- •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.Степень ионности и ковалентности связи. Природа связи в кс.
Комплексные соединения – такие соединения, которые при электролитической диссоциации образуют комплексный ион. Теория комплексных соединений – Альфред Вернер, 1913 г. Нобелевская премия. они образуются в результате насыщения химическими связями некоторых атомов, моединяющихся молекул или ионов, за счет их вакантных (акцепторы) или заполненных (доноры) орбиталей. Большинство комплексных частиц имеют явно выраженную «централизованную» структуру, т.е. содержат центральный атом, вокруг которого располагаются (координируются) связанные с ним частицы – атомы, ионы или молекулы. Центральный атом, называемый комплексообразователем, способен устанавливать хим. связь (иногда не 1) с каждой окружающей его частицей.Частицы, непосредственно связанные с комплексообразователем – лиганды .Комплексообразователь вместе с лигандами образует комплексную частицу, которую при написании заключают в квадратные скобки. Количество лигандов в ней определяется координационным числом – важнейшая характеристика компл. соед-я, пказывающая число атомов, связанных σ-связями, т.е. оно показывает число мест вокруг комплесооб-я, на которых могут размещаться лиганды.
3.Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Сильный электролит – соед-ие, которое в расплавленном состоянии или в растворе полностью ионизировано.
Слабый электролит – вещ-во, которое диссоциирует частично. Степень диссоциации – доля молекул, распавшихся на ионы, (N диссоциированных/N общее *100%). α >30% сильные электролиты, α<3% слабые электролиты.
Электролитическая диссоциация - самопроизвольный процесс распада электролита в растворе с образованием «+» и «-» заряженных ионов, или соответственно катионов и анионов. 1)Чем более полярен растворитель, тем больше степень диссоциации в нем данного электролита.
2)повышение температуры, как правило, увеличивает дисс-ию и при нагревании степень дисс-ии возрастает.
3)при уменьшении концентрации электролита, т.е. при его разбавлении, степень диссоциации увелиивается.
Электролиты, степень диссоциации которых даже в разбавленных растворах мала,- слабые (почти все органические кислоты, некоторые мин. кислоты: H2CO3, H2S, многие гидроксиды металлов).
Константа диссоциации слабых электролитов- это отношение произведения концентраций продуктов реакции к конц-ии реагентов.
Константа диссоциации – константа равновесия отвечающая диссоциации слабого электролита. Зависит от природы электролита и растворителя, температуры но не зависит от концентрации. Характеризует способность данного вещества распадаться на ионы. Чем больше К тем лучше в-во диссоциирует. Кислоты и основания диссоциируют ступенчато. Каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой. Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита с и его степень диссоциации α, то получим Kд=(с*α) *(с* α)/с(1- α)=(с* α 2)/(1- α). Это соотношение называют законом разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов при α << 1 это уравнение упрощается:.
БИЛЕТ 6
1.Периодический закон Д.И. Менделеева как основа развития неорганической химии. Структура периодической системы: периоды, группы и подгруппы. Периодическая система элементов и её связь со строением атома. Номенклатура основных классов неорганических соединений.
Периодический закон Д.И. Менделеева как основа развития неорганической химии: 1869 –Д.И.Менделеев открыл периодический закон: Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов
Структура период-ой системы хим. элементов Д.И. Менделеева:
Период.система Менделеева состоит из 7 периодов.
Период – горизон-ый ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядкового №..
Группы – вертик-ые ряды..
Подгруппы:Главные подгрупы (А) содержат элементы s- и p-электронных семейств, которые расположены и в больших и в малых периодах. s-элементы только металлы p-элементы Ме и неМе. Побочные подгруппы (В) содержат элементы d-электронных семейств.
Периодическая система элементов и её связь со строением атома
Каждый период начинается активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом. В пределах периода с возрастанием поряд. № изменяются свой-ва элементов: * Метал. сво-ва ослабевают; *Неметал. сво-ва усиливаются; * Возрастает валентность по кислороду (от 1 до 8); *Уменьшение валентности по водороду (от 4 до 1, начиная с 4 группы);* Сво-ва соед-ий изменяются от основных через амфотерные к кислотным.
В пределах мал. периодов изменение сов-в идет быстрее, чем в больших. У элем-ов больших периодов сначала происходит заполнение не внешнего, а предвнеш. электр-го слоя При увел. числа ē увалич. сила Кулоновского взаимодействия.
№ группы определяет max валентность элемента, max положит-ую степень окисления, число валентных ē (исключения O и F
Только элементы А подгр.( начин. с 4) образуются летучие соед-я . В пределах А подгруппы металл-ие свойства ↑, а неметалл. ослабевают, т.к ↑ R атома и лёгкость отдачи ē. Самый активный Ме – Fr(франций),самый активный неМе – F(фтор).
Электроотрицательность - способность атомов присоединять электроны в химических соединениях с другими элементами. ЭО - в периоде увеличивается, а в группе уменьшается.
Ионы, имеющие одинаковое количество электронов – изоэлектронные.
Энергия ионизации – количество энергии, затрачиваемое при превращении атома в положительно заряженный ион. В периоде увеличивается, а в группе уменьшается.
Номенклатура основных классов неорганических соединений.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых кислород в степени окисления «-2». Э2+хОх-2
Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и гидроксогруппы OH-. Me+n(OH)n-1
Кислоты - это сложные вещества, в состав которых входят ионы водорода Н+, способные замещаться на металл, и кислотный остаток. Нn+ Х-n кислоты:1)
Бескиcлородные и . Кислородосодержащие.
Соли – это сложные вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка. 1)Средние (нормальные) – продукт полной нейтрализации кислоты основанием (продукт полного замещения ионов водорода Н+ ионами металла в кислоте. Примеры: NaCl, K2S, Ca(NO3)2, FeSO4, Fe2(SO4)32)Кислые - в которых атомы водорода не были полностью замещены.3) Основные – продуукт неполной нейтрализации основания.