Обратимые реакции. Химическое равновесие

Химическая связь

2.1. Понятие о природе химической связи. Характеристики химической связи: энергия, длина, порядок и полярность. Основные положения и недостатки метода валентной связи (ВС). Типы гибридизации атомных орбиталей.

2.2. Основные понятия о методе молекулярных орбиталей (МО). Метод МО ЛКАО. Двухцентровые двухэлектронные молекулярные орбитали. Энергетические диаграммы двухатомных гомоядерных молекул, образованных элементами 1-го и 2-го периодов. Энергия ионизации, магнитные и оптические свойства. Энергетические диаграммы простейших гетероядерных молекул (CO, НF, LiH, Н₂О и т.д.).

2.3. Водородная связь. Слабые взаимодействия: ван-дер-Ваальсовы силы.

Теории строения комплексных соединений

3.1. Химическая связь в комплексных соединениях. Основные понятия координационной химии: центральный атом и его координационное число; лиганды; внутренняя и внешняя координационные сферы. Номенклатура и изомерия комплексных соединений.

3.2. Константа устойчивости. Типы реакций комплексных соединений: лигандный обмен, перенос протона и электрона; влияние центрального атома на химическое поведение лигандов. Хелатный эффект.

Физическое состояние вещества. Газовое состояние

Характеристика газового, жидкого и твердого агрегатных состояний вещества. Идеальные газы. Законы для идеальных газов. Реальные газы, уравнение Ван- дер- Вальса, и его характеристика.

1. Жидкое состояние. Основы теории растворов. Электролитическая диссоциация

5.1. Представление об истинных и коллоидных растворах. Процессы растворения. Способы выражения состава растворов. Энергия кристаллической решетки, энергия сольватации.

5.2. Факторы, влияющие на растворимость. Насыщенные и ненасыщенные растворы. Осаждение труднорастворимых солей. Произведение растворимости.

5.3. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов и электролитов: давление насыщенного пара, понижение температуры замерзания (криоскопия), повышение температуры кипения (эбулиоскопия), осмос и осмотическое давление в неорганических и биологических системах. Изотонический коэффициент, степень и константа диссоциации. Мембранное равновесие.

5.4. Кислотно-основное равновесие. Понятия "кислота" и "основание". Классическая теория Аррениуса и ее ограничения. Основные положения протолитической теории Бренстеда-Лоури, сопряженные пары кислот и оснований.

5.5. Автопротолиз воды. Константа протолитического равновесия как характеристика силы кислот и оснований.

5.6. Взаимодействие сильных и слабых протолитов, гидролиз как частный случай кислотно-основного равновесия.

1. Основы химической термодинамики

6.1. Задачи химической термодинамики. Понятия: система, параметры состояния, термодинамическое равновесие, обратимые и необратимые процессы. Важнейшие признаки химических превращений.

6.2. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия и ее изменение при химических и фазовых превращениях. Теплота и работа. Энтальпия. Стандартное состояние и стандартные теплоты химических реакций. Теплота и энтальпия образования.

6.3. Термохимические расчеты, основанные на законе Гесса. Теплоемкость. Температурная зависимость теплоемкости и энтальпии. Энергия химической связи.

6.4. Второй закон термодинамики. Энтропия. Зависимость энтропии от температуры. Стандартная энтропия. Изменение энтропии при фазовых переходах и химических реакциях.

6.5. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца. Химический потенциал и активность. Критерии самопроизвольного протекания процессов в изолированных и открытых системах.

 

Обратимые реакции. Химическое равновесие

Обратимость химических реакций. Константа химического равновесия как мера глубины протекания процессов. Использование стандартных энтальпий и энтропий для расчета констант равновесия химических реакций. Факторы, влияющие на величину константы равновесия.