- •1.Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Буферные растворы: их состав, расчет рН.
- •2.Азот. Строение атома, со. Соединения азота с металлами, водородом, кислородом
- •1.Закон Гесса – основной закон термохимии. Следствия из закона Гесса
- •1.Самопроизвольные процессы. Энтропия. Второй закон термодинамики. Факторы, определяющие энтропию.
- •2.Соединение фосфора с Ме, водородом, кислородом, галогенами (получение и химические свойства)
- •1.Энергия Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы. Критерии направления химического процесса.
- •2.Соединение азота с водородом: аммиак гидразин, гидроксиламин, азотоводородная кислота. Их кислотно-основные и окислительно–восстановительные свойства.
- •2.Хром. Строение атома, степени окисления. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения.
- •1.Хим равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •2.Оксиды р-элементов группы IV. Изменения кислотно-основных и ов св-в в зависимости от природы элемента.
- •2.Железо, кобальт, никель. Строение атомов, со. Их отношение к к-там. Оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соединения этих элементов.
- •1.Строение атомов (энергетические уровни, подуровни, орбитали). Формы орбиталей. Квантовые числа.
- •2.Галогениды n, p, As, Sb, Bi. Получение, характер связи элемент-галоген. Гидролиз галогенидов.
- •1.Многоэлектронные атомы. Заполнение электронных оболочек (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда). Квантовые числа.
- •2.Кислород. Методы получения, физические свойств. Химические свойства. Соединения (оксиды, надпероксиды, озониды). Получение, свойства.
- •1.Основные типы хим связи: ковалентная, ионная, металлическая, водородная.
- •2.Кремний. Со. Св-ва кремния. Диоксид кремния. Кремниевые кислоты и их соли.
- •1.Хим связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов.
- •2. Оксид азота (III) и азота (IV). Методы получения, химические свойства. Азотистая кислота, нитриты. Методы получения, химические свойства.
- •1. Ионизация комплексных соединений в растворах. Константы образования и нестойкости. Разрушение комплексных соединений.
- •2.Общая характеристика d-элементов группы I (медь, серебро, золото). Их со. Хим св-ва ме. Оксиды, гидроксиды, соли этих металлов.
- •1. Электродные потенциалы металлов. Факторы, определяющие положение металла в ряду стандартных электродных потенциалов.
- •2. Кислородосодержащие кислоты хлора. Методы получения. Закономерности в изменении кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств кислот
- •1.Природа связи в комплексных соединениях по методу вс. Геометрия комплексных ионов. Магнитные свойства.
- •2.Общая характеристика d-элементов II группы. Их оксиды, гидроксиды, соли, комплексные соед. Хим св-ва этих соединений.
- •1.Межмолекулярное взаимодействие (ориентационное, индукционное, дисперсионное) и их природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия.
- •1.Ммо. Энергетические диаграммы гомоядерных молекул. Энергетические диаграммы для частиц: o2, f2, n2 (порядок, энергия, длина связи).
- •1.Ммо. Энергетические диаграммы гетероядерных молекул (no,hf). Понятие о несвязывающих мо.
- •2.Серная кислота. Методы получения. Хим св-ва.
1.Самопроизвольные процессы. Энтропия. Второй закон термодинамики. Факторы, определяющие энтропию.
Самопроизвольный процесс – процесс, протекающий без какого-либо воздействия извне. Для оценки вероятности самопроизвольного процесса использую новую функцию состояния – энтропию (S)
энтропия – мера упорядоченности (неупорядоченности) системы. величина её всегда больше 0
Энтропия связана с движением частиц, а поэтому для любой частицы энтропия будет равняться нулю только при температуре абсолютного нуля
Размерность энтропии Дж/моль*град.
Основные факторы, определяющие энтропию:
-Природа вещества. Чем сложнее молекула, тем выше её энтропия
-Агрегатное состояние. Очевидно, что энтропия газообразного состояния должна быть выше энтропии конденсированного состояния. При переходе от жидкого состояния к газообразному энтропия растёт
-Температура, давление. Повышение темп системы вызывает возрастание её энтропии. Давление оказывает влияние только на газообразные системы: повышение давления, понижает энтропию.
При этом более упорядоченная система характеризуется меньшей энтропией в сравнении с менее упорядоченной. Второе начало термодинамики: самопроизвольные процессы протекают в сторону повышения энтропии. Изменение энтропии является важной характеристикой химического процесса и может говорить о возможности самопроизвольного протекания реакции. Характер этого изменения рассчитывается аналогично изменению энтальпии в ходе реакции: изменение энтропии в реакции равно разности между суммой энтропий продуктов реакции и суммой энтропии исходных реагентов.
2.Соединение фосфора с Ме, водородом, кислородом, галогенами (получение и химические свойства)
Химическая активность фосфора выше, чем азота. Он взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, металлами.
Соед фосфора с металлами — фосфиды
Получение фосфидов: 3Mg + 2Р = М3Р2, или восстановлением фосфатов углем: Са3(Р04)2 + 8С = Са3Р2 + 8СО Са3Р2 + 6Н20 = ЗСа(ОН)2 + 2РН3 Са3Р2 + 6НС1 = ЗСаС12 + ЗРН3
С водородом фосфор образует два соед: фосфин, РН3, и дифосфин, Р2Н4. Фосфин, РНз, — бесцв газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. Получение: Na3P + ЗН20 = 3NaOH + РН3. Фосфин проявляет сильные восст-ные св-ва, самовоспламеняется на воздухе: 2РН3 + 402 = Р205 +ЗН20. Молекула фосфина менее полярна, чем молекула аммиака. Основные и электронодонорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он образует соли фосфония только с очень сильными кислотами: РН3 + HI = PH4I Водородные связи между молекулами РНз практически не проявл, поэтому темп кип и плав фосфина ниже, чем аммиака. Дифосфин, Р2Н4, — жидкость, с т. кип. +52 °С. Сильный восст-ль, самовоспламеняется на воздухе. Основных свойств не проявляет.
Галогениды фосфора РГ3 и РГ5 (кроме йодида фосфора(У). Получают непосредственно из простых в-в. Легко разлагаются водой: РСl3+ЗН20=Н3РО3+ЗНСl РСl5+Н20=РОС13+2НСl POCl5+3H2O=H3PO4
С кислородом Фосфор образует два оксида. P2O3 получают медленным ок-ем фосфора при нед кислорода. При изб кислорода получают P2O5.
Оксид фосфора (V) очень легко присоединяет воду и используется как водоотнимающее средство: Р4O10+6H2O=4H3РO4
4РСlO4+Р4O10=2Сl2O7+4HРO3
Билет 15