- •Основные типы структур неорганических соединений. Вещества с молекулярной и немолекулярной структурой. Атомные, молекулярные, ионные и металлические кристаллические решетки .
- •Строение электронных оболочек атома. Волновая теория строения атома. Понятие об электронном облаке.
- •Квантовые числа как характеристика состояния электрона в атоме. Физический смысл квантовых чисел. Энергетический уровень, подуровень. Атомная орбиталь. Форма и ориентация электронных облаков.
- •Принцип Паули и емкость электронных оболочек. Правило Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей. Правила Клечковского. Строение электронных оболочек атомов химических элементов.
- •Химическая связь. Основные типы химической связи. Полярность связи как функция разности электроотрицательностей химических элементов.
- •Количественные характеристики химической связи: энергия связи, длина, валентный угол. Полярность связи и полярность молекулы в целом, дипольный момент молекулы.
- •Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей .Спиновая теория валентности. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
- •3) Химическая связь в методе вс является двухцентровой и локализована в области между ядрами двух атомов ее образующих.
- •Валентность и степень окисления химических элементов в их соединениях.
- •Одиночные и кратные связи. Сигма- и пи- связи.
- •Ионная связь. Простые и сложные ионы. Ионные кристаллические решетки. Концепция поляризации ионов.
- •Металлическая связь .Металлические кристаллические решетки .
- •Водородная связь. Природа и механизм образования водородной связи
- •Зависимость физических свойств веществ с молекулярной структурой от характера межмолекулярного взаимодействия. Влияние водородной связи на свойства веществ.
- •Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.
- •Химические реакции. Классификация химических реакций. Основные задачи химической кинетики и химической термодинамики.
- •Химическая система. Функция состояния системы. Работа и теплота. Изменение внутренней энергии системы в ходе химических превращений
- •Первое начало термодинамики. Энтальпия. Изменение энтальпии в ходе химического процесса. Закон Гесса, следствие из закона Гесса. Стандартная энтальпия образования вещества
- •Катализ и катализаторы. Гомогенные и гетерогенные катализаторы. Влияние катализаторов на величину энергии активации и константу скорости реакции.
- •Растворы. Классификация дисперсных систем: истинные растворы, коллоидные растворы, грубодисперсные системы.
- •Растворимость веществ. Влияние природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления на растворимость газов, твердых и жидких веществ.
- •Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации со степенью диссоциации и концентраци
- •Реакции ионного обмена в растворах. Обратимые и необратимые реакции, признаки необратимости реакций
- •Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным раствором. Произведение растворимости и растворимость веществ
- •Константа гидролиза. Степень гидролиза, связь степени гидролиза с константой гидролиза и концентрацией раствора. Факторы, определяющие глубину гидролиза солей. Совместный гидролиз.
- •Окислительно-восстановительные реакции (овр). Основные типы овр. Типичные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методом электронного и ионно-электронного баланса.
- •Классификация и номенклатура комплексных соединений. Основные типы комплексных соединений.
- •2) По типу лигандов комплексные частицы делятся на:
- •Кислоты и основания. Влияние положения элемента в периодической системе и степени окисления элемента на состав и кислотно-основные свойства гидроксидов элементов
- •Классификация реакций органических соединений по характеру химических превращений
- •Конформация
- •Методы масс-спектрометрии
- •Инфракрасные (ик) спектры и комбинационное рассеяние света
- •Спектроскопия в видимой и ультрафиолетовой (уф) областях
- •Рентгеновские методы исследования
- •Метод ямр
- •Общая характеристика титриметрический (объемный) метод анализа
- •Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации) Общая характеристика метода
- •Перманганатометрия
- •Комплексонометрия Общая характеристика метода
- •Условия проведения комплексонометрического титрования
- •Гравиметрический (весовой) метод анализа
- •Электрохимические методы анализа
- •Фотометрический метод анализа Основные законы и формулы
Константа гидролиза. Степень гидролиза, связь степени гидролиза с константой гидролиза и концентрацией раствора. Факторы, определяющие глубину гидролиза солей. Совместный гидролиз.
Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции.
; для
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 c гидр — число молей гидролизованной соли, c общ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.
Является количественной характеристикой гидролиза.
Совместный гидролиз — это взаимодействие двух солей с водой, при котором не происходит обменной реакции, соли гидролизуются до конца.
Окислительно-восстановительные реакции (овр). Основные типы овр. Типичные окислители и восстановители. Составление уравнений овр методом электронного и ионно-электронного баланса.
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции — это реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
Типы : Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, Диспропорционирование — реакции, в которых атомы с промежуточной степенью окисления превращаются в эквимолярную смесь атомов с более высокой и более низкой степенями окисления, Репропорционирование — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления.
Типичные восстановители: H2 Zn AL Ca CТипичные окислители: Zn2 O2 CI2 Br2 S
Метод ионно- электронного баланса: использует частицы(молекулы, ионы), которые реально существуют в растворе.
Электродный потенциал. Понятие о двойном электрическом слое и скачке потенциала на границе металл-раствор соли металла. Водородный электрод как электрод сравнения. Схема измерения электродного потенциала. Стандартные электродные потенциалы для металлов (ряд напряжений металлов). Уравнение Нернста.
Электро́дный потенциа́л — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).
электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов после него.
3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т. е. находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
--Стандартные потенциалы электродов, выступающих как восстановители по отношению к водороду, имеют знак “-”, а знак “+” имеют стандартные потенциалы электродов, являющихся окислителями.
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
, где R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
T — абсолютная температура;
F — число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;
n — число молей электронов, участвующих в процессе;
a ox и a red — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.
Окислительно-восстановительные системы с инертными электродами. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы и оценка направления самопроизвольного протекания ОВР. Выбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных потенциалов.
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
, где R — универсальная газовая постоянная, равная 8.31 Дж/(моль·K);
T — абсолютная температура;
F — число Фарадея, равное 96485,35 Кл/моль;
n — число молей электронов, участвующих в процессе;
a ox и a red — активности соответственно окисленной и восстановленной форм вещества, участвующего в полуреакции.
Первое слагаемое в правой части уравнения Нернста – это стандартный окислительно-восстановительный потенциал, т.е. потенциал, измеренный или чаще вычисленный при стандартных условиях.
Любая запись уравнения ОВР предполагает определенный выбор окислителя в левой части уравнения. Если в стандартных условиях этот окислитель сильнее, реакция пойдет в прямом направлении, если нет – в обратном.
Комплексные соединения. Основные положения координационной теории. Строение комплексного соединения: комплексообразователь, лиганды, внешняя и внутренняя сфера. Координационное число и степень окисления иона-комплексообразователя. Заряд комплексного иона
Комплексные соединения — это частицы, которые образуются в результате присоединения к данному иону, называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.
Основные положения координационной теории. В молекуле любого комплексного соединения один из ионов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем (центральным ионом). Вокруг него в непосредственной близости расположено (координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или нейтральных молекул, называемых лигандами и образующих внутреннюю координационную сферу. Остальные ионы находятся на более далеком расстоянии от центрального иона и составляют внешнюю координационную сферу.
Комплексообразователи – это вещества, образующие в водных растворах комплексы с ионами щелочноземельных (магний, кальций) и других (железо и др.) металлов, снижают жесткость воды и предотвращают инкрустацию тканей (отложение карбоната кальция).
Лига́нд — атом, ион или молекула, непосредственно связанная с одним или несколькими центральными (комплексообразующими) атомами металла в комплексном соединении.
Лиганды, непосредственно связанные с комплексообразователем, образуют вместе с ним внутреннюю сферу комплекса.
Ионы, нейтрализующие заряд внутренней сферы, но не связанные с комплексообразователем ковалентно, образуют внешнюю сферу комплексного соединения.
Важнейшей характеристикой комплексообразователя является количество химических связей, которые он образует с лигандами, или координационное число.
------Чаще всего комплексообразователем служит атом элемента в положительной степени окисления.
Отрицательные условные ионы (т.е. атомы в отрицательной степени окисления) играют роль комплексообразователей сравнительно редко. Это, например, атом азота(-III) в катионе аммония [NH4]+ и т.п.
Атом-комплексообразователь может обладать нулевой степенью окисления. Так, карбонильные комплексы никеля и железа, имеющие состав [Ni(CO)4] и [Fe(CO)5], содержат атомы никеля(0) и железа(0).
Заряд комплексного иона я вычисляла на лабораторной работе по химии.