- •1.Химия как наука и ее место в ряду геологических дисциплин. Понятие об атоме и молекуле, Атомная и молекулярная массы. Моль.
- •2.Понятие о химических реакциях. Признаки и классификация химических реакций. Способы написания химических реакций.
- •3.Основные законы химии. Следствия из закона Авогадро.
- •4.Строение ядра. Изотопы. Изотоны. Изобары. Планетарная модель атома Резерфорда. Линейчатый спектр атома.
- •5.Модель атома по Бору. Нормальное и возбужденное состояние атома. Правило квантования. Недостатки теории Бора.
- •6.Квантово механическая модель атома. Волновая функция. Квантовые числа, их значения и интерпретация. Условная запись строения атома.
- •7.Квантово механическая модель атома водорода и многоэлектронных атомов. Порядок заполнения электронов по уровням и подуровням. Правила Гунда и Клечковского. Запрет Паули.
- •9.Химическая связь и валентность элементов. Характеристика химической связи (электроотрицательность, энергия, кратность и полярность связи)
- •10. Механизм образования валентной связи. Гибридные связи. Пространственная конфигурация молекул. Примеры.
- •11.Металическая связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Энергетическая оценка различных типов связи.
- •12.Межмолекулярное взаимодействие. Аморфное и кристаллическое состояние вещества.
- •13.Энергитические эффекты химических реакций. Типы систем. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики. Закон Гесса.
- •14.Втрой закон термодинамики. Энтропия. Энтальпийный и Энтропийный факторы протекания химической реакции. Энергия Гиббса.
- •15.Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров системы.
- •16.Скорость химической реакции. Энергия активации. Адсорбционные процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •17.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Закон действующих масс.
- •18.Закон действующих масс Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Основное карбонатное равновесие в природе.
- •19.Понятие полярности и поляризуемости химической связи. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики силы электролитов.
- •20.Раствоы сильных и слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе. Закон разбавления Оствальда.
- •21.Вода структура воды. Растворы сильных электролитов. Явление гидратации (сольватации) в растворах. Понятие об активности и ионной силе электролитов растворе.
- •22.Ионно обменные реакции в растворах электролитов. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •23.Направление протекания ионно-обменных химических реакций. Смещение ионных равновесий в растворах электролитов. Геохимическое карбонатное равновесие в природе.
- •24. Основные теории кислот и оснований. (Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса). Их достоинства и недостатки.
- •25.Вода. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Методы определения pH.
- •26.Водородный показатель. Методы определения pH. Кислотно-основные индикаторы.
- •27.Гидролиз солей. Смещение равновесия в растворах гидролизирующихся солей. Роль гидролиза в геохимических процессах. Примеры.
- •28.Растворы, растворимость. Насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Их термодинамическая характеристика. Произведение растворимости.
- •29.Насыщенные растворы малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков малорастворимых электролитов.
- •30.Условие образования и растворения осадков малорастворимых электролитов Влияния различных фактов на растворимость осадков. Химические предпосылки миграции осадочных пород.
- •31.Произведение растворимости. Влияние одноименных и посторонних ионов на растворимость. Порядок выпадения в осадок малорастворимых электролитов. Парагенезис минералов.
- •32.Окислительно-востановительные реакции. Окислительно-восстановительные свойства элементов и соединений. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •33.Гальванические элементы. Образование двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы.
- •34.Окислительно-восстановительные потенциалы. Электроды сравнения. Уравнение Нернста.
- •35.Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
- •36.Химические гальванические элементы. Концентрационные элементы. Значение потенциалометрии в геологических процессах.
- •37.Соединения высшего прядка. Электрохимическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений. Заряд комплексообразователя и комплексного иона.
- •38.Теория координационной связи. Координационные числа. Заряд комплексного иона и комплексообразователя. Номенклатура комплексных соединений.
- •[Ag(nh3)2]Cl – хлориддиаминосеребра.
- •K[Ag(cn)2] – дицианоаргентаткалия.
- •39.Классификация комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений. Устойчивость комплексов. Роль комплексообразования в геохимических процессах миграции.
- •40. Концентрационные элементы. Диффузионные потенциалы.
- •41. Явление поляризации. Концентрационная и активационная поляризации. Механизм и способы их устранения.
- •42. Обзор химических свойств элементов в периодической системе д.И. Менделеева. Металлы и неметаллы. Основные породообразующие элементы.
1.Химия как наука и ее место в ряду геологических дисциплин. Понятие об атоме и молекуле, Атомная и молекулярная массы. Моль.
Химия: наука о строении, свойствах веществ, их превращениях и сопровождающих явлениях. Химия решает 3 главные задачи:
Исследование строения вещества, установление связи между строением и свойствами вещества. Знание этого позволит создавать вещества с нужными свойствами, отличающимися от свойств исходных веществ.
Осуществление направленного синтеза нужных веществ с нужными свойствами.
Анализ химических процессов.
Атом: система взаимодействующих элементарных частиц, состоящих из ядра и электронов, при взаимодействии которых возникает большой набор радиоактивных частиц. Тип атома определяется составом его ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов.
Молекула: соединение более высокого уровня организации, нейтральная по заряду, наименьшая совокупность атомов, имеющая пространственную модель и способная к самостоятельному существованию.
Абсолютная атомная масса: масса атома, выраженная в килограммах.
А(н) ≈1.67•10^-27
Относительная атомная масса: масса атома, выраженная в атомных единицах массы(масса одной двенадцатой изотопа углерода, показывает во сколько раз масса атома больше 1/12 массы изотопа углерода.1.993•10^-26)
Молекулярная масса: масса одного моля вещества в граммах или килограммах, численно она равна относительной молекулярной массе.
Относительная молекулярная масса: масса молекулы в атомных единицах массы. My(H2SO4)= 2Ar(H)+Ar(S)+4Ar(O)=2+32+4•16=98
Моль: количеств вещества, содержащее число Авогадро молекул.
Молярная масса: масса одного моля вещества в граммах или килограммах.
m= ν•M
2.Понятие о химических реакциях. Признаки и классификация химических реакций. Способы написания химических реакций.
Классификация химических реакций.
Название |
Общая схема |
Примеры |
Соединения |
A + B = AB |
CaO + CO2 = CaCO3 |
Разложения |
AB = A + B |
CaCO3 = CaO + CO2 |
Замещения |
AB + CD = AD + BC |
CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O |
Признаки химических реакций: Изменение количества исходных веществ по сравнению с начальным моментами наблюдаемые физические явления (изменение цвета, выделение газа, выделение теплоты).
Наличие формул для всех химических веществ позволяет изобразить химические реакции посредством химических уравнений:
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
3.Основные законы химии. Следствия из закона Авогадро.
Закон сохранения массы: Масса веществ, ступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в ходе этой реакции.
Закон сохранения энергии: При любых взаимодействиях в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны только переходы этой энергии из одной в другую.
Закон постоянства химического состава: Каждое химическое соединение, независимо от способа его получения имеет свой качественный и количественный состав.
Закон объемных отношении: при одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.
Закон Авогадро: в равных объемах любых газов, при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Следствие из закона Авогадро: в одном моле любого газа содержится 6.02•10^23 молекул, моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22.4 л.