- •1. Степени окисления элементов, их связь с положением элементов в Периодической системе. Классы неорганических соединений, номенклатура неорганических соединений.
- •2. Планетарная модель атома водорода Резерфорда; постулаты Бора.
- •3. Уравнение Де-Бройля, корпускулярно-волновые свойства микрообъектов (дуализм), принцип неопределенности Гейзенберга
- •4. Квантовые характеристики состояний электрона в атоме водорода (квантовые числа).
- •5. Электронное строение многоэлектронных атомов. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов: принцип Паули, правило Хунда; s-, p-, d-элементы. Полные и неполные электронные аналоги.
- •6. Форма и пространственное расположение s-, p- и d- орбиталей в атоме.
- •7. Радиусы атомов, их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.
- •8.Энергия ионизации; сродство к электрону. Изменение в периодах и группах Периодической системы.
- •9. Электроотрицательность атомов элементов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи,полярность молекул и ионов.
- •11. Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость (приведите примеры).
- •12. Понятие о гибридизации атомных орбиталей и его применение для описания конфигурации молекул и ионов. Приведите примеры соединений.
- •2 Вариант:
- •13. Теория отталкивания σ-связывающих и неподелённых электронных пар и её применение для описания геометрической конфигурации молекул и ионов.
- •14. Структура Периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы, вставные декады. Взаимосвязь между электронной структурой атомов элементов и их положением в Периодической системе.
- •Стандартная энергия Гиббса образования δGо298 некоторых веществ
- •22. Динамический характер химического равновесия. Расчет констант химического равновесия, исходные и равновесные концентрации
- •23. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагентов, давления, температуры. Принцип Ле-Шателье.
- •24. Растворы как гомогенные системы. Гидраты, сольваты. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы
- •25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли. Сильные и слабые электролиты.
- •26. Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации. Аквакомплексы металлов, их кислотные свойства.
- •27. Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов.
- •28. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •29. Основные положения теорий кислот и оснований Аррениуса и Бренстеда-Лоури. Зависимость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления центрального иона.
- •30. Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации (приведите примеры).
- •31. Равновесия в насыщенных растворах малорастворимых солей. Расчёт растворимости малорастворимой соли. Способы увеличения растворимости малорастворимых солей.
- •32. Гидролиз солей, образованных: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) слабым основанием и сильной кислотой. Качественная оценка рН растворов гидролизующихся солей.
- •35. Стандартный ( нормальный) окислительно-восстановительный потенциал, определение напрвления о.-в. Реакции
- •36.Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования). Внутримолекулярные окислительно – восстановительные процессы.
- •37. Уравнение Нерста. Влияние кислотности раствора на величину окислительно - восстановительного потенциала. Выбор среды для проведения окислительно-восстановительного процесса.
- •38. Координационные соединения. Центральный атом и лиганды, внутренняя и внешняя сферы комплексных соединений, координационное число.
- •39. Строение координационных соединений , гибридизация орбиталей центрального атома.
- •40. Изомерия комплексных соединений.
- •41. Равновесия в растворах комплексных соединений.
29. Основные положения теорий кислот и оснований Аррениуса и Бренстеда-Лоури. Зависимость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления центрального иона.
Бренстеда-Лоури
Кислота- любая частица, которая в ходе химической реакции выступает донором протонов.
Основание-любая частица, которая в ходе химической реакции выступает акцептором протона.
Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание становится кислотой
Аррениуса
Теория работает только для водных р-ров
Согласно теории электролитической диссоциации, кислоты — это вещества, образующие в водном растворе гидратированные катионы водорода Н+и анионы кислотного остатка; основания в водном растворе диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН
С ростом степени окисления центрального иона увеличиваются кислотные свойства соединения.
30. Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации (приведите примеры).
Амфотерные гидроксиды- химические вещества, которые в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты.( гидроксид алюминия)
31. Равновесия в насыщенных растворах малорастворимых солей. Расчёт растворимости малорастворимой соли. Способы увеличения растворимости малорастворимых солей.
Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых солей и смещение равновесия:
1)температура 2)одноименный ион
3)солевой эффект
4)кислотность(рН)
5)гидролиз
Для смещения равновесия можно нагреть, добавить одноименный ион, добавить хорошо р-римую соль, кислоту.
Растворимость рассчитывается исходя из его Пр( произведение активных концентраций в насыщенном р-ре малорастворимого электролита при постоянной температуре)
32. Гидролиз солей, образованных: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) слабым основанием и сильной кислотой. Качественная оценка рН растворов гидролизующихся солей.
а) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой гидролизуются по аниону, рН р-ра будем больше 7,что говорит о щелочном характере среды.
б) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой гидролизуются по катиону, в этом случае рН должен быть меньше 7,что говорит о наличии в р-ре кислой
среды.
Равновесия в водных растворах солей, содержащих многозарядные катионы металлов. Вычисление рН (приведите примеры).
Соли тяжелых металлов в водном р-ре всегда выступают в роли кислоты(по Бренстеду).
Например AlCl3+ H2O→[Al(H2O)5(OH)] 2+ + H3O+
ka= Kw / Kb
[Н]+=√ ka * C
pH=lg [Н]+
Окислительно-восстановительные реакции. Типичные окислители и восстановители. Соединения с двойственной функцией. Приведите примеры.
Окисление - процесс отдачи вещ-вом (атомами, молекулами, ионами)
электронов, в результате которого увеличивается степень окисления элемента.
Восстановление- процесс присоединения электронов, степень окисления уменьшается.
Окисление и восстановление - взаимосвязанные процессы, протекающие одновременно
и поэтому представляют собой две стороны единого процесса окисления-восстановления. При этом число электронов, участвующих в процессах окисления и восстановления, должно быть одним и тем же.
Типичные окислители: галлологены, кислород, серная, азотная кислоты, перманганат калия, дихромат калия и др.
Типичные восстановители: металлы, водород, сернистая кислота, оксид углерода(2)