- •1. Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.
- •2. Планетарная модель атома водорода Резерфорда; постулаты Бора.
- •3. Уравнение Де-Бройля, корпускулярно-волновые свойства микрообъектов (дуализм), принцип неопределенности Гейзенберга
- •4. Квантовые характеристики состояний электрона в атоме водорода (квантовые числа).
- •5. Электронное строение многоэлектронных атомов. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов: принцип Паули, правило Хунда; s-, p-, d-элементы. Полные и неполные электронные аналоги.
- •6. Форма и пространственное расположение s-, p- и d- орбиталей в атоме.
- •7. Радиусы атомов, их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.
- •8.Энергия ионизации; сродство к электрону. Изменение в периодах и группах Периодической системы.
- •9. Электроотрицательность атомов элементов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи,полярность молекул и ионов.
- •11. Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость (приведите примеры).
- •12. Понятие о гибридизации атомных орбиталей и его применение для описания конфигурации молекул и ионов. Приведите примеры соединений.
- •2 Вариант:
- •13. Теория отталкивания σ-связывающих и неподелённых электронных пар и её применение для описания геометрической конфигурации молекул и ионов.
- •14. Структура Периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы, вставные декады. Взаимосвязь между электронной структурой атомов элементов и их положением в Периодической системе.
- •Стандартная энергия Гиббса образования δGо298 некоторых веществ
- •22. Динамический характер химического равновесия. Расчет констант химического равновесия, исходные и равновесные концентрации
- •23. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагентов, давления, температуры. Принцип Ле-Шателье.
- •24. Растворы как гомогенные системы. Гидраты, сольваты. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы
- •25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли. Сильные и слабые электролиты.
- •26. Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации. Аквакомплексы металлов, их кислотные свойства.
- •27. Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов.
- •28. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •29. Основные положения теорий кислот и оснований Аррениуса и Бренстеда-Лоури. Зависимость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления центрального иона.
- •30. Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации (приведите примеры).
- •31. Равновесия в насыщенных растворах малорастворимых солей. Расчёт растворимости малорастворимой соли. Способы увеличения растворимости малорастворимых солей.
- •32. Гидролиз солей, образованных: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) слабым основанием и сильной кислотой. Качественная оценка рН растворов гидролизующихся солей.
- •35. Стандартный ( нормальный) окислительно-восстановительный потенциал, определение напрвления о.-в. Реакции
- •36.Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования). Внутримолекулярные окислительно – восстановительные процессы.
- •37. Уравнение Нерста. Влияние кислотности раствора на величину окислительно - восстановительного потенциала. Выбор среды для проведения окислительно-восстановительного процесса.
- •38. Координационные соединения. Центральный атом и лиганды, внутренняя и внешняя сферы комплексных соединений, координационное число.
- •39. Строение координационных соединений , гибридизация орбиталей центрального атома.
- •40. Изомерия комплексных соединений.
- •41. Равновесия в растворах комплексных соединений.
1. Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.
Степень окисления элемента зависит от его положения в Периодической системе. Номер группы в Периодической системе соответствует максимальной степени окисления элемента расположенного в этой группе.
Классы химических соединений: оксиды, основания, кислоты, соли.
Оксиды – соединения, состоящие из 2 элементов (кислород обязательно).
Основания - вещества, которые при диссоциации в воде образуют из отрицательных ионов (анионов) ионы гидроксидов.
Кислоты – вещества, которые при диссоциации в воде из положительно заряженных ионов дают только протоны.
Соли - продукт полного или частичного замещения протонов в кислотах на катионы металлов или в основаниях – гидроксильных групп на кислотные остатки.
2. Планетарная модель атома водорода Резерфорда; постулаты Бора.
Планетарная модель строения атома (рисунок ) : ядро находится в центре атома и вокруг ядра по орбите вращается электрон.
Основная масса атома находится в ядре.
Ядро заряжено положительно электрон находится вне ядра.
Ядро состоит из протонов и нейтронов.
Ядро атома примерно в 10 тысяч раз меньше самого атома.
Аннигиляция - взаимное уничтожения ядра атома и электрона.
В основе постулатов Бора лежит идея о том, что энергия гамма-излучения изменяется по квантам.
1) электроны в атомах водорода вращаются по строго заданным орбитам.
2) находясь на квантованных орбитах, электрон не поглощает и не излучает энергию.
3) излучение и поглощение энергии происходит только при переходе электрона с орбиты на орбиту
3. Уравнение Де-Бройля, корпускулярно-волновые свойства микрообъектов (дуализм), принцип неопределенности Гейзенберга
4. Квантовые характеристики состояний электрона в атоме водорода (квантовые числа).
5. Электронное строение многоэлектронных атомов. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов: принцип Паули, правило Хунда; s-, p-, d-элементы. Полные и неполные электронные аналоги.
Число электронов, которые могут находиться на одном энергетическом уровне, определяется формулой 2n2, где n – номер уровня. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего – 18, для четвертого – 32 электрона. Максимально возможное заполнение электронами более высоких энергетических уровней, в атомах известных элементов не достигнуто. Квантово-механические расчеты показывают, что в многоэлектронных энергия электронов одного уровня неодинакова; электроны заполняют атомные орбитали разных видов и имеют разную энергию. Каждый энергетический уровень, кроме первого, расщепляется на такое число энергетических подуровней, сколько видов орбиталей включает этот уровень. Второй энергетический уровень расщепляется на два подуровня (2s – и 2p-подуровни), третий энергетический уровень – на три подуровня (3s-, 3p- и 3d-подуровни). Каждый s-подуровень содержит одну s орбиталь, каждый р-подуровень – три р-орбитали, каждый d-подуровень семь f-орбиталей. Закономерность заполнения электронных оболочек атомов определяется принципом запрета, установленным в 1925 г швейцарским физиком Паули (принцип Паули): В атоме не могут одновременно находиться два электрона с одинаковым набором четырех квантовых квантовых чисел (заполнение электронами орбиталей происходит следующим образом: сначала на каждой орбитали располагается по одному электрону, затем, после заполнения всех орбиталей происходит распределение вторых электронов с противоположным спином). Заселение электронами энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей подчиняется следующему правилу: В невозбужденном атоме все электроны обладают наименьшей энергией (принцип наименьшей энергии). Это означает, что каждый из электронов, заполняющих оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом в целом имел минимальную энергию. Последовательно квантовое возрастание энергии подуровней происходит в следующем порядке: 1s - 2s -2р - 3s – 3р - 4s –3d - 4р - 5s -…. Такой порядок увеличения энергии подуровней определяет расположение эле Ментов в Периодической системе. Заполнение атомных орбиталей внутри одного энергетического подуровня происходит в соответствии с правилом, сформулированным немецким физиком Ф. Хундом (1927г) (правило Хунда): При данном значении квантового числа l (т.е. в пределах одного подуровня) в основном состоянии электроны располагаются таким образом, что значение суммарного спина атома максимально. Это означает, что на подуровне должно быть максимально возможное число неспаренных электронов. Электронные аналоги:
Сравнивая атомные структуры элементов при характерных для них валентных состояниях, можно обнаружить наличие в группах двух различных случаев аналогии. Первый случай: элементы имеют однотипные структуры внешних электронных оболочек при любой заданной валентности, и поэтому могут считаться полными аналогами. Так, все стоящие друг под другом элементы больших периодов являются полными аналогами. Второй случай: однотипность структуры наружных электронных оболочек распространяется лишь на некоторые валентности, и поэтому относящиеся сюда элементы могут считаться неполными аналогами. Элементы главных подгрупп являются аналогами соответствующих типических (т. е. находящихся в малых периодах) элементов при всех валентностях, кроме отвечающей номеру группы высшей положительной (характеристичной), а элементы побочных подгрупп, наоборот, не являются аналогами типических элементов при всех валентностях, кроме характеристичной.