- •1.Основные законы и понятия в химии.
- •2.Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.
- •3. Основания (кислотность оснований). Методы получения, хим. Св-ва, номенклатура.
- •4. Кислоты (основность кислот). Методы получения, хим. Св-ва, номенклатура.
- •5. Соли, типы солей. Методы получения, химические св-ва, номенклатура средних, кислых, основных солей.
- •6. Квантово-механическая модель атома: уравнение де Бройля и Шредингера, принцип неопределённости Гейзенберга, атомная орбиталь, квантовые числа.
- •7. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда.)
- •8. Периодический закон Менделеева. Периодическая таблица (периоды и группы).
- •9. Химическая связь: понятие, параметры (энергия связи, длина связи, валентный угол), потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.
- •11. Метод валентных связей (- и -связи), метод молекулярных орбиталей, гибридизация атомных орбиталей.
- •10.Типы химической связи: ионная, ковалентная ( типы ковалентной связи, полярность), координационная, металлическая, водородная.
- •12. Термодинамические системы: открытые, закрытые, изолированные; гомогенные и гетерогенные. Параметры системы.
- •13. Функции состояния системы: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, химический потенциал, изобарно- и изохорно-изотермический потенциал. Изобарные, изохорные, изотермические процессы.
- •14.Первое (закон сохранения энергии) и второе начало термодинамики.
- •15. Тепловой эффект реакции: экзо- и эндотермические реакции; закон Гесса; (стандартная) теплота образования вещества.
- •16.Скорость реакции и факторы, влияющие на нее. Гомогенные и гетерогенные реакции. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок и молекулярность реакции. Правило Вант-Гоффа.
- •18. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •19. Понятие раствора. Способы выражения состава раствора (массовая доля, молярность, моляльность, нормальность).
- •20.Идеальные растворы. Растворы неэлектролитов: понятия диффузии и осмоса. Разбавленные и концентрированные растворы; насыщенный раствор.
- •21. Осмотическое давление. Законы Вант-Гоффа и Рауля.
- •23.Степень диссоциации. Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) и слабые (константа диссоциации, закон разведения Оствальда) электролиты.
- •22. Растворы электролитов. Изотопический коэффициент. Теория электролитической диссоциации Аррениуса; определение кислот, оснований, солей по Аррениусу.
- •24. Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.
- •25. Константа воды. Водородный показатель (pH).
- •26. Буферные растворы.
- •27.Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.
- •28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.
- •30. Электродные процессы: двойной электрический слой, (стандартный) электродный потенциал.
- •29. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронного баланса, метод полуреакций).
- •31. Химические источники тока: гальванические элементы (эдс), топливные элементы, аккумуляторы.
- •32. Электролиз: понятие, отличие от гальванического элемента; электролиз расплавов солей и растворов электролитов. Закон Фарадея.
- •33. Коррозия металлов: понятие, виды (химическая, электрохимическая), защита металлов от коррозии.
- •34. Понятие о комплексных соединениях: строение, номенклатура.
- •35. Гетерогенные дисперсные системы (типы систем, поверхностные явления).
- •36. Химические свойства s-элементов, их оксидов и гидроксидов.
- •37. Жесткость воды (временная, постоянная), способы ее устранения.
равновесия: (произведение растворимости).
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведённых в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.
Произведение растворимости , как и коэффициент диссоциации зависит от природы растворённого вещества, природы растворителя и температуры.
Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше произведение растворимости данного вещества, тем больше его растворимость.
-
25. Константа воды. Водородный показатель (pH).
Вода является слабым электролитом.
Концентрация воды в разбавленных растворах электролитов практически постоянная. Поэтому можно считать постоянным и ионное произведение воды.
При .При увеличении температуры возрастает.
В любом водном растворе присутствуют и .
Кислотность и щёлочность среды обычно характеризуется концентрацией водородных ионов или водородным показателем pH
pH = 7 - нейтральный раствор
pH < 7 – кислотный раствор
pH > 7 – щёлочный раствор
Качественно определить реакцию среды можно с помощью индикатора:
Реакция |
Индикатор |
||
лакмус |
метилоранж |
фенолфталеин |
|
кислотная |
красный |
розовый |
бесцветный |
щелочная |
синий |
жёлтый |
малиновый |
-
26. Буферные растворы.
Буферные растворы – растворы с определённой концентрацией ионов водорода, которая мало изменяется при разбавлении и при добавлении концентрированной кислоты или щёлочи. Они состоят, либо из слабой кислоты и её соли, образованной сильным основанием, либо из слабого основания и его соли, образованной сильной кислотой.
– слабая кислота
– соль диссоциирует нацело
Под буферной ёмкостью понимают количество эквивалентной кислоты или щёлочи, которые необходимо добавить к одному литру раствора, чтобы водородный показатель pH изменился на единицу: .
-
27.Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, приводящие к образованию слабого электролита. Гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза .
, где C –количество гидролизующихся молекул, – общее число молекул
Различают 3 типа гидролиза солей:
-
1. гидролиз по катиону (+) – соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (, , )
Например, :
(1)
(2)
(3)
(1)+(3) т. е. (4)
-
(5) молярный вид
-
для (4) (6)
-
(7)
-
подставим в (6)
-
, т.к.
-
-
-
-
по (7) и (4)
-
(5) молекулярный вид
В этом случае pH < 7 – кислая, т.к происходит накопление ионов .
для (4) (6)
(7)
подставим в (6)
, т.к.
по (7) и (4)
2. гидролиз по аниону (-) – соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием
Например,
(1)
(2)
(3)
(1)+(3) (4)
(5)
Тогда: ,
3. гидролиз по аниону и катиону (+ и -) – соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием
Например
(1)
(2)
(3)
(4)
В этом случае: ,
№ группы = указывает наивысшую положительную степень окисления
8–№ группы = указывает низшую отрицательную степень окисления
Реакции, протекающие с изменением степени окисления – окислительно-восстановительные реакции (ОВР).
– ОВР
– не ОВР
Окисление – процесс отдачи электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента (например: (с 0 до +2)).
Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называются восстановителями ( из восстановленной формы в окисленную).
К типичным восстановителям относятся простые вещества: металлы, , анионы, содержащие атомы с низкой степени окисления.
Восстановление – процесс смещения электронов к веществу, т.е. понижение степени окисления элемента (например: (с +2 до 0)).
Вещества, принимающие чужие электроны в процессе реакции, называются окислителями ( из окисленной формы в восстановленную).
-
28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.
Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Степень окисления – воображаемый заряд атома в соединении, вычисляемый, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов (+, –, 0).
-
1. Степень окисления элемента в простом веществе, например в Na или в равна 0.
-
2. Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в ионном соединении, например , равна заряду данного иона.
-
3. В соединении с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причём применимы следующие степени окисления:
а.F = -1
b.O = -2 , исключение: пероксиды = -1; надпероксиды = - 1/2,; озониды = - 1/3;
c.H = +1 исключение солеобразующие гидриды LiH = -1
d.щелочные Me = + 1
-
e. Щелочноземельные Ме = +2
в щелочной среде – гидроксильными ионами
();
восст. окисл.
-
30. Электродные процессы: двойной электрический слой, (стандартный) электродный потенциал.
При погружении металлической пластины в какую-нибудь полярную жидкость () происходит взаимодействие полярных молекул жидкости с катионами Ме. Катионы переходят (гидратируют) в раствор. Избыточные электроны остаются на пластине. Отрыв 1-ых катионов происходит быстрее, чем последних.
Условие равновесия:
На границе раздела Ме – раствор возникает разность потенциалов . – электродный потенциал.
в восстановленную).
К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью: (галогены, ), соединения (пероксиды), соединения благородных газов (), катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления ().
Окисление и восстановление протекают как единый процесс:
-восстановитель, – окислитель.
Число электронов, принимающих участие в окислении равно числу электронов, принимающих участие в восстановлении.
Существует 3 типа ОВР:
1.межмолекулярные ();
-
2.внутримолекулярные (окислителем и восстановителем могут быть атомы одной и той же молекулы) ();
-
3.диспропорционирования (окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента) ().
-
29. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (метод электронного баланса, метод полуреакций).
-
При составлении уравнения ОВР используют 2 метода:
- метод электронного баланса
- метод полуреакций
Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений процессов окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
Слабые электролиты, неэлектролиты, газы, твёрдые вещества, осадки, записываются в молекулярном виде.
---- Если реагенты содержат больше атомов О, чем продукта реакции, то избыток устраняется:
в кислой среде – ионами ();
-
в нейтральной и щелочной среде – молекулами ();
-
---- Если реагенты содержат меньше атомов О, чем продукта реакции, то недостаток восполняется:
-
в кислой и нейтральной среде – молекулами
-
();
-
в щелочной среде – гидроксильными ионами ()