- •Основные газовые законы. Определение молекулярных масс газообразных веществ.
- •Определение молекулярных масс газообразных веществ
- •Основные стехиометрические законы.
- •Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.
- •Волновые свойства электрона. Квантовые числа s-, p-, d-, f-состояния электрона. Электронные орбитали. Проскок электрона.
- •Принцип Паули. Определение электронной емкости уровней, подуровней и орбиталей. Правило Хунда.
- •Порядок заполнения подуровней электронами. Правила Клечковского, электронные и электронографические формулы.
- •Периодический закон д.И. Менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, подгруппы, порядковый номер. Электронные аналоги.
- •Периодическое изменение свойств химических элементов. Радиус атомов, сродство к электрону, энергия ионизации, электроотрицательность.
- •Оксиды. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Кислоты. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Основания. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Соли. Классификация, способы получения, химические свойства.
- •Образование химической связи. Энергия связи и длина связи. Типы химической связи. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь.
- •Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов.
- •Валентность и степень окисления. Способы определения степени окисления. Основные окислители и восстановители. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию ионно-электронным методом.
- •Направленность ковалентной связи. Σ и π-связи. Гибридизация атомных орбиталей.
- •Полярность связи. Ионная (электронная) связь. Полярность молекул и их дипольный момент.
- •Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Комплексные соединения.
- •Основные положения метода молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Энергетические диаграммы.
- •Металлическая связь. Роль металлической связи в формировании физических и химических свойств металлов.
- •Система. Фаза. Компонент. Параметры системы. Правило фаз Гиббса.
- •Функции состояния: внутренняя энергия и стандартная энтальпия образования химических веществ
- •Первое начало термодинамики. Теплота, работа. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Термохимические расчеты.
- •Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгоффа). Теплоемкость.
- •Второе начало термодинамики. Понятие об энтропии. Расчет энтропии. Изменение энтропии при химических процессах и фазовых переходах.
- •Объединенная формула первого и второго начала термодинамики. Свободная энергия Гиббса и Гельмгольца.
- •Третий закон термодинамики. Постулат Планка.
- •Постулат Планка
- •Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
- •Константа химического равновесия. Расчет кр и кс.
- •Скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константы скорости гомогенной и гетерогенной химических реакций. Связь константа скорости с константой равновесия
- •Закон действующих масс (з.Д.М.)
- •Кинетическая классификация по степени сложности. Молекулярность и порядок реакции. Обратимые и необратимые реакции. Классификация реакций по степени сложности
- •Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Зависимость скорости реакции от температуры.
- •Энергия активации химической реакции. Аналитический и графический метод расчета энергии активации.
- •Катализ. Сущность гомогенного и гетерогенного катализа. Стадии гетерогенного катализа.
- •Растворы (разбавленные, концентрированные, насыщенные, пересыщенные). Способы выражения концентраций растворов.
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Растворимость. Произведение растворимости. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.
- •Физические и химические процессы при растворении. Растворимость твердых тел и жидкостей в жидкостях. Физические и химические процессы при растворении.
- •Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри-Дальтона. Закон распределения.
- •Законы Рауля.
- •Э лектролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Слабые электролиты.
- •Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
- •Сильные электролиты. Понятие активности и коэффициента активности. Ионная сила раствора.
- •Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
- •Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза.
- •Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электродный метод подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.
- •Возникновение скачка потенциала на границе раздела "металл-раствор".
- •Равновесный электродный потенциал.
- •Медно-цинковый гальванический элемент Якоби-Даниеля. Процессы на электродах. Понятие об эдс.
- •Зависимость эдс гальванического элемента от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная эдс.
- •Стандартный водородный электрод. Формула Нерста. Стандартный потенциал. Ряд напряжений металла.
- •Типы электродов. Стеклянный электрод.
- •Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.
- •Законы Фарадея. Выход по току
- •Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия
- •Основные методы борьбы с коррозией. Почвенная коррозия.
- •Кристаллическое состояние вещества. Химическая связь в кристаллах.
- •Сущность термографического анализа. Основные принципы построения диаграммы плавкости бинарных систем.
- •Диаграмма состояния однокомпонентной системы на примере воды.
- •Эвтектическая диаграмма плавкости (без образования твердых растворов).
- •Диаграмма плавкости непрерывных твердых растворов. Правило рычага.
- •Диаграмма плавкости бинарной системы с ограниченными твердыми растворами.
- •Диаграммы плавкости бинарных систем с образованием химических соединений.
- •Адсорбция и абсорбция. Хемосорбция.
- •Агрегатные состояния вещества. Стеклообразное и жидкокристаллическое состояния вещества.
Ковалентная (атомная) связь. Метод валентных связей. Возбужденные состояния атомов.
Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма, когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону. Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью. Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Метод объяснения механизма возникновения ковалентной связи: метод валентных связей (МВС)
В основе МВС лежит 3 положения:
1.Химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами. При этом имеет место взаимное перекрытие электронных орбиталей. Между атомами возникает зона повышенной электронной плотности, к которой притягиваются ядра с остальными электронами.
Связь имеет ориентацию в направлении, обеспечивающем максимально возможное перекрывание орбиталей.
Чем больше взаимное перекрывание электронных орбиталей, тем прочнее связь. Возбужденное состояние атома энергетически нестабильное состояние, в которое атом переходит, получая энергию извне. В возбужденном состоянии атом может пребывать лишь короткое время. Возбужденный атом, отдавая энергию, возвращается в основное состояние.
Валентность и степень окисления. Способы определения степени окисления. Основные окислители и восстановители. Уравнять окислительно-восстановительную реакцию ионно-электронным методом.
Валентность – это способность атомов присоединять к себе определенное число других атомов.
Валентность – определяется номером группы (число химических связей в структурной формуле вещества).
Степень окисления – это условный заряд, который получает атом в результате полной отдачи (принятия) электронов, исходя из условия, что все связи в соединении ионные.
F0 + 1ē → F-1 (нейтральный атом принимает один отрицательный электрон и приобретает степень окисления «-1», превращаясь в отрицательно заряженный ион - анион)
Правила определения степени окисления атома в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева:
Водород обычно проявляет степень окисления (СО) +1 (исключение, соединения с металлами (гидриды) – у водорода СО равна (-1) Me+nHn-1)
Кислород обычно проявляет СО -2 (исключения: О+2F2, H2O2-1 – перекись водорода)
Металлы проявляют только +n положительную СО
Фтор проявляет всегда СО равную -1 (F-1)
Для элементов главных подгрупп:
Высшая СО (+) = номеру группы Nгруппы
Низшая СО (-) = Nгруппы–8
Правила определения степени окисления атома в соединении:
I. Степень окисления свободных атомов и атомов в молекулах простых веществ равна нулю - Na0, P40, O20
II. В сложном веществе алгебраическая сумма СО всех атомов с учётом их индексов равна нулю = 0, а в сложном ионе его заряду.
Основные восстановители:
металлы;
водород H2;
уголь C;
оксид углерода(II) CO;
сероводород H2S, сульфиды K2S;
Основные окислители:
галогены F2, Cl2;
кислород O2, озон O3;
соединения марганца KMnO4;
азотная кислота HNO3 и её соли KNO3;
концентрирована серная кислота H2SO4;
ионы металло