- •32. Галогеноводородные кислоты, их соли: строение, получение и химические свойства. Соединения, галогенов в положительной степени окисления. Биологическая роль галогенов.
- •3. Состояние вещества. Критерии, определяющие состояние вещества:
- •9. Ионная связь, ее свойства. Ионные кристаллические решетки и свойства веществ с ионной кристаллической решеткой. Поляризуемость и поляризующее действие ионов, их влияние на свойства веществ.
- •8.Ковалентная связь, ее свойства и основные характеристики.
- •7. Типы химической связи. Металлическая связь, общ. Физ. И химич. Свойства металлов.
- •12. Механизм процесса растворения. Тепловой эффект растворения. Растворимость твёрдых веществ в воде и других растворителях.
- •15. Состав и строение молекул воды. Полярность молекул. Водородная связь. Ассоциации молекул воды. Аномалии воды, их объяснение. Роль воды в биологических процессах.
- •16. Основные положения тэд. Причины и механизмы тэд с различным типом химической связи. Сольватация (гидратация) ионов.
- •17. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Константа диссоциации.
- •19. Константы кислотности и основности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды, pH среды. Индикаторы. Буферные растворы. Гидролиз солей. Константа гидролиза.
- •20. Строение комплексных соединений, их классификация и номенклатура.
- •21. Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости. Образование и разрушение комплексных ионов в растворах. Кислотно-основные свойства комплексных соединений.
- •22. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Методы расстановки коэффициентов.
- •23. Электродный потенциал. Понятие о гальваническом элементе. Уравнение Нернста. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессах.
- •25. Сера, ее аллотропные модификации. Бинарные соединения серы, их получение и строение молекул. Серная кислота, строение молекул, получение.
- •26. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты (реакции с металлами и неметаллами). Представление о строении и химических свойствах других серосодержащих кислот.
- •28. Азотная и азотистая кислота, их соли: строение и получение. Химические свойства разбавленной и концентрированной азотной кислоты (реакции с металлами и неметаллами), нитратов и нитритов.
- •27. Азот, его бинарные соединения, их получение и строение молекул. Получение и свойства аммиака. Представления об азотных удобрениях.
- •31.Галогены, их бинарные соединения: получение и строение молекул. Особые свойства фтора и его соединений.
- •33. Металлы групп ia и iia: простые вещества, их реакционная способность. Строение, свойства и биологическая роль соединений щелочных и щелочноземельных металлов.
- •34. Металлы групп iiia и iva: простые вещества, их реакционная способность. Строение, свойства их бинарных соединений и гидроксидов.
- •1.Основные хим.Понятия: относительная молекулярная и атомная массы, моль, молярная масса, молярный объем, число Авогадро.
- •29.Фосфор его аллотропные модификации. Бинарные соединения фосфора, их получение и строение молекул.
15. Состав и строение молекул воды. Полярность молекул. Водородная связь. Ассоциации молекул воды. Аномалии воды, их объяснение. Роль воды в биологических процессах.
Молекула Н2О состоит из 2 атомов Н и 1 атома О, которые связаны одинарными ковалентными полярными (разные ЭО) связями. М (Н2О)=18г/моль. Вещество с молекулярным строением. Общая электронная пара смещена к атому О (выше ЭО), возникает частичный отрицательный заряд δ–, а на Н частичный положительный заряд δ+. Молекула полярна, представляет собой диполь и имеет угловое строение (105°). Водор. связь – разновидность межмолекулярного взаимодействия. Осуществляется между «+» поляризованным атомом Н одной молекулы и «–» другой молекулы. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в ассоциаты (Н2О)n, определяют кристаллическую структуру льда (каждый атом О в молекулах Н2О связан с 4 атомами Н – двумя ковалентными и двумя водородными связями). Водор. связь в неск. раз сильнее, чем обычное межмолекулярное взаимодействие, но слабее ковалентной связи. С повыш. t прочность водор. связи уменьш., т.к. характерна для веществ в тв. и жидк. состояниях. Водор. связь О….Н наиб. распространена в природе. Именно ее наличие и образование ассоциатов обуславливают аномальные свойства воды (высокие tкип. и tпл., теплоемкость, диэлектрическая проницаемость). Благодаря своей ажурной структуре лед имеет меньш. плотность, чем жидкая вода. Поэт. зимой лед наход. на поверхности воды, и глубокие водоемы не промерзают. Функции Н2О: универсальный растворитель для полярных веществ; высокая удельная теплоемкость при разрыве водородн. связей; высокая теплота парообразования; высок. поверхностное натяжение; обеспеч. передвижение веществ в клетке и организме, их поглощение и выведение продуктов метаболизма; тургор клеток растений; в составе слюны, желчи, слез; организм человека на 60-65% сост. из воды.
Диссоциация воды. Водородный показатель pH
Вода – слабый электролит.
В чистой воде существует равновесие: H2O + H2O H3O+ + OH−
Образование катиона гидроксония: H3O+ – определяет принадлежность воды к классу кислот, а OH− – оснований.
Опытом установлено: в 1 дм3 воды при t = 22 oC диссоциирует 10-7 моль воды, образуя 10-7 моль/ дм3 ионов H+ и 10-7 моль/ дм3 ионов OH− |
[H+] = [OH-] = 10-7 моль/дм3 Кw = [H+][OH-] = 10-14 [H+];[OH-] – концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. Кw – ионное произведение воды. |
[H+] = 10-7 моль/дм3 - нейтральная среда
[H+] > 10-7 моль/ дм3 - кислая среда
[H+] < 10-7 моль/ дм3 - щелочная среда
Водородным показателем pH называется десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком: pH = - lg[H+] или [H+] = 10 –pH |
pH - это водородный показатель, указывающий кислотность среды. Чем меньше pH, тем больше концентрация ионов H+, т.е. выше кислотность среды; и наоборот, чем больше pH, тем меньше концентрация ионов H+ , т.е. выше щелочность среды. |