- •1) Основные сведения о строении атомов.
- •2) Характеристика энергетического состояния электрона квантовыми числами: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.
- •3) Емкость энергетических уровней и подуровней. Правило Хунда и Клечковского.
- •4) Структура пс: периоды, группы, подгруппы. Периодичность свойств элементов и веществ; s-, p-,d-, f- электронные семейства.
- •5) Размеры атомов и ионов.
- •6) Способы выражения концентрации растворов: молярность, моляльность, нормальность, процентная и мольная доли.
- •7) Эквивалент и эквивалентная масса.
- •8) Способы определения эквивалентной массы оксида, кислоты, основания и соли.
- •9) Закон эквивалентов и его применение для решения задач.
- •10) Природа химической связи. Основные виды связи: ковалентная, ионная, водородная, металлическая, межмолекулярное взаимодействие.
- •11) Основные характеристики химической связи: энергия, длина, направленность, кратность, полярность.
- •12) Гибридизация атомных электронных орбиталей. Пространственная конфигурация молекул.
- •13) Энергетические эффекты химических реакций. Эндо- и экзотермические реакции.
- •14) Стандартные теплоты образования веществ. Термохимические расчеты.
- •15) Понятие о внутренней энергии системы, об энтальпии и её изменениях в химических процессах.
- •16) Энергия Гиббса. Условия самопроизвольного протекания реакции.
- •17) Гомогенные и гетерогенные системы.
- •18) Скорость химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от концентрации, температуры, давления, наличия катализаторов.
- •19) Константа скорости химической реакции. Закон действующих масс.
- •20) Энергия активации химической реакции. Активные молекулы. Активированный комплекс.
- •21) Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
- •1) Температура
- •2) Давление
- •3) Концентрация исходных веществ и продуктов реакции
- •22) Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •23) Электролитическая диссоциация и причины её возникновения.
- •25) Сильные и слабые электролиты.
- •26) Степень и константа диссоциации слабых электролитов.
- •27) Коэффициент активности. Ионная сила растворов.
- •28) Обменные реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз.
- •29) Степень и константа гидролиза.
- •30) Произведение растворимости.
- •Степень окисления элемента.
- •Окислительные и восстановительные свойства простых веществ и химических соединений.
- •33) Составление уравнений овр. Влияние среды на протекание овр. Важнейшие окислители и восстановители.
- •Электродные потенциалы. Гальванические элементы.
- •35) Водородный электрод. Ряд стандартных электродных потенциалов и использование их для определения направленности процесса в овр.
- •36) Электролиз, его сущность.
- •37) Законы Фарадея при электролизе.
- •38) Растворы неэлектролитов. Классификация растворов.
- •39) Дисперсные системы. Состав. Классификация по размеру частиц.
- •40) Разновидности дисперсных систем по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.
- •41) Лиофильные и лиофобные дисперсные системы. Строение коллоидных частиц.
- •42) Получение коллоидов. Применение золей и гелей. Методы диспергирования
- •Конденсационные методы
- •43) Полимеры. Строение полимеров, получение (реакции полимеризации и поликонденсации). Примеры.
- •44) Классификация полимеров по происхождению. Примеры.
- •45) Классификация полимеров по свойствам.
- •46) Физико-химические методы исследования строения вещества.
- •47) Коррозия, понятие, виды и причины появления. Методы защиты от коррозии.
33) Составление уравнений овр. Влияние среды на протекание овр. Важнейшие окислители и восстановители.
Составление уравнений ОВР методом электронного баланса
1.Составить схему реакции.
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2S + …
2.Определить степени окисления элементов в реагентах и продуктах реакции.
Mg0 + H2+1S+6O4-2 → Mg+2S+6O4-2 + H2+1S-2 + …
3.Определить, является реакция окислительно-восстановительной или она протекает без изменения степеней окисления элементов.
Подчеркнуть элементы, степени, окисления которых изменяются.
Mg0 + H2+1S+6O4-2 → Mg+2S+6O4-2 + H2+1S-2 + …
4.Определить, какой элемент окисляется, (его степень окисления повышается) и какой элемент восстанавливается (его степень окисления понижается), в процессе реакции.
Mg0 → Mg+2 окисляется
S+6 → S-2 восстанавливается
5.В левой части схемы обозначить с помощью стрелок процесс окисления (смещение электронов от атома элемента) и процесс восстановления (смещение электронов к атому элемента)
Mg0 – 2 ē → Mg+2 окисление
S+6 + 8 ē → S-2 восстановление
6.Определить восстановитель и окислитель.
Mg0 – 2 ē → Mg+2 восстановитель
S+6 + 8 ē → S-2 окислитель
7.Сбалансировать число электронов между окислителем и восстановителем.
Mg0 – 2 ē → Mg+2
8
S+6 + 8 ē → S-2
8.Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, продуктов окисления и восстановления.
Mg0 – 2 ē → Mg+2 4
8
S+6 + 8 ē → S-2 1
9.Расставить коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя.
4Mg + 5H2SO4 → 4MgSO4 + H2S + 4H2O
10.Проверить уравнение реакции. Посчитаем количество атомов кислорода справа и слева, если их будет равное количество – уравнение мы уравняли.
5 * 4 = 20 4 * 4 + 4 = 20
Важнейшие окислители и восстановители
Восстановители Окислители
Металлы Галогены
Водород Перманганат калия(KMnO4)
Уголь Манганат калия (K2MnO4)
Окись углерода (II) (CO) Оксид марганца (IV) (MnO2)
Сероводород (H2S) Дихромат калия (K2Cr2O7)
Оксид серы (IV) (SO2) Хромат калия (K2CrO4)
Сернистая кислота H2SO3 и ее соли Азотная кислота (HNO3)
Галогеноводородные кислоты и их соли Серная кислота (H2SO4) конц.
Катионы металлов в низших степенях окисления:
SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Оксид меди(II) (CuO)
Азотистая кислота HNO2 Оксид свинца(IV) (PbO2)
Аммиак NH3 Оксид серебра (Ag2O)
Гидразин NH2NH2 Пероксид водорода (H2O2)
Оксид азота(II) (NO) Хлорид железа(III) (FeCl3)
Катод при электролизе Бертоллетова соль (KClO3)
Металлы Анод при электролизе