- •1.1 Атомно-молекулярное учение химии. Понятия – атом, молекула, относительная молекулярная масса, относительная атомная масса, молярная масса. Моль – мера количества вещества.
- •1.2 Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентных отношений. Закон кратных отношений.
- •1.4 Законы термохимии. Закон Гесса – как частный случай закона сохранения энергии. Следствие из закона Гесса (энтальпия сгорания, образования). Стандартные условия.
- •1.6 Скорость химических реакций. Основной закон химической кинетики – закон действующих масс. Порядок и молекулярность реакции. Правило Ван-Гоффа. Кинетические уравнения.
- •1.7 Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
- •1.8 Катализ. Гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Особенности отдельных типов катализа. Примеры.
- •1.9 Химическое равновесие. Константа равновесия. Влияние температуры, концентрации реагентов, давления и катализатора на смещение равновесия.
- •1.10 Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Характер смещения равновесия в зависимости от типа реакции (экзо- , эндотермические); реакции идущие с изменением объема.
- •1.13 Идеальный раствор. Законы Рауля. Понижение давления насыщенного пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворов неэлектролитов.
- •1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.
- •1.17 Слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Взаимосвязь константы и степени диссоциации (закон разбавления Освальда)
- •1.19 Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН.
- •1.20 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.
- •1.32 Комплексные соединения. Особенности структуры комплексных соединений. Номенклатура, координатное число, изомерия. Циклические комплексные соединения.
- •1.25 Строение атома и периодический закон. Периодичность изменения свойств s-, p- и d элементов.
- •1.26 Периодический закон. Свойства атомов: атомный радиус, ионизационный потенциал и сродство к электрону. Относительная электроотрицательность элементов. Металлы и неметаллы, их положение в таблице.
- •1.27 Метод валентных связей. Насыщаемость связи. Направленность связей. Определение валентности по методу валентных связей.
- •1.28 Метод молекулярных орбиталей. Связывающие, разрыхляющие, не связывающие молекулярные орбитали. Порядок связи.
- •1.29 Ковалентная связь. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент. Одинарные, двойные и тройные связи.
- •1.30 Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационное, индукционное и дисперсное взаимодействие. Водородная связь. Биологическая роль водородной связи и межмолекулярного взаимодействия.
- •1.31 Ионная связь. Степень ионности. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Металлическая связь.
- •1.3 Основные представления об энергетике химических процессов, функции состояния: внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
- •1.4 Свободная энергия Гиббса. Направление течения процесса. Анализ уравнения энергии Гиббса. Влияние энталальпийного и энтропийного факторов на направление протекания процессов.
- •1.11 Дисперсные системы. Растворы, растворимость. Факторы влияющие на растворимость. Способы выражения концентрации растворов (молярная и мольная концентрации эквивалента, молярная и массовая доли).
- •1.34 Сильные электролиты. Активность. Ионная сила растворов.
- •1.37 Окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные потенциалы. Окислительно-восстановительные реакции, электрохимические явления в биологиических и технологических процессах.
- •2.4 Элементы подгруппы III.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Аллюминий. Свойства. Характеристика оксидов, гидрооксидов, солей. Амфотерность.
- •2.11 Элементы подгруппы V.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Фосфор. Свойства. Фосфин. Применение в с/х, биологическая роль.
- •2.19 Элементы подгруппы VI.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Сера. Свойства. Оксиды серы. Свойства. Применение в с/х.
1.34 Сильные электролиты. Активность. Ионная сила растворов.
Такие соединения как правило, диссоциируют нацело. Классификация. Кислота электролит диссоциирующий в растворе с образованием катионов. Основания электролит диссоциирующий в растворе с образованием гидроксид-онионов. Соль электролит диссоциирующий в растворе с образованием катионов металла и анионов кислотного осадка. Активность – эффективная концентрация вещества в растворе в соответствии с которой оно участвует в различных процессах а=f/С, где f - коэффициент активности, С – концентрация. Ионная сила. , .
1.37 Окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные потенциалы. Окислительно-восстановительные реакции, электрохимические явления в биологиических и технологических процессах.
Окислительно-восстановительная – реакция в процессе которой изменяются степени окисления атомов входящих в состав реагентов. Степень окисления – условный заряд атомов в соединении, что все связи в этом соединении являются ионными. Правило. Сумма степеней окисления = его заряду. . К ним относятся а) реакции замещения Zn+H2SO4=ZnSО4+H2, б) реакции разложения и соединения 2KclO3=2KCl+3O2, H2+Cl2=2HCl, в)сложные реакции взаимодействия 2 и более веществ 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8O2. выделяют три типа. Теория основана на следующих положениях а) реакции сопровождаются переходом электронов от элемента-восстановителя к элементу-окислителю; б)Окисление-восстановление – единый взаимосвязанный процесс; в) Окисление – процесс отдачи электронов, который сопровождается повышением степени окисления элемента-восстановителя;
г) Восстановление – процесс присоединения электронов, который сопровождается понижением степени окисления элемента-окислителя. Процессы окисления и восстановления выражают полуреакциями, в которых указывается изменение степени окисления восстановителя и окислителя. Окислители. Неметаллы F2 Cl2 O2 I2 S, сложные вещ-ва с высшей степенью окисления, положительно заряженные ионы малоактивных металлов. Восстановители. Активные металлы (К, Na,Са), сложные вещества содержащие атомы неметаллов с отрицательной степенью окисления, сложные вещества содержащие элементы с переменной валентности, органические восстановители. Окислительно-восстановительный потенциал – является количественной характерристикой окисл – восст. активности соединения в растворе. Отрицательная или низкая величина потенциала соответствует сильному восстановителю и слабому окислителю, а положительная или высокая величина сильному окислителю и слабому восстановителю.
ЭДС –окисл –вост. реакции = разности потенциаллов окислителя и восстановителя. Окислителем в данной системе является соединение у которого окис.- восст. потенциал больше. Реакции протекают слева направо когда ЭДС соответствующего гольванического элемента положительно. Уравнение Нернста
2.1 Элементы подгруппы I.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Восстановительные свойства. Натрий и калий. Свойства. Окисление, взаимодействие с водой, характеристика оксидов и гидроксидов. Биологическая роль натрия.
Элементы главной подгруппы – литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr носят название - щелочные металлы. На внешней оболочке атомов имеются по одному валентнтному s-электрону, а предвнешние завершены, поэтому они относятся к элементам s-семейства( Li – 1s2s1, Na – 1s22s22p63s1). Атомы имеют большие атомные радиусы и легко теряют внешний электрон, проявляя сильные восстановительные свойства. С увеличением раудиусов атомов от лития к францию уменьшается ионизационный потенциал и увеличивается легкость отдачи электрона, следовательно восстановительная способность щелочных металлов увеличивается сверху вниз. С увеличением заряда ядра металлические свойства возрастают. являются сильными восстановителями. Окисляясь превращаются в положительный однозарядный ион. Взаимодействуют с кислородом, покрываются оксидной пленкой. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе. Взаимодействуют с галогенами. При нагревании легко взаимодействуют с серой, образуя сульфиды. Натрий. Получение электролиз: NaCl -> Na+Cl2. Свойства: с неметаллом Na+ О2 -> Na2О2, с кислотами Na+HCl, с водой Na+H2О, с оксидами Na+Al 2О3. Калий получение и свойства как у натрия. Оксиды щелочных металлов получают нагревая пероксиды в присутствии металлов Na2O2+2Na=2Na2O. Пероксид натрия сильнейший окислитель. Используется для отбеливания. Содержание калия в организме человека составляет 250 г, а натрия 70 г. Натрий главный внеклеточный ион, а калий основной внутриклеточный. Их соотношение регулирует осмотическое давление в крови.
2.2 Элементы подгруппы II.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Восстановительные свойства. Магний и кальций. Свойства. Характеристика оксидов и гидроксидов, солей. Биологическая роль магния и кальция.
Элементы – берилий Be, магний Mg, кальций Са, сторонций Sr, барий Ba и радий Ra носят название щелочно-земельные металлы. Be 1s12s2, Mg – 1s22s22p63s2 элементы имеют на последнем уровне 2 электрона и всегда в соединениях проявляют валентность = 2. Радиусы атомов возрастают от берилия к радию в этом же направлении увеличивается их металлическая активность. Металлы группы являются восстановителями. Получают электролизом. Происходит увеличение металличности с увеличением порядкового номера. Магний. Электролиз, восст.
Свойства: с окислителем Мg+ О2 -> MgO, с кислотами Mg+HCl, с водой Мg+ Н2О, с оксидами . Кальций. Электролиз , восстановление СаС2 -> Ca+C. Свойства как у магния. Очень активны, нап возухе покрывается слоем оксида. Реагирует с окислителями (Са+S=CaCl). С водородом кальций образует гидрид (Ca+H2=CaH2). Гидрид реагирует с водой образуя гидрооксид кальция (CaH2+2HOH=Ca(OH)2+2H2). Легко окисляется водой и кислотами. Жесткость воды выражается числом ионов Ca+, Mg2+. Избавление от жестости. Са(НNO3)2 -> CaCO3+H2O+CO3 врем. жесткость. Mg(НNO3)2 + NaOH -> Mg(OH)2+NaHCO3. Магний входит в состав зеленого пигмента растений, участвует в образовании жиров, синтезе и распаде углеводов. При недостатке кальция наблюдается заболевание рахитом, понижается сердечная деятельность. Кальцием используют при известковании почвы.
2.3 Элементы подгруппы III.А. Электронная конфигурация. Изменение радиуса атома и энергии ионизации. Степени окисления. Проявление неметаллических свойств. Бор. Свойства. Способность к донорно-акцепторному взаимодействию. Характеристика свойств оксида, кислот и солей.
Элементы группы – бор B, алюминий Al, галий Ga, индий In и таллий TI. Наружные энергетические уровни содержат по 3 электрона; конфигурация ns2 np1. Внутри группы от бора к таллию металлические свойства увеличиваются. B - 1s22s22p1, Al - 1s22s22p63s23p1, Ga - 1s22s22p63s23p63d104s24p1. При возбуждении один из s-электронов наружного энергетического уровня переходин на свободную орбиталь р-подуровня, что соответствует 3 валентности. Соединени я в которых степень окисления +3 наиболее устойчивы. Элементы образуют оксиды (R2O3) кислотные (B2O3), амфотерные (Al2O3, Ga2O3 и In2O3), основные(TI2O3). В щелочах легко растворяются кислотные и амфотерные оксиды. Бор единственный элемент 3 группы проявляющий свойства неметелла. По электронному строению бор относиться к р-элементам. Реагирует с кислородом (4В+3О2=2B2O3), металлами (2В+3Mg2=Mg3B2), неметаллами (4В+С=B4С), кислотами (В+3HNО2=3NO2+H3BO3), щелочами (2В+2КОН+2H2O=3NO2+H3BO3)