Химические свойства кислот и оснований.

Химические свойства кислот и оснований.

Номенклатура и химические свойства солей.

Комплексные соединения: номенклатура, состав и химические свойства.

Ионообменные реакции с участием осадков и газов.

Молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

Ионообменные реакции с участием слабых электролитов и комплексных ионов.

Молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции.

Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием. Степень гидролиза

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

Степень гидролиза.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.

Случаи полного гидролиза.

Термохимия. Тепловой эффект реакции. Термохимические уравнения. Закон Гесса.

12.Термохимия. Энтальпия образования реагента. Вычисление теплового эффекта.

Химическая термодинамика. Функции процесса и состояния. Энтропия. Энергия Гиббса.

Химическая термодинамика. Определение направления протекания реакции

по изменению её энергии Гиббса. Энтальпия образования реагента.

Химическое равновесие. Константа равновесия гомогенных и гетерогенных реакций.

16.Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.
Смещение равновесия при изменении температуры.

17.Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.
Смешение равновесия при изменении общего давления.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье. Смещение равновесия

При изменении концентрации (парциального давления) одного из реагирующих веществ.

Равновесия в растворах электролитов. Сильные и слабые электролиты.

Равновесия в растворах электролитов.

Степень и константа диссоциации слабого электролита.

Равновесия в растворах электролитов. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости.

Равновесия в растворах электролитов. Константы нестойкости комплексного иона.

Химическая кинетика. Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ.

Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорость химических реакций. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых - концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.
П р и м е р 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе
2SO_2(г) + О_2(г) Û 2SO_3(г),
если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Р е ш е н и е. Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакции до изменения объема
v_пр = Ка² в; v_обр = К₁ с²,
где [ SO₂ ] = a; [ O₂ ] = в; [ SO₃ ] = c.
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [ SO₂ ] = 3a; [ O₂ ] = 3в; [ SO₃ ] = 3c. Отсюда
n¹_{п =} 27 Ка² b = 27; n¹_{обр =} 9 К₁ с² = 9.

n_пр Ка² b n_обр К₁ с²

Гомогенный и гетерогенный катализ
Катализаторы и каталитические системы. Сущность каталитического действия. Гомогенный катализ. Гетерогенный катализ. Методы повышения эффективности технологических процессов за счет использования катализаторов
При гомогенном катализе катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газовая смесь или раствор). При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Автокатализ — катализ химической реакции одним из её продуктов или исходных веществ. Одним из наиболее широко известных примеров автокатализа является окисление щавелевой кислоты перманганатом калия:

2MnO₄⁻ + 5C₂O₄²⁻ + 16H⁺ = 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O

Катализатором этой реакции являются ионы Mn²⁺. При комнатной температуре эта реакция вначале протекает медленно, но по мере накопления в растворе продукта-катализатора, она ускоряется.

Химические свойства кислот и оснований.