- •1.Атом, его составные чаcти( ядро, протоны, нейтроны, электроны), их заряд, масса. Химический элемент. Изотопы.
- •2.Характеристика состояния электрона квантовыми числами, атомные орбитали. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунда.
- •3.Периодический закон д.И.Менделеева. Стркутура периодической системы: периоды, группы, подгруппы. Особенности электронного строения атомов главных и побочных подгрупп.
- •4.Периодически и непериодически изменяющиеся свойства элементов. Энергия ионизации, сродство к электрону. Электроотрицательность.
- •5.Изменение свойств элементов в периодической системе.
- •6.Периодическая система элементов и её связь со строением атома. S-, p-, d- и f-элементы.
- •7.Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Свойства ковалентной связи: направленность и насыщенность. Cигма- и пи-связь.
- •8.Ионная связь как крайний случай поляризации ковалентной связи. Ненасыщенность и ненаправленность ионной связи.
- •9.Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и структура молекул.
- •10.Полярная и неполярная ковалентная связь. Полярность молекул. Электрический момент диполя.
- •11.Метод вс для объяснения связи в комплексных соединениях. Магнитные свойства комплексных ионов.
- •12.Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь. Влияние водородной связи на свойства веществ. Донорно-акцепторное взаимодействие.
- •13.Типы кристаллических решёток и их влияние на свойства веществ.
- •14.Скорость реакции в гомогенной системе. Факторы, влияющие на скорость реакции. Константа скорости реакции. Закон действия масс. Скорость реакции в гетерогенной системе.
- •15.Энергия активации. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
- •16.Катализ гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Понятие о механизме каталитических процессов.
- •17. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.
- •18. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации реагентов на равновесие.
- •19. Растворы как многокомпонентные системы. Гидратная теория растворов д.И. Менделеева. Различные способы выражения концентрации растворов.
- •20. Электролитическая диссоциация. Зависимость диссоциации от характера связей в молекулах электролитов. Соли, кислоты, основания.
- •21. Ионные реакции. Условия необратимости ионных реакций. Равновесие в растворе амфотерного электролита.
- •22. Сила электролитов. Степень диссоциации (α). Константы диссоциации. Закон разведения Освальда.
- •23 Вопрос. Малорастворимые вещества. Произведение растворимости. Условие осаждения малорастворимого электролита. Переосаждение.
- •24 Вопрос. Электролитическая ионизация воды. Водородный показатель pH. Понятие о буферных растворах.
- •25 Вопрос. Гидролиз. Различные случаи гидролиза солей. Степень гидролиза. Константа гидролиза.Влияние температуры и концентрации на степень гидролиза. Необратимый гидролиз.
- •26 Вопрос. Комплексообразование в растворах. Структура комплексного соединения. Комплексных соединений.
- •28.Свойства элементов viiib подгруппы. Степени окисления. Общая характеристика элементов. Соли простые и комплексные.
- •30.Элементы via подгруппы. Общая характеристика. Оксиды и гидроксиды серы, селена, и теллура. Сравнение свойств кислот Se и Te со свойствами кислот s.
- •32.Элементы iiia подгруппы. Общая характеристика. Степени окисления. Оксиды и гидроксиды. Соли простые и комплексные.
- •33. Элементы iia подгруппы. Общая характеристика элементов. Степени окисления, оксиды, гидроксиды.
- •34. Элементы ia группы. Щелочные металлы. Общая характеристика. Оксиды, пероксиды, супероксиды, гидроксиды(щёлочи). Соли.
- •35.Кислород. Общая характеристика. Озон. Свойства, применение. Вода. Пероксид водорода и свойства(кислотные, окислительные и восстановительные.
- •36.Хлор. Хлороводород. Соляная кислота. Кислородные соединения хлора. Сопоставление кислотных и окислительных свойств кислородсодержащих кислот.
- •37. Сера. Общая характеристика. Соединения серы с водородом. Сульфиды и их использование для качественного обнаружения катионов. Тиосульфат натрия.
- •39. Азот. Степени окисления. Химическая инертность азота. Примение азота для хранения пищевых продуктов. Соединения n2 и h2. Соли аммония.
- •40.Азот. Оксиды азота. Азотистая кислота и ее окислительно-восстановительный свойства. Нитриты. Азотная кислота. Действие азотной кислоты на металлы и неметаллы. Нитраты.
- •41. Фосфор. Общая характеристика элемента. Оксиды фосфора (III,V) и соответствующие кислоты. Соли фосфорной кислоты и их растворимость, гидролизуемость.
- •42.Углерод. Общая характеристика. Оксиды. Угольная кислота и её соли.
- •43.Олово. Общая характеристика. Оксид и гидроксид олова (II). Соли Sn (II). Гидролиз. Восстановительные свойства соединений олова (II). Применение олова в консервной промышленности.
- •44. Свинец. Общая характеристика. Отношение к щелочам и кислотам. Оксид и гидроксид свинца (II). Оксид свинца(IV) и его восстановительные свойства.
- •45. Алюминий. Общая характеристика. Отношение к кислотам и щелочам. Оксид и гидроксид алюминия. Соли, их растворимость и гидролизуемость.
- •46. Железо. Общая характеристика. Степени окисления. Оксид и гидроксид железа (III) и (II). Соли железа простые и комплексные.
- •47. Хром. Общая характеристика. Степени окисления. Оксиды и гидроксиды хрома(II, III, VI). Соли хрома анионного и катионного типа. Хроматы и дихроматы.
- •48. Марганец. Степени окисления. Соединения марганца и их химический характер. Свойства в овр. Влияние рН на продукты восстановления иона MnO4-.
- •49.Медь. Общая характеристика. Отношение к кислотам. Степени окисления. Оксиды, гидроксиды. Соли Cu(II) простые и комплексные.
- •50. Цинк. Общая характеристика. Оксид, гидроксид. Соли цинка(простые и комплексные)
28.Свойства элементов viiib подгруппы. Степени окисления. Общая характеристика элементов. Соли простые и комплексные.
Fe, Co, Ni.
Получение:
Электролиз водных растворов солей Ме2+
Восстановление из оксидов
Степени окисления
Fe +2; +3; +6 (+8)
Co +2; +3 (+4)
Ni +2; +3
Fe – более сильный восстановитель, чем Co и Νi
В измельченном состоянии способны к самовозгоранию.
При t > 1000C образуют фосфиды, сульфиды, карбиды. НО НЕ ГИДРИДЫ!!!
Отношение к кислотам
Me0 + 2H+ = Me2+ + H2
C HNO3 (р) и HNO3(к) на холоде не реагирует.
При температуре образует NO2 или NH4NO3
При температуре реагирует с H2SO4 c образованием SO2
1)Соли Fe(II)
Fe(OH)2↓ - слабый электролит
Соли Fe2+ подвергаются гидролизу. Образуют кристаллогидраты, двойные соли.
Образует комплексные соли K4[Fe(CN)6]
Fe4[Fe2+(CN)6] – “берлинская лазурь”
Fe2+ и окислитель, и восстановитель
Соли Fe(III) гидролизуются, образуют двойные соли.
K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль
[Fe(CN)6]3- - сильный окислитель
Fe3+ и окислитель, и восстановитель
2FeCl3 + KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
3)Соли Co(II) и Ni(II) гидролизуются. В комплексах координационное число 4 или 6. Простые соли не характерны. Образуют устойчивые комплексные соединения.
29. Элементы VIIIA подгруппы. Галогены. Сопоставление физических свойств и химической активности свободных галогенов. Водородные соединения галогенов. Кислородсодержащие кислоты хлора, брома, иода и их соли.
F – газ, Cl – газ, Br – Жидкость, I – твердый
Водородные соединения
Плавиковая кислота(HF) хуже всех диссоциирует
В ряду HF-HCl-HBr-HI падает термоустойчивость.
Кислородсодержащие кислоты хлора, брома и иода
+1 HClO HBrO HIO –ватистая
+3 HClO2 - истая
+5 HClO3 HBrO3 HIO3 – ватая
+7 HClO4 HBrO4 HIO4 - ная
30.Элементы via подгруппы. Общая характеристика. Оксиды и гидроксиды серы, селена, и теллура. Сравнение свойств кислот Se и Te со свойствами кислот s.
O S Se Te Po ns2np4
Все проявляют степень окисления -2, а в соединениях с O2 и другими активными неметаллами - +4 и +6.
Водородные соединения формы H2R
1)SO2 проявляет себя как окислитель и восстановитель
SO2 + 2H2S = 3S0 +2H2O
2SO2 + O2 = 2SO3
SO2 соответствует H2SO3 – слабая кислота: её восстановительные свойства зависят от рН раствора
2) SO3 соответствует H2SO4 – сильная кислота: в разбавленной кислоте окислитель – H+ , в концентрированной – SO42-
3) тиокислоты – H2S2O3
4)TeO2, TeO3; SeO2, SeO3.
H2TeO4 * 2H2O - cлабый окислитель
H2SeO4 - сильный окислитель
Сила кислот от S к Те падает, у кислот S сильные ок-льные свойства, у Te сильные восстановительные свойства. Термоустойчивость падает от S к Те.
31. Элементы IVA подгруппы. Общая характеристика. Отношение к кислотам и щелочам. Оксиды и гидроксиды. Соли. Сопоставление устойчивости кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов этой группы.
C Si Ge Sn Pb ns2np4
Проявляют степени окисления: -4; +4; +2.
+2 с увеличение заряда ядра становится более характерной, а -4, наоборот, менее характерной. Образуют оксиды RO2 и RO и водородные соединения RH4. Присущи аллотропные модификации, кроме Pb.
Отношение к кислотам
C растворяется в конц. H2SO4 и в HNO3 (концентрированной и разбавленной)
С + 2H2SO4(к) = 2SO2 ↑ + CO2 ↑ + 2H2O
C + 4HNO3 = CO2↑ + 4NO2 + 2H2O
Si растворяется в HF, либо в HF + HNO3
Si + 4HNO3 + 18HF = 4NO ↑ + 3H2SiF6 + 8H2O
Ge растворяется в HNO3(к)
Sn – амфотерен. Медленно вытесняет H2 из кислот, реагирует с HNO3(к и р)
4Sn + 10HNO3 = 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Sn + 4HNO3(к) = H2SnO3 + 4NO2 + H2O
Pb не растворяется в разбавленных HCl и H2SO4
3Pb + 8HNO3 = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
В концентрированных HCl и HNO3 не растворяется, реагирует с концентрированной H2SO4.
Pb + H2SO4 = Pb(SO4)2 + 2SO2↑ + 4H2O
Отношение к щелочам
С устойчивыми щелочами Si образует силикаты
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2↑
Ge, Sn ,Pb – растворяются по схеме:
Э0 + 2KOH + 2H2O = K2[Э(OH)4] + H2↑
Оксиды ЭО и ЭО2
СO – несолеобразующий оксид, сильный восстановитель
CO2, GeO2, SiO2 – кислотные оксиды
SnO2, PbO2 – амфотерные
Гидроксиды: ЭCl2 + 2NaOH(p) = Э(OH)2↓ + 2NaCl – для Sn и Pb
H2CO3 – слабая двухосновная кислота
xSiO2*yH2O – кремниевая кислота: нерастворимое соединение.
xSnO2*yH2O – оловянная кислота
PbO2 – сильный окислитель