пользователей: 30398
предметов: 12406
вопросов: 234839
Конспект-online
 РЕГИСТРАЦИЯ ЭКСКУРСИЯ
I семестр:
» Химия
» Физика

Химия

1 Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.
2 2. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Энергия активации.
3 3. Стандартный электродный потенциал металла. Ряды cтандартных электродных потенциал металлов и их применение для решения химических задач.
4 4. Радиусы атомов, их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.
5 5. Термохимические уравнения. Экзо- и эндотермические реакции. Изменение энтальпии химической реакции.
6 6. Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации. Гидратация и гидратная оболочка ионов. Аквакомплексы металлов, их кислотные свойства.
7 7. Метод валентных связей и понятие о валентности элементов.
8 8. Термохимические уравнения. Тепловой эффект и изменение энтальпии в химических реакциях.
9 9 Растворимость солей в воде. Насыщенные и пересыщенные растворы. Малорастворимые соединения. Способы изменения растворимости малорастворимых соединений
10 10. Валентные возможности атомов элементов и химических соединений.
11 11. Стандартные термодинамические условия, простые вещества. Энтальпия образования химического соединения. Энергия химической связи.
12 12. Гидролиз солей, образованных: а) сильным основанием и слабой кислотой; б) слабым основанием и сильной кислотой; в) слабым основанием и слабой кислотой. Качественная оценка рН растворов гидролизующихся солей.
13 13. Конденсированное состояние вещества. Валентные и невалентные взаимодействия между молекулами при образовании жидких и твердых веществ. Ионные, молекулярные и металлические кристаллические решетки.
14 14. Смещение химического равновесия при изменении: концентраций реагентов, давления, температуры. Принцип Ле-Шателье и его термодинамическое объяснение.
15 15. Теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури, Льюиса. Реакции между кислотами и основаниями.
16 16. Квантовые числа электронов и их применение для описания строения орбиталей многоэлектронных атомов. Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов.
17 17. Явление катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ, примеры каталитических процессов. Роль адсорбции в катализе.
18 18. Электролитическая диссоциация в растворах. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли. Сильные и слабые электролиты.
19 18. Электролитическая диссоциация в растворах. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли. Сильные и слабые электролиты.
20 19. Планетарная модель атома водорода Резерфорда, постулаты Бора. Квантовомеханическая модель атома. Волновая функция.
21 Ψ
22 Ψ
23 Ψ
24 Ψ
25 Ψ
26 20. Стандартная энтропия веществ. Изменение энтропии при изменениях агрегатного состояния вещества. Расчёт изменения энтропии в химической реакции.
27 21. Электролиз растворов и расплавов солей. Анодные и катодные процессы. Общее уравнение, описывающее разложение вещества при электролизе.
28 22. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов: принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда; s-, p-, d- и f-элементы. Полные и неполные электронные аналоги.
29 23. Энергия Гиббса, вычисление констант равновесия химических реакций.
30 24. Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда. Соотношение между степенью диссоциации и концентрацией слабых электролитов.
31 25. Метод валентных связей. Причина образования химической связи. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи. Типы химической связи.
32 26. Равновесия в насыщенных растворах малорастворимых солей. Расчёт растворимости малорастворимой соли. Способы уменьшения или увеличения растворимости.
33 27. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Их применение для определения направления окислительно-восстановительных реакций.
34 28. Магнитные свойства молекул и ионов. Диа- и парамагнитные молекулы. Парамагнитные молекулы и их свойства.
35 29. Влияние температуры на скорость химической реакции. Константа скорости реакции, её связь с энергией активации. Уравнение Аррениуса.
36 30. Обратимые ионные реакции. Константы равновесия ионных обменных реакций.
37 31. Энергия ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность атомов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы.
38 32. Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в водных растворах. Вычисление концентраций ионов. Степень и константа диссоциации.
39 33. Энтропия. Влияние энтропийного фактора на протекание химических процессов (привести примеры).
40 34. Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направленность и насыщаемость. Молекулы с нечетным числом электронов.
41 35. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах.
42 36. Окислительно - восстановительные реакции. Окислители, восстановители, соединения с двойственной функцией.
43 37. Характеристики химической связи - энергия, длина, кратность, полярность. Причина образования химической связи.
44 38. Химическое равновесие. Константа равновесия. Расчёт равновесных концентраций. Взаимосвязь исходных и равновесных концентраций веществ.
45 39. Электролитическая диссоциация и расчёт равновесных концентраций ионов в растворах слабых многоосновных кислот.
46 40. Комплексные соединения. Геометрическое строение комплексных ионов. Электролитическая диссоциация и константы нестойкости комплексных ионов.
47 41. Динамический характер химического равновесия. Влияние внешних факторов (температура, давление) на состояние равновесия.
48 42. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды Kw, его зависимость от температуры. Водородный показатель как универсальная характеристика водных растворов.
49 43. Периодические и непериодические свойства атомов элементов. Полные и неполные электронные аналоги.
50 44. Электродный потенциал металла, его зависимость от состава раствора. Уравнение Нернста. Влияние комплексообразования на восстановительную способность металлов в водных растворах.
51 45. Основные положения теории кислот и оснований Аррениуса. Зависимость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления центрального атома.
52 46. Пространственное расположение и форма s-, p- и d-орбиталей в атоме.
53 47. Равновесия в смесях сильных и слабых электролитов. Вычисление концентраций ионов и молекул в растворах, содержащих слабые кислоты и их соли (буферные растворы).
54 48. Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования). Внутримолекулярные окислительно - восстановительные процессы.
55 49. Теория отталкивания у-связывающих неподелённых электронных пар (теория полной гибридизации) и её применение для описания геометрической конфигурации молекул и ионов.
56 50. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда - Лоури. Кислоты, основания, амфолиты.
12.03.2015; 17:10
хиты: 153788
рейтинг:+8
Естественные науки
химия
для добавления комментариев необходимо авторизироваться.
  Copyright © 2013-2024. All Rights Reserved. помощь