- •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
- •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.
- •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.
- •15. Валентные возможности атомов элементов в химических соединениях.
- •16.Газообразное и конденсированное состояния. Валентные и невалентные (ван-дер-ваальсовые) силы сцепления. Водородная связь.
- •17. Термохимические уравнения. Тепловой эффект и изменение стандартной энтальпии химической реакции.
- •18. Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса для расчёта изменения энтальпии химических реакций.
- •19. Стандартная энтропия веществ. Изменение энтропии при изменениях агрегатного состояния вещества. Расчёт изменения стандартной энтропии химической реакции.
- •20. Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Закон действующих масс.
- •21. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Энергия активации химической реакции как потенциальный барьер реакции
- •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.
- •25. Электролитическая диссоциация веществ в растворах. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли. Сильные и слабые электролиты.
- •26. Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации. Аквокомплексы 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.
8. Энергия ионизации; сродство к электрону. Изменение в периодах и группах Периодической системы.
Сродство к электрону - энергия выделяющаяся в процессе присоед. Электрона к свобод.атому,в его основном состоянии с превращением его в отриц.ион.Выражается в кДж/моль
Энергия ионизации - разновидность энергии связи, представл. собой наименьш. энергию необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом состоянии на бесконечность.
Чем больше атомный номер тем меньше энергия ионизации.
9. Электроотрицательность атомов элементов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы. Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.
Электроотрицательность – способность атома удерживать внешние электроны. Она определяется степенью притяжаемости этих электронов к положительному ядру.
В периодической табл. электроотрицательность увеличивается снизу вверх и слева направо.
Полярн.хим.связей – характеристика хим. связи , показывает изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с изменением распределения электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.
Ковалентные связи слабо полярны , ионные наоборот.
Полярные молекулы поворачиваются друг к другу равноименно заряженными полюсами и между ними возник. взаим. Притяжение
10. Причина образования химической связи. Метод валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи. Характеристики химической связи : энергия, длина, кратность, полярность
Причина образования связи заключ.в электрич. взаимосвязи между полож. и отриц. зарядами.
Метод валентных связей – основан на представлениях о двухцентровых химич. связях между атомами в молекуле, образуемых двумя электронами.
А)Обменный механизм – каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электрич. пару
В)Донорно-акцепторный механизм – один атом(донор) предоставляет электрическую пару, другой атом(акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь.
Основные характеристики хим. связи:
Энергия - минимальная энергия необходимая для разрушения связи.
Длина – расстояние между ядрами связанных атомов(Чем короче длина,тем прочнее связь)
Кратность – если связьб образуется более чем одной парой электронов, то она называется кратной.
Полярность – если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то такая всязь неполярна,и наоборот если полярна.
11. Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость (приведите примеры).
Ковалентная химическая связь – химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков.
Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений.
Направленность связи обусловлена молекулярным строением вещества и геометрической формы их молекулы. Углы между двумя связями называют валентными.
Насыщаемость — способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.