
- •Основные типы неоргонических хим. Соед.
- •Основные законы химии
- •3. Развитие представл. О строении атома. Основы Бора.
- •4. Современное представление об атоме. Квант- механ модель. Двойственная природа е.
- •6. Электронное строение сложных атомов. Принцип запрета Паули. Минимум энергии. Распределение по орбиталям.
- •7. Период. Закон Менделеева. S, p, d, f элементы…
- •8. Природа химической связи.
- •9. Ковалентная связь. Метод вс
- •10.Обменный и донорно-акцепторный механизм.
- •11. Направленность ковалентной связи. Гибридизация.
- •13. Полярность связи. Неполярные, полярные и ионные.
- •14. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие.
- •15. Твёрдые тела(амф. И крист.). Кристал. Решётка.
- •16. Термохимия. Энтальпия. Закон Гесса.
- •17. Направленность хим. Реакции. Энтропия. Свободная энергия Гиббса.
- •18. Скорость хим. Реакций. Влияние концентрации и давления.
- •19. Механизм химической реакции.
- •20. Влияние температуры на скорость хим. Реакции. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •21. Влияние катализаторов на скорость реакции. Катализ.
- •22. Обратимые и необратимые реакции. Условия обратимости. Хим. Равновесие…
- •23. Смещение хим. Равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •24. Общие свойства растворов. Теплота растворения. Растворимость и факторы влияющ. На неё.
- •25. Основные положения теории электрической диссоциации. Степень диссоциации.
- •26. Константа диссоциации. Связь степени и константы.
- •27. Произведение растворимости малораств. Веществ.
- •28. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •29. Направленность протекания ионных реакций.
- •30. Гидролиз солей как частный случай ионных реакций.
- •31. Овр. Свойства…
- •32.Электродные потенциалы. Стандартные электродные потенциалы. Водородный электрод сравнения.
- •33. ∆Φ(эдс) окисл. Восстанов. Реакций. Направленность овр.
- •34. Взаимодействие металлов с соляной, серной и азотной кислотой.
- •35. Взаимодействие металлов с водой и растворами щелочей. Роль оксидных плёнок. Примеры.
- •36. Взаимодействие металлов с растворами солей
- •37. Гальванические элементы. Процессы Даниэля-Якоби.
- •38. Принцип работы свинцового аккумулятора.
- •40. Электрохимическая коррозия
Основные типы неоргонических хим. Соед.
Оксиды - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам отвечают основания, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и основные свойства.
Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)2.
Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная НСl, серная H2SO4, азотная HNO3, уксусная СН3СООН.
Соль- соединение состоящие из атомов металла и кислотного остатка. При полном замещении катиона водорода получаются нормальные соли, при неполном - или кислые, или основные. Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл. Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Примеры образования солей:
Са(ОН)2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О
Основные законы химии
З-н сохранения массы. Общая масса реагентов равна общей массе продуктов реакции
З-н сохранения энергии. Количество энергии в изолированной системе постоянно. Энергия не может возникнуть из ничего и не может исчезнуть в никуда, она может только переходить из одной формы в другую.
З-н постоянства состава. Состав молекулярных соединений постоянен и не зависит от способов получения. Соединения, отвечающие этому з-ну- дальтониды, соед-я с переменным сост. –бертоллиды.
З-н эквивалентных отношений. Массы реагирующих вещ-в пропрциональны их эквивалентам.
mA/mB=ЭA/ЭB
З-н Авогардо. В равных объёмах любых газов при одинаковых усл-х содерж-я одинаковое число молекул. Молекулы простых газов двухатомны.
3. Развитие представл. О строении атома. Основы Бора.
Атом можно представить в виде полож. заряженной сферы с вкрапленными электронами.
По Резерфорду: Р. Заключил, что в центре атома сущ. Полож. заряженное ядро малого размера, окруженная электронами. Р. Предсказал сущ-е протона и его массу, кот. в 1800 раз превышает массу электрона. Р. Предложил ядерную планетарную модель атома, сост-го из тяжелого ядра, вокруг которой двигаются по орбитам электроны.
Теория Бора: Б., используя модель Р. И теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на кот. электрон обладает определенными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орбита имеет номер, кот. назвали главным квантовым числом.
4. Современное представление об атоме. Квант- механ модель. Двойственная природа е.
А́том- наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Современная модель атома является развитием планетарной модели. Согласно этой модели, ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Положение атома в таблице Менделеева определяется электрическим зарядом его ядра (количеством протонов). Основная масса атома сосредоточена в ядре. Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определенную массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определенной функцией. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определенной траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.
5. Строение атома водорода. Квантовые числа, их физический смысл. Электронные орбитали.
Атом водорода - ядро с одним протоном и вокруг него вращается один-единственный электрон.
n – главное квантовое число, характеризующее энергию электрона и размер электронного облака, принимает значения 1, 2, 3 …+∞.
L – побочное квантовое число, характеризующее геометрию орбитали, принимает значения 0, 1, 2, 3 … n-1.
m – магнитное квантовое число, характеризующее ориентацию электронных облаков в трехмерном пространстве, принимает
значения от –L…0 …+L.
s – спин электрона, характеризует собственный магнитный момент электрона, связанный с движением электрона относительно «собственной оси», принимает значения ±1/2.
Орбиталь- область пространства, где с 95% вероятностью можно обнаружить электрон. Характерезуется квантовыми числами.