1. Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ. 4
2. Основные стехиометрические законы. 5
3. Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов. 6
4. Волновые свойства электрона. Квантовые числа s-, p-, d-, f-состояния электрона. Электронные орбитали. Проскок электрона. 7
5. Принцип Паули. Определение электронной емкости уровней, подуровней и орбиталей. Правило Хунда. 8
6. Порядок заполнения подуровней электронами. Правила Клечковского, электронные и электронографические формулы. 9
7. Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, подгруппы, порядковый номер. Электронные аналоги. 11
8. Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность. 13
9. Оксиды. Классификация, способы получения, химические свойства. 15
10. Кислоты. Классификация, способы получения, химические свойства. 17
11. Основания. Классификация, способы получения, химические свойства. 18
12. Соли. Классификация, способы получения, химические свойства. 19
13. Образование химической связи. Энергия связи и длина связи. Типы химической связи. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь. 20
14. Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов. 22
15. Валентность и степень окисления. Способы определения степени окисления. Основные окислители и восстановители. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию ионно-электронным методом. 23
16. Направленность ковалентной связи. σ и π-связи. Гибридизация атомных орбиталей. 25
17. Полярность связи. Ионная (электронная) связь. Полярность молекул и их дипольный момент. 26
18. Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения. 27
19. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Энергетические диаграммы. 28
20. Металлическая связь. Роль металлической связи в формировании физических и химических свойств металлов. 29
21. Система. Фаза. Компонент. Параметры системы. Правило фаз Гиббса. 30
22. Функции состояния: внутренняя энергия и стандартная энтальпия образования химических веществ 32
23. Первое начало термодинамики. Теплота, работа. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Термохимические расчеты. 33
24. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгоффа). Теплоемкость. 35
25. Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии. Изменение энтропии при химических процессах и фазовых переходах. 36
26. Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца. 37
27. Третий закон термодинамики. Постулат Планка. 38
28. Условия самопроизвольного протекания химических реакций. 39
29. Константа химического равновесия. Расчет КР и КС. 40
30. Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константы скорости гомогенной и гетерогенной химических реакций. Связь константа скорости с константой равновесия 41
31. Кинетическая классификация по степени сложности. Молекулярность и порядок реакции. Обратимые и необратимые реакции. 42
32. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. 44
33. Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета энергии активации. 46
34. Катализ. Сущность гомогенного и гетерогенного катализа. Стадии гетерогенного катализа. 47
35. Растворы (разбавленные, концентрированные, насыщенные, пересыщенные). Способы выражения концентраций растворов. 49
36. Растворимость. Произведение растворимости. Изменение энтальпии и энтропии при растворении. 50
37. Физические и химические процессы при растворении. Растворимость твердых тел и жидкостей в жидкостях. 51
38. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри-Дальтона. Закон распределения. 53
39. Законы Рауля. 54
40. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Слабые электролиты. 55
41. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. 56
42. Сильные электролиты. Понятие активности и коэффициента активности. Ионная сила раствора. 57
43. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах. 59
44. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. 63
45. Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электродный метод подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях. 65
46. Возникновение скачка потенциала на границе раздела "металл-раствор". 67
47. Равновесный электродный потенциал. 69
48. Медно-цинковый гальванический элемент Якоби-Даниеля. Процессы на электродах. Понятие об ЭДС. 70
49. Зависимость ЭДС гальванического элемента от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная ЭДС. 72
50. Стандартный водородный электрод. Формула Нерста. Стандартный потенциал. Ряд напряжений металла. 73
51. Типы электродов. Стеклянный электрод. 74
52. Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде. 75
53. Законы Фарадея. Выход по току 78
54. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия 79
55. Основные методы борьбы с коррозией. Почвенная коррозия. 80
56. Кристаллическое состояние вещества. Химическая связь в кристаллах. 81
57. Сущность термографического анализа. Основные принципы построения диаграммы плавкости бинарных систем. 82
58. Диаграмма состояния однокомпонентной системы на примере воды. 84
59. Эвтектическая диаграмма плавкости (без образования твердых растворов). 86
60. Диаграмма плавкости непрерывных твердых растворов. Правило рычага. 88
61. Диаграмма плавкости бинарной системы с ограниченными твердыми растворами. 90
62. Диаграммы плавкости бинарных систем с образованием химических соединений. 93
63. Адсорбция и абсорбция. Хемосорбция. 95
64. Агрегатные состояния вещества. Стеклообразное и жидкокристаллическое состояния вещества. 96
Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.
К основным газовым законам
относится уравнение состояния газа (уравнение Менделеева-Клапейрона):
Газ, который подчиняется этому закону, называется идеальным.
Закон Авогадро.
В равных V-ах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.
Следствие 1:
одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем
В одном моле содержится 6,022*1023 молекул. При н.у. моль газа занимает 22,4 л.
Универсальный газовый закон
Закон Бойля — Мариотта:
при T= const давление газа обратно пропорционально объему газа: Р2/Р1 = V1/V2 или
PV = const.
Закон Гей - Люссака:
при Р=const объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре:
V1/T1 = V2/T2 или V/T = const.
Закон Шарля:
при V=const давление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре: Р1/Т1=P2/Т2.
Объединяя эти законы, получим универсальный газовый закон: PV/T = const.
Определение молекулярных масс газообразных веществ
Если температура и давление отличаются от нормальных, то молекулярную массу газообразных веществ удобно вычислять с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона, представляющего собой математическое выражение зависимости между объемом газа, его весом, молекулярной массой, давлением и температурой:
Основные стехиометрические законы.
Закон постоянства состава: вещество имеет постоянный состав независимо от способа его получения.
Закон сохранения массы веществ: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции
Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул.
Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.
Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в ионообменных реакциях или одному электрону в ОВР.
Эквивалентная масса элемента это масса 1 эквивалента элемента.
Эквивалентная масса вещества это масса 1 эквивалента вещества.
Другими словами, эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты.
Закон химических эквивалентов.
Массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам.
Волновые свойства электрона. Квантовые числа s-, p-, d-, f-состояния электрона. Электронные орбитали. Проскок электрона.
Электроны обладают корпускулярно-волновым дуализмом. волновые свойства электрона проявляются при их дефракции. Известно, что свойство волны, которое даёт дифракцию и интерференцию волн это возможность взаимодействия волны сразу со многими частицами.
Принцип неопределенности:
Положение и импульс движение микрочастицы невозможно определить в. любой момент времени с абсолютной точностью.
Электронная орбиталь область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.
Квантовые числа состояния электрона орбитальные квантовые числа.
Характеризуют различное энергетическое состояние электрона на данном уровне и определяют форму электронного облака.
Состояние каждого электрона в атоме описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s).
Главное квантовое число (n) определяет энергию и размеры электронных орбиталей. (уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака.) Принимает целые значения (n = 1,2, 3...) и соответствует номеру периода.
Орбитальное квантовое число (I) характеризует форму обретали, а также энергетические подуровни. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1).
Магнитное квантовое число (m) характеризует ориентацию обретали в пространстве и принимает целочисленные значения от -1 до +1, включая 0. Это означает, что для каждой формы обретали существует (2I + 1) энергетически равноценных ориентәции в пространстве. Итого на s-подуровне - 1, на р-подуровне - 3, на d-подуровне - 5, на f подуровне - 7 орбиталей.
Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и -1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.
Проскок электрона отступления от общей для большинства элементов последовательности заполнения электронных оболочек, связанные с тем, что эти "нарушения правил" обеспечивают атомам некоторых элементов меньшую энергию по сравнению с заполнением электронных оболочек "по правилам".