулы, обладающие энергией активации называются активными молекулами. Любая хим. реакция начинается с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ, при этом реагирующие между собой вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Активированный комплекс существует очень короткое время и распадается с образованием продуктов реакции, энергия при этом выделяется. Активированный комплекс возникает как промежуточное состояние, как для прямой, так и для обратной реакций.
26. Каталитические реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ Каталитическими называются реакции, скорость которых изменяется с введением в систему других веществ, состав и количество которых остаются неизменными к концу реакции. При гомогенном катализе катализатор находится в одной фазе с реагирующими вешетсвами. При гетерогенном катализе реакции протекают на поверхности катализатора, который образует самостоятельную фазу. Положительным катализатором называется такой, который ускоряет реакцию, отрицательным - который ее замедляет. Малое количество катализатора вызывает часто взаимодействие больших масс веществ. Ускорение реакции в гомогенном катализе объясняется образованием промежуточных соединений. А + В = АВ медленно А + В =кат АВ быстро А + кат = Акат Акат + В = АВ + кат Гетерогенный катализ происходит в три стадии: 1. Адсорбция реагирующих веществ 2. Химическое превращение 3. Отвод продуктов реакций от межфазной границы Первая и третья стадии определяется законами диффузии, вторая – законами химической кинетики. Скорость самой медленной стадии и определяет общую скорость всего процесса. При низких температурах лимитирующая стадия – хим. превращение при высоких диффузиях.
25. Зависимости скорости химической реакции от температуры. Температурная зависимость константы скорости реакции По правилу Вант Гоффа при увеличении температуры на 10 градусов скорость хим. реакции увеличивается в 2-4 раза. Это означает, что с ростом температуры увеличивается константа скорости реакции. Отношение констант скоростей равно: k1 / k2 = γn, где γ-температурный коэффициент скорости реакции. Отношение скоростей реакции v1/v2= γ (t1 - t2) / 10
27. Oбратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия химической реакции. Когда при химическом взаимодействии хотя бы одно из веществ расходуется полностью, реакцию считают необратимой, протекающей до конца. К необратимым принято относить взаимодействия между веществами, в результате которых образуются осадки, газы, малодиссоциирующие вещества. Множество химических реакций протекает обратимо. Их особенность состоит в том, что они не идут до конца, в системе всегда остается каждое из исходных веществ. Реакцию, протекающую вправо, называют прямой, а влево – обратной. Если в системе скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, состояние системы называется химическим равновесием. Химическое равновесие характеризуется постоянным и вполне определенным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакций к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия химической реакции и обозначается Кс.
28. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье Направление смещения равновесия в общем случае определяется принципом Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее взаимодействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия. Если при изменении внешних условий химическое равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции становится больше скорости обратной, то равновесие смещается вправо. Если же равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции становится меньше, чем скорость обратной, то равновесие смещается влево. Смещение равновесия может быть вызвано изменением температуры, концентрации одного из реагентов, давления.
21. Энтропия. Второе начало термодинамики Принципом, устанавливающим, какие именно процессы возможны, а какие нет, является второе начало термодинамики: 1. Клаузиуса Невозможен процесс, при котором теплота переходила бы самопроизвольно от тел более холодных к телам более нагретым. 2. Томсона Невозможно теплоту какого-либо тела превратить в работу, не производя никакого другого действия, кроме охлаждения этого тела. 3. Для любого реального процесса невозможно найти способ возвращения системы в ее первоначальное состояние, т. е. любой реальный процесс в термодинамике считается необратимым. Энтропия – величина, бесконечно малое приращение которой при изотермическом сообщении системе элементарного количества теплоты определяется как ΔS = Sпрод – Sисх Энтропия является функцией состояния, т. е. ее изменение не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы.	30. Энтальпия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса.\ Закон Гесса: Тепловой эффект реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Тепловой эффект и энтальпия зависят от давления и температуры и т. д. Энтальпия является мерой энергии накапливаемой веществом при его образовании. Энтальпия реакции равна разности энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ Энтальпия реакции равна разности энтальпий сгорания исходных веществ и продуктов реакций. Тепловым эффектом химической реакции называется количество теплоты, которое выделяется или поглощается при необратимом протекании реакции, когда единственным видом работы является работа расширения. Тепловой эффект хим. реакции при постоянном объеме равен приращению внутренней энергии системы во время этой реакции; тепловой эффект при постоянном давлении равен приращению энтальпии системы во время этой реакции.
22-31.Свободная энергия Гиббса Играет роль арбитра между величинами энтропии и энтальпии, и определяет возможность самопроизвольного протекания хим. процесса. Энергия Гиббса остается постоянной для обратимых процессов и уменьшается для необратимых. G=0- условие равновесия, из кот. следует, что состоянию равновесия при постоянных давлении и температуре отвечает минимум энергии Гиббса ΔG=ΔH-TΔS ΔН>0-поглощение энергии, ΔН<0-выделение энергии ΔG>0-процесс невозможен, ΔG<0-процесс возможен(самопроизвольный, необртимый) 1)  ΔН>0 ΔS>0,может протекать при высоких Т 2)  ΔH<0 ΔS>0,возможно протекание при любых Т 3)  ΔH>0 ΔS<0,протекание процесса невозможно 4)  ΔH<0 ΔS<0,возможно при низких Т
33. Вода. Аномальные свойства воды и их причины. Вода обладает рядом специфических свойств по сравнению с другими жидкостями. Эти свойства, известные под названием аномалии воды, определяются строением ее молекул и характером молекулярного взаимодействия. 1. Плотность дистиллированной воды при увеличении температуры от 0 до 100°С имеет максимум (при температуре 4°С), в то время как у других жидкостей она постоянно уменьшается. В соответствии с плотностью при температуре от 0 до 4°С объем воды уменьшается, а затем, при повышении температуры, увеличивается. 2. При замерзании вода расширяется, а не сжимается, как все другие жидкости. Плотность льда при 0°С примерно на 10% меньше плотности воды при этой температуре. 3. Температура замерзания воды с увеличением давления понижается, а не повышается. 4. Температура замерзания (0°С) и кипения (100°С) дистиллированной воды аномальна по сравнению с температурой гидридов. 5. Вода способна к значительному переохлаждению, т. е. может оставаться в жидком состоянии при температуре значительно ниже температуры плавления льда. 6. Удельная теплоемкость воды (4,18 Дж/(г×К)) в 5 — 10 раз больше удельной теплоемкости других природных веществ. 7. Удельная теплоемкость воды уменьшается при повышении температуры. 8. Удельная теплота плавления льда необыкновенно высокая. 9. Вязкость воды с ростом давления уменьшается, а не увеличивается. 10. Диэлектрическая проницаемость ε у воды чрезвычайно велика и равна 81 11. Коэффициент преломления света водой n = 1,333 для длины волны λ=580 нм и при t = 20°С. 12. Удельная теплоемкость водяного пара до температуры t = 500°C отрицательна, т. е. пар при сжатии остается прозрачным, а при разрежении превращается в туман (сгущается). 13. Удельная теплота парообразования воды при понижении температуры увеличивается, достигая при 0°С очень высокого значения (25,0·105 Дж/кг). 14. Вода обладает самым высоким поверхностным натяжением среди жидкостей (0,0727 H/м при 20°С), за исключением ртути (0,465 H/м	34. Фазовые равновесия. Правило фаз. Диаграмма состояния воды Гетерогенные равновесия, связанные с переходом веществ из одной фазы в другую без изменения химического состава, называются фазовыми(процессы испарения, плавления, конденсации). Фазовые равновесия характеризуются минимальным значением энергии Гиббса системы и равенством скоростей прямого и обратного процессов. При анализе гетерогенных равновесий необходима оценка возможного числа равновесно сосуществующих фаз и числа параметров системы, которые можно произвольно изменять, не нарушая равновесия в ней. Диаграммой фазового равновесия или диаграммой состояния, или фазовой диаграммой называется геометрическое изображение равновесных состояний термодинамической системы при различных значениях параметров состояний. Каждая точка на диаграмме состояния, именуемая фигуративной точкой, определяет численные значения параметров, характеризующих данное состояние системы. С помощью диаграмм состояний можно оценить, сколько фаз и какие конкретно фазы образуют систему при данных значениях параметров состояния. Правило фаз. f=k-r+2, f-число степеней свободы, k-кол-во компонентов, r-кол-во фаз Число степеней свободы увеличивается с увеличением числа компонентов и уменьшается при росте числа фаз.	35. Растворение газа в жидкостях. Закон Генри Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс, поэтому растворимость газов с увеличением Т уменьшается. Г+Ж↔насыщенный раствор – при этом Vсистемы значительно уменьшается,=>повышение давления должно приводить к смещению равновесия вправо, т.е. увеличению растворимости газа. р=kX, k-константа Генри. Закон Генри - парциальное давление пара растворенного в-ва над раствором пропорционально молярной доле растворенного в-ва в растворе. =>из закона: Vгаза, растворяющегося при постоянной Т в данном Vжидкости, независит от его парциального давления (газы подчин. закону при невысоких давлениях и в случае отсутствия хим. взаимодействия меж молекулами газа и растворителя)
36. Давление пара в растворах. Закон Рауля При данной Т давление пара над жидкостью-величина постоянная. При растворении какого-либо в-ва в данной жидкости давление насыщенного пара этой жидкости над раствором понижается, т.е. давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при тойже Т (разность этих давлений –понижение давления пара над раствором) Р0-Р/Р0=X - Закон Рауля- относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного в-ва.
37. Кипение и замерзание растворов. Часто из растворов переходит в пар при кипении и кристаллизуется при замерзании только растворитель, вследствие чего концентрация раствора по мере его кипения или замерзания возрастает. Раствор, в отличие от чистого растворителя, кипит или замерзает не при постоянной температуре, а в некотором интервале температур. Если раствор кипит, то начало температурного интервала называют температурой кипения раствора, а конец - температурой конденсации. Если раствор замерзает, то начало температурного интервала называют температурой кристаллизации, а конец -температурой плавления. Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление её насыщенного пара достигает величины внешнего давления. Температура кипения водного раствора больше 100С, причем тем больше, чем выше концентрация раствора. При замерзании жидкостей кристаллизация начинается при той температуре, при которой давление насыщенного пара над жидкой фазой становится равным давлению насыщенного пара над твердой фазой. Температура замерзания раствора тем ниже, чем больше концентрация раствора. Для разбавленных растворов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания не зависит от природы растворенного вещества и прямо пропорционально количеству в-ва Δtкип=Kэ (Кэ - эбулиоркопическая постоянная, равная Кэ=RT²/1000λисп.) Δtзам=Kк (Кк - криоскопическая постоянная, равная K=RT²/1000λпл.)
38. Осмос. Закон Вант-Гоффа. Активность. если разделить растворы полупроницаемой перегородкой, которая пропускает только молекулы растворителя. При условии, что С1 > С2 молекулы растворителя будут переходить в раствор с концентрацией С1. В результате перехода молекул растворителя в раствор с концентрацией С1 его объем увеличивается. Такая односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую перегородку (мембрану) называется осмосом осмотического давления, которое равно силе, приходящейся на единицу площади поверхности и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую мембрану. осмотическое давление прямо пропорционально концентрации и температуре раствора (закон Ванг-Гоффа): Росм=СRT величина активности a=γC (где γ - коэффициент активности, который учитывает все взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от свойств идеальных растворов)
42.Электродный потенциал. Гальванический элемент Даниэля-Якоби. Электродами называются проводники, имеющие электронную проводимость; это так называемые проводники первого рода. При погружении металла в водный раствор начинается взаимодействие поверхностных катионов с полярными молекулами воды, ориентированными у поверхности электрода. В результате этого взаимодействия происходит окисление металла, его ионы переходят в раствор, гидратируются, а в металле остаются электроны, заряд которых не скомпенсирован положительно заряженными ионами: Me+mH20 -> Ме(Н,0) m"+ +пē Поверхность металла становится заряженной отрицательно, а раствор - положительно. Положительные ионы из раствора притягиваются к отрицательно заряженной поверхности металла. В результате на границе раздела металл - раствор возникает двойной электрический слой. Между металлом и раствором возникает разность (скачок) потенциалов, которая называется электродным потенциалом. Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. Гальванический элемент Даниэля-Якоби состоит из двух электродов, которые находятся в растворах собственных ионов при работе элемента Даниэля-Якоби протекают следующие процессы: 1.Реакция окисления цинка Zn-2ē=Zn²+ (Процессы окисления-анодных процессов, а электроды-анодами 2. Реакция восстановления ионов меди Си + + 2е —> Си (процессы восстановления-катодные процессы, а электроды-катоды) 3.Перепое электронов во внешней цепи 4.Движение ионов в растворе: анионов к аноду, катионов к катоду Вследствие протекания этой реакции в гальваническом элементе возникает движение электронов во внешней цепи, т. е. электрический ток	43. Электродвижущая сила гальванического элемента. Стандартный водородный потенциал Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой элемента. Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента. Стандартная ЭДС элемента - это ЭДС элемента, если относительные парциальные давления всех участков реакции равны единице ЭДС гальванического элемента равна разности равновесных потенциалов электродов: Еэ = φк - φА (φк - потенциал катода; φА -потенциал анода). За ноль принят потенциал водородного электрода. Электрод выполнен из платинированной платины, контактирующей с газообразным водородом, находящимся при давлении Ю1кПа и раствором, в котором активность катионов водорода Н+ равна единице. Если потенциал одного из электродов принять равным нулю, то относительный потенциал второго электрода будет равен ЭДС элемента. Для определения потенциала электрода по водородной шкале собирают гальванический элемент, одним из электродов которого является измеряемый, а вторым - стандартный водородный электрод: H2,Pt /H+ //Zn2+ /Zn
41.Ионное произведение воды. Водородный показатель Произведение растворимости Для выражения кислотности или щелочности раствора используют величину водородного показателя (рН), равному десятичному логарифму концентрации ионов водорода, взятую с обратным знаком. рН=-lg[Н+] При постоянной температуре [H+]*[OH-]=const=KH2O KH2O-ионное произведение воды. = рН + рОН=14 (н. у.) При увеличении температуры значение ионного произведения воды возрастает. Следует учитывать, что какой бы ни была величина рН, произведение концентраций H+ и OH - остается неизменным. Большинство веществ малорастворимо в воде, поэтому очень часто имеют дело с системами, в которых в состоянии равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Это равновесие носит динамический характер, вследствие чего скорость процесса растворения осадка должна совпадать со скоростью его кристаллизации. Произведением активностей ионов малорастворимого электролита, содержащего в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная

35. Растворение газа в жидкостях. Закон Генри Растворимость вещества выражается концентрацией насыщенного раствора при данных условиях. Растворимость газа в жидкостях подчиняется правилу Генри: При постоянной температуре растворимость газа прямо пропорциональна его давлению: С = г*р, где г - постоянная Генри При растворении в жидкости смеси газов каждый газ растворяется прямо пропорционально своему собственному давлению. При растворении газов в жидкостях обычно выделяется теплота, поэтому при повышении температуры растворимость газа и коэффициент Генри обычно уменьшается при этом же давлении. Скорость растворения газа пропорциональна его собственному давлению V1=k1p А скорость испарения газа пропорциональна концентрации его в жидкости V2=k2C	39. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации электролитов Электролиты – вещества, способные проводить электрический ток в растворах и расплавах. Многие вещества являются неэлектролитами. Автор электролитической диссоциации Аррениус. Теория заключается в том, что растворяясь в воде электролиты распадаются или диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные частицы. Процесс электролитической диссоциации может быть показан с помощью химической реакции: HCl=H+ + Cl- Растворы электролитов проводят электрический ток и являются проводниками второго рода. Под степенью диссоциации электролита α понимается отношение числа диссоциированных на ионы молекул n к общему числу молекул растворенного электролита N, т. е. α = n/ N В зависимости от степени диссоциации различаются слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации электролита. Так же она зависит и от диэлектрической проницаемости растворителя: чем больше ε, тем сильнее диссоциирует электролит.	36. Давление пара в растворах. Закон Рауля При данной температуре давление насыщенного пара над жидкостью – величина постоянная. При растворении какого-либо вещества в данной жидкости давление насыщенного пара этой жидкости над раствором понижается, т. е. давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность этих давлений получила название понижение давление пара над раствором. Закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества: (Р0 – Р) / Р0 = Х Явление уменьшения давления пара растворителя над раствором можно объяснить следующим образом. Равновесие между паром и водой выражается схемой (Н2О)жидк=(Н2О)пар. Если теперь растворить в воде некоторое количество вещества, то концентрация молекул воды в растворе уменьшится и пойдет процесс, который ее увеличивает, т. е. процесс конденсации пара. Новое равновесие устанавливается при более низком давлении насыщенного пара растворителя.
37. Кипение и замерзание растворов Часто из растворов переходит в пар при кипении и кристаллизуется при замерзании только растворитель, вследствие чего концентрация раствора по мере его кипения или замерзания возрастает. Это приводит к еще большему повышению температуры кипения и понижению температуры замерзания раствора. Таким образом, раствор, в отличие от чистого растворителя, кипит или замерзает не при постоянной температуре, а в некотором интервале температур. Если раствор кипит, то начало температурного интервала называют температурой кипения раствора, а конец – температурой конденсации. Если раствор замерзает, то начало температурного интервала называют температурой кристаллизации, а конец – температурой плавления Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнего давления. При замерзании жидкостей кристаллизация начинается при той температуре, при которой давление насыщенного пара над жидкой фазой становится равным давлению насыщенного пара над твердой фазой.	38. Осмос. Закон Вант-Гоффа. Активность Если привести в соприкосновение два раствора с разными концентрациями С1 и С2, то молекулы растворителя и растворенного вещества будут диффундировать, т. е. перейдут в тот раствор, в котором концентрация их меньше. Если С1 > С2, то молекулы растворителя будут переходить в раствор с концентрацией С1, а молекулы растворенного вещества – раствор с концентрацией С2. Такая двухсторонняя диффузия приводит к выравниванию концентраций. Диффузию можно сделать и односторонней, если разделить растворы полупроницаемой перегородкой, которая пропускает только молекулы растворителя. При условии, что С1 > С2 молекулы растворителя будут переходить в раствор с концентрацией С1. В результате перехода молекул растворителя в раствор с концентрацией С1 его объем увеличивается. Такая односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую перегородку (мембрану) называется осмосом. Для количественной характеристики осмотических свойств раствора по сравнению с чистым растворителем вводится понятие осмотического давления, которое равно силе, приходящейся на единицу площади поверхности и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую мембрану. Осмотическое давление численно равно гидростатическому давлению столба жидкости высотой h. Осмотическое давление зависит от температуры раствора и его концентрации, а от природы растворенного вещества и растворителя не зависит. Закон Ванг-Гоффа: Осмотическое давление прямо пропорционально концентрации и температуре раствора росм=СRТ где С – концентрация растворенного вещества. Активность. Законы Рауля и Ванг-Гоффа соблюдаются только в разбавленных растворах неэлектролитов. По мере повышения концентрации растворенного вещества будут расти отклонения от законов идеальных растворов. Отклонения связаны с взаимодействием частиц растворенного вещества с молекулами растворителя, а так же частиц растворенного вещества между собой. Было предложено пользоваться величиной активности. а=γk, где γ – коэффициент активности, который учитывает все взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от свойств идеальных растворов.	32. Дисперсные системы. Истинные  растворы. Термодинамика растворения. Сольватация Взаимодействие растворителя с частицами растворенного вещества называется сольватацией. Совокупность молекул растворителя, окружающих частицу, называется сольватной оболочкой. При растворении кристаллического вещества в воде происходит сближение его частиц с дипольными молекулами воды, потенциальная энергия уменьшается, и выделяется теплота, т. е. растворение сопровождается сжатием, которое рассматривается как уплотнение молекул растворителя вокруг каждой частицы растворяемого вещества. При этом частицы химически связываются с молекулами растворителя, образуя соединение, которое называется сольватом. Если растворителем является вода, то сольватация называется гидратацией, а сольватную оболочку называют гидратной. Дисперсные системы – такие системы веществ, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц внутри другого вещества. Различают §  Дисперсную фазу (мелкораздробленное вещество) §  Дисперсную среду (однородное вещество, в котором распределена дисперсная фаза). К дисперсным системам относятся: 1.  истинные растворы – растворы с размером 1 нм, состоят из молекул и ионов. 2.  коллоидные 3.  эмульсии
40. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратно, и к нему может быть применен закон действующих масс. Константу равновесия для процесса диссоциации называют константой диссоциации КD. Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества. С увеличением температуры КD обычно уменьшается. Константа диссоциации обычно указывает на прочность молекул слабых электролитов в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, устойчивее его молекулы. Закон действующих масс для константы диссоциации. КD= СА+ m C n B-/CAmBn Закон разведения Оствальда КD=mmnn* αm+n/(1 – α)*Cm+n-10
46. Электролиз. Электролиз расплавов и растворов электролитов Электролизом называются процессы, происходящие на электродах под действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Система, в которой осуществляется электролиз, называется электролизёром, состоящая из двух электродов и электролита между ними.
45. Поляризация. Виды поляризации Изменение потенциала электрода при прохождении через него электрического тока называется поляризацией: ΔЕ - Ei - Ер (Ei -потенциал электрода при прохождении тока; Ер -равновесный потенциал электрода. Различают катодную ΔЕк и анодную ΔEj поляризации. Изменение потенциала при прохождении тока называют также перенапряжением. Любой электрохимический процесс протекает минимум в три стадии: 1.Подвод реагентов к поверхности электрода. 2.Собственно электрохимическая реакция. 3.Отвод продуктов реакции от поверхности электрода Если бы все три стадии протекали мгновенно, то потенциал электрода при прохождении через него тока не изменялся бы, и, соответственно, поляризация была бы равна нулю. Стадия, определяющая скорость всего процесса, называется лимитирующей. В зависимости от характера лимитирующих стадий процесса различают концентрационную и электрохимическую поляризации Изменение потенциала электрода вследствие изменения концентрации реагентов в приэлектродном слое при прохождении тока называется концентрационной поляризацией. Концентрационная поляризация уменьшается при увеличении коэффициента диффузии, а также при уменьшении толщины приэлектродного слоя, и это достигается с помощью конвекции (перемешивания) раствора. Изменение потенциала электрода, обусловленное замедленностью собственно электрохимической стадиии процесса, называется электрохимической поляризацией. Скорость электрохимической реакции, как и химической, увеличивается с повышением температуры, а также при использовании катализаторов. С увеличением температуры растет доля активных молекул. В случае применения катализатора понижается энергия активации, т. е. опять же увеличивается доля активных молекул. При уменьшении Еа увеличивается скорость реакции, то увеличение поляризации приводит к ускорению электрохимической реакции, т. е. повышению плотности тока. И чем больше энергия активации процесса, т. е. чем медленнее процесс протекает в прямом и обратном направлениях при равновесии, тем большая поляризация требуется для обеспечения определенной скорости электрохимического процесса, выражаемой через плотность тока.	47. Коррозия металлов. Виды коррозии. Методы защиты от неё. Коррозия - разрушение ме вследствии хим. воздействия окружающей среды, при этом ме переходит в окисленное (ионное) состояние и теряет присущие ему св-ва. Виды коррозии: 1по механизму: а) Химическая - взаимод. металлической пов-ти с окружающей средой, несопровождающаяся возникновением электронных процессов на границе раздела фаз. Механизм скодится к реактивной диффузии атомов или ионов ме сквозь нарастающую пленку продуктов коррозии и встречной диффузии атомов или ионов кислорода или др. окислителей. б) Элестро-химическая – взаимодействие ме с электролитами в виде водных растворов гораздо реже с орган. Растворителями или безводными расплавами солей. 2 типы местной коррозии: а) язвенная б) щелевая в) контактная г) межкристаллическая д) коррозионное растрескивание 3 по внешнему воздействию: а) в электролитах: кислотная, основная, солевая, морская б) по условиям воздействия жидкой среды на ме: полное погружение, частичное, переодическое в) почвенная г) атмосферная 4 Биокоррозия – вызывается микроорганизмами и продуктами их жизнедеятельности Защита от коррозии: 1. образование защитных пленок 2. нанесение лакокрасочных, пластмассовых и др. покрытий 3. понижение в опред. среде в-в вызывающих коррозию 4. электрохимическая защита 5. гомогенезирующая обработка ме и сплавов 6. рациональное конструирование 7. повышение термодинамической стабильности ме-среда
44. Потенциал металлического электрода. Уравнение Нернста Потенциал, который устанавливается на электроде при равновесии, называется равновесным потенциалом. ЕМе+n /Me =E 0Ме+n /Me+(RT/nF)lna +n Ме - уравнение Нернста. Переходя от натурального логарифма к десятичному и подставляя во второе слагаемое температуру Т=298К и соответствующие значения R и F, получим расчетную форму уравнения Нернста: ЕМе+n /Me =E 0Ме+n /Me+(0,059/п)lna +n Ме Стандартный электродный потенциал металла указывает на меру восстановительной способности его атомов и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он характеризуется. Чем более положителен потенциал металлического электрода, тем более сильной окислительной способностью обладают его ионы