- •1.Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •3. Равновесия. Стабильное и метастабильное равновесие. Виды равновесий. Равновесия статическое и динамическое. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Фазовые диаграммы. Диаграмма воды.
- •1. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гэ. Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •1. Развитие представлений о строении атома. Составные части атома – ядро, (протоны, нейтроны), электроны их заряд и масса. Понятие о масс-спектрометрии.
- •2. Металлическая связь. Кластеры.
- •3. Типы растворов. Способы выражения концентрации. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов. Законы Генри, Рауля, Вант-Гоффа.
- •2. Ковалентная связь. Основные положения теории отталкивания валентных электронных пар (овэп), теории валентных связей (твс). Гибридизация. Полярная и неполярная ковалентная связь.
- •3. Фазовые диаграммы двухкомпонентных систем. Фракционная перегонка.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2.Степень ионности и ковалентности связи. Природа связи в кс.
- •3.Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
- •2. Эффективные заряды атомов в молекулах. Электрический момент. Постоянные и наведенные диполи. Дисперсионное, ориентационное и индукционное взаимодейтсвие.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •3. Соли, основные свойства. Гидролиз солей. Примеры.
- •1.Химия как наука о веществах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Свойства материалов. Анализ и синтез.
- •2. Изолированные и неизолированные системы. Функции состояния, уравнения состояния. Работа теплота и энергия. Температура. Внутренняя энергия.
- •3. Амфотерность. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.
- •1.Теплота и температура. Основные понятия и фундаментальные законы химии.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •2.Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики.
- •3. 3. Электролиз. Электролиз водных растворов и расплавов. Законы Фарадея. Практическое применение элеткролиза.
- •3. Электродные потенциалы. Электродные потенциалы металлов и факторы, влияющие на их величину. Понятие о стандартных потенциалах. Стандартный (нормальный) водородный потенциал.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •3. Произведение растворимости Условия образования и ратсворения осадков. Ионный обмен и ионообменники.
- •1.Зависимость электродных потенциалов от концентрации. Уравнение Нернста. Расчет Энергии Гиббса окисл-восст процессов по эдс гальванического эл-та
- •3Первичные и вторичные источники химической информации.
- •1.Периодически и непериодически изменяющиеся свойтсва элементов по их расположению в таблице Менделеева. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2.Катализ, катализаторы. Основные типы катализаторов. Принцип микроскопической обратимости. Ингибиторы.
- •3. Радиоактивность. Изотопы и изобары. Виды излучений. Ядерные превращения. Ряды радиоактивных превращений. Ядерное деление и ядерный синтез.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.
- •2.Энтропия. 2 закон термодинамики. 3 закон термодинамики.
- •3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •3Сольволиз и гидролиз. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза.
- •1.Зависимость электродных потенциалов от концентрации. Уравнение Нерста. Расчет энергии Гиббса окислительно-восстановительных процессов по эдс гальванического элемента.
- •2.Цепные реакции. Тепловой и разветвленно-цепной взрывы.
- •3.Типы растворов. Способы выражения концентрации. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные свойства растворов. Законы Генри, Рауля, Вант-Гоффа.
- •1.Квантовомеханическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния ē квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2. Энергия Гиббса и направление хим. Реакции.
- •2. Физическое равновесие. Фазовые равновесия. Понятие о фазовых диаграммах. Фазовая диаграмма воды.
- •3. Гальванические элементы. Электродвижущая сила (эдс) гэ. Электрохимический ряд напряжений металлов.
- •1.Периодический закон и его значение для неорганической химии. Энергия ионизации атомов, сродство к электрону. Понятие об элеткроотрицательности.
- •2.Катализ, катализаторы. Основные типы катализаторов. Принцип микроскопической обратимости. Ингибиторы.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойства по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису.Амфотерность.
- •2. Энтальпия. Первый закон термодинамики. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. Кислотно-основное титрование. Буферные растворы.
- •1.Химия как наука о в-вах и их превращениях. Место химии в системе наук. Материя и энергия. Химическая форма энергии. Смеси и вещества. Анализ и синтез. Теплота и температура.
- •2.Водородная связь. Вандерваальсово взаимодействие. Размеры атомов и ионов.
- •3. Химическое равновесие. Константа равновесия. Химическое равновесие и катализ. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •1. Основные положения электронной теории валентности Косселя-Льюиса. Ионный и ковалентный характер связи. Формулы Льюиса.
- •2.Цепные реакции. Тепловой и разветвлено-цепной взрывы. Примеры.
- •3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису. Примеры.
- •1. Квантово механическое объяснение строения атома. Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами. Атомные орбитали. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Реакционный механизм. Переходное состояние промежуточная частица, промежуточное соединение.
- •1.Температура
- •3 Равновесия. Обратимые и необратимые реакции. Константа равновесия. Условия смещения хим. Равновесия. Примеры. Хим. Равновесие и катализ.
- •1. Размеры атомов и ионов. Ионный, ковалентный, металлический и вандерваальсов радиусы.
- •2. Функции состояния системы. Энтальпия. Правила термохимии. Закон Гесса.
- •3. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов.
2.Цепные реакции. Тепловой и разветвлено-цепной взрывы. Примеры.
Цепные ядерные реакции – самоподдерживающиеся ядерные реакции, в которые последовательно вовлекается цепочка ядер. Это происходит тогда, когда один из продуктов ядерной реакции вступает в реакцию с другим ядром, продукт второй реакции реагирует со следующим ядром и т.д. Наиболее известным примером является ядерная реакция деления, вызываемая нейтроном. Продуктами деления являются два более лёгких ядра (осколка деления) и нейтроны (обычно 2-3), которые могут вызвать деление других ядер, и так далее.
Таким образом, каждый цикл ядерной реакции создаёт условия для следующего цикла, и реакция может стать самоподдерживающейся. Если количество ядер, вовлекаемых в следующий цикл, больше предыдущего, то количество ядер, участвующих в реакции увеличивается лавинообразно. В реакции деления это отвечает ядерному взрыву. Если количество ядер, участвующих в цепной реакции, удаётся поддерживать на одном уровне, то говорят об управляемой цепной ядерной реакции. Теория цепной ядерной реакции создана в 1938 г. Я.Б. Зельдовичем и Ю.Б. Харитоном.
Тепловой взрыв возникает в условиях, когда выделение тепла в результате хим. р-ции в заданном объеме в-ва превышает кол-во тепла, отводимого через внеш. пов-сть, ограничивающую этот объем, в окружающую среду посредством теплопроводности. Это приводит к саморазогреву в-ва вплоть до его самовоспламенения и взрыва (см. Воспламенение, Горение).
3. Кислоты и основания. Кислотно-основные свойтсва по Аррениусу, Бренстеду-Лоури и Льюису. Примеры.
Теория Аррениуса: Кислоты- электролиты, при дисс-ции (ионизации) к-ых образуются катионы водорода (протоны) и анионы кис-го остатка.
HnK = nH+ + Kn- Примеры: HCl = H+ + Cl-. Следует отметить, что многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато!
Основания- электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла (или аммония) и гидроксид-анионы. Me(OH)n = Men+ + nOH- Примеры: NaOH = Na+ + OH- . Многокислотные основания так же как многоосновные кислоты диссоциируют ступечато!
согласно теории Аррениуса кислотные свойства обусловлены отдачей молекулой вещества протонов, а основные свойства отдачей гидроксо-анионов. Взаимодействие кислоты и основания при этом сводится к связывании протонов и гидроксо-анионов в молекулы воды. H+ + OH- = H2O
Теория Бренстеда-Лоури (протонная теория, теория сопряженных кислот-оснований Кислота – это вещество, состоящее из молекул или ионов-доноров протонов Н+, т.е. они отдают протоны .Основание – это вещество, состоящее из молекул или ионов-акцепторов протонов Н+, т.е. они принимают протоны.При взаимодействии кислоты и основания, кислота отдаёт свои протоны, а основание их принимает (связывает). При этом кислота переходит в сопряжённое ей основание, а основание переходит в сопряжённую ему кислоту. Кислота + Основание = Сопряжённая кислота + Сопряжённое основание HCl + H2O = H3O + Cl- кис-та основание сопряж. кис-та сопряж. Основание Многоосновной кислоте соответствует несколько сопряженных оснований; многокислотному основанию – несколько сопряженных кислот. Слабой кислоте соответствует сильное сопр. Основание, сильной – слабое. Вода может выступать и как кислота,и как основание. Теория Льюиса (Электронная Теория Кислот-Оснований) Кислота - вещество, способное образовать ковалентную связь, акцептируя пару электронов от основания.Основание - вещество, обладающее неподеленной парой электронов, донируя которую, оно может образовать ковалентную связь с каким-либо атомом, ионом или молекулой. Взаим-ие кислоты с основанием сводится к перераспределению между ними электронных пар. К примеру протон является кислотой, поскольку ему не хватает электронов и требуется электронная пара для образования устойчивой электронной оболочки. Аммиак является основанием, так как на атоме азота имеется неподелённая электронная пара.
Для всех теорий характерно, что определения кислот и оснований зависят от определения понятия кислотно-основного процесса, в котором реагирующие между собой кислоты и основания являются таковыми лишь по отношению друг к другу.
БИЛЕТ 29