Общая и неорганическая химия

Вопросы к экзамену

по дисциплине " химия"

Для студентов 1 курса Международного государственного

Экологического университета им А. Д. Сахарова.

Уч. Год

Общая и неорганическая химия

1. Атомно-молекулярная теория. Атом, молекула. Химический элемент. Простое и сложное
вещество. Аллотропия.

2. Относительная атомная и молекулярная масса. Моль как единица количества вещества
Химический эквивалент.

3. Основные типы структур неорганических соединений. Вещества с молекулярной и
немолекулярной структурой. Атомные, молекулярные, ионные и металлические
кристаллические решетки .

4. Химические газовые законы .Закон Авогадро .Молярный объем.

5. Основные стехиометрические законы. Закон эквивалентов. Закон постоянства состава
Нестехиометрические соединения.

Типы расчетов :расчеты по химическим формулам и уравнениям, расчеты по закону эквивалентов ,основным газовым законам.

6. Строение электронных оболочек атома. Волновая теория строения атома. Понятие об
электронном облаке.

7. Квантовые числа как характеристика состояния электрона в атоме. Физический смысл квантовых чисел. Энергетический уровень, подуровень. Атомная орбиталь. Форма и ориентация электронных облаков.

8. Принцип Паули и емкость электронных оболочек. Правило Хунда. Порядок заполнения
атомных орбиталей. Правила Клечковского. Строение электронных оболочек атомов
химических элементов.

9. Периодический закон и периодическая система элементов. Заполнение электронами
атомных орбиталей и формирование периодов и групп. Главные и побочные подгруппы. Электронные аналоги, изоэлектронные частицы.

10. Периодичность свойств атомов. Изменение радиусов атомов по периодам и группам.
Энергия ионизации атомов. Изменение энергии ионизации по периодам и группам. Сродство
к электрону. Электроотрицательность элементов, изменение величины ЭО в периодической
системе.

I1. Периодичность изменения химических свойств элементов, простых веществ и
химических соединений в периодической системе. Изменение валентности по периодам и
группам .

Металлический и неметаллический характер элементов. Изменение химической активности металлов и неметаллов по периодам и группам. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов.

Типы упражнений: Формулы электронных конфигураций атомов элементов. Графические схемы (в виде квантовых ячеек) запол­нения электронами валентных орбиталей, определение возможных валентных состояний. Закономерности изменения свойств химичес­ких элементов и их соединений в периодах и группах.

12. Химическая связь. Основные типы химической связи. Полярность связи как
функция разности электроотрицательностей химических элементов.

13. Количественные характеристики химической связи: энергия связи, длина, валентный
угол. Полярность связи и полярность молекулы в целом, дипольный момент молекулы.

14. Квантовомеханическая трактовка механизма образования ковалентной связи
в молекуле водорода.

15. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей .Спиновая теория
валентности. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

16. Валентность и степень окисления химических элементов в их соединениях.

17. Одиночные и кратные связи. Сигма- и пи- связи.

18. Концепция гибридизации атомных орбиталей и пространственное строение молекул и
сложных ионов. Типы гибридизации sp, sp², sp³, dsp³,d²sp³. Гибридизация с участием
неподеленных электронных пар.

19. Ионная связь. Простые и сложные ионы. Ионные кристаллические решетки.
Концепция поляризации ионов.

20. Метод молекулярных орбиталей (МО). Связывающие и разрыхляющие МО,
сигма- и пи- МО. Энергетические диаграммы МО и порядок заполнения орбиталей
электронами для двухатомных молекул элементов 2 периода на примере молекул типа А_{2 ,} HF, LiF.

21. Металлическая связь .Металлические кристаллические решетки .

Типы упражнений : Определение в неорганических соединениях валентности и степени окисления атомов элементов , типа химических связей ,молекулярного или немолекулярного состояния вещества ,типа кристаллической решетки.

Для данных молекул определение типа гибридизации АО , геометрии и полярности молекулы. Построение энергетических диаграмм МО для двухатомных молекул, определение порядка связи и магнитных свойств.

22. Водородная связь. Природа и механизм образования водородной связи.

23. Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса).
Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.

24. Зависимость физических свойств веществ с молекулярной структурой от
характера межмолекулярного взаимодействия. Влияние водородной связи
на свойства веществ.

Типы упражнений: Для данных молекул определение строения, полярности, возможных типов межмолекулярного взаимодействия. Схемы образования водородных связей между указанными молекулами.

25. Химические реакции. Классификация химических реакций. Основные задачи
химической кинетики и химической термодинамики.

26. Химическая система. Функция состояния системы. Внутренняя энергия системы. Работа
и теплота. Изменение внутренней энергии системы в ходе химических превращений.

27. Первое начало термодинамики. Энтальпия. Изменение энтальпии в ходе химического
процесса. Закон Гесса, три следствия из закона Гесса. Стандартная энтальпия образования вещества.

28. Факторы, определяющие направление самопроизвольного протекания химических
процессов (энергетический и энтропийный ).Энтропия. Второе и третье начала
термодинамики. Определение изменения энтропии в ходе реакции.

29. Энергия Гиббса. Соотношение между энергией Гиббса ,энтальпией и энтропией.
Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Изменение энергии Гиббса в ходе
реакции и направление самопроизвольного протекания реакции.

Типы расчетов : термодинамические расчеты по уравнениям химических реакций с использованием стандартных термодинамических величин . Определение термодинамической вероятности самопроизвольного протекания реакции.

30. Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции. Факторы,
определяющие скорость химических реакций. Закон действия масс. Константа скорости
реакции. Влияние температуры на скорость химических реакций. Энергия активации,
активированный комплекс. Энергетическая диаграмма и тепловой эффект реакции.
Уравнение Аррениуса.

31. Катализ и катализаторы. Гомогенные и гетерогенные катализаторы.
Влияние катализаторов на величину энергии активации и константу скорости реакции.

32. Понятие о механизме химических реакций. Простые и сложные реакции, применение закона действия масс к простым и сложным реакциям. Кинетический порядок и молекулярность
реакций. Цепные реакции: зарождение, развитие, и обрыв цепи (на примере
неразветвленной цепной реакции водорода и хлора).

33. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции.
Константа химического равновесия. Факторы, определяющие величину константы.
Катализ и химическое равновесие. Сдвиг химического равновесия, принцип Ле Шателье.

Типы расчетов: расчеты по уравнению скорости реакций, влиянию концентраций реагирующих веществ и давления на скорость. Температурный коэффициент скорости и влияние температуры на скорость реакции. Энергетическая диаграмма реакции, соотношение энергии активации и скорости прямой и обратной реакции и тепловой эффект реакции. Расчеты по равновесным концентрациям и константе равновесия.

35. Растворы. Классификация дисперсных систем: истинные растворы, коллоидные
растворы, грубодисперсные системы.

36. Растворение как физико-химический процесс. Изменение энтропии, энтальпии и энергии
Гиббса при растворении веществ. Сольватация, сольваты. Тепловой эффект растворения.
Строение молекул воды и свойства воды как растворителя. Гидраты и кристаллогидраты.

37. Растворимость веществ. Влияние природы растворяемого вещества и растворителя,
температуры и давления на растворимость газов, твердых и жидких веществ.

38 Концентрация растворов. Способы выражения состава растворов.

39. Электролиты и неэлектролиты. Свойства растворов неэлектролитов. Диффузия и осмос. Осмотическое давление
(закон Вант-Гоффа). Давление пара раствора, зависимость от молярной доли. Температура кипения и замерзания раствора. Законы Рауля.

40. Электролитическая диссоциация (ионизация). Факторы, определяющие склонность
веществ к диссоциации. Механизм диссоциации веществ с различным характером
химической связи . Гидратация ионов в растворе, ион гидроксония.

41. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Равновесие в растворах
слабых электролитов. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации со
степенью диссоциации и концентрацией раствора.

42. Основные представления теории растворов сильных электролитов.
Истинная и кажущаяся степень диссоциации в растворах. Концентрация и
активность ионов. Коэффициент активности. Ионная сила растворов электролитов.

43. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли с точки зрения теории
электролитической диссоциации. Диссоциация солей средних, кислых, основных.
Ступенчатая диссоциация. Теории кислот и оснований Аррениуса, Бренстеда, Льюиса.

44. Реакции ионного обмена в растворах. Обратимые и необратимые реакции, признаки
необратимости реакций.

45. Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным
раствором. Произведение растворимости и растворимость веществ.

46. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель, рН.

47. Гидролиз солей. Механизм гидролиза. Типичные случаи гидролиза в зависимости
от силы кислот и оснований, образующих соль. Ступенчатый гидролиз,
образование кислых и основных солей.

48. Константа гидролиза. Степень гидролиза, связь степени гидролиза с константой гидролиза и концентрацией раствора. Факторы, определяющие глубину гидролиза солей. Совместный гидролиз.

Типы расчетов : расчеты, связанные с приготовлением растворов заданной концентрации. Переход от одного способа выражения концентрации к другому. Расчеты по свойствам растворов неэлектролитов: осмотическое давление, давление пара раствора ,температуры кипения и замерзания . Расчеты по свойствам растворов слабых электролитов: степень диссоциации слабых кислот и оснований, равновесные концентрации ионов, рН растворов. Расчеты для растворов гидролизуемых солей : вычисление константы гидролиза, степень гидролиза, рН растворов гидролизуемых солей. Расчеты по произведению растворимости.

49. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Основные типы ОВР.
Типичные окислители и восстановители. Составление уравнений ОВР
методом электронного и ионно-электронного баланса.

50. 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.

51. Окислительно-восстановительные системы с инертными электродами.
Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы и оценка
направления самопроизвольного протекания ОВР. Выбор окислителей и
восстановителей с учетом стандартных потенциалов.

52. Типы расчетов: расстановка коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного и ионно-электронного баланса. Вычисление электродного потенциала по уравнению Нернста для заданной концентрации раствора электролита в электроде. Определение по величинам окислительно-восстановительных потенциалов направления протекания реакции.

52. 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.

53. Классификация и номенклатура комплексных соединений. Основные типы
комплексных соединений.

54. Характер химической связи в комплексных соединениях. Электростатическое
и донорно-акцепторное взаимодействие. Факторы, определяющие способность
иона быть комплексообразователем. Типичные лиганды.

55. Устойчивость комплексных ионов Диссоциация комплексных соединений
в растворе. Константа нестойкости.

56. Применение теории кристаллического поля (ТКП), или теории поля лигандов
для описания строения комплексных соединений. Расщепление энергетических
подуровней d-элементов в поле лигандов. Лиганды сильного и слабого поля.
Заполнение d-орбиталей электронами. Высоко- и низкоспиновые комплексы, магнитные свойства комплексов.

57. Применение теории валентных связей для описания строения комплексных
соединений. Гибридизация орбиталей центрального иона и геометрия
окружения лигандов.

Типы упражнений: по приведенной формуле комплексного соединения определить состав и заряд внешней и внутренней сферы, координационное число и степень окисления комплексообразователя. Написать уравнение диссоциации комплекс­ных соединений и выражение константы нестойкости. Определить тип гибридизации орбиталей центрального иона и симметрию окружения лигандов. Изобразить диаграмму расщепления d-орбиталей иона- комплексообразователя в поле лигандов и заполнения орбиталей электронами (высоко- или низкоспиновый комплекс, магнитные свойства).

58. Простые вещества. Молекулярное и немолекулярное строение простых веществ.
Металлические и неметаллические свойства в зависимости от положения
элемента в периодической системе, граница между металлами и неметаллами.

59. Оксиды. Химические свойства кислотных, основных, амфотерных оксидов.
Изменение кислотно-основных свойств оксидов в периодах и
группах периодической системы. Влияние степени окисления на кислотно-основные свойства оксида элемента.

60. Кислоты и основания. Влияние положения элемента в
периодической системе и степени окисления элемента на состав и кислотно-основные
свойства гидроксидов элементов.

61. Водородные соединения. Зависимость строения и свойств водородных соединений от
положения элемента в периодической системе. Особенности строения и химических свойств
солеподобных гидридов s- элементов. Строение молекул и химические свойства
ковалентных гидридов р- элементов.