
- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •Атомы и химические элементы. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева. Изотопы
- •Простые и сложные вещества. Масса атомов молекул. Агрегатное состояние веществ. Структурные формулы веществ. Аллотропия.
- •Энергетические диаграммы и электронные конфигурации атомов бора, углерода, азота. Кислорода, фтора и неона
- •4. Моль.Химические реакции. Типы химических реакций. Валентность, степень окисления Молярная масса.
- •4.Количественные соотношения в химии. Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры)
- •5.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •8.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •9.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •11.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •15.Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)Описание химической связи методом электронных пар.
- •16.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •19.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •20.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •21.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •37.Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Устойчивость комплексов. Парфириновые комплексы.
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости.
- •40.Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •Индикаторы
- •41.Ряд напряжений металлов.Электродные потенциалы
- •42.Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степени окисления. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в растворах.Уравнение Нернста.
- •43.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •44.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •45.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
- •5.История развития строения атома. Радиоактивность.Α-β- γ- излучения.
- •6.Модель Томсона. Опыты Резерфорда по рассеиванию α- частиц. Модель атома по э.Резерфорду ее недостатки.
- •7.Теория атома водорода по Бору (постулаты Бора). Закон и уравнение Планки.
- •8.Корпускулярно-волновые свойства электрона. Уравнение де Бройля. Уравнение Шредингера.
- •9.Энергетические уровни в атоме. Электронная структура атома. Строение электронного облака. Понятие об атомных орбиталях.
- •10.Квантовые числа: главное(ņ) орбитальное (1), магнитное (m1,) спиновое (mŚ). Заполнение электронами энергетических уровней. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
- •11.Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева принцип построения группы, периода. Ś-,р-,đ- f- блоки элементов. Их расположение в периодической системе.
- •12.Важнейшие характеристики элемента: энергия ионизации, относительная электроотрицательность (оэо), сродство атома элемента к электрону и их зависимость от радиуса атома. Атомные и ионные радиусы.
- •Горизонтальные строчки Периодической таблицы называются периодами, а вертикальные - группами.
- •Номер периода, в котором находится элемент, совпадает с номером его валентной оболочки. Эта валентная оболочка постепенно заполняется от начала к концу периода.
- •13.Химическая связь. Параметры химической связи: энергия связи, длина связи, валентный угол.
- •14. Ковалентная связь. Метод валентных связей (мвс). Полярная и неполярная ковалентная связь. Механизмы образования (обменный, донорно-акцепторный)
- •15.Свойства ковалентной связи: длина, насыщаемость, направленность. Диполь, дипольный момент.
- •18.Энергетические схемы образования молекул из одинаковых атомов (гомоядерные) и разных атомов (гетероядерные) на примере νо, со, о2, f2.
- •19.Сравнение мвс и ммо (двухцентровые и многоцентровые связи)
- •20.Ионная связь. Поляризация и поляризующая способность ионов. Механизм образования, свойства. Водородная и металлическая связь.
- •28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)
- •33.Учение о растворах. Общие свойства растворов. Классификация дисперсных систем. Истинные растворы. Концентрации растворов.
- •34.Способы выражения концентрации растворов: молярная, моляльная, нормальная, процентная, мольная доля.
- •35.Коллигативные свойства разбавленных растворов (осмос осмотическое давление, диффузия, закон Вант-Гоффа, законы Рауля.).
- •38.Электролитическая диссоциация. Элементы теории растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Классификация электролитов по степени диссоциации.
- •39.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Произведение растворимости. Произведение растворимости
- •40. Гидролиз. Гидролиз солей. Реакция среды. Степень и константа гидролиз
- •41.Ряд напряжений металлов.
- •42. Электролиз. Законы Фарадея. Функции катода и анода при электролизе, факторы
- •43. Классификация окислительною - восстановителя реакций. Окислители и восстановители. Степень окисления, валентность.
- •44.Термодинамика. Основные задачи химической термодинамики. Основы биоэнергетики. Система и ее окружение (открытая, закрытая и изолированная система).
- •45.Состояние системы. Параметры состояния, уравнения состояния. Термодинамические функции (функции состояния, функции процесса). Первое начало термодинамики..
- •46.Термодинамические процессы: изохорный, изобарный (энтальпия), изотермический, адиабатный, термодинамические обратимые и необратимые процессы.
- •48.Связь между ∆ğ и Кр.. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •1. Основные понятия и определения; Атом. Молекула. Химический элемент.
- •2.Основные стехиометрические законы: Сохранение веса, постоянства состава, кратных отношений. Эквивалент. Закон эквивалентов. Химические эквиваленты простых и сложных веществ (примеры).
- •3.Основные газовые законы: Гей-Люссака, Авогадро и следствия из него. Молярный объем и молярная масса газа. Объединенный газовый закон. Уравнение Менделеева-Клапейрона.
4. Химические уравнения. Классификация химических уравнений. Многоэлементные соединения: гидроксиды, оксиды, соли, кислоты.
Химическое уравнение – это выражение химической реакции, в которой записаны формулы исходных веществ и продуктов реакции, а также коэффициенты, показывающие число молекул каждого вещества.
Классификация химических реакций:
По типу взаимодействия:
Разложения 2КNО3 = 2К NО2 + О2
Присоединения СаСО3 +СО2+Н2О = Са(НСО3)2
Замещение СиSО4 + Fе = FеSО4 + Си
Обмена АgNО3 + NаС1 = АgС1 + NаNО3
По изменению степени окисления, (ОВР)
по тепловому эффекту(экзотермические,
СН4 + 2 О2= СО2 + 2Н2О + Q
Эндотермические С +СО2= 2 СО - Q
По направлению процесса
Необратимые АgNО3 + NаС1 = АgС1 + NаNО3
Обратимые Н2 + 12↔2Н1
По фазовому состоянию
Гомогенные –нет границ раздела фаз 2СО + О2= 2СО2
Гетерогенные –есть граница раздела фаз СаСО3= СаО+ СО2↑
По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. присоединяя воду, основные оксиды образуют основания. Например, оксид кальция СаО реагирует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)2:
СаО + Н2О = Са(ОН)2.
Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или с основными оксидами) с образованием солей. Присоединяя воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Так, триоксид серы SО3 взаимодействует с водой, образуя серную кислоту Н2SО4: SО3 + Н2О = Н2SО4.
Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. К таким оксидам относятся, например, АI2О3, ZnО, РbО2, Сr2О3.
Несолеобразующие оксиды, как видно из их названия, не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N2О, NО и т д .
Основания – это сложные вещества. Молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп – ОН. Ме (ОН)у
у- число гидроксидных групп, равное валентности металла Ме
Кислоты- это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла.
Амфотерные гидроксиды- это сложные вещества. Которые имеют свойства кислот и свойства оснований.
Соли – это сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или продуктами замещения гидроксильных групп в молекулах оснований кислотными остатками.
Основания делят на однокислотным. Молекулы, которых содержат одну гидроксидную группу.
Двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидных группы : Са(ОН)2
Трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидные группы.
По растворимости в воде основания делятся на
-растворимые КОН ,Ва(ОН)2
- нерастворимые: Си(ОН)2
Кислоты классифицируют по основности
Основность кислоты – это число атомов водорода, которые в молекуле кислоты могут замещаться атомами металла.
По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:
- Бескислородные, молекулы которых не содержат атомов кислорода : НС1, НВr.
- кислородсодержащие , молекулы которых содержат атомы кислорода: НNО3
Кислородсодержащие кислоты называются оксокислотами. Оксокислоты являются гидратами кислотных оксидов с водой.
Бескислородные кислоты и кислотные остатки.
НF фтороводородная кислота -F фторид
НС1 хлороводородная кислота -С1 хлорид
Н1 иодоводородная кислота - 1 иодид
Н2S – сероводородная кислота = S сульфид
Кислородсодержащие кислоты и кислотные остатки.
Н2СО3 – угольная кислота = СО3 карбонат
Н2SiО3 – кремниевая кислота = SiО3 силикат
НNО3 – азотная кислота - NО3 нитрат
Н3РО4 – фосфорная кислота =_РО4 фосфат
Н2SО4 – серная кислота = SО4 сульфат
Н2СrО4 – хромовая кислота =СrО4 хромат
Соли делятся на три типа: нормальные (средние), кислые, основные .
Нормальные (средние ) соли – это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекуле основания кислотными остатками.
Н2SО4 - К2SО4
Fе(ОН)3 - Fе(NО3)3
Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.
Н2SО4 - К НSО4 – гидросульфат калия
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками.
Fе(ОН)3 - Fе(ОН)2С1 дигидроксохлорид железа