Контрольные вопросы и упражнения:

1. К какому типу относятся следующие комплексные соединения: [Cr(H₂O)₆]Cl₃; [Ni(NH₃)₆]SO₄; H[AuCl₄]; K₃[Co(NO₂)]; K₃[Al(OH)₆]; [Pb(NH₃)₄Cl₂]Cl₂; [Cr(NH₃)₆][Co(CN₆)]. Назовите эти соединения.

2. Определите заряд комплексного иона в комплексных соединениях: K[AuBre₄]; K₂[Cd(CN)₄]; K[Au(OH)₄]; [Co(H₂O)₅Cl]ClH₂O; [Zn(NH₃)₄]Cl₂; [Pt(NH₃)₅Cl]Cl₃; Na₂[Ni(CN)₆].

3. Определите степень окисления комплексообразователя в комплексных соединениях: [BiI₄]^-; [Hg(SCN)₄]^2-; [FeF₆]^3-; [Cr(H₂O)₄Cl₂]^-; [Fe(CN)₆]^4-; [Co(NH₃)₄]³⁺.

4. Составьте координационные формулы соединений: 3NaF.AlF₃; 2Ca(CN)₂.Fe(CN)₂; 2Ba(OH)₂.Cu(OH)₂; 3KNO₂.Co(NO₂)₃; KCl.PtCl₄.NH₃; 2NH₄Br.CuBr₂.2NH₃.

5. Какой из комплексных ионов более устойчив:

a) [Ag(CN)₂]^-; [AgBr₂]^-; [AgCl₂]^-, если K_нест соответственно равны: 8х10^-22; 7,8х10^-8; 2,7х10^-6

б)[Co(NH₃)₆]³⁺; [Ni(NH₃)₆]²⁺; [Cd(NH₃)₆]²⁺, если К_нест соответственно равны: 7,1х10^-36; 1,8х10^-9; 7,25х10^-6.

6. При действии сульфида аммония на раствор [Ni(NH₃)₆]SO₄ образуется черный осадок NiS. Раствор K₂[Ni(CN)₄] c (NH₄)S осадка не дает. Чем объяснить различие в действии (NH₄)₂S на растворы указанных комплексных солей?

К_нест.[Ni(NH₃)₆]^2- = 1,8x10^-9

К_нест.[Ni(CN)₄]^2- = 3x10^-16

ПР_NiS = 1,4х10^-25.

7. Как диссоциируют в водном растворе двойные соли? Напишите схему диссоциации: KAl(SO₄)₂; (NH₄)₂Fe(SO₄)₂.

8. Как можно доказать, что K₃[Fe(CN)₆] не является, а (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ является двойной солью?

Темы рефератов

1. Значение химии в биологических процессах.

2. История открытия строения атома.

3. История открытия Периодического закона.

4. Методы защиты от коррозии.

5. Биокоррозия.

6. Значение биогенных элементов.

Темы минипроектов

1. Изучение свойств комплексных соединений кобальта и никеля спектрофотометрическим методом.

2. Изучение кинетики фотохимических реакций комплексных соединений платины.

3. Изучение поведения растворов неэлектролитов криоскопическим методом.

4. Изучение направленности химических процессов по значениям термодинамических потенциалов.

Примерный перечень вопросов к экзамену

1 семестр

Часть 1. Общая химия

1. Основные химические понятия и законы. Химический эквивалент.

2. Химическая метрология. Единицы измерения в химии. Моль – единица количества вещества. Нахождение простейших и истинных формул химических соединений.

3. Классификация веществ по составу и по функциональным признакам.

4. Химические реакции и их классификация по характеру взаимодействия реагирующих веществ (обменные, окислительно-восстановительные, комплексообразования).

5. Электронное строение атома. Модели строения атома (Томсона, Резерфорда, Бора). Их достоинства и недостатки. Корпускулярно-волновой дуализм. Волны де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.

6. Квантово-механическая модель строения атома. Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное). Их физический смысл. Атомные орбитали.

7. Многоэлектронные атомы. Закон Мозли. Три принципа заполнения орбиталей в атомах: принцип наименьшей энергии, принцип Паули, Правило Гунда. Правила Клечковского.

8. Свойства изолированных атомов. Атомные радиусы. Энергия ионизации. Сродство к электрону. Магнитные свойства атомов. Диамагнетизм, парамагнетизм.

9. Жизнь и научно-педагогическая деятельность Д. И. Менделеева. История открытия периодического закона. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Различные виды периодической системы.

10. Периоды, группы, подгруппы. Связь положения элемента в Периодической системе с электронным строением его атома. Особенности электронных конфигураций атомов элементов главных и побочных подгрупп.

11. Элементы s-, p-, d-, f- семейств. Связь элементов с их положением в периодической системе. Периодические изменяющиеся свойства элементов.

12. Периодичность изменения свойств элементов, как проявление периодичности изменения электронных конфигураций атомов.

13. Основные характеристики химической связи: длина, энергия, направленность. Валентный угол. Основные типы химической связи.

14. Свойства ковалентной связи. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и геометрия молекул. Характеристика насыщенных и ненасыщенных связей.

15. Периодическая система как отражение переходов количественных изменений в качественные. Раскрытие в периодической системе всеобщей естественной взаимосвязи между химическими элементами.

16. Метод молекулярных орбиталей. примеры описания химических соединений по методу молекулярных орбиталей.

17. Метод ЛКАО МО. Связывающие и разрыхляющие МО. Принципы заполнения молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы и электронные формулы молекул.

18. Сравнение методов ВС и МО. Описание химических веществ по методу ВС и МО.

19. Типы кристаллических решеток. Ионная связь. Водородная связь. Металлическая связь. Межмолекулярные взаимодействия.

20. Валентности, степени окисления, координационные числа атомов в соединениях с различным типом связи.

21. Ковалентная связь. Квантово-механические методы её трактовки. Механизмы образования ковалентной связи. Электронно-пространственное строение веществ.

22. Химическая термодинамика. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса. Изменение внутренней энергии системы.

23. Энтальпия. Понятие об энтропии. Энергия Гиббса. Роль энтальпийного и энтропийного факторов в направленности процессов при различных условиях.

24. Энергетика и направленность химических процессов. Термодинамическая характеристика биологических объектов и процессов, протекающих в живых организмах.

25. Катализ. Влияние катализатора на скорость реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Порядок и молекулярность реакции.

26. Зависимость скорости реакции от температуры коэффициент. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

27. Механизмы химических реакций. Свободные радикалы. Понятие о цепных реакциях.

28. Катализ. Влияние катализатора на скорость реакций. Роль катализатора в промышленности и в биохимических процессах.

29. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Смещение химического равновесия при изменении концентрации, давления и температуры.

30. Состав и электронное строение молекул воды. Характеристика водородной связи. Химические свойства воды.

31. Вода как растворитель взаимодействия с простыми и сложными веществами. Роль воды в биохимических процессах. Промышленное значение воды.

32. Коллоидно-дисперсные системы. Растворы ВМС. Белки как амфотерные высоко молекулярные электролиты. Значение коллоидов в биологии.

33. Термодинамика процесса растворения. Механизм процесса растворения. Способы выражения концентрации растворов.

34. Растворимость газов. Закон Генри. Расчеты для приготовления растворов различной концентрации.

35. Растворимость газов. Закон Генри. Расчеты для приготовления растворов различной концентрации.

36. Физико-химические свойства идеальных и разбавленных растворов. Закон Рауля. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Закон распределения. Экстракция.

37. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.

38. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Понятие о коэффициенте активности. Закон разбавления.

39. Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации. Ступенчатая диссоциация. Протеолитическая теория кислот и оснований.

40. Общие способы получения и свойства кислот, оснований, щелочей. Использование значений стандартных энтальпий и стандартных изобарных потенциалов для оценки направленности ионных реакций.

41. Применение закона действия масс к процессу диссоциации слабых электролитов, константа диссоциации.

42. Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза. Реакция среды в водных растворах солей. Степень и константа гидролиза. Основные понятия комплексных соединений. Теория строения комплексных соединений Вернера.

43. Основные классы комплексных соединений. Аквакомплексы. Аммиакаты. Ацидокомплексы. Полигалогениды. Номенклатура Комплексных соединений.

44. Природа химической связи в комплексных соединениях. Рассмотрение ее с позиций метода валентных связей. Диссоциация комплексных соединений. Кислотно-основные свойства комплексных соединений. Понятие о бионеорганической химии.

45. Окислительно-восстановительные реакции. Классификация. Окислители и восстановители. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

46. Взаимодействие металлов с кислотами, солями в водных растворах как окислительно-восстановительный процесс.

47. Метод электронного баланса. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессов. Электронно-ионный метод.

48. Окислительно-восстановительные системы. Уравнение Нернста. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о гальваническом элементе.

49. Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Электролиз расплавов и водных растворов. Законы Фарадея. Коррозия металлов.

50. Химия биогенных элементов. Значение элементов для биологических систем. Практическое применение элементов и их соединений.