Ответы по химии

1. Предмет химии. Классификация  неорганических соединений. Моль. Атомная  единица массы. Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей,  оксидов.

2. Теория строения атома  по Бору. Постулаты Бора. Расчет  радиусов орбит и скоростей  движения электронов по орбитам.  Оптический спектр атома водорода. Схема возникновения спектральных  линий и серий. 

3. Принципы на которых основана квантово-механическая модель строения атома. Особенность решения и информация , получаемая при решении уравнения Шредингера. Квантовые числа. Форма атомных орбиталей (АО).

4. Строение многоэлектронных  атомов .Принцип Паули. Правило Клековского. Правило Хунда.

5. Периодический закон  Д.И. Менделеева. Периодическая система  элементов. Структуры короткопериодного и длинопериодного вариантов периодической системы элементов. Электронные аналоги.

6. Энергия ионизации атомов. Сродство к электрону. Электроотрицательность. Закономерности их изменений по периодам и группам элементов периодической системы. Зависимость от их величин окислительно-восстановительных и кислотно-основных свойств атомов и веществ.

7. Химическая связь. Ковалентная  связь(КС). Механизм образования и свойства КС. Энергия химической связи. Длина связи. Свойства КС- направленность и насыщаемость, полярность. Теория гибридизации КС. Донорно-акцепторная связь. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие.

8. Энергетические эффекты  химических реакции. Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса. Расчет тепловых эффектов реакций.

9. Химическое сродство. Направление  химических реакции. Свободная энергия Гиббса. Энтропия. Энтальпийный и энтропийный факторы энергии Гиббса.

10. Химическая кинетика. Скорость  химических реакции. Закон действующих масс. Влияние температуры на скорость реакции . Энергия активации. Катализаторы. Механизм их действия.

11. Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг равновесия. Принцип Ле-Шателье. Фазовое равновесие. Правило фаз.

12. Растворы. Растворимость  газов, жидкостей, твердых тел  в жидкостях. Способы выражения  концентрации растворов. Термодинамика  растворения.

13. Растворы неэлектролитов. Давление пара над растворов. Тонометрический закон Рауля. Явление криоскопии и эбуллиоскопии. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

14. Растворы неэлектролитов. Изотонический коэффициент. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда. Сильные и слабые электролиты. Активность ионов. Коэффициент активности ионов.

15. Ионнообменные реакции. Направление протекания реакции.

16. Ионизация воды. Ионное  произведение воды. Водородный показатель. Индикаторы кислотные и щелочные. Механизм их действия .

17. Произведение растворимости  солей.

18. Гидролиз солей. Типичные  случаи гидролиза солей. Степень  гидролиза. Константа гидролиза.

19. Характеристики кислот , оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфотерность гидроксидов.

20. Окислительно-восстановительные  реакции( ОВР). Степень окисления атома (окислительное число). Основные окислители и восстановители. Классификация ОВР. Составление уравнений ОВР методами электронного и ионно-электронного баланса.

21. Электронный потенциал.  Измерение электродного потенциала. Ряд «напряжений» металлов. Свойства  этого ряда.

22. Принцип работы гальванического  элемента Даниеля-Якоби. Устройство  и принцип работы бытовых «сухих»  элементов.

23. Разновидности гальванических  элементов: окислительно-восстановительные  и концентрационные.

24. Электролиз. Законы электролиза.  Электролиз водных растворов  солей.

25. Устройство и принцип  работы свинцовых аккумуляторов.

26. Коррозия металлов. Химическая, электрохимическая, электрическая.  Основные способы защиты от  коррозии.

27. Классификация гетерогенных  дисперсных систем по степени  дисперсности и агрегатному состоянию.

28. Поверхностные явления  в дисперсных системах. Поверхностное  натяжение. Поверхностная энергия.  Поверхностно-активные вещества  и их адсорбция на границе  раздела фаз жидкость-газ и  жидкость-жидкость. Изотермы адсорбции  и поверхностного натяжения.

29. Адсорбция из растворов  электролитов. Ионная и ионно-обменная  адсорбция. Иониты: катиониты и  аниониты.

30. Жесткость воды. Трилонометрический метод ее определения. Умягчение воды катионами.

31. Коллоидно-дисперсные системы.  Электрокинетические явления. Электрокинетический  потенциал. Коагуляция электролитами.  Грубодисперсные системы- эмульсии, пены, взвеси.

1. Предмет  химии. Классификация неорганических соединений. Моль. Атомная единица массы. Закон Авогадро. Закон химических эквивалентов. Эквиваленты кислот, оснований, солей, оксидов? Предмет химии — химические элементы и их соединения, а также закономерности, которым подчиняются различные химические реакции. Классификация: Все неорганические соединения делятся на две большие группы: -Простые вещества — состоит из атомов одного элемента;  -Сложные вещества — состоит из атомов двух или более элементов. Моль— единица измерения количества вещества. Соответствует количеству вещества, в котором содержится N_A частиц (молекул, атомов, ионов, электронов или любых других тождественных структурных частиц). А́томная едини́ца ма́ссы (обозначение а. е. м.), она же дальто́н, — внесистемная единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц. Атомная единица массы выражается через массу нуклида углерода ¹²C и равна 1/12 массы этого нуклида. Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Закон химических эквивалентов гласит: элементы всегда соединяются между собой в определенных массовых количествах, соответствующих их химическим эквивалентам, или: в реакциях всегда участвуют равные количества вещества химических эквивалентов. Поэтому для реакции, в которой взаимодействуют вещества А и В, будут справедливы равенства:

Эквиваленты кислот, оснований, солей, оксидов. 
Химический эквивалент сложного вещества /кислоты, гидроксида, соли, оксида/– такое количество соответствующего вещества, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода, т.е. с одним эквивалентом водорода или замещает такое количество водорода или любого другого вещества в химических реакциях. Эквивалент кислоты /ЭК/ равен частному от деления молекулярной массы кислоты на число атомов водорода, участвующих в реакции. Для кислоты H2SO4, когда оба атома водорода вступают в реакцию H2SO4+2NaOH=Na2

2. Теория строения атома по Бору. Постулаты Бора. Расчет радиусов орбит и скоростей движения электронов по орбитам. Оптический спектр атома водорода. Схема возникновения спектральных линий и серий? Первую успешную теорию, объяснившую спектр атома водорода, построил Нильс Бор в 1913 году. За основу он взял планетарную модель атома, выдвинутую Резерфордом(атом представляет собой подобие планетной системы, в которой электроны движутся по орбитам вокруг расположенного в центре атома тяжёлого положительно заряженного ядра). Бор дополнил его модель постулатами неклассического характера, которые сводились к тому, что электрон в атоме, находясь в некоторых специальных энергетических состояниях, не излучает энергию. Постулаты Бора: 1.Электрон в атоме может двигаться только по определённым дискретным орбитам. Пребывание электрона на орбите определяет энергию этих стационарных состояний. 2.При переходе электрона с орбиты на орбиту излучается или поглощается квант энергии hν = E_n − E_m, где E_n;E_m — энергетические уровни, между которыми осуществляется переход. При переходе с верхнего уровня на нижний энергия излучается, при переходе с нижнего на верхний — поглощается.  Расчет радиусов орбит и скоростей движения электронов по орбитам:

 где – скорость движения по орбите, r – её радиус , a₀ = 0,53 ^. 10^–8 см -боровский радиус,n-номер орбиты, m — масса электрона, e — заряд электрона, h-постоянная Планка. Оптический спектр свободного атома водорода получается при испускании или поглощении электромагнитных волн, что в свою очередь являются следствием переходов между уровнями энергии внешних электронов атома. Боровская модель водородоподобного атома (Z - заряд ядра), где отрицательно заряженный электрон заключен в атомной оболочке, окружающей малое, положительно заряженное атомное ядро. Переход электрона с орбиты на орбиту сопровождается излучением или поглощением кванта электромагнитной энергии (hν). В 1885 г. Бальмеру удалось найти формулу, описывающую распределение спектральных линий видимого спектра атома водорода, получивших название серии Бальмера. Эта формула определяет частоту, соответствующую последовательным линиям серии Бальмера, как функцию целого числа. Исследования излучения, проведенные в невидимой части спектра, показали существование серий, расположенных в ультрафиолетовой (серия Лаймана) и инфракрасной областях (серии Пашена, Бэккета, Пфунда), и в каждой из этих серий формулы, определяющие расположение спектральных линий, совершенно аналогичны формуле, полученной для серии Бальмера.

3. Принципы, на которых  основана квантово-механическая  модель строения атома. Особенность  решения и информация, получаемая  при решении уравнения Шредингера. Квантовые числа. Форма атомных  орбиталей (АО)? Квантово-механическая модель строения атома: в основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Поэтому в КММ орбиты Бора заменили орбиталями (эдакие "электронные облака" - области пространства в которых существует вероятность пребывания электрона). Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми:

Главное квантовое число n Описывает: среднее расстояние от орбитали до ядра;  энергетическое состояние электрона в атоме.  Чем больше значение n, тем выше энергия электрона и больше размер электронного облака. Если в атоме несколько электронов с одинаковым n, то они образуют электронные облака одинакового размера - электронные оболочки.  Орбитальное квантовое число l (азимутальное) Описывает форму орбитали, которая зависит от n. Орбитальное число l может принимать целочисленные значения в диапазоне от 0 до n-1. Например, при n=2: l=0 l=1. Значение l определяет форму орбитали, а n - ее размер. Магнитное квантовое число m Описывает ориентацию орбиталей в пространстве.  Может принимать целочисленные значения в диапазоне от -l до +l (включая 0). Например:  Для l=0 возможно только одно значение: m=0. Это значит, что s-орбиталь имеет только одну пространственную ориентацию.  Для l=1: m=-1;0;+1 - p-орбиталь имеет три пространственные ориентации.  Для l=2: m=-2;-1;0;+1;+2 - d-орбиталь имеет пять пространственных ориентаций.  Спиновое квантовое число ms Описывает направление вращения электрона в магнитном поле - по часовой стрелке или против. На каждой орбитали может находиться только два электрона: один со спином +½ другой -½. Важной особенностью решений уравнения Шредингера является то, что энергия состояния зависит только от главного квантового числа n и не зависит от орбитального числа l и спина, что приводит к многочисленным вырождениям. Указанные вырождения связаны с дополнительной симметрией атома водорода и, в частности, с возможностью разделения переменных в сферических и параболических координатах. Последние активно изучались в пионерских работах Фока и Паули. Уравнение Шрёдингера описывает распространение волны вероятности нахождения частицы в заданной точке пространства. Пики этой волны (точки максимальной вероятности) показывают, в каком месте пространства скорее всего окажется частица. Атомные орбитали s-типа имеют форму сферы. Объем сферы увеличивается с ростом энергетического уровня. р-АО имеют форму объемной восьмерки (гантели), направленной по оси x, y или z. Размеры p-АО также увеличиваются с повышением энергетического уровня.

4. Строение многоэлектронных  атомов .Принцип Паули. Правило Клековского. Правило Хунда? Атомные орбитали в этой схеме обозначаются двумя символами. Первый — число — соответствует значению главного квантового числа n. Второй — латинская буква — соответствует значению орбитального квантового числа l. Например, 1s-орбиталь. Это орбиталь, у которой n=1, а l=0. Ещё пример: 5f-орбиталь. У неё n=5, а l=3. Все орбитали с одинаковым значением n образуют энергетический уровень. Общее число орбиталей на энергетическом уровне равно n2. Орбитали энергетического уровня с разными значениями l образуют энергетические подуровни этого энергетического уровня. В результате сравнения предсказаний теории с экспериментальными данными (прежде всего — спектроскопическими) были определены энергии атомных орбиталей для различных элементов. Оказалось, что для большинства из них ряд, выстроенный по возрастанию энергии, имеет один и тот же вид: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d Эта последовательность, которая называется А-последовательностью (от немецкого Aufbau — конструкция, структура), может быть построена по правилу Клечковского. Правило гласит: энергия атомных орбиталей возрастает с ростом суммы n+l. При равном значении суммы энергия больше у орбитали с большим значением n. Принцип Паули гласит, что в атоме нет и не может быть даже двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. Принцип Паули является следствием фундаментального в квантовой механике различия между частицами с целым и полуцелым спином (ms — целое или дробное). Этот принцип в данной формулировке как раз и характеризует свойства частиц с полуцелым спином. Вследствие именно Принципа Паули и возникают заполненные орбитали. На каждой такой орбитали могут находиться по два электрона с противоположно направленными спинами и потому общая «емкость» электронного слоя составляет 2n2 электронов. Правило Хунда (Гунда) требует, чтобы заполнение электронами орбиталей происходило так, чтобы суммарный спин системы был максимальным. Правило Хунда действует в рамках Принципа минимальной энергии и Принципа Паули, т.е. выполняется только при выполнении этих Принципов.

5. Периодический закон  Д.И. Менделеева. Периодическая система  элементов. Структуры короткопериодного и длинопериодного вариантов периодической системы элементов. Электронные аналоги? Периодический закон Д. И. Менделеева — фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Современная формулировка: «Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера)». Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.