- •1.Основные законы химии
- •3.Закон эквивалентов. Эквивалент элементов и соединений.
- •4. Классы неорганических соединений.
- •5. Модель строения атома Резерфорда.
- •7.Принцип квантовой механики: Дискретность энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принципы неопределенности Гейзенберга.
- •13. Периодический закон д.И. Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов (потенциал ионизации, сродство к электрону, атомные радиусы и т.Д.)
- •14. Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп в связи с электронным строением атома.
- •15. Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи
- •16. Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи
- •17. Основные положения метода вс. Обменный и донорно- акцепторный механизмы образования ковалентной связи
- •18. Валентные возможности атомов элементов в основном и в возбужденном состоянии
- •20. Насыщаемость ковалентной связи. Понятие валентности.
- •21. Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.
- •22. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.
- •23. Достоинства и недостатки метода вс.
- •24. Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.
- •26. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды кристаллических решеток для соединений с ионной связью.
- •27. Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.
- •28. Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.
- •29. Водородная связь.
- •30. Основные типы кристаллических решеток. Особенности каждого типа.
- •31. Законы термохимии. Следствия из законов Гесса.
- •32. Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии и энтропии
- •33. Энергия Гиббса, ее взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.
- •34. Скорость химических реакций. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.
- •35. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
- •36. Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант- Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •37. Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.
- •38. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.
- •39. Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
- •41. Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
- •42. Способы выражения концентрации растворов.
- •43. Закон Рауля
- •44. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •45. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.
- •47. Реакция в растворах электролитов, их направленность. Смещение ионных равновесий.
- •48. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика раствора.
- •49. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая). Константа гидролиза. Практическое значение в процессах коррозии металла.
- •51. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.
- •52. Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.
- •53. Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.
- •54. Обратимые источники электрической энергии. Кислотные и щелочные аккумуляторы.
- •56. Электролиз растворов и расплавов. Последовательность электродных процессов. Перенапряжение и поляризация.
- •57. Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.
- •58. Коррозия металлов в растворах солей.
- •59. Применение электролиза в промышленности.
- •61. Методы борьбы с коррозией.
16. Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи
Химическая связь между атомами имеет электростатическую природу.
Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга.
Химическая связь образуется, если электроны взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи положительных зарядов нескольких ядер. Из методов квантовой химии наиболее известны 2 подхода к расчету молекулярных систем: метод ВС и метод МО.
Образование химической связи сопровождается понижением энергии системы, причем избыток энергии выделяется в виде теплоты. Чем прочнее химическая связь, тем больше энергии нужно затратить для ее разрыва, поэтому энергия разрыва связи служит мерой ее прочности. Энергия разрыва связи всегда положительна: в противном случае химическая связь самопроизвольно разрывалась бы с выделением тепла. При образовании химической связи энергия всегда выделяется за счет уменьшения потенциальной энергии системы взаимодействующих электронов и ядер.
17. Основные положения метода вс. Обменный и донорно- акцепторный механизмы образования ковалентной связи
МВС лежит 3 положения: 1. Химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами. При этом имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей. Между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, к которой притягиваются ядра с остальными электронами.
2. Связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрывание орбиталей.
3. Чем больше взаимное перекрывание электронных орбиталей, тем прочнее связь.
Обменный механизм- каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару. H + Cl – H Cl
Донорно-акцепторный механизм- один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.
H H
H N +H -- H N H
H H
18. Валентные возможности атомов элементов в основном и в возбужденном состоянии
Валентность – способность атомов химических элементов образовывать определенное число ковалентных связей с атомами других элементов. Определяется числом неспаренных электронов, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов. Валентные возможности атомов определяются числом не спаренных электроном, а так же числом не поделённых электронных пар способных переходить на свободные орбитали атома другого элемента (участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму). У атома азота на внешнем втором уровне 1s и 3pорбитали, всего 4 орбитали, следовательно, максимально возможная валентность равна IV У атома фосфора в основном (стационарном) состоянии валентность как и у азота равна IV У атома фосфора, в отличие от азота есть свободные d – орбитали, поэтому для фосфора характерно возбуждённое состояние, когда 3s2электроны распариваются и валентность принимает значение V