- •Неорганическая химия теория
- •1. Основные понятия химии: атом, хим. Элемент, молекула, эквивалент, молярная масса эквивалента, относительная атомная масса, моль, молярная масса.
- •2, Основные стехиометрические законы: закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон эквивалентов.
- •3. Основные газовые законы: закон объемных отношений, закон Гей-Люссака, объединенный газовый закон, уравнение Менделеева-Клапейрона.
- •4. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: оксиды (солеобразующие и несолеобразующие, основные, кислотные, амфотерные), гидроксиды.
- •5. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: кислоты и соли.
- •6. Диссоциация воды, константа диссоциации, pH, ионное произведение воды.
- •7. Развитие учения о строении атома (Модель Томсона, опыты Резерфорда, постулаты Бора), квантово- механическая теория.
- •8. Характеристика основных квантовых чисел: n, m, l, s; строение электронных оболочек атомов.
- •9. Периодическая система элементов, как форма отражения периодического закона.
- •10. Ковалентная химическая связь, способы образования ковалентной связи.
- •11. Геометрия структур с ковалентным типом связей (sp1-, sp2-, sp3- гибридизация).
- •12. Ионная и металлическая связь.
- •13. Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия (Ориентационное взаимодействие, индукционное взаимодействие, дисперсионное взаимодействие).
- •14. Метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей.
- •15. Кристаллическое состояние веществ атомные и молекулярные кристаллические решетки. Примеры.
- •16. Химические реакции, скорость химических реакций.
- •17. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа.
- •18. Катализ, влияние катализатора на скорость химической реакции.
- •19. Химическое равновесие, принцип Ле-Шателье.
- •20. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия.
- •21. Законы Генри, законы Рауля, закон Дальтона.
- •22. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа.
- •23. Особенности растворов электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации.
- •24. Произведение растворимости, реакция обмена в растворах электролитов.
- •25. Теория овр, важнейшие окислители и восстановители, метод электронного баланса, метод полуреакции.
- •26. Электролиз. Электродный потенциал, водородный электрод.
- •27. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
- •28. Гальванический элемент и его э. Д. С. Влияние условий на протекание овр.
- •29. Номенклатура и классификация комплексных соединений.
- •30. Характеристика комплексных соединений, константа стойкости и константа неустойчивости.
- •31. Общая характеристика водорода. Физические и химические свойства. Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода.
- •32. Галогены, общая характеристика, свойства простых веществ.
- •33. Галогеноводороды, плавиковая и соляная кислоты.
- •34. Кислородсодержащие соединения галогенов. Оксиды и фторид оксигена.
- •35. Кислородсодержащие соединения галогенов. Гидроксиды и соли.
- •36. Общая характеристика халькогенов. Свойства простых веществ.
- •37. Гидриды халькогенов. Биологическое действие халькогеноводородов.
- •38. Оксиды халькогенов, диоксиды и триоксиды.
- •39. Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты.
- •40. Серная, селеновая и теллуровые кислоты.
- •41. Промышленные способы получения серной кислоты.
- •42. Общая характеристика элементов vа группы. Соединения азота, фосфора, сурьмы и висмута в природе.
- •43. Химические свойства элементов vа группы, взаимодействие с простыми веществами. Взаимодействие с водой кислотами и щелочами.
- •44. Оксиды азота (n2o, no, n2o3, n2o5).
- •45. Азотистая кислота и ее соли.
- •46. Бинарные соединения элементов vа группы. Соединения с водородом.
- •47. Гидразин и гидроксиламин. Окислительно -восстановительные свойства.
- •48. Аммиак его получение и свойства. Соли аммония. Нашатырь.
- •49. Азотная кислота. Физические и химические свойства концентрированной и разбавленной азотной кислоты.
- •50. Промышленные способы получения азотной кислоты. Нитраты, разложение нитратов.
- •51. Кислородсодержащие соединения фосфора. Оксиды фосфора (lll и V).
- •52. Кислородсодержащие соединения мышьяка, сурьмы и висмута (lll и V).
- •53. Фосфорная, фосфористая и фосфорноватистые кислоты.
- •54. Гидролиз фосфатов. Показатель кислотности среды.
- •55. Гидроксиды мышьяка, сурьмы и висмута.
- •56. Общая характеристика элементов четвертой а группы. Аллотропные модификации углерода. Строение и свойства кремния.
- •57. Германий, олово, свинец, химические свойства.
- •58. Углерод и кремний, химические свойства.
- •59. Гидриды элементов четвертой а группы. Оксиды углерода.
- •60. Угольная кислота и ее соли. Жесткость воды и способы ее устранения. Карбонатное равновесие в природе.
- •61. Кислородсодержащие соединения кремния. Диоксид кремния.
- •62. Щелочные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов и солей. Калийные удобрения.
- •63. Щелочноземельные металлы. Общая характеристика оксидов, гидроксидов и солей. Известь и ее применение.
- •64. Характеристика vib подгруппы. Химические и физические свойства простых веществ. Способы получения хрома, молибдена и вольфрама.
- •65. Соединения трехвалентного хрома. Оксиды и гидроксиды. Применение.
- •66. Соединения шестивалентного хрома. Оксиды и гидроксиды. Применение.
- •67. Подгруппа марганца. Физические и химические свойства простых веществ.
- •68. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца.
23. Особенности растворов электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации.
Ответ. Растворы электролитов проводят электричество. По величине степени диссоциации все электролиты можно условно разделить на сильные (степень диссоциации которых стремится к единице) и слабые (степень диссоциации которых стремится к нулю). Сильные электролиты в растворах практически полностью распадаются на ионы, и уравнение диссоциации для таких электролитов принято записывать как необратимый процесс. К сильным электролитам относят щелочи, все соли, некоторые кислоты (HCl, HNO3, H2S04, НСlO4, HBr, HI, CF3COOH и др.). Слабые электролиты в растворах диссоциируют очень незначительно, причем этот процесс обратим. К слабым электролитам относятся многие неорганические (H2S, H2C03, HCN) и почти все органические кислоты. Вода, будучи причиной диссоциации, сама незначительно диссоциирует. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Закон разведения Оствальда: степень диссоциации электролита при разбавлении раствора увеличивается. Основные положения теории электролитической диссоциации. Электроны находятся в более устойчивом состоянии, чем атомы. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные частицы движутся к катоду, отрицательно заряженные – к аноду. Поэтому положительно заряженные частицы называются катионами, а отрицательно заряженные – анионами. Направленное движение происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами (катод заряжен отрицательно, а анод – положительно). Ионизация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация).
24. Произведение растворимости, реакция обмена в растворах электролитов.
Ответ. Произведение растворимости (ПР) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости величина постоянная. При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO3 это равновесие можно записать в виде: СаСО3 = Са2+ + СО32- . Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению: . В приближении идеального раствора с учетом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения: Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости. В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой AmBn, которое диссоциирует на m ионов A и n ионов B, рассчитывается по уравнению: где [Am+] и [Bn-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации. Из произведений растворимости можно рассчитать концентрации катионов и анионов в растворе малорастворимого электролита. Значения произведений растворимости приведены в справочниках. Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов. Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется: нерастворимое соединение, выпадающее в осадок; газообразное вещество; слабый электролит (вода, слабое основание (NH4OH) или слабая кислота (HNO2)). Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.