Исходя из строения атомов галогенов, укажите, какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома и йода. Какие степени окисления проявляют галогены в своих соединениях?

2. Дайте сравнительную характеристику свойств образуемых галогенами простых веществ, указав характер изменения: а) агрегатного состояния простых веществ при обычной температуре и давлении;

б) окислительно- восстановительных свойств.

3 Дайте сравнительную характеристику свойств галогеноводородов, указав характер изменения: а) температур кипения и плавления; б) термической устойчивости;

в) окислительно- восстановительных свойств.

4. Изобразите геометрическую форму ионов: ClO-, ClO₃-, ClO₄-.

5. Как изменяются в ряду HOCl- HOClO – HOClO₂: а) устойчивость; б) кислотные свойства; в) окислительные свойства?

6. Как изменяются в ряду HOCl - HOBr - HOI кислотные и окислительно - восстановительные свойства?

7. Напишите уравнения окислительно - восстановительных реакций:

а) Cl₂ + NaOH(хол.)---> …; б) Cl₂ + KOH(гор.)---> …; в) Cl₂ + Ca(OH)₂(хол)---> …;

г) Cl₂ + I₂ + H₂O---> …; д) F₂ + H₂O---> …; ж) HClO₃ + HCl---> …;

з) KMnO₄ + HCl---> …; и)Cl₂ + K₂CO₃ + H₂O---> …;

к) KBrO₃ + KBr + H₂SO₄---> …; л) Br₂ + SO₂ + H₂0---> …;

8. Определите массу бромной воды, которая потребуется для окисления в сернокислом растворе 15, 2 г сульфата железа(II), если в 100 г воды при 20 ⁰С растворяется 3, 6 г Br₂.

9. Определите нормальную концентрацию раствора соляной кислоты, если после прибавления избытка раствора нитрата серебра к 200 мл раствора соляной кислоты образовалось 0, 574 г хлорида серебра.

10. Вычислите массовую долю KIO₃ в растворе, если 13г раствора его, реагируя с избытком KI в сернокислом растворе, образует 1, 27 г йода.

Р-ЭЛЕМЕНТЫ. VIА- группа.

1. По известным температурам плавления и кипения Н₂Э постройте график зависимости температур кипения и плавления от порядкового номера элемента.

Объясните аномальный с точки зрения периодического закона ход графиков. Методом экстраполяции найдите гипотетические значения температур плавления и кипения воды по этим величинам для остальных Н2Э. Предскажите также температуры кипения и плавления для Н2Ро.

Н₂Э..................... H₂O…………..H₂S…………..H₂Se……………H₂Te

tпл. ⁰C.................. 0, 00………….-85, 54……….- 65, 72………….- 51, 00

tкип. ⁰C............ 100, 00………… -60, 35……….- 41, 50…………. -1, 80

 

2. Рассчитайте стандартную энергию Гиббса образования газообразных Н₂Э при 298 К. Сделайте выводы о сравнительной химической активности элементов VI-А группы в свободном виде, о химической устойчивости и восстановительной способности Н₂Э. Предскажите устойчивость и окислительно-восстановительные свойства Н₂Ро.

3. Дайте сравнительную характеристику, указав изменения:

а) устойчивости; б) кислотных свойств; в) окислительно-восстановительных свойств

4. Относительная плотность по водороду озонированного кислорода равна 16, 8. Определите объёмную долю озона в смеси.

5. Рассчитайте массовую долю пероксида водорода, если 20 мл его раствора с плотностью 1, 015 г/мл прореагировало с 100 мл 0, 2 Н раствора перманганата калия в кислой среде.

6. Рассчитайте рН: а) 0, 1М раствора сероводорода; б) 0, 1М раствора сульфида натрия.

7. Определите массу осадка, полученного при взаимодействии избытка перманганата калия с 4, 48 л(н.у.) сероводорода.

8. По методу ВС предскажите полярность молекул SO₂ и SO₃.

Р - ЭЛЕМЕНТЫ VА - группа

1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы азота, указав:

а) электронные конфигурации, б) валентные возможности, в) наиболее характерные степени окисления.

2. Опишите электронное строение: аммиака, иона аммония, оксида азота (I), азотной кислоты.

3. Опишите электронное строение молекулы азота по методам ВС и МО.

4. Какова реакция среды в водных растворах: нитрата бария, нитрита натрия, фосфата калия?

5. Какие из перечисленных выше солей взаимодействуют в подкисленном серной кислотой растворе:

а) с иодидом калия, б) с перманганатом калия? Напишите уравнения протекающих реакций.

6. Напишите уравнения реакций взаимодействия Na, Ag, Ca, Zn, Cu, Al, Fe, S, C, P:

а) с разбавленной азотной кислотой, б) с концентрированной азотной кислотой.

7. Напишите уравнения реакций термического разложения следующих солей: нитрат натрия, нитрат серебра, нитрат свинца, нитрат магния, нитрат железа (III), нитрат аммония, нитрит аммония.

8. Дайте сравнительную характеристику водородных соединений подгруппы азота, указав, как изменяются: а) температуры кипения и плавления, б) термическая устойчивость, в) окислительно- восстановительные свойства, г) кислотно- основные свойства.

9. Как изменяются кислотно-основные свойства в ряду гидроксидов мышьяка (III), сурьмы(III), висмутата(III)?

10. Закончите уравнения реакций:

1)P + Cl₂---> 2) P + Mg ---> 3) PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ---> 4) Mg₃P₂ + HCl--->

5)H₃PO₃ + AgNO₃ + H₂0--> 6) As₂ 0₃ + Zn + H₂S0₄ --> 7) Sb₂S₃ + HNO₃ (конц.)-->

8)NaBiO₃ + Mn( NO₃)₂ + HNO₃--->

Р- ЭЛЕМЕНТЫ IV А- группы

1. Дайте сравнительную характеристику атомов элементов подгруппы углерода, указав:

а) электронные конфигурации, б) валентные возможности,

в) наиболее характерные степени окисления.

2. Какой тип гибридизации АО углерода в молекулах: CH₄, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂, CO₂?

3. Дайте сравнительную характеристику свойств водородных соединений элементов подгруппы

углерода.

4. Опишите свойства СО, указав: а) электронное строение молекулы с позиций методов ВС и МО,

б) отношение к воде и к водным растворам кислот и щелочей,

в) окислительно-восстановительные свойства.

5. Какие равновесия устанавливаются в водном растворе углекислого газа?

6. Можно ли получить нейтральный раствор, прибавив к раствору угольной кислоты строго

эквивалентное количество щёлочи?

7. Предложите химическое объяснение чрезвычайно высокой ядовитости СО, что дало ему право называться угарным газом.

8. Углекислый газ пропускают через насыщенный раствор гидроксида кальция. Вначале образуется осадок, который затем исчезает. Составьте уравнения реакций.

9. Напишите в молекулярной и ионно-молекулярной форме уравнения взаимодействия с водой карбоната натрия, гидрокарбоната калия, карбоната аммония. Укажите реакцию среды.

10. Охарактеризуйте физические и химичеcкие свойства SiO₂, его отношение к воде, кислотам и щелочам.

11. В каком направлении и почему будет происходить смещение равновесия при насыщении углекислым газом водного раствора силиката натрия:?

Р -ЭЛЕМЕНТЫ IIIA- группы.

1. Особенности строения атомов элементов главной подгуппы третьей группы.Как изменяются их свойства с увеличением порядкового номера элемента? Какие валентные состояния характерны для этих элементов?

2. Какое соединение образуется при нейтрализации Н₃ВО₃ щёлочью? Что образуется при обработке борной кислоты избытком щёлочи? Напишите уравнения реакций.

3. Какие изменения претерпевает тетраборат натрия(бура) в водном растворе и при обработке соляной или серной кислотой?

4. Напишите уравнения реакций между алюминием и раствором щёлочи.Что произойдёт при постепенном добавлении к раствору алюминатов соляной кислоты?

5. Напишите уравнения реакций взаимодействия сульфата алюминия с растворами: а)(NH₄)₂S; б)Na₂CO₃; в) KOH (в избытке).

6. Чем различаются действие избытка водных растворов NH₃ и NaOH на раствор AlCl₃? Напишите уравнения соответствующих реакций.

7. Расчётом определите возможность самопроизвольного протекания реакции

4Al(кр.) + 3CO₂(г) = 2Al₂O₃(кр.) + 3C(гр.) при 298К.

8 Напишите уравнения реакций взаимодействия фосфида алюминия с: а)водой; б)серной кислотой; в)щёлочью.

9. Как обьяснить некоторое уменьшение основных и усиление кислотных свойств гидроксидов при переходе отAl(OH)₃ к Ga(OH)₃?

10. Сопоставьте, не производя вычислений, степень гидролиза солей и рН их растворов: а)Al₂(SO₄)₃ и Ga₂(SO₄)₃; б)NaAlO₂ и NaGaO₂.

16. Растворимость TlI составляет при 20оС около 6 10^-3 г на 100г воды. Вычислите приблизительное значение ПР этой соли.

S-ЭЛЕМЕНТЫ. 1и 2 группы

1. Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов главных подгрупп 1и 2 группы Периодической системы Д.И. Менделеева с ростом порядкового номера элемента? Дайте объяснение наблюдаемым закономерностям на основе электронного строения атомов.

2. Как и почему изменяются основные свойства в рядах: 1)LiOH - CsOH, 2)Be(OH)₂ – Ba(OH)₂?

3. Постройте график зависимости температур кипения и плавления от порядкового номера элемента

Элемент ………………………Li ……Na……K……Rb……Cs….. Fr

tпл. ⁰C................................. 180, 5…97, 8….63, 5…39, 3….. 28, 7….?

tкип.⁰C................................. 1337… 886…. 760….696……668….?

Методом экстраполяции оцените значение tпл. и t кип. для франция.

4. Какие вещества образуются при сгорании каждого из простых веществ элементов 1А группы?

Как эти продукты реагируют с холодной водой и с водой при кипячении?

5. Рассмотрите сходство химических свойств по диагонали бериллий - алюминий и приведите уравнения реакций ( на примере простых веществ, оксидов, гидроксидов, катионов в водном растворе).

6. Опишите электронное строение и геометрическую структуру молекулы хлорида бериллия.

7. Устойчив ли кальций в атмосфере кислорода, азота, паров воды? Ответ обоснуйте расчётом изменения энергии Гиббса в соответствующих процессах.

8. Рассмотрите проявление диагональной периодичности литий - магний на примерах получения и химических свойств оксидов, нитридов, гидридов, гидроксидов, карбонатов, фторидов, ортофосфатов.

9. По методу МО рассмотрите образование связи в частицах Li₂⁺, Li₂, Li₂^-. Как изменяется энергия и длина связи в этом ряду?

10. Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде:

1)Na + H₂Oà; 2) NaH + H₂Oà ; 3) CaH₂ + H₂Oà; 4) Na₂O + H₂Oà;.

5) Na₂O₂ + H₂O à; 6) Li₃N + H₂O à; 7) K + O₂ (изб.)à; 8) CaH₂ + O₂à;

9) Na₂O₂ + KI + H₂SO₄ à; 10) BaO₂ + H₂SO₄ à; 11) Ba(OH)₂ + H₂O₂ à;

12)Be(OH)₂ + NaOH à; 13) BeF₂ + SiF₄ à; 14) MgCl₂ + Na₂CO₃ + H₂O à;

15)Mg + N₂ à; 16) Mg + CO₂ à ; 17) BaO₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ à.

11. К отдельным порциям гидрида кальция и гидрида лития равной массы прилили избыток воды. Определите, в каком случае объём газа будет больше. Ответ подтвердите расчётом.

12. Известно, что соединения бария ядовиты. Однако при рентгеноскопии желудка в пищеварительный тракт человека вводят сульфат бария, не опасаясь отравления организма. Докажите, что в данном случае не превышается предельно допустимая концентрация катионов бария, равная 4 мг/л. Можно ли сульфат бария заменить карбонатом, оксалатом или хроматом бария?

 

d- ЭЛЕМЕНТЫ.

 

1. Определите минимальный объём воды, необходимый для полного растворения 1г хлорида серебра(I).

2 К раствору нитрата цинка(II) добавляют избыток гидрата аммиака. Составьте уравнение реакции обмена лигандов.

3. Кадмий и ртуть относятся к высокотоксичным элементам. Предельно допустимая массовая концентрация ионов Cd²⁺и Hg²⁺ в водном растворе составляет 0, 01 и, 0, 005 мг/л соответственно. Установите, можно ли очистить при 25^оС промышленные стоки от кадмия и ртути обработкой гидроксидом натрия, если рН конечного раствора равен 10.

4. Какая масса йода выделится при взаимодействии иодида калия с 0, 25 л 0, 1н раствора дихромата калия в кислой среде?

5. На восстановление 0, 05 л 0, 2н K₂Cr₂O₇ в присутствии разбавленной соляной кислоты затрачено 200мл раствора хлорида олова(II). Вычислите нормальную концентрацию раствора SnCl₂.

6. Напишите уравнения реакций:

1) TiCl₄ + H₂O =…2)Ti(SO₄)₂ + H₂O =…3)CrBr₃ +H₂O =…4)MnSO₄ + H₂O =…

5)Fe(NO₃)₂ + Н₂О =…6)K₂Cr₂O₇ + KI +H₂SO₄ =…7)H₂SeO₃ + FeSO₄ +H₂SO₄ =…

8)H₂TeO₃ + H₂S =…9)Na­₂CrO₄ +NaNO₃ + NaOH =…10)KMnO₄ + H₂S + H₂SO₄ =…

11)Mn(NO₃)₂ + NaBiO₃ +HNO₃ =…12)MnSO₄ +H₂O₂ + H₂O =…

13)KMnO₄ + H₂O₂ + KOH =…14)Cr₂(SO₄)₃ +H₂O =…15)K₂Cr₂O₇ +KNO₂ +H₂SO₄ =…

16)K₂CrO₄ + BaCl₂ =…17)K₂Cr₂O₇ + HCl = Cl₂ + …18)KMnO₄ + KNO₂ +KOH =…

19)K₂MnO₄ + H₂O =…20)MnO₂ + KClO₃ +KOH = K₂MnO₄ +…21)MnCl₂ +H₂O =…

22)Mn(NO₃)₂ + Na₂S =…23)Fe(OH)₂ + O₂ +H₂O =…24)Ni(OH)₂ + Br₂ + NaOH =…

25)Co(OH)₃ +H₂SO₄ =O₂ + …26)Cu(NO₃)₂ + H₂O =…27)CuCl₂ +H₂O =…

28) Au(OH)₃ +KOH =…29)Au(OH)₃ + H₂SO₄ =…30)Mn(NO₃)₂ + PbO₂ + HNO₃ =…

31)MnSO₄ + H₂O₂ + KOH=…32)K₂MnO₄ + H₂SO₄ =…33)MnO₂ + HCl =…

34)KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ =…35)Zn + H₃AsO₃ + HCl =…

36)Zn + KMnO₄ + H₂SO₄ =…37)Hg₂Cl₂ + SnCl₂ =…38)Hg(NO₃)₂ + KI(изб) =…

39)ZnSO4 +H₂O =…40)AgNO₃ + H₂O₂ + NaOH =…41)H[AuCl₄] + H₂O₂ +NaOH =…

42)Cu +HCl + O₂ =…43)CuCl₂ +Cu =…44)CuCl + K₂Cr₂O₇ + HCl(разб) =CuCl₂ + …

45)[Ag(NH₃)₂]Cl + Zn =…46)H[AuCl₄] + Zn =…47)Cu +KCN + H₂O + O₂ =…

48)ZnSO₄ + … = K₂[Zn(OH)₄] …49)K₂[Zn(OH)₄] + HNO₃(изб ) =…

50)[Cd(NH₃)₄](OH)₂ + H₂SO₄(изб ) =…51)NaNO₃ + Zn + NaOH =…

 

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ДИФФЕРЕНЦИРОВАННОМУ ЗАЧЁТУ

 

1.Основные законы химии. Законы сохранения массы и энергии. Закон эквивалентов. Фактор эквивалентности, химический эквивалент, молярная масса эквивалента, количество вещества эквивалента.

2.Основные закономерности протекания химических процессов. Энергетика химических превращений. Элементы химической термодинамики. Понятие о внутренней энергии, энтальпии. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия образования и энтальпия сгорания вещества. Термохимические уравнения. Расчет энтальпии реакции, энтальпии образования веществ, участвующих в реакции..Понятие об энтропии и энергии Гиббса. Стандартные условия и стандартное состояние. Направленность химического процесса.

3.Элементы кинетики химических пролцессов. Основные понятия химической кинетики: скорость реакции, константа скорости реакции, порядок и молекулярность реакции. Зависимость константы скорости от различных факторов. Закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Понятие о механизме реакции. Простые и сложные реакции. Скорость многостадийных реакций. Каталитические реакции. Гомогенный и гетерогенный катализ. Понятие о ферментативном катализе.

4. Обратимые и необратимые химические процессы. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Термодинамическая и концентрационные (реальные и условные) константы равновесия. Зависимость константы химического равновесия от различных факторов. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.Исходные и равновесные концентрации. Связь между константой химического равновесия и ∆ G^o.

5.Растворы. Общая характеристика растворов. Виды растворов. Сущность учения о растворах. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса растворения. Растворимость. Типы растворителей: дифференцирующий и нивелирующий эффекты растворителей. Сольватация.. Сравнение свойств раствора и растворителя, примеры. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная концентрация вещества, нормальная концентрация, моляльность, молярная доля.

Растворы газов в жидкостях. Законы: Генри, Генри-Дальтона и Сеченова. Влияние на растворимость газов в жидкостях природы газов и растворителя, температуры и давления.

6. Растворы электролитов. Теории кислот и оснований. Электролитическая диссоциация, сущность. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты, примеры.Сильные электролиты. Расчет рН в растворах сильных электролитов. Связь ионной силы рН раствора. Механизм диссоциации ионных и ковалентных соединений, примеры. Понятие « активности» иона, электролита, коэффициент активности, «активная» и аналитическая концентрация ионов. Понятие ионной силы раствора. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури. Автопротолиз воды. Константы кислотности и основности. Протолитичяеские равновесия. Сопряженные кислоты и основания. Связь между константами кислотности и основности сопряженных кислот и оснований. Степень протолиза. Связь между константой кислотности или основносчти и степенью протолиза. Влияние различных факторов на константу протолитического равновесия и степень протолиза. Расчет рН в растворах слабых электролитов, растворах солей и смесей растворорв сильных и слабых электролитов. Термодинамическая и концентрационная (реальная и условная) константы протолитического равновесия. Ионное произведение воды. Закон разбавления Оствальда. Границы применимости формул.

7. Буферные растворы, типы примеры. Аммиачная, гидрокарбонатная, фосфатная (кислые соли фосфорной кислоты ) буферные системы. pH буферных растворов, расчётные формулы. Механизм буферного действия.. Буферная ёмкость, определение, размерность, расчёт. Влияние разбавления на pH буферного раствора и на величину буферной ёмкости. Биологическое значение буферных систем.. Направление реакций кислотно-основного взаимодействия, примеры. Кислотно-основное титрование. Сущность метода. Требования предъявляемые к аналитическим реакциям. Закон эквивалентов и его применение в количественной оценке кислотно-основных реакций, идущих в растворе. Кислотно-основные свойства индикатора (на примере фенолфталеина или метилоранж ), равновесие в растворе индикатора.

8. Гетерогенные равновесия между раствором и осадком труднорастворимого сильного электролита. Произведение растворимости. Условия растворения и образования осадка. Зависимость растворимости труднорастворимого сильного электролита от различных факторов. Влияние добавления сильных электролитов на растворимость. Понятие о высаливании. Расчёт растворимости и равновесных ионных концентраций в растворе труднорастворимого вещества.

9. Окислительно-восстановительные реакции. Сущность реакций окисления-восстановления. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в периодической системе элементов. Степень окисления, правила расчёта. Типы реакций окисления-восстановления. Закон эквивалентов для окислительно-восстановительных реакций. Понятие об окислительно-восстановительных потенциалах. Направление окислительно-восстановительных реакций. Составление окислительно0восстановительных реакций методом полуреакций. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность. Качественные представления о влиянии pH среды на направление реакций окисления-восстановления. Реакция металлов с разбавленными растворами кислот, щелочей, солями и оксидами других металлов. Реакции металлов с разбавленными и концентрированными растворами серной и азотной кислот. Реакции алюминия, цинка, с разбавленными растворами щелочей. Реакции термического разложения солей.

10. Строение атолма и Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома по Бору. Расчет спектра водорода –успех теории Бора. Кванто-механическая модель атома. Корпускулярно-волновая природа электрона. Уравнение Луи де Бройля. Принцип неопределённости Гейзенберга. Волновое движение электрона; сущность решения уравнения Шредингера. Волновая функция, квадрат волновой функции понятие «электронное облако «, атомная орбиталь; вероятность нахождения электрона в атоме. Квантовые числа. Значение квантовых чисел для описания электронов в атоме. Электронные энергетические уровни и подуровни. Типы атомных орьиталей и их формы Вырожденные атомные орбитали. Электронная ёмкость орбиталей. Распределение электронов в атоме. Правила смещения электронов. Принцип Паули, правило Гунда. Принцип наименьшей энергии, правило Клечковского. Электронные формулы атомов.

Периодический закон Д. И.Менделеева. Современная формулировка периодического закона. Физический смысл периодичности свойств элементов. Важнейшие свойства атомных систем и их зависимость от порядкового номера элемента; периодичность в изменении этих свойств (радиусы атомов, энергия ионизации, сродство электрону, электроотрицательность, степень окисления ). Периодическая система химических элементов, структура. Основные атомные частицы и их общая характеристика. Физическое обоснование закона периодичности.

11. Химическая связь и строение молекул. Основные виды химической связи: ковалентная, ионная, водородная, металлическая. Строение веществ. Энергия молекул; кривая изменения потенциальной энергии при образовании химической связи в молекуле водорода. Сущность образования химической связи. Основные характеристики химической связи: энергия связи, длина связи, угол связи. Ковалентная связь. Механизм образования ковалентной связи. Основное возбуждение состояние атома, валентные электроны. Полярная и неполярная связь. Методы описания ковалентной связи. Метод валентной связей (МВС ); основные положения метода. Способы образования ковалентной связи. Топология химической связи: σ - связь и π - связь.Молекулярная структура H по МВС. Способы и величина перекрывания атомных орбиталей, примеры Сигма - и пи- молекулярные орбитали. Гибридизация атомных орбиталей, типы, примеры ( sp, sp², sp³, d²sp³). Кратные связи, примеры. Строение молекул по МВС: BeCl₂, BCl₃, CH₄, C₂ H ₄, C₂ H ₂, H ₂O, H₃ O⁺, NH₃, NH₄⁺. Строение молекул азотистой и азотной кислот, нитрат- и нитрит -ионов по МВС; делокализация π -связи.Метод молекулярных орбиталей. Примеры изображения молекулярных орбиталей при перекрывании атомных орбиталей. Линейная комбинация атомных орбиталей

(ЛКАО ) – метод описания молекулярных орбиталей. Изображение по ММО ЛКАО молекулярных структур: H ₂, H₂⁺, He ₂, He₂ ⁺, гомоядерных двухатомных молекул II-го периода, N₂, O₂, NO, CO, NO⁺, CO⁺.. Заполнение молекулярных орбиталей электронами. Сравнительная характеристика МВС и ММО.Ионная связь Водородная связь. Металлическая связь. Особенности указанных видов химической связи, примеры.

12. Комплексные соединения. Координационная теория Вернера. Основные понятия: центральный атом-комплексообразователь, лиганды, внутренняя координационная сфера, внешняя координационная сфера комплекса, координационное число, дентатность. Номенклатура и классификация комплексных соединений. Пространственное строение и изомерия. Природа химической связи комплексных соединений: метод МВС, теория кристаллического поля, теория поля лигандов. Равновесия в растворах комплексных соединений. Устойчивость комплексных соединений, константы устойчивости и нестойкости. Комплексные соединения в медицине и биологии. геометрия комплексного соединения. Константы устойчивости и нестойкости. Теория кристаллического поля, основные положения. Эффект расщепления d-орбиталей комплексообразователя в электростатическом поле лиганда. Энергия(параметр) расщепления. Высокоспиновые и низкоспиновые комплексы, примеры. Спектрохимический ряд лигандов. Магнитные свойства комплексов. Строение и реакционная способность комплексов, влияние лигандов в комплексах.

Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства комплексных соединений. Протолитические равновесия в растворах комплексных соединений.

13Химия элементов и их соединений: кислотно-основные, окислительно-восстановительные, комплексообразующие свойства элементов и их соединений.

s – элементы. Водород. Особенности строения атома водорода

Положение в периодической системе химических элементов. Изотопы водорода. Получение и применение водорода. Реакция водорода с молекулами галогенов. Сравнение химических свойств атомарного и молекулярного водорода. Гидриды металлов. Вода, роль в природе. Строение молекулы воды. Структура воды. Тяжёлая вода. Пероксид водорода, протолитические свойства, окислительно-восстановительные свойства. Получение пероксида водорода, применение в медицине. Элементы 1А группы.

Общая характеристика группы. Получение щелочных металлов. Водородные и кислородные соединения металлов. Соли щелочных металлов и их растворимость в воде. Гидратация ионов щелочных металлов, строение по ММО ионов О ₂ ^-_, О₂^2-_, магнитные свойства. Биологическая роль щелочных металлов и их применения (соединений ) в медицине.

Элементы 11А группы.

Общая характеристика группы. Кислородные соединения элементов. Комплексные соединения. Жёсткость воды и способы её устранения. Биологическая роль и применение соединений кальция, магния, бария в медицине. Берилий. Оксид. Соли берилия.

р-элементы.

Элементы III А группы.

Общая характеристика группы. Особенности электронного строения. Характерные степени окисления в соединениях. Оксиды, гидроксиды. Бор. Оксид бора. Борная кислота, электролитические свойства; строения кристалла. Соли бора, тетраборат натрия, гидролиз, реакция с соляной кислотой. Диборан, особенности строения молекулы. Алюминий. Оксид, гидроксид. Комплексные соединения. Примеры применения соединений бора и алюминия в медицине.

Элементы IV группы.

Основная характеристика группы.

Углерод. Валентные состояния углерода. Гибридизация орбиталей возбуждённого атома углерода. Карбиды алюминия и кальция. Оксиды углерода. Угольная кислота и её соли. Синильная кислота, цианиды. Биологическая роль углерода.

Кремний. Природные соединения. Структура оксида кремний. Силициды. Силикаты. Кремниевая кислота. Силикагель. Фторосиликаты. Германий, олово, свинец. Основные степени окисления в соединениях. Оксиды. Соли.

Биологическая роль кремния. Соединения свинца. Применение в медицине препаратов, содержащих свинец, примеры.

Элементы VA группы.

Общая характеристика.

Азот и его соединения. Получение. Аммиак и его производные. Соли аммония. Гидразин. Гидроксиамин. Оксиды азота.

Азотная кислота, свойства. Азотистая кислота, свойства. Нитраты. Нитриты. Фосфор. Оксиды. Кислоты: орта-, мета-, пиро-фосфорные кислоты. Полифосфорные кислоты.

Подгруппа мышьяка. Водородные соединения. Реакция Марша. Оксиды. Соли. Биологическая роль азота, фосфора, мышьяка. Применение соединений элементов V группы в медицине; примеры. Элементы VI группы.

Общая характеристика. Водородные соединения. Кислород.Строение молекулы кислорода. Химические свойства кислорода. Получение кислорода. Биологическое значение кислорода. Озон.

Сера. Сероводород. Серная кислота, сернистая кислоты и их соли.Тиосульфаты..

Селен. Теллур. Водородные соединения. Селениды..

Применение кислорода и его соединений, серы и серосодержащих соединений в медицине, примеры.Сравнительная характеристика водородных и кислородных соединений элементов подгруппы кислорода. Пероксид водорода.

Элементы VII A группы.

Общая характеристика группы. Фтор. Химические свойства. Фтороводород. Плавиковая кислота, электролитические свойства. Кислородные и комплексные соединения фтора. Хлороводород. Окислительные свойства хлора, строение по МВС, окислительные свойства, электролитические свойства. Белильная известь.

Получение галогенов. Биологическая роль фтора, брома, йода, хлора. Применение соединений галогенов в медицине, примеры.

Элементы VIII A группы.

Общая характеристика группы. Фториды и оксиды ксенона. Применение в медицине благородных газов.

d- элементы.

Общая характеристика.

Элементы I B группы.

Общая характеристика. Медь. Оксиды. Гидроксиды, соли меди ( I, II ). Комплексные соединения меди. Окислительно- восстановительные свойства соединение меди.

Серебро. Оксид. Гидрооксид. Галогениды серебра. Комплексные соединения.

Золото. Оксид. Гидрооксид. Галогениды золота.

Биологическая роль меди. Применение серебра и золота в медицине.

Элементы IIB группы.

Общая характеристика. Цинк оксид, гидроксид, соли.

Ртуть. Сулема. Каломель. Комплексные соединения. Биологическое значение цинка. Применение соединений цинка, ртути в медицине, примеры. Токсическое действие соединений ртути.

Элементы IIIB, IVB, VB групп.

Общая характеристика. Хром. Соединения хрома ( II, III, IV). Оксиды, гидроксиды. Хромовая и дихромовая кислоты и их соли. Комплексные соединения хрома. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома.

Молибден. Вольфрам. Соли. Комплексные соединения молибдена. Биологическое значение молибдена.

Элементы VIIB группы.

Общая характеристика. Марганец-микроэлемент. Оксиды марганца. Марганцовая и марганцовистая кислоты и её соли. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца.

Элементы VIIIB группы.

Общая характеристика. Семейство железа. Оксиды, гидроксиды железа (II, III). Соли железа. Комплексные соединения железа. Ферраты. Кобальт и никель. Соединения кобальта (II, III) и никеля (II). Комплексные соединения. Биологическая роль железа, кобальт, никеля. Платиновые металлы, общая характеристика. Оксиды осмия, рутения (VIII ).

Растворение металлов в кислотах. Комплексные соединения платины, применение в медицине.

 

ОКИСЛИТЕЛЬНО_ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

 

KMnO₄ + Na₂S + H₂SO₄ = KMnO₄ + Na₂S + H₂O =

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O = KMnO₄ + Na₂S + KOH =

KMnO₄ + SO₂ + H₂O = KMnO₄ + HClконц. =

KMnO₄ + Na₂C₂O₄ + H₂SO₄ = MnO₂ + H₂S + H₂SO₄ =

K₂MnO₄ + NaBr + H₂SO₄ = K₂MnO₄ + K₂SO₃ + H₂O =

K₂Cr₂O₇ + NaI + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + NaI + KOH =

K₂Cr₂O₇ + NaI + H₂O = K₂Cr₂O₇ + Zn + HCl =

K₂Cr₂O₇ + NaNO₂ + HCl = K₂CrO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ =

Cr₂(SO₄)₃ + Br₂ + KOH = Cr(NO₃)₃ + H₂O₂ + NaOH =

Cr + HCl = Hg + HNO₃конц. =

Cu + HNO₃разб. = Al + HNO₃оч.разб. =

H₂S + HNO₃ = PH₃ + HNO₃ =

KNO₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ = NaNO₂ + NaI + H₂SO₄ =

NaNO₂ + Br₂ + H₂O = NaNO₂ + Cu + H₂SO₄ =

NO₂ + NaOH = HNO₃ + KI =

HNO₃конц. + HСlконц. = Cl₂ + SO₂ + H₂O =

Br₂ + Na₂SO₃ + H₂O = Cl₂ + FeSO₄ + KOH =

Cl₂ + KBr = Br₂ + H₂S =

Br₂ + H₂S + H₂O = KBrO + SnCl₂ + KOH =

KI + NaClO + H₂O = KI + Fe₂(SO₄)₃ =

AgCl + Zn = KClO₃ + Hg + H₂SO₄ =

FeCl₂ + Cl₂ = Fe(OH)₂ + I₂ + KOH =

FeSO₄ + Cl₂ + H₂O = KIO₃ + KBr + H₂SO₄ =

H₂S + I₂ = H₂S + KClO =

NaClO + HBr = Cl₂ + NaOH =

Cl₂ + NaOHгор. = Cl₂ + Ca(OH)₂ =

O₂ + Fe(OH)₂ + H₂O = FeSO₄ + O₂ + H₂SO₄ =

Al + K₂CrO₄ + KOH = H₂S + NaClO + HCl =

NaBrO₃ + NaBr + H₂SO₄ = P + HNO₃конц. =

As₂S₃ + HNO₃конц. = H₂O₂ + KI + H₂SO₄ =

Al + H₂SO₄ = Al + NaOH + H₂O =

H₂S + FeCl₃ = NaNO₂ + PbO₂ + HNO₃ =

NaNO₃ + Zn + NaOH = NaIO₃ + SO₂ + H₂O =

Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O = Na₂SO₃ + O₂ =

Na₂SO₃ + I₂ + H₂O = Na₂S₂O₃ + I₂ + H₂SO₄ =

Na₂S₂O₃ + HNO₃ = H₂O₂ + HCl =

Na₃AsO₃ + KMnO₄ + KOH = S + HNO₃конц. =

Cr₂O₃ + KNO₃ + KOH = Al + KNO₃ + KOH =

Mn(NO₃)₂ + NaBiO₃ + HNO₃ = MnSO₄ + H₂O₂ + NaOH =

Au + HNO₃ конц. + HCl конц. = NaAsO₂ + Zn + H₂SO₄ =

K₃AsO₃ + Cl₂ + KOH = CaOCl₂ + KI + HCl =

(NH₄)₂Cr₂O₇ – t → NH₄NO₂ – t →

NH₄NO₃ – t → AsH₃ - t→

 

 

..

 

..

 

⇐ Предыдущая12345

Поделиться: