- •1. Соединения галогенов в положительной степени окисления. Получение и химические свойства.
- •Экзаменационный билет № 2
- •Экзаменационный билет № 3
- •1. Состояния вещества. Основные и промежуточные агрегатные состояния. Особенности взаимодействия и упорядоченности частиц в каждом из этих состояний.
- •Билет 4.
- •Билет 5
- •1.Периодический закон д.И. Менделеева. Связь местонахождения элемента в периодической системе с электронной структурой его атома. Периодичность изменения свойств элементов
- •Билет 6.
- •Экзаменационный билет № 7
- •1. Ковалентная связь, ее свойства и основные характеристики. Метод валентных связей. Полярность связи и полярность молекул в целом. S- и p-Связи. Кратность связи.
- •Экзаменационный билет № 8
- •1. Ионная связь, ее свойства. Ионные кристаллические решетки и свойства веществ с ионной кристаллической решеткой.
- •1. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Кристаллизация веществ из растворов: закономерности, использование для очистки соединений и разделения смесей. Растворимость газов.
- •Насыщенные,ненасыщенные,пересыщенные.
- •Билет 11.
- •1. Орг. И неорган. Растворители, их применение, физико-хим. Характеристики и сольватационные свойства.
- •Билет 12
- •1. Состав и строение молекул воды. Полярность молекул. Водородная связь. Ассоциации молекул воды. Аномалии воды, их объяснение. Роль воды в биологических процессах.
- •Билет 13
- •1.Основные положения тэд. Причины и механизмы тэд с различным типом химической связи. Сольватация (гидратация) ионов.
- •1.Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Истинная и кажущаяся степень диссоциации. Коэффициент активности. Константа диссоциации.
- •Α зависит от с: при разбавлении α увеличивается, но Ки не зависит от с: чем больше Ки, тем легче эд.
- •Число образовавшихся ионов равно числу распавшихся на ионы молекул электролита
- •Соли сильного основания и слабой кислоты, kno2
- •Соли слабого основания и сильной кислоты nh4Cl
- •Соли слабого основания и слабой кислоты nh4cn.
- •Билет 15.
- •1.Способы выражения состава растворов.
- •Билет 16
- •1. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури. Понятие о кислотах и основаниях Льюиса.
- •Экзаменационный билет № 17
- •Экзаменационный билет № 19
- •1. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Правила составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Методы расстановки коэффициентов.
- •Метод электронного баланса
- •Ионно-электронный метод (для водных растворов) Экзаменационный билет № 20
- •1. Электродный потенциал. Понятие о гальваническом элементе. Уравнение Нернста. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессов.
- •Экзаменационный билет № 21
- •2. Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
- •3. Качественной реакцией на карбонаты и гидрокарбонаты является их взаимодействие с растворами кислот:
- •Экзаменационный билет № 22
- •1. Сера, ее аллотропные модификации. Бинарные соединения серы, их получение и строение молекул. Сера, ее аллотропные модификации.
- •3. В лаборатории: t
- •Экзаменационный билет № 23
- •1. Серная кислота, строение молекул, получение. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты (реакции с металлами и неметаллами).
- •Экзаменационный билет № 24
- •1. Азотная и азотистая кислота, их соли: строение и получение. Химические свойства разбавленной и концентрированной азотной кислоты (реакции с металлами и неметаллами), нитратов и нитритов.
- •4)Растворяет Au и Pt в царской водке(см hcl и hno3)
- •5) Окисляет сложные в-ва:
- •Экзаменационный билет № 25
- •1. Азот, его бинарные соединения, их получение и строение молекул. Получение и свойства аммиака. Представление об азотных удобрениях.
- •Экзаменационный билет № 26
- •1. Фосфор его аллотропные модификации. Бинарные соединения фосфора, их получение и строение молекул.
- •3.Черный – похож на графит, является полупроводником. По своей структуре неорганический полимер.
- •2. Оксид фосфора 5 или фосфорный ангидрид – белый гигроскопический порошок без запаха. Хим.Св-ва: типичный кислотный оксид. При растворении в воде гидротируется с образованием следующих кислот:
- •Экзаменационный билет № 27
- •Экзаменационный билет № 28
- •1. Галогены, их бинарные соединения. Особые свойства фтора и его соединений. Галогенводородные кислоты и их соли. Биологическая роль галогенов.
- •Экзаменационный билет № 29
- •1. Металлы групп iа и iiа: простые вещества, их реакционная способность. Строение, свойства и биологическая роль соединений щелочных и щелочноземельных металлов.
- •Экзаменационный билет № 34
- •1. Металлы групп iiiа-ivа: простые вещества, их реакционная способность. Строение и свойства их бинарных соединений и гидроксидов.
Билет 12
1. Состав и строение молекул воды. Полярность молекул. Водородная связь. Ассоциации молекул воды. Аномалии воды, их объяснение. Роль воды в биологических процессах.
Молекула Н2О состоит из 2 атомов Н и 1 атома О, которые связаны одинарными ковалентными полярными (разные ЭО) связями. М (Н2О)=18г/моль. Вещество с молекулярным строением. Общая электронная пара смещена к атому О (выше ЭО), возникает частичный отрицательный заряд δ–, а на Н частичный положительный заряд δ+. Молекула полярна, представляет собой диполь и имеет угловое строение (105°). Водор. связь – разновидность межмолекулярного взаимодействия. Осуществляется между «+» поляризованным атомом Н одной молекулы и «–» другой молекулы. Благодаря водородным связям молекулы объединяются в ассоциаты (Н2О)n, определяют кристаллическую структуру льда (каждый атом О в молекулах Н2О связан с 4 атомами Н – двумя ковалентными и двумя водородными связями). Водор. связь в неск. раз сильнее, чем обычное межмолекулярное взаимодействие, но слабее ковалентной связи. С повыш. t прочность водор. связи уменьш., т.к. характерна для веществ в тв. и жидк. состояниях. Водор. связь О….Н наиб. распространена в природе. Именно ее наличие и образование ассоциатов обуславливают аномальные свойства воды (высокие tкип. и tпл., теплоемкость, диэлектрическая проницаемость). Благодаря своей ажурной структуре лед имеет меньш. плотность, чем жидкая вода. Поэт. зимой лед наход. на поверхности воды, и глубокие водоемы не промерзают. Функции Н2О: универсальный растворитель для полярных веществ; высокая удельная теплоемкость при разрыве водородн. связей; высокая теплота парообразования; высок. поверхностное натяжение; обеспеч. передвижение веществ в клетке и организме, их поглощение и выведение продуктов метаболизма; тургор клеток растений; в составе слюны, желчи, слез; организм человека на 60-65% сост. из воды.
Диссоциация воды. Водородный показатель pH
Вода – слабый электролит.
В чистой воде существует равновесие: H2O + H2O H3O+ + OH−
Образование катиона гидроксония: H3O+ – определяет принадлежность воды к классу кислот, а OH− – оснований.
Опытом установлено: в 1 дм3 воды при t = 22 oC диссоциирует 10-7 моль воды, образуя 10-7 моль/ дм3 ионов H+ и 10-7 моль/ дм3 ионов OH− |
[H+] = [OH-] = 10-7 моль/дм3 Кw = [H+][OH-] = 10-14 [H+];[OH-] – концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. Кw – ионное произведение воды. |
[H+] = 10-7 моль/дм3 - нейтральная среда
[H+] > 10-7 моль/ дм3 - кислая среда
[H+] < 10-7 моль/ дм3 - щелочная среда
Водородным показателем pH называется десятичный логарифм концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком: pH = - lg[H+] или [H+] = 10 –pH |
pH - это водородный показатель, указывающий кислотность среды. Чем меньше pH, тем больше концентрация ионов H+, т.е. выше кислотность среды; и наоборот, чем больше pH, тем меньше концентрация ионов H+ , т.е. выше щелочность среды. |