- •Предмет, задачи общей и неорганической химии. Роль химии в естественных науках.
- •Основные понятия химии
- •Основные стехиометрические законы.
- •4. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.
- •5. Строение атома; развитие учения о строении атома; модели Томсона, Резерфорда, Бора.
- •6. Строение электронных оболочек атомов.
- •7. Периодический закон и периодическая система элементов.
- •8. Периодичность свойств химических элементов.
- •9. Природа химической связи. Основные типы химической связи.
- •10. Ковалентная химическая связь. Способы образования ковалентной связи. Основные характеристики.
- •11. Свойства ковалентной связи. Степень окисления атома.
- •12. Геометрия структур с ковалентным типом связи (гибридизация sp, sp2, sp3)
- •13. Основы метода валентных связей и метода молекулярных орбиталей.
- •14. Ионная и металлическая связь. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие
- •15. Кристаллическое, жидкое и аморфное состояние веществ.
- •16. Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физические свойства
- •17. Влияние температуры на скорость химических реакций. Основные положения теории активации Аррениуса.
- •18. Катализ. Влияние катализаторов на скорость химических реакций.
- •19. Необратимые и обратимые реакции. Принцип Ле Шателье.
- •20. Дисперсные системы и их характеристика. Коллоидные растворы
- •3. По агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы.
- •21. Растворение как физико-химический процесс.
- •22. Растворимость веществ. Состав растворов.
- •23. Основные положения теории электролитической диссоциации.
- •24. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации электролитов. Факторы, определяющие степень диссоциации.
- •25. Теория сильных электролитов. Истинная и кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.
- •26. Константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда
- •27. Основания, кислоты и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •28. Диссоциация воды. Константа диссоциации, ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.
- •29. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Реакции обмена в растворах электролитов.
- •30. Гидролиз солей. Количественные характеристики гидролиза.
- •31. Теория окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса.
- •32. Ионно-электронный метод (метод полуреакций). Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •33. Электрохимические процессы. Электродный потенциал. Стандартные электродные потенциалы. Водородный электрод.
- •34. Электрохимический ряд напряжений металлов. Уравнение Нернста. Гальванический элемент и его э.Д.С. Влияние условий на протекание окислительно-восстановительных процессов.
- •35. Основные положения координационной теории. Строение комплексного соединения.
- •36. Устойчивость комплексных соединений. Понятие о двойных солях. Биологическая роль комплексных соединений.
- •37. Общая характеристика водорода. Гидриды. Ион водорода и ион гидроксония.
- •38. Галогены. Общая характеристика элементов. Особенности фтора. Свойства простых веществ галогенов.
- •39. Галогеноводороды. Галогениды. Особенности плавиковой кислоты. Соляная кислота. Роль соляной кислоты и хлоридов в живых организмах.
- •40. Кислородсодержащие соединения галогенов. Кислородные кислоты хлора и их соли. Хлорная известь. Бертолетова соль. Перхлораты. Кислородосодержащие кислоты брома, иода и их соли.
- •41. Общая характеристика элементов via группы. Особенности кислорода. Аллотропия и изоморфизм серы. Свойства простых веществ. Применение и биологическое значение халькогенов.
- •42. Гидриды типа н2э. Ассоциация молекул воды. Токсичность сероводорода и других халькогеноводородов, их физиологическое действие.
- •43. Вода. Клатраты. Вода как растворитель. Вода в природе и ее роль в жизнедеятельности организмов. Пероксид водорода.
- •44. Халькогениды. Растворимость и гидролиз сульфидов металлов. Полисульфиды.
- •45. Оксиды халькогенов. Диоксиды и триоксиды элементов. Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты.
- •52. Фосфорные удобрения. Сложные минеральные удобрения.
- •1. Мышьяк
- •2. Сурьма
- •3. Висмут
- •54.Общая характеристика элементов iva группы. Способность
- •56.Кислородсодержащие соединения углерода. Оксиды углерода.
- •57. Угольная кислота и ее соли. Временная жесткость воды и
- •57.Угольная кислота и ее соли. Временная жесткость воды и способы ее устранения. Карбонатное равновесие в природе.
- •59.Общая характеристика металлов. Общая характеристика валентных состояний металлов а и в групп. Значение и роль металлов в жизнедеятельности живых организмов.
10. Ковалентная химическая связь. Способы образования ковалентной связи. Основные характеристики.
Ковалентная связь – это тип химической связи между двумя атомами, возникающий при обобществлении электронов, которые принадлежат этим атомам.
Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами (например, в молекулах Н2, Cl2, О2, в кристалле алмаза), так и между разными атомами (например, в молекулах Н2О и NН3, в кристаллах SiC). Почти все связи в молекулах органических соединений являются ковалентными (С-С, С-Н, С-N, и др.).
Ковалентная связь образуется между двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами
Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая
Является тем более прочной, чем более плотно перекрываются электронные облака
Способы образования:
Обменный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что каждый из соединяющихся атомов предоставляет на образование общей электронной пары (связи) по одному неспаренному электрону. Электроны взаимодействующих атомов должны при этом иметь противоположные спины
Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи заключается в том, что одна частица – донор – представляет на образование связи электронную пару, а вторая – акцептор – свободную орбиталь
11. Свойства ковалентной связи. Степень окисления атома.
Свойства ковалентной связи:
Насыщаемость
Направленность
Поляризуемость
Полярность ( полярная к. с., неполярная к. с.)
Насыщаемость – это свойство состоит в том, что образование электронной пары исключает участие этой пары в других химических взаимодействиях. Благодаря этому ковалентные соединения имеют строго определенный состав.
Направленность – это способность обеспечивать максимальное перекрывание облаков.
Поляризуемость – способность электронной оболочки атома деформироваться под воздействием внешнего поля. В качестве этого поля могут выступать ионы или полярные молекулы.
Ковалентная связь, в которой обобществленная электронная плотность (обобществленные электроны, связующее электронное облако) симметрична по отношению к ядрам взаимодействующих атомов, называется неполярной ковалентной связью. Такая связь реализуется в молекулах простых веществ, состоящих из одинаковых атомов (Н-Н, О=О, Cl-Cl, N≡N и т. д.). Она может появляться между разными атомами, обладающими одинаковой относительной электроотрицательностью.
Ковалентная связь с несимметричным распределением обобществленной электронной плотности называется полярной ковалентной связью.
Степень окисления элементов. Пользуясь представлением об электроотрицательности элементов, можно дать количественную оценку состояния атома в соединении в виде так называемой степени окисления.
Степень окисления (с.о.) – это условный заряд, который приписывается атому в предположении, что все связи в молекуле или ионе предельно поляризованы.
Степень окисления элемента в составе молекулы вещества или иона определяется как число электронов, смещенных от атома данного элемента (положительная степень окисления) или к атому данного элемента (отрицательная степень окисления).