- •Вопрос№1. Предмет и методы химии как науки. Химизация сельского хозяйства.
- •Вопрос№2. Закон сохранения массы вещества м.В. Ломоносова. Закон взаимосвязи массы и энергии а. Эйнштейна. Закон постоянства состава.
- •Вопрос№3. Эквивалент. Закон эквивалентов. Использование эквивалентов веществ в объемном анализе.
- •Вопрос№4. Основные положения атомно-молекулярного учения. Атом. Молекула. Относительный атомная и молекулярная массы. Моль. Молярная масса.
- •Вопрос№5. Закон Авогадро. Молярный объем газа. Относительная плотность газа.
- •Вопрос№6. Корпускулярно-волновой дуализм электрона. Электронная орбиталь.
- •Вопрос№7. Квантовые числа. Правило заполнения электронами энергетических уровней и подуровней. Принц Паули, правило Хунда, принцип наименьшей энергии.
- •Вопрос№8. Электронные структуры и электронные формулы атомов.
- •Вопрос№9. Строение атомных ядер. Изотопы. Применение изотопов в биологии.
- •Вопрос№10. Свойства атомов. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус. Их значение для характеристики свойств элементов.
- •Вопрос№11. Химическая связь, её основные характеристики: длина, валентный угол, энергия и полярность.
- •Вопрос№12. Ковалентная связь. Два способа её образования. Свойства ковалентной связи. Направленность и насыщаемость связи. Сигма и Пи связи.
- •Вопрос№13. Гибридизация атомных орбиталей и строение молекул.
- •Вопрос№14. Полярная и неполярная ковалентная связь. Дипольный момент связи молекулы.
- •Вопрос№15. Валентность и степень окисления.
- •Вопрос№16. Ионная связь. Её образование и свойства. Структура ионных соединений.
- •Вопрос№17. Водородная связь, её природа. Биологическая роль водородной связи.
- •Вопрос№18. Межмолекулярное взаимодействие. Его природа. Роль для биологических объектов.
- •Вопрос№19. Периодический закон д.И. Менделеева, его физическая сущность.
- •Вопрос№20. Периодичность в изменении радиусов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательность по периодам и группам.
- •Вопрос№21. Структура периодической системы. Период, группа, семейства элементов.
- •Вопрос№22. Общенаучное и философское значение периодического закона.
- •Вопрос№23. Комплексные соединения. Комплексообразователь, лиганды, координационное число, внутренняя и внешняя сферы комплекса. Константа нестойкости. Биологическая роль комплексных соединений.
- •Вопрос№25. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
- •Вопрос№26. Закон действия масс. Константа скорости. Энергия активации.
- •Вопрос№27. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие, константа равновесия. Принцип Ле Шателье.
- •Вопрос№28. Катализ. Катализаторы и ингибиторы. Ферменты. Каталитические процессы в живых организмах.
- •Вопрос№29. Оксиды, гидроксиды и соли как важнейшие класса неорганических соединений. Их классификация, способы получения и химические свойства.
- •Вопрос№30. Вода. Строение молекулы. Свойства воды. Роль воды в биологических объектах.
- •Вопрос№31. Растворы. Их характеристика. Гидратная теория растворов. Сольваты и гидраты, кристаллогидраты. Роль водных растворов в биологических системах.
- •Вопрос№32. Способы выражения концентраций растворов.
- •Вопрос№33. Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.
- •Вопрос№34. Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации.
- •Вопрос№35. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.
- •Вопрос№36. Водородный показатель среды. Значение рН для работы биологических систем.
- •Вопрос№37. Произведение растворимости.
- •Вопрос№38. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза. Константа и степень гидролиза.
- •Вопрос№39. Хлор. Распространение в природе. Получение, физические и химические свойства.
- •Вопрос№40. Хлороводород. Соляная кислота. Получение и свойства. Хлориды, их роль в живом организме.
- •Вопрос№41. Фтор. Получение. Свойства. Фтороводород. Плавиковая кислота, ее свойства. Фториды. Биологическая роль фтора.
- •Вопрос№42. Кислород. Получение, свойства, биологическое значение. Применение.
- •Вопрос№43. Озон. Получение. Свойства. Применение. Перекись водорода. Применение в ветеринарии.
- •Вопрос№44. Сера. Распространение в природе, свойства. Применение в с/х.
- •Вопрос№45. Сернистый ангидрид, его получение, свойства, применение. Восстановительные свойства сернистого ангидрида. Сернистая кислота и сульфиты.
- •Вопрос№47. Азот в природе. Свойства, получение, применение. Соединения азота с металлами (нитриды). Азот как органогенный элемент.
- •Вопрос№49. Кислородные соединения азота. Общая характеристика его оксидов. Азотистая кислота и нитриты. Их физиологическая активность.
- •Вопрос№50. Свойства и методы получения азотной кислоты. Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами. Азотные удобрения – селитры.
- •Вопрос№51. Фосфор, его природные соединения (фосфориты и апатиты). Свойства фосфора, его аллотропические видоизменения. Биологическая роль фосфора.
- •Вопрос№52. Фосфорный ангидрид. Фосфорные кислоты и их соли (фосфаты и гидрофосфаты). Значение соединений фосфора в с/х-ве. Фосфорные удобрения.
- •Вопрос№53. Углерод. Аллотропические видоизменения углерода. Поглотительные свойства угля (адсорбция). Углерод как органный элемент.
- •Вопрос№54. Кислородные соединения углерода. Угольная кислота и её соли. Карбонаты, их роль в организме.
- •Вопрос№55. Кремний распространение в природе. Важнейшие минералы и горные породы, содержащие кремний (силикаты).
- •Вопрос№56. Кремниевый ангидрид. Кремниевая кислота и её соли. Их значение.
- •Химические свойства
- •Медь и её соединения Получение
- •Химические свойства
- •Вопрос№58. Магний. Оксид и гидроксид магния. Применение солей магния в ветеринарии. Ион магния как биогенный элемент.
- •Вопрос№59. Хром. Общая характеристика. Амфотерность гидроксида. Токсичность соединений хрома. Биологическое значение хрома.
- •Вопрос№60. Марганец. Общая характеристика. Свойства оксидов и гидроксидов марганца. Перманганаты. Марганец как биогенный элемент.
- •Вопрос№61. Семейство железа. Общая характеристика, свойства простых веществ и их соединений. Комплексные соединения. Гемоглобин. Железо и кобальт как биогенные элементы.
- •Вопрос№62. Цинк. Общая характеристика. Амфотерность гидроксида. Комплексные соединения. Ферменты. Применение в животноводстве.
- •Вопрос№63. Ртуть. Свойства ртути и ее соединений. Соединения ртути как лекарственные препараты.
- •Вопрос№64. Кальций, характеристика свойств его и его важнейших соединений. Биологическая роль их в жизнедеятельности организмов. Хлорная известь как дезинфицирующее вещество.
- •Вопрос№65. Жесткость воды, ее влияние на живые организмы. Методы ее устранения.
- •Вопрос№66. Бор. Борная кислота. Биоорганические соединения. Применение соединений бора в животноводстве.
- •Вопрос№67. Алюминий. Общая характеристика свойств важнейших соединений, Квасцы. Применение в ветеринарии.
- •Вопрос№69. Щелочные металлы. Общая характеристика, свойства оксидов и гидроксидов. Роль элементов в жизнедеятельности живых организмов. Применение в сельском хозяйстве.
Вопрос№36. Водородный показатель среды. Значение рН для работы биологических систем.
Чтобы избежать неудобств, связанных с применением чисел с отрицательными показателями степени, концентрацию водородных ионов принято выражать через водородный показатель, обозначаемый символом рН.
Водородным показателем рН называется десятичный логарифм концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком:
рН = -lg [H+]
С помощью рН реакции растворов характеризуется так: нейтральная – рН 7, кислая – рН < 7, щелочная – рН > 7.
Исключительно велика роль рН в самых различных явлениях и процессах – и в природе, и в технике. Многие производственные процессы в химической, пищевой, текстильной и других отраслях промышленности протекают лишь при определенной реакции среды. Столь же необходима для нормального развития сельскохозяйственных культур и получения высоких урожаев и определенная реакция почвенного раствора. В зависимости от значения рН почвенного раствора почвы подразделяются на сильнокислые, кислые, слабокислые, нейтральные, слабощелочные, щелочные и сильнощелочные.
Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности, для устранения которой применяется известкование почв – внесение в них известняков – карбонатов кальция или магния. Если же почвы отличаются повышенной щелочностью, то для ее устранения производят гипсование – внесение размолотого гипса CaSO4 * 2H2O.
Вопрос№37. Произведение растворимости.
Произведение растворимости, произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. Показатели степени для концентраций, входящих в П. р., равны коэффициенту при соответствующем ионе в уравнении диссоциации электролита.
Вопрос№38. Гидролиз солей. Типичные случаи гидролиза. Константа и степень гидролиза.
Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.
Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.
В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:
FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- => FeOH+ + 2Cl- + Н+
В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).
Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион и другие ионы.
K2SiO3 + НОH =>KHSiO3 + KОН
2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- => НSiO3- + 2K+ + ОН-
рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).
Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.
Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:
Аl2S3 + 6HOH =>2Аl(ОН)3 + 3Н2S
2Al3+ + 3S2- + 6H+ + 6OH- =>2Аl(ОН)3 + 6Н+ + S2-
рН =7
Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато.
Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:
1-ая ступень FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- =>Fe(OH)+ + 2Cl- + H+
2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)2 + HCl
Fe(OH)+ + Cl- + H+ + OH- =>Fe(ОН)2 + Н+ + Cl-
Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:
1-ая ступень Nа2СО3 + HOH =>NаНСО3 + NаОН
СО32- + 2Na+ + H+ + OH- =>НСО3- + ОН- + 2Na+
2-ая ступень NаНСО3 + Н2О =>NаОН + Н2СО3
НСО3- + Na+ + H+ + OH- =>Н2СО3 + ОН- + Na+
Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)2, Fe(ОН)2 ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН3СООН, Н2СО3 ) - со щелочью.
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3 + 3H2S
Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе.
Обозначается α (или hгидр);
α = (cгидр/cобщ)·100 %
где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.
Выведем уравнение константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
Уравнение константы равновесия для данной реакции будет иметь вид:
или
Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных можно заменить одной новой — константой гидролиза:
Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды и константу диссоциации азотистой кислоты :
подставим в уравнение константы гидролиза:
В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
, где Ka — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
, где Kb — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: