- •Билет 1
- •1.Основные понятия в химии: вещество, молекула, атом. Строение атома. Химический элемент. Изотопы. Атомная единица массы. Число Авогадро. Моль.
- •V который занимает один моль газа называется молярным объёмом Vm.
- •2. Дисперсная система.Их классификация.Мицела. Правиль Панета-Фаянса.
- •2. Адсорбция. Удельная адсорбция. Уравнение Ленгмюра, его линейная аппроксимация.
- •2. Медь , цинк,молибден
- •Кобальт
- •1. Периодический закон и периодическая система
- •Элементов д. И. Менделеева с точки зрения электронного строения атомов. Периодические свойства элементов: энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, радиус атома
- •Жесткость воды
- •1. Химическая связь и ее характеристики. Ковалентная связь – полярная и неполярная, механизмы ее образования – обменный и донорно-акцепторный. Гибридизация атомных орбиталей.
- •Полярность ковалентной связи.
- •1. . Ионная, металлическая, водородная связи. Влияние водородной связи на физико-химические свойства веществ.
- •1. Ферментативный катализ и его особенности
- •Пероксид водорода.
- •1. Ионно-обменная адсорбция
- •2. Диссоциация компл соед. Константа нестойкости. Константа Устойчивости.
- •1. 11.Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Кинетическое уравнение реакции. Период полупревращения.
- •2. Азот, его свойства. Аммиак. Кислородные соединения азота. Круговорот азота в природе.
- •1. Кинетика обратимых реакций. Химическое равновесие,выражение для константы равновесия,сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье
- •Ферментативный катализ
- •Водород и его свойства
- •1. Тепловой эффект реакции. Первый закон термодинамики. Понятие энтальпии. Закон Гесса. Калорийность пищи.
- •Если система находится под постоянным давлением, то поглощаемая теплота идёт на увеличение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил.
- •Калорийностьпищи:
- •Гидрокарбонатная буф.Сист.
- •Ацидоз.Алкалоз.
- •1. Энтропия. Второй закон термодинамики. (постулат Планта): Энергия Гиббса.
- •Энергия Гиббса.
- •Энергия Гиббса. Образование вещества.
- •2. Протеолитическая теория кислот и оснований.
- •Общая, активная и потенциальная кислотность.
- •1. Электролитическая диссоциация (эд). Механизм эд. Степень и константа диссоциации, их взаимосвязь. Закон разбавления Оствальда.
- •Основные положения теории эд:
- •1. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель (pH и pOh). Индикаторы. Расчет pH растворов слабых электролитов.
- •1. Гидролизсолей. Степень и константа гидролиза. Расчет рН растворов солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, сильной кислотой и слабым основанием.
- •Гидролиз солей:
- •1. Овр. Основные понятия. Метод электронного баланса. Метод полуреакций. Классификация овр.
- •Алгоритм метода электронного баланса:
- •Метод полуреакций для уравнивания овр.
- •Классификация овр:
- •2. Изотонический, гипер- гипотоничский растворы. Гемолиз и плазмолиз клетки. Онкотическое давление.
- •1. Перманганатомерия; иодометрия: определение концентрации н2о2 и активного хлора в хлорной извести. Эквивалент в овр.
- •2. Буферные растворы. Расчет phбуферных систем.
Жесткость воды
Природная вода содержащая в р-ре большое кол-во кальция или магния, называется жесткой водой. Суммарное содержания этих солей в воде наз общей жесткостью. Она подразделяется на карбонатную и некарбонатную жесткость. Первая из них обусловлена присутствием гидрокарбоната кальция и магния, вторая – присутствием солей сильных кислот. карбонатная жесткость это временная жесткость. жесткость остававшаяся после кипячения называется постоянной жесткостью.
Билет 7
1. Химическая связь и ее характеристики. Ковалентная связь – полярная и неполярная, механизмы ее образования – обменный и донорно-акцепторный. Гибридизация атомных орбиталей.
Под химической связью понимают различные взаимодействия, обуславливающие устойчивое существование двух- и многоатомных молекул, ионов, радикалов. Основным признаком химической связи можно считать снижение энергии образовавшейся структуры в сравнении с суммой энергии изолированных частиц, образовавших донорную систему. В основе образований химических связей лежит взаимодействие положительно заряженных атомов с чужими электронами, а так же электроны друг друга. Выделяют следующие виды химических связей: ковалентная, ионная, водородная, металлическая.
Характеристики связей:
Энергия связей – энергия, которую необходимо затратить для разрыва связей(кДж/моль);
Длина связи – расстояние между ядрами взаимодействующих атомов в молекуле; чем меньше длина связи, тем она прочнее, тем больше ее энергия. Длина связи уменьшается с увеличением ее кратности;
Для ковалентной связи так же важными характеристиками являются: насыщаемость – максимальное число связей, которое может образовывать данный атом; направленность – взаимное расположение атомов в молекуле относительно друг друга, характеризующиеся валентным углом.
При образовании как ковалентной, так и ионной связи, конфигурация внешнего энергетического уровня взаимодействующих атомов стремится к конфигурации инертных газов – ns2np6, т.е. на внешнем уровне 8 электронов. Ковалентную связь обозначают в виде пары точек, либо каждой паре электронов ставят в соответствии черточку.
Ковалентная связь. Это химическая связь, образованная обобщенными электронными парами. При образовании выделяют 2 механизма: обменный и донорно-акцепторный. По обменному механизму каждый из взаимодействующих атомов предоставляет свои неспаренные электроны для образования обобщенных пар.
При образовании молекулы BeCl2 у атома Be принимал участие 1s и 1р электрон, однако обе связи Be-Cl абсолютно равноценны (одинаковая длина, энергия), что объясняется гибридизацией валентных орбиталей Be в момент образования BeCl2. Взаимное отталкивание двух sp орбиталей определяес линейную конфигурацию молекулы BeCl2 с валентным углом 180˚.
Гибридизация – процесс смещения и выравнивания по форме и энергии атомных орбиталей. Тип гибридизации определяет пространственное строение молекулы: sp - линейное, sp2 - плоскостное, sp3 - тетраидрическое.
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
Механизм образования ковалентной связи, когда один атом предоставляет не поделенную электронную пару (донор) свободную орбиталь другого атома(акцептор), называется донорно-акцепторным. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи играет важнейшую роль при образовании комплексных соединения, в том числе и биокоплексы.
Валентность – число связей , который атом в молекуле связан с другими атомами. Максимальная валентность равна числу неспаренных электронов(с учетом возбужденного состояния) + число связей , образованных по донорно-акцепторному механизму. Максимальная валентность не может превышать число орбиталей на внешнем энергетическом уровне.