- •1.1 Атомно-молекулярное учение химии. Понятия – атом, молекула, относительная молекулярная масса, относительная атомная масса, молярная масса. Моль – мера количества вещества.
- •1.2 Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентных отношений. Закон кратных отношений.
- •1.4 Законы термохимии. Закон Гесса – как частный случай закона сохранения энергии. Следствие из закона Гесса (энтальпия сгорания, образования). Стандартные условия.
- •1.6 Скорость химических реакций. Основной закон химической кинетики – закон действующих масс. Порядок и молекулярность реакции. Правило Ван-Гоффа. Кинетические уравнения.
- •1.7 Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •1.8 Катализ. Гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Особенности отдельных типов катализа. Примеры.
- •1.9 Химическое равновесие. Константа равновесия. Влияние температуры, концентрации реагентов, давления и катализатора на смещение равновесия.
- •1.10 Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Характер смещения равновесия в зависимости от типа реакции (экзо- , эндотермические); реакции идущие с изменением объема.
- •1.13 Идеальный раствор. Законы Рауля. Понижение давления насыщенного пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворов неэлектролитов.
- •1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.
- •1.17 Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации (закон разбавления Освальда)
- •1.19 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.
- •1.20 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.
- •1.32 Комплексные соединения. Особенности структуры комплексных соединений. Номенклатура, координатное число, изомерия. Циклические комплексные соединения.
- •1.25 Строение атома и периодический закон. Периодичность изменения свойств s-, p- и d элементов.
- •1.26 Периодический закон. Свойства атомов: атомный радиус, ионизационный потенциал и сродство к электрону. Относительная электроотрицательность элементов. Металлы и неметаллы, их положение в таблице.
- •1.27 Метод валентных связей. Насыщаемость связи. Направленность связей. Определение валентности по методу валентных связей.
- •1.28 Метод молекулярных орбиталей. Связывающие, разрыхляющие, не связывающие молекулярные орбитали. Порядок связи.
- •1.29 Ковалентная связь. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент. Одинарные, двойные и тройные связи.
- •1.30 Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационное, индукционное и дисперсное взаимодействие. Водородная связь. Биологическая роль водородной связи и межмолекулярного взаимодействия.
- •1.31 Ионная связь. Степень ионности. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Металлическая связь.
- •1.3 Основные представления об энергетике химических процессов, функции состояния: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
- •1.4 Свободная энергия Гиббса. Направление течения процесса. Анализ уравнения энергии Гиббса. Влияние энталальпийного и энтропийного факторов на направление протекания процессов.
- •1.11 Дисперсные системы. Растворы, растворимость. Факторы влияющие на растворимость. Способы выражения концентрации растворов (молярная и мольная концентрации эквивалента, молярная и массовая доли).
- •1.34 Сильные электролиты. Активность. Ионная сила растворов.
- •1.37 Окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные потенциалы. Окислительно-восстановительные реакции, электрохимические явления в биологиических и технологических процессах.
- •2.4 Элементы подгруппы III.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Аллюминий. Свойства. Характеристика оксидов, гидрооксидов, солей. Амфотерность.
- •2.11 Элементы подгруппы V.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Фосфор. Свойства. Фосфин. Применение в с/х, биологическая роль.
- •2.19 Элементы подгруппы VI.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Сера. Свойства. Оксиды серы. Свойства. Применение в с/х.
1.32 Комплексные соединения. Особенности структуры комплексных соединений. Номенклатура, координатное число, изомерия. Циклические комплексные соединения.
Комплексные соединения – сложные химические соединения, получающиеся без образования новых электронных пар, за счет донорно-акцепторных (образование связи за счет пары электронов одного атома и свободной орбитали другого атома) связей. Пример ZnCl2+4NH3 = [Zn(NH3)4]Cl2. Координационная теория Вернера. Центральное положение в комплексном соединении занимает ион металла (комплексообразователь). С комплексообразователем связаны леганды (отрицательные ионы или полярные молекулы Н2О). Число легандов называется координационным числом комплексообразователя (Ag+ – 2;Cu+ - 2; Cu2+ - 4). Правило Вернера. Координационное число иона металла = его удвоенному заряду. Комплексообразователь вместе с легандами составляет внутреннюю сферу комплекса и заключают в квадратные скобки. В комплексе имеется внешняя сфера (ионы находящиеся на расстоянии от комплексообразователя и связанные с комплексом иона ионной связью). Ионы внешней сферы легко отщепляются.
1.24 Современное представление о строении атомов. Квантовый характер поглощения и излучения энергии. Волновая функция. Представления Луи-де-Бройля о корпускулярно-волновом характере электрона. Квантовые числа.
Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно (Луи-де-Бройль) 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Движение электрона описывается в кантов ой механике уравнением стоячей волны, в соответствии с которым электрон в каждый момент времени может находится в произвольной точке пространства вокруг ядра. Квантово-механическая модель представляет его в виде электронного облака, окружающее ядро. Максимальная плотность облака соответствует электронной орбитали. Движение электрона на орбитали определяется значениями 4 квантовых чисел. Главное квантовое число n (энергетический уровень) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n2. на первом электронном уровне можер разместиться не более 2 электронов, на втором – 8, на третем –18. Орбитальное квантовое число l (энергетический подуровень) обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. Магнитное квантовое число m взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Чем сложнее форма облака тем больше вариаций в ориентации облака в пространстве. Принимает значение 2l+1. Спиновое квантовое число s собственное вращение электрона вокруг своей оси. Принимает 2 значения +1/2 и –1/2.
1.25 Строение атома и периодический закон. Периодичность изменения свойств s-, p- и d элементов.
Атом хим. элемента состоит из 3 основных элементарных частиц: положительно заряженных протонов, не имеющих заряда нейронов и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится ядро состоящее из протонов и нейтронов, а вокруг него вращаются по орбиталям электроны. Число электронов = заряду ядра. Химический элемент – вид атома с определенным зарядом ядра. Изотопы – атомы одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Изобары – атомы разных элементов имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу. Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно. 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Энергетический уровень (квантовое число n) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n2. Энергетический подуровень обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. Периодический закон. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Порядковый номер элемента = заряду его ядра и количеству электронов. Число нейтронов = атомная масса – порядковый номер. Каждый период начинается s - элементов (s1 щелочной металл) и заканчивается p – элементом (s2p6 инертный газ). 1 период содержит 2 s – элемента. 2-3 содержит по 2 s – элемента и 6 р – элементов. В 4-5 между s и p вклиниваются d элементы. Число электронных уровней = номеру периода. Для элементов главных подгрупп число электронов = номеру группы. В группе сверху вниз усиливаются металлические свойства. Слева на право усиливаются не металлические свойства (способность принимать электроны).