- •1.Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Молекулы с нечетным числом электронов.
- •2.Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах.
- •3.Уравнения реакций:
- •1.Радиусы атомов,их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.
- •Сверху вниз по подгруппе:
- •2.Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Форма и пространственное расположение s-,p-, и d- орбиталей в атоме.
- •2.Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Периодические и непериодические свойства атомов элементов. Полные и неполные электронные аналоги.
- •2.Основные положения теории кислот и оснований Аррениуса. Зависимость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления центрального атома.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Характеристики химической связи – энергия, длина, кратность, полярность.
- •2.Химическое равновесие. Константа равновесия. Расчет равновесных концентраций веществ.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Энергия ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность атомов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы.
- •2.Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Планетарная модель атома водорода Резерфорда, постулаты Бора.
- •2.Стандартная энтропия веществ. Изменение энтропии при изменении агрегатного состояния веществ. Расчет изменения стандартной энтропии в химической реакции.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Координационная теория Вернера. Аммиакаты, кристаллогидраты, ацидокомплексы. Поведение комплексных соединений в растворе.
- •2.Влияние кислотности раствора на величину окислительно-восстановительного потенциала. Выбор среды для проведения окислительно-восстановительного процесса.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Химическое равновесие. Динамический характер химического равновесия. Влияние внешних факторов (температура, давление) на состояние равновесия.
- •2.Понятие о скорости химической реакции. Порядок и молекулярность химической реакции. Представление о механизмах химических реакций.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Гибридизация атомных орбиталей и геометрическая конфигурация молекул и ионов.
- •2.Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации. Реакции амфотерных гидроксидов с кислотами и основаниями.
- •3.Уравнения реакций
- •1.Комплексные соединения. Химическая связь в комплексных соединениях и строение комплексных ионов. Электролитическая диссоциация комплексов, ступенчатые и общая константы нестойкости.
- •2.Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса для расчета изменения энтальпии в химических реакциях.
- •3.Уравнения реакций.
- •1.Квантовомеханическая модель строения атома водорода. Квантовые числа электрона, форма s-,p- и d- орбиталей.
- •2.Равновесия в водных растворах солей, содержащих многозарядные катионы металлов. Вычисление pH (приведите примеры).
- •3.Уравнения реакций.
3.Уравнения реакций:
3Cl2+6KOH(нагревание)->5KCl+KClO3(осадок)+3H2O
ZnS+HCl->2HCl+ZnS
Билет№4
1.Радиусы атомов,их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.
Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса".
Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. В современной Периодической системе известны некоторые исключения в порядке возрастания масс атомов, что связано с особенностями изотопного состава элементов:
Cl − 35,5 Ar − 39,9 K − 39,1; Fe − 55,8 Co − 58,9 Ni − 58,7.
После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: "Свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра".
Заряд ядра атома определяет число электронов. Электроны определенным образом заселяют атомные орбитали, причем строение внешней электронной оболочки периодически повторяется, что выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений.
В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются из-за роста притяжения внешних электронов к ядру.
В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек.
У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более ярко, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны внутренние. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием.
Слева направо по периоду:
засчёт увеличения заряда ядра и роста притяжения внешней электронной оболочки к ядру уменьшается радиус атома;
возрастают неметаллические свойства и уменьшаются металлические свойства, т.к. растёт притяжение внешних электронов к ядру;
возрастает число валентных электронов и соответственно высшая положительная степень окисления (равная номеру группы и числу валентных электронов);
появляется отрицательная степень окисления у неметаллов, т.к. элемент-неметалл стремится приниать электроны до 8 (оболочка инертного газа).
меняется характер высшего оксида и гидроксида от основного через амфотерный к кислотному*. Кислотные свойства оксидов и гидроксидов таким образом, ВОЗРАСТАЮТ, а основные свойства УМЕНЬШАЮТСЯ.
меняется тип водородного соединения от солеобразного у металлов (в них степень окисления водорода = -1), к летучим у неметаллов со степенью окисления водорода +1, причём увеличивается кислотный характер этих водородных соединений.
Сверху вниз по подгруппе:
Возрастает радиус атома, т.к. растёт число электронных слоёв.
Усиливаются металлические свойства и уменьшаются неметаллические свойства засчёт уменьшения притяжения внешних электронов к ядру;
Меняется характер высшего оксида и гидроксида – основный характер увеличивается, а кислотный характер уменьшается;
Возрастают восстановительные свойства элементов, т.к. увеличивается способность отдавать электроны.
Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным.
Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются.