- •2. Основные понятия и законы в химии.
- •4. Электронная (атомная) орбиталь, ее основные характеристики(квантовые числа).
- •6. Электронные и электронно- структурные формулы. Изотопы, изобары.
- •7.Переодический закон Менделеева, современная трактовка и физический смысл периодического закона.
- •8. Структура периодической системы химических элементов, электронные семейства, электронные аналоги.
- •9.Свойства атомов элементов(энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, эффективный радиус).
- •13.Строение молекул.
- •10.Типы связей, характеристики химических связей.
- •11.Ковалентная связь, способы ее образования, квантово- механическая трактовка образования ковалентной связи.
- •12.Валентность, степень окисления. Полярная и неполярная связь. Дипольный момент. Гибридизация.
- •14.Метод вс, метод мо связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали.
- •16. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант- Гоффа. Уравнение Арреиниуса. Энергия активации, переходный активированный комплекс.
- •17. Значение химической кинетики в химии.
- •18. Химическое равновесие, динамический характер. Признаки истинного равновесия. Представления о квазиравновесии и псевдоравновесии.
- •19.Химическая кинетика, скорость химических реакций и факторы влияющие на нее.
- •21. Растворы как смеси ионно- и молекулярно- дисперсного уровня. Физико-химическая теория образования растворов. Гидратная теория образования растворов д. И. Менделеева.
- •23. Основные положения теории электролитической диссоциации. Гидратация ионов. Зависимость растворимости от энергии кристаллической решетки и энергии гидратации ионов.
- •24. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов.
- •25. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •26. Гидролиз солей, типы гидролиза. Степень гидролиза, константа гидролиза. Гидролиз в биологических системах. Химическая несовместимость веществ в организме.
- •30. Водород. Общая характеристика. Особенности положения в периодической системе. Вода, экологическое и биологическое значение воды. Способы очистки воды.
- •31. Калий, натрий, их оксиды, гидроксиды, важнейшие соли. Биологическая роль этих элементов.
- •33. Азот и его соединения. Свойства, биогенная роль. Круговорот азота в природе.
- •34.Фосфор и его соединения. Свойства и биогенная роль. Круговорот фосфора в природе.
- •35. Кислород, роль его в жизнедеятельности организмов.
- •36. Сера, соединения серы, химические свойства, биогенная роль серы и ее соединения.
- •37.Углерод и кремний, общая характеристика и их биогенная роль.
- •38. Хром, кислородные соединения, комплексные соединения хрома, их роль при переносе электронов, атомов, ионов, молекул. Биогенная роль хрома.
- •39. Марганец, общая характеристика, кислородные соединения марганца, их свойства. Марганец как биогенный элемент.
- •40. Железо как биогенный элемент. Роль в жизнедеятельности организма. Гемоглобин и железосодержащие ферменты. Химическая сущность их действия.
- •41. Кобальт и никель. Общая характеристика. Образование комплексных соединений. Кофермент в12. Кобальт как биогенный элемент.
- •42. Медь, общая характеристика. Комплексные соединения меди. Биогенная роль меди.
- •43.Цинк, общая характеристика, амфотерность гидроксидов. Комплексные соединения. Биогенная роль цинка.
- •44.Общая характеристика объемных методов анализа.
- •45.Метод нейтрализации. Кривые титрирования, выбор индикаторов, буферные соединения.
- •46. Пермангонатометрия, установочное вещество. Расчеты эквивалентных масс окислителей и восстановителей.
24. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Смещение равновесия в растворах слабых электролитов.
Электролиты- вещ-ва водные растворы которых проводят электрический ток. Все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным относят вещества которые полностью диссоциируют на ионы. К слабым относят соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированны на ионы.
Степень диссоциации- есть отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу взятых молекул. Выражается в единицах или процентах. Степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.
Константа диссоциации- к равновесию которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами можно применить законы хим. равновесия. Величина константы зависит от температуры, природы электролита, растворителя. Таким образом константа характеризует способность данной кислоты или основания распадаться на ионы. Чем выше константа тем легче электролит диссоциирует.
Закон разбавления Оствальда позволяет вычислить степень диссоциации при различных концентрациях электролита.
25. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
Многократная перегонка показала что при отсутствии в воде элементов она способна в малой степени проводить электрический ток. Степень диссоциации воды очень мала 1,7*10-9 что значит из 555 мил. Молекул воды только 1 распадается на ионы. Процесс диссоциации воды происходит в две ступени Н2О+Н2О=Н3О+ОН; НОН=Н+ОН.
Водородный показатель- мера активности ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.
H>OH-кислая
OH>H-щелочная
OH=H-нейтральная
26. Гидролиз солей, типы гидролиза. Степень гидролиза, константа гидролиза. Гидролиз в биологических системах. Химическая несовместимость веществ в организме.
Гидролиз- взаимодействие ионов солей с водой с образованием слабого электролита и изменением реакции среды. Гидролизу подвергаются 3 типа солей:
1)Соли образованные сильным основанием и слабой кислотой
2) Соли образованные слабым основанием и сильной кислотой
3)Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой
Степень гидролиза- отношение числа молекул гидролизовавших общему числу взятых молекул , чем слабей кислота или основание тем больше степень гидролиза.
Константа гидролиза- константа равновесия гидролитической реакции.
Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например,в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды, нуклеиновые кислоты — на свободные нуклеотиды.
27. Окислительно- восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Процессы окисления и восстановления. Методы нахождения стехиометрических коэффициентов в окислительно- восстановительных реакциях.
Все реакции подразделяются на ОВР и на не ОВР. ОВР сопровождаются изменением степени окисления. Не ОВР не сопровождаются изменением степени окисления.
Процесс окисления- отдача электронов атомом, молекулой, ионом. Процесс восстановления- принятие электронов атомом, молекулой, ионом. Окислитель- атом, молекула, ион принимающий электроны. Восстановитель- атом, молекула, ион отдающий электроны. Типы окислительно- восстановительных реакций: меж- молекулярный, внутри молекулярный.
28. Комплексные соединения. Основные положения теории образования комплексных соединений А. Вернера. Структура комплексных соединений, монодентантные и поледентантные комплексы. Константа нестойкости комплексных ионов. Факторы влияющие на устойчивость комплексов.
Комплексные соединения- это частицы которые образуются в результате присоединения к данному иону называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.
Вернер создал теорию комплексных соединений: Комплексная соль состоит из двух сфер внутриней и внешней. Внутриняя называется комплексом. Комплекс состоит из центрального иона или атома вокруг которого каардинируется отрицательно заряженные ионы или молекулы (NH3). Центральный ион или атом называется комплексообразователем а координирующие ионы или молекулы называются легандами. Число указывающие на кол-во леганд называется каординационым числом.