МОДУЛЬ 1

ВВЕДЕНИЕ В СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА, БИОЭНЕРГЕТИКУ И ХИМИЧЕСКУЮ КИНЕТИКУ

Глава 1. Строение атома, периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева

1. Квантовые числа, их физический смысл и возможные значения. Укажите значения квантовых чисел электронов в атомах биогенных элементов: N, Mg, Mo.

2. Основные принципы (минимума энергии, Паули, правило Гунда и Клечковского), лежащие в основе последовательности заполнения уровней, подуровней и атомных орбиталей электронами в многоэлектронных атомах. Рассмотрите на примере электронного строения биогенных элементов: P, Ca, Fe.

3. Периодический закон и таблица Д. И. Менделеева. Сравните строение атомов и свойства элементов:C и O, Cl и Mn, Ca и Zn.

4. Заряд ядра (z), радиус атома (r ат.), энергия ионизации (Еи), энергия сродства к электрону (Еср.), электроотрицательность (ОЭО), что они характеризуют и как изменяются из значения в группах и периодах. Рассмотрите на примерах элементов IA, VIIA и IIБ групп и элементов 3-го периода.

Глава 2. Межмолекулярные взаимодействия.

1. Межмолекулярные взаимодействия, их роль в формировании агрегатных свойств веществ и структур. Особенности твердого, жидкого и газообразного состояний.

2. Водородная связь. Ее виды и энергия. Влияние водородной связи на свойства соединений: HF, H2O, NH3.

3. Понятие о жидкокристаллическом строении вещества. Особенности структуры веществ, способных находиться в жидкокристаллическом состоянии. Термотропия и лиотропия как способы достижения жидкокристаллического состояния.

Глава 3. Основы химической термодинамики и биоэнергетики.

1. Основные термодинамические понятия: система, фаза. Виды систем и их состояний. Экстенсивные и интенсивные параметры состояния системы. Термодинамические процессы и их характеристики.

2. Энергетические характеристики систем и процессов: внутренняя энергия, теплота, работа. Общая формулировка 1-го закона термодинамики и его применение к изолированным и закрытым системам.

3. Энтальпия системы. Стандартная энтальпия образования простых и сложных веществ. Энтальпия химической реакции. Закон Гесса и следствия из него.

4. Энтропия системы. Факторы, влияющие на энтропию системы. Стандартная энтропия образования вещества и энтропия химической реакции. Формулировка II-го закона термодинамики для изолированных систем.

5. Энергия Гиббса системы. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Термодинамические критерии самопроизвольного протекания процесса – общая формулировка II-го закона термодинамики для любых систем.

Глава 4. Основы кинетики химических реакций и химического равновесия.

1. Скорость химической реакции. Понятие о средней и истинной скорости реакции, о простых и сложных реакциях. Виды сложных реакций. Влияние концентрации, температуры и катализатора на скорость химической реакции. Закон действующих масс и его применение для простых и сложных реакций.

2. Необратимые и обратимые реакции. Понятие о химическом равновесии. Кинетическое и термодинамическое условия равновесного состояния, их особенности. Константа химического равновесия, факторы, влияющие на ее величину.

3. Закон действующих масс для обратимых процессов. Связь константы равновесия с изменением энергии Гиббса обратимого процесса. Напишите выражение Kравн. для следующих процессов:

А) гомогенного 2H2(г) + O2(г) <-> 2H2O(г)

Б) гетерогенного CO2(г) + C(тв) <-> 2CO(г)

В) диссоциации электролитов: CH3COOH <-> CH3COO⁻ + H⁺

NH4OH <-> NH4⁺ + OH⁻, комплексов [Cu(NH3)4] <-> Cu2+ + 4NH3

4. Влияние температуры, давления, концентрации реагентов и катализатора на состояние химического равновесия (смещение равновесия и Кравн.).

Принцип Ле-Шателье, примените его к следующим обратимым процессам:

А) N2(г) + 3H2(г) <-> 2NH3(г) ∆H<0

Б) 2PH3(г) <-> 2P(тв) + 3H2(г) ∆H>0

МОДУЛЬ II

РАВНОВЕСИЯ В ЖИДКИХ СРЕДАХ