Основные законы и понятия химии

Уч.г.

Раздел общая химия

Основные законы и понятия химии

1. Предмет и задачи химии. История развития химии. Связь химии с другими общенаучными и специальными дисциплинами. Место химии в системе естественных наук. Использование достижений химии в животноводстве, ветеринарии. Химия и экология, химические проблемы экологии.

2. Основные химические понятия: атом, химический элемент, молекула, относительная атомная масса, относительная молекулярная масса. Моль. Молярная масса.

3. Закон сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Закон Авогадро. Закон эк­вивалентов. Эквивалент, молярные массы экви­валента элементов и химических соединений.

Основные закономерности протекания химических реакций

4. Понятие о системе и фазе. Классификация систем. Внутренняя энергия системы. Первый за­кон термодинамики.

5. Тепловые эффекты реакций (ТЭР). Термохимические уравнения. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования и сгорания вещества. I закон термохимии. II закон термохимии (закон Гесса) и его следст­вия. Расчет ТЭР.

6. Понятие «энтропия». Расчет изменения энтропии в ходе реакции.

7. Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса. Направлен­ность химических процессов. Экзэргонические и эндэргонические реак­ции. Связь свободной энергии с энтальпийным и энтропийным факторами.

8. Скорость химических реакций (средняя и мгновенная), факторы, от которых она зависит. Зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс. Константа скорости ре­акций. Порядок реакции. Молекулярность.

9. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент. Энергия активации. Уравнение Ар­рениуса.

10. Катализаторы, механизм действия катализаторов. Гомогенный и гетеро­генный катализ. Ингибиторы, промоторы, каталитические яды. Ферменты - биологические катализаторы.

11. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие, константа равновесия. Принцип Ле-Шателье. Связь стандартной свободной энергии и константы равновесия.

Строение вещества

12. Современные представления о строении атома. Двойственная природа электрона. Уравнение де-Бройля, принцип Гейзенберга. Атомная орбиталь.

13. Электронная оболочка атома, ее строение. Квантовые числа, характеризующие со­стояние электрона. Принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского.

14. Ковалентная связь. Объяснение ковалентной связи в рамках метода ва­лентных связей (ВС). Определение валентности по методу ВС. Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Ковалентная связь полярная и неполярная. Дипольный момент, диполь. Направленность ковалентной связи, s- и p-связи. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и геометрическая форма молекул.

15. Ионная связь, свойства ионной связи, примеры веществ с ионной связью.

16. Водородная связь. Биологическая роль водородной связи.

17. Межмолекулярные взаимодействия. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.

Растворы

18. Растворы. Растворитель. Растворимое вещество. Классификация растворов. Сольваты. Гидраты. Энергетика рас­творения.

19. Растворимость веществ, факторы на нее влияющие. Закон Генри. Закон Сеченова. Растворы в живом организме.

20. Способы выражения состава растворов. Массовая доля (процентная кон­центрация по массе), объемная доля, мольная доля. Молярная, моляльная, нор­мальная концентрация (молярная концентрация эквивалента), титр раствора.

21. Свойства растворов неэлектролитов. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Растворы изотониче­ские, гипотонические, гипертонические. Роль осмотического давления в биологических системах. Понижение давления насыщенного пара над раствором. Повышение температуры кипения, понижение температуры замерза­ния раствора по сравнению с чистым растворителем (законы Рауля).

22. Свойства водных растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Основы теории электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, со­лей. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури. Электролиты в организме животных и человека.

23. Слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации, влияние на них различных факторов. Закон разведения Оствальда.

24. Сильные электролиты. Активность и коэффициент активности иона. Ионная сила раствора.

25. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). Методы определения рН. Значение величины рН для биологических жидкостей.

26. Буферные растворы. Виды буферных растворов и механизм их действия. Вычисление рН буферных растворов. Буферная емкость. Буферные растворы в организме животных.

27. Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза. Типичные случаи гидро­лиза солей.

28. Коллоидные растворы: методы получения, способы очистки. Молеку­лярно-кинетические, электро-химические и оптические свойства коллоидных растворов. Строение коллоидных частиц. Мицелла, гранула. Устойчивость коллоидных растворов. Коагуляция, пептизация, коллоидная защита. Кол­лоидные растворы в живом организме.

29. Структура и свойства растворов высокомолекулярных соединений (ВМС). Свойства растворов ВМС (набухание, растворение, осмотическое давление, вязкость, высаливание, денатурация). Понятие о суспензиях и эмульсиях и их свойства.

Комплексные соединения

32. Комплексные соединения. Особенности структуры комплексных соедине­ний. Номенклатура комплексных соединений. Химическая связь в комплексных соединениях. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости ком­плексного иона. Хелатные и внутрикомплексные соединения. Биологическая роль комплексных соединений.

Основы аналитической химии

33. Титриметрический анализ, титрование. Способы титрования. Титрованные растворы, спо­собы их получения. Мерная посуда. Точка эквивалентности, ее определение. Вычисления по результатам анализа.

34. Метод кислотно-основного тит­рования. Титранты. Индикаторы. Кривые титрования, подбор индикатора для титрования. Определение карбонатной жесткости воды.

35. Метод комплексонометрии (трилонометрия), индикаторы, механизм их действия, вычисления. Определение общей жесткости воды.

36. Физико-химические методы анализа, общая характеристика. Фотоколориметрия: сущность метода. Закон Ламберта-Бера. Оптическая плотность. Установление концентрации в данном методе.

37. Хроматография, сущность метода. Классификация хроматографических методов анализа.

38. Потенциометрия, сущность метода. Устройство гальванического элемента, типы электродов. Прямая потенциометрия и потенциометрическое титрование.

Химия элементов

39. Общая характеристика элементов VII А группы. Физические и химические свойства фтора, хлора, брома, иода. Биологическая роль галогенов.

40. Галогеноводородные кислоты. Соляная кислота, хлориды. Аналитические реакции на галогенид-ионы. Кислородсодержащие соединения галогенов. Хлорноватистая, хлорноватая, хлорная кислоты и их соли.

41. Общая характеристика элементов VI А группы. Кислород, озон, их свойства. Озоновый слой Земли. Роль кислорода в жизнедеятельности орга­низмов.

42. Вода. Строение молекулы, физические и химические свойства. Биологическая роль. Кристаллогидраты.

43. Пероксид водорода. Химические свойства, окислительно-восстановитель­ная двойственность. Пероксид водорода в организме. Применение пероксида водорода.

44. Сера как органогенный элемент. Физические и химические свойства серы. Водородные соединения серы. Сероводород, сероводородная кислота, сульфиды. Аналитические реакции на S^2- .

45. Кислородные соединения серы. Оксид серы (IV). Сернистая кислота и ее соли. Аналитические реакции на SO₃^2-. Оксид серы (VI). Серная кислота, химические свойства, взаимодействие с металлами. Аналитические реакции на ион SO₄^2-. Использование соединений серы в сельском хозяйстве.

46. Общая характеристика элементов V А группы. Азот, физические и химические свойства. Азот как органогенный элемент. Водородные соединения азота. Аммиак, характерные реакции. Аналитические реакции на NН₄⁺. Использование аммиака и солей аммония в сельском хозяйстве, животноводстве.

47. Кислородные соединения азота. Оксиды азота. Азотистая кислота, нитриты. Аналитические реакции на NO₂ ^ˉ.

48. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты, ее взаимодействие с метал­лами. Аналитические реакции на NO₃ˉ. Токсическое действие нитратов и нитритов.

49. Фосфор. Общая характеристика: электронное строение атома, степень окисления, биологическая роль. Соединения фосфора с водородом и метал­лами. Кислородные соединения фосфора: оксиды и кислоты. Фосфорные кислоты и их соли. Ана­литические реакции на РО₄^3–. Применение соединений фосфора в сельском хозяйстве. Фосфорные удобрения.

50. Мышьяк. Соединения мышьяка с водородом и металлами. Кислородсо­держащие соединения мышьяка. Токсичность соединений мышьяка.

51. Общая характеристика элементов IА и IIА групп. Свойства s-металлов. Оксиды, гидроксиды, их свойства. Аналитические реакции на К⁺ и Na⁺, на Mg²⁺. Биологическая роль натрия, калия, кальция, магния. Применение в животноводстве соединений натрия, калия, кальция.

52. d-элементы. Общая характеристика. Ртуть, свойства ртути и ее соединений. Аналитические реакции на Hg²⁺ и Hg₂²⁺. Использование соединений ртути в ветеринарии и сельском хозяйстве.

53. Цинк. Общая характеристика и свойства. Соединения цинка. Аналитические реак­ции на Zn²⁺. Амфотерность оксида и гидроксида цинка. Комплексные соединения. Биологическая роль.

54. Медь, ее химические свойства. Соединения меди. Аналитические реакции на Cu²⁺. Применение соединений меди в сельском хозяйстве.

55. Марганец, общая характеристика. Химические свойства марганца. Соединения марганца. Анали­тические реакции на Mn²⁺. Марганец как биогенный элемент.

56. Семейство железа, химические свойства. Железо, кобальт как биогенные элементы. Физические и химические свойства железа. Соединений железа(II) и железа (III). Комплексообразование. Аналитические реакции на Fe²⁺ и Fe³⁺.

57. Хром, его свойства. Зависимость свойств соединений хрома от степени окисления. Аналитические реакции на Cr³⁺. Биологическое значение хрома.

Практические задачи

1. Определить тепловой эффект реакции:

2SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} ®2SO_{3 (г)},

если DН^о_обр (SO₂) = -296,9 кДж/моль, DН^о_обр (SO₃) = -395,2 кДж/моль, DН^о_обр (O₂) = 0 кДж/моль.

2. Найти количество теплоты, выделяющееся при окислении 67,2 л оксида углерода (II).

2 CО _(г) + О_{2 (г)} ¾®2 СО_{2 (г)},

если DН^о_обр (СO) = -110,5 кДж/моль, DН^о_обр (СO₂) = -393,51 кДж/моль, DН^о_обр (O₂) = 0 кДж/моль.

3. Вычислить изменение энтропии в реакции:

NH_{3 (г)} + HCl _(г) ® NH₄Cl _(т),

если S^о(NH₃) = 192,5; S^о (HCI) = 186,7; S^о (NH₄CI) = 94,56 ( Дж/моль К).

4. Определить DG^о реакции и возможность ее осуществления

2NO _(г) +O_{2 (г)} ® 2NO_{2 (г)},

если DG^о (NO) = 86,69 кДж/моль, DG^о (NO₂) = 51,84 кДж/моль, DG^о (O₂) = 0 кДж/моль.

5. Возможно ли восстановление CuO в стандартных условиях водородом:

CuO _(т) + H_{2 (г)} ® Cu _(т) + H₂O _(г),

если DG^о (CuO) = -127,19 кДж/моль, DG^о (H₂O) = -228,8 кДж/моль, DG^о (H₂) = 0 кДж/моль,

DG^о (Cu) = 0 кДж/моль?

7. В системе 2H_{2 (г)} + O_{2 (г)} ® 2H₂O _(г) концентрацию O₂ увеличили в 2 раза, а концентрацию H₂ – в 5 раз. Как изменится скорость прямой реакции?

8. Рассчитайте константу химического равновесия для реакции: 2NO + Cl₂ F 2NОCl; если равновесные концентрации NO, Cl₂ и NOCl₂ соответственно равны: 2 моль/л, 1 моль/л и 1,5 моль/л .

9. Определите молярную, эквивалентную концентрацию и титр раствора, в 100 мл которого содержится 0,033 г фосфорной кислоты.

10. Сколько граммов гидроксида натрия необходимо взять для приготовления 100 мл 0,8 М раствора? Как приготовить такой раствор?

11. Рассчитайте, сколько граммов соляной кислоты содержится в 300 мл 30% раствора с плотностью 1,2 г/мл.

12. Сколько мл 96% раствора H₂SO₄ (р=1,84 г/мл) необходимо взять для приготовления 300 г 20% раствора ее?

13. В каком объемном соотношении нужно смешать 36% HCl(р=1,18 г/мл) и воду, чтобы получить 20% раствор?

14. Сколько мл 90% раствора H₂SO₄ (р=1,82 г/мл) необходимо взять, чтобы приготовить 500 мл 0,1 н раствора?

15. Сколько граммов медного купороса (CuSO₄ · 5H₂O) и воды необходимо взять для приготовления 200 г 5% медного купороса (в расчете на безводную соль)?

16. Плотность 60% раствора азотной кислоты равна 1,37 г/мл. Рассчитайте молярную концентрацию этого раствора.

17. В 200 мл воды растворили 10 г нитрата калия. Определить молярную, эквивалентную концентрацию и массовую долю соли в растворе (ρ=1,05 г/мл).

18. Определите молярную, эквивалентную концентрацию и титр раствора соляной кислоты, если его плотность 1,1 г/ мл, а массовая доля кислоты равна 20 %.

19. Определите степень диссоциации уксусной кислоты в 0,001М растворе СН₃СООН (К_Д=1,8 · 10^-5).

20. Рассчитайте осмотическое давление раствора при 25°С, если в 200 мл раствора находится 1,8 г глюкозы C₆H₁₂O₆.

21. Определить, при какой температуре замерзает и закипает 0,3 моль/кг водный раствор глицерина. (К (Н₂О) = 1,86^о)

22. Определить молекулярную массу неэлектролита, если раствор, его содержащий 2 г вещества в 100 мл воды, замерзает при температуре -0,096^оС. (К = 1,86^о)

23. Определить температуру кипения 0,06 моляльного раствора неэлектролита. Е = 0,52^о.

24. Определите рН раствора, в 500 мл которого содержится 0,1825 г HCl.

25. Определите концентрацию ионов водорода и рН 0,001 М раствора NaOH.

26. Определите рН 0,01 Н раствора уксусной кислоты (a_дис.= 0,01).

27. Определите концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе, рН которого = 4.

28. Рассчитайте рН буферного раствора, образующегося при сливании равных объемов растворов уксусной кислоты и ацетата натрия с молярной концентрацией 0,01 моль/л (Кд = 1,76 ·10 ^-5).

29. В 1 л буферного раствора содержится 3,5 г гидроксида аммония и 5,35 г хлорида аммония. Рассчитайте рН аммиачного буферного раствора, если К_д осн. = 1,8 ·10^-5.

30. Определите ЭДС (DЕ°) и энергию Гиббса окислительно-восстановительной реакции при 25°С, оцените возможность протекания данного процесса:

Cu²⁺ + Zn ®Cu + Zn²⁺

если j (Cu²⁺/ Cu) = 0,337В; j (Zn ²⁺/ Zn) = -0,76В.

31. На титрование 12 мл раствора NaOH израсходовано 15 мл 0,1н НСl. Сколько грамм щелочи содержится в 5 л такого раствора?

32. На титрование 15 мл раствора MgCl₂ пошло 20 мл 0,01 н раствора трилона Б. Сколько г хлорида магния содержится в 2 л такого раствора?

33. Запишите уравнение гидролиза в молекулярном и ионном виде следующих солей: карбоната натрия, хлорида железа (III), силиката калия, нитрата марганца (II), сульфата хрома (III), сульфида аммония.

Основная

1. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для вузов. - М.: Интеграл-Пресс, 2005 г. - 240 с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия/Н.Л.Глинка. - М.: Интеграл-Пресс, 2006. -727 с.

3. Князев Д.А., Неорганическая химия/Д.А. Князев, С.Н.Смарыгин. - М.:Высшая школа, 1990. - 430с

4. Коровин Н.В. Общая химия/Н.В. Коровин. - М.: Высшая школа, 2000. - 558с.

5. Основы общей и аналитической химии: учебн. пособие для вузов/ В.М. Холод и др./ - Витебск, ВГАВМ, 2009. - 233с.

6. Саргаев П.М. Неорганическая химия/ П.М. Саргаев. - М.:Колос, 2004 .- 271 с.

7. Цитович И.К. Курс аналитической химии/ И.К. Цитович. - СПб-Краснадар: Ланк, 2004. - 495 с.

Дополнительная

1. Барковский Е.В. Аналитическая химия/ Е.В.Барковский. Мн.: Высшая школа, 2004. - 351 с.

2. Васильев В.П. Аналитическая химия, кн 2. Физико-химические методы анализа/В.П. Васильев. - М., Дрофа, 2004. - 383 с.

3. Васильев В.П. Аналитическая химия, кн 1. Титриметрические и гравиметрические методы анализа/В.П.Васильев. - М.:Дрофа, 2005. - 365 с.

4. Зеленин К.Н. Химия общая и бионеорганическая/ К.Н. Зеленин, В.В. Алексеев- Санкт- Петербург, Элби-СПб., 2003. - 712 с.

5. Зимон А.Д. Коллоидная химия/ А.Д. Зимон.-М.: Агар, 2003. - 319 с.

6. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов /Ю.А. Ершов и др./ Под ред. Ю.А. Ершова-М.: Высшая школа, 2006. - 560 с.

Уч.г.

Раздел общая химия

Основные законы и понятия химии

1. Предмет и задачи химии. История развития химии. Связь химии с другими общенаучными и специальными дисциплинами. Место химии в системе естественных наук. Использование достижений химии в животноводстве, ветеринарии. Химия и экология, химические проблемы экологии.

2. Основные химические понятия: атом, химический элемент, молекула, относительная атомная масса, относительная молекулярная масса. Моль. Молярная масса.

3. Закон сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Закон Авогадро. Закон эк­вивалентов. Эквивалент, молярные массы экви­валента элементов и химических соединений.