![](/user_photo/1473_9f6Kn.jpg)
- •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.
1.10 Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Характер смещения равновесия в зависимости от типа реакции (экзо- , эндотермические); реакции идущие с изменением объема.
Химическое
равновесие
– состояние системы при котором скорости
прямой и обратной реакции равны.
Выводится из равенства скоростей прямой
и обратной реакций и выражается константой
равновесия К. Для обратимой реакции в
общем виде
Принцип Ле-Шателье-Брауна. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в направлении, ослабляющем это воздействие. Реакции с участием газообразных веществ. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема.
уменьшение
объема
увеличение
объема
При
повышении температуры равновесие
смещается в сторону эндотермической
реакции, при понижении в сторону
экзотермической.
Повышение Т
понижение
Т. При увеличении концентрации исходных
веществ или уменьшении концентрации
продуктов реакции равновесие смещается
в сторону прямой реакции, при увеличении
концентрации продуктов реакции или
уменьшении концентрации исходных
веществ - в сторону обратной реакции.
1.13 Идеальный раствор. Законы Рауля. Понижение давления насыщенного пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворов неэлектролитов.
Растворы
- это однородные системы, состоящие из
двух и более компонентов и продуктов
их взаимодействии. Давлением
насыщенного
пара жидкости
наз. давление, которое установилось над
жидкостью, когда скорость испарения
жидкости = скорости конденсации пара в
жидкость.
1 закон Рауля.
Относительное понижение давления пара
растворителя над раствором = мольной
доле растворенного вещества
Растворы
подчиняющиеся этому закону называются
идеальными.
Растворы всегда кипят при более высокой
температуре, чем чистый растворитель,
при увеличении концентрации растворенного
вещества повышается температура кипения.
2
закон Рауля. Эбулиоскопический. Повышение
температуры кипения раствора неэлектролита
пропорционально моляльной концентрации
растворенного вещества.
,
Е эбуллиоскопическая константа. Постоянна
для каждого растворителя и не зависит
от того, какой неэлектролит растворен.
Е= повышению температуры кипения ,
вызываемому 1 молем вещества, растворенным
в 1000 г. растворителя. Криоскопический.
Понижение температуры замерзания
раствора неэлектролита пропорционально
мольльной концентрации растворенного
вещества.
,
К
криоскопическая константа постоянна
для каждого растворителя и = понижению
температуры замерзания растворов в
которых на 1000 г. растворителя приходится
1 моль растворенного неэлектролита.
1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.
Осмос
– односторонняя диффузия молекул
растворителя в растворе через мембрану,
непроницаемую для растворенного
вещества. Диффузия
– самопроизвольный
процесс перехода растворенного вещества
в растворе из области с большей его
концентрацией в область с меньшей
концентрацией. Осмотическое
давление
– сила осуществляющая осмос. Имеет
огромное значение в природе. Благодаря
осмотическому давлению в растительных
клетках растения через корневую систему
всасывается большое количество воды.
Закон
Вант-Гоффа.
Осмотическое давление раствора численно
= тому давлению, которое производило бы
растворенное вещество, если бы оно при
той же температуре находилось в
газообразном состоянии и занимало
объем, = объему раствора. Для идеальных
растворов
С(
х) – молярная концентрация,
R –универсальная газовая = 101,325 кПа,
Т – температура К. уравнение Вант-Гоффа
позволяет изменением значений
осмотического давления и температуры
определять молекулярную массу вещества,
если известны его масса и объем