Вопросы к экзамену по общей химии_новые. Вопросы к экзамену по курсу общей химии для студентов 1 курса

• Название: Вопросы к экзамену по курсу общей химии для студентов 1 курса
• Анкор: Вопросы к экзамену по общей химии_новые.rtf
• Дата: 06.09.2018
• Размер: 390.75 Kb.
• Имя файла: Вопросы к экзамену по общей химии_новые.rtf
• Тип: Вопросы к экзамену; #24169

Вопросы к экзамену по курсу общей химии
для студентов 1 курса
факультета естествознания БГПУ
(специальность «Биология. Химия»)

1. Понятие о материи. Конкретные виды материи: вещество и поле. Понятие “химическое вещество”. Характеристики химического вещества – состав, структура и свойства. Предмет химии. Разделы химии и их взаимосвязь. Единство химии как науки и ее место в системе естественных наук. Связь химии с биологией, физикой и другими науками о природе. Химические частицы. Атом как мельчайшая частица химического элемента. Простые ионы. Понятие “атомная частица”. Молекулы и сложные ионы. Свойства молекулы и свойства вещества: сходства и отличия. Более сложные химические частицы: мицеллы, липосомы, молекулярные бислои, макромолекулы.

2. Чистые химические вещества, однородные и неоднородные смеси. Критерии индивидуальности химического вещества. Качественный и количественный состав химического вещества. Химический элемент и нуклид как виды атомов. Молекулярная и немолекулярная (атомная, ионная, металлическая) структура вещества. Структурные различия соединений одинакового состава: аллотропия, изомерия, полиморфизм. Физические и химические свойства вещества, особенности физико-химических свойств веществ с разными типами структуры. Язык химии – формулы. Типы химических формул: эмпирическая (простейшая), молекулярная, структурная, пространственная (стереохимическая) и области их применения.

3. Система единиц физических величин. Основные и производные величины, единицы их измерения. Правила обращения с физическими величинами. Моль – единица количества вещества. Молярная масса. Размеры и массы атомов и молекул. Понятие структурной единицы для веществ с молекулярной и немолекулярной структурой: молекула и формульная единица. Закон сохранения массы и его практическое применение. Границы применимости закона сохранения массы. Понятие о дефекте массы.

4. Закон постоянства состава Пруста и его применимость к соединениям с разным типом структуры. Дальтониды и бертоллиды. Причины нестехиометричности: вакансии, атомы в междоузлиях, искажение структуры вследствие влияния примесных атомов. Закон кратных отношений Дальтона. Понятие эквивалента и закон эквивалентов. Закон Авогадро и следствия из него. Понятие идеального газа. Законы, справедливые для идеального газа (Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля, парциальных давлений Дальтона). Объединенный газовый закон (уравнение Клапейрона-Менделеева). Нормальные условия. Молярный объем газа.

5. Понятие агрегатного состояния вещества. Основные агрегатные состояния вещества: плазменное, газообразное, жидкое, кристаллическое. Понятие фазы и фазового перехода. Газообразное состояние: особенности движения и упорядоченности частиц. Причины отклонения свойств газов от идеальных. Смешиваемость газов. Применение газофазных реакций в химии. Жидкое состояние. Особенности движения и упорядоченности частиц. Понятие ближнего порядка. Химические реакции в жидкой фазе (растворах), их особенности по сравнению с газофазными.

6. Кристаллическое состояние. Колебательное движение частиц в кристалле. Понятие дальнего порядка. Влияние дальнего порядка в кристаллах на свойства вещества в кристаллическом состоянии. Анизотропия как одно из фундаментальных свойств кристаллов. Химические реакции на поверхности и в объёме кристаллов. Фазовые диаграммы в координатах температура-давление для веществ молекулярного строения. Предсказание возможности существования того или иного агрегатного состояния в данных условиях. Фазовые переходы 1 рода: плавление/кристаллизация, испарение/конденсация, сублимация/десублимация. Тепловые эффекты фазовых переходов. Тройная точка.

7. Состояния вещества между жидким и кристаллическим. Аморфное состояние вещества: особенности, в которых проявляются сходство и различие с жидким и кристаллическим состояниями. Факторы, способствующие переходу в аморфное состояние, и способы получения аморфных веществ. Практическое применение веществ в аморфном состоянии. Пластические кристаллы. Упорядоченность и движение частиц в пластических кристаллах. Особенности строения молекул, позволяющие образование пластических кристаллов. Примеры пластических кристаллов. Возможные превращения состояний на пути от жидкости к кристаллу: переохлажденная жидкость, пластический кристалл, структурированное стекло, стеклообразный кристалл.

8. Жидкокристаллическое состояние вещества. Классификация жидких кристаллов по способу формирования (термотропные и лиотропные) и по типу жидкокристаллической фазы (нематические, смектические, холестерические, дискотические). Особенности упорядоченности частиц и физико-химических свойств для каждого из видов жидких кристаллов. Жидкокристаллические структуры в биологических системах. Практическое применение жидких кристаллов. Критическая точка на фазовой диаграмме температура-давление. Сверхкритическое состояние вещества как промежуточное между жидким и газообразным. Физические свойства сверхкритических флюидов. Современные промышленные технологии, основанные на применении сверхкритических флюидов, и их применение в биотехнологии и фармацевтической промышленности.

9. Способы классификации веществ в химии: по составу (простые, бинарные, многоэлементные, комплексные), по структуре (молекулярные, ионные, атомные, металлы), по свойствам (кислотно-основным, окислительно-восстановительным). Кислотно-основные свойства как общепринятая основа для классификации. Классификация оксидов (основные, амфотерные, кислотные, несолеобразующие). Номенклатура оксидов. Структурные формулы оксидов, имеющих молекулярное строение. Способы получения и химические свойства оксидов. Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его степени окисления. Гидроксиды как гидраты оксидов: кислотные, основные, амфотерные. Основания. Номенклатура и классификация оснований. Свойства нерастворимых в воде оснований. Свойства щелочей. Аммиак как основание в водном растворе. Амфотерные гидроксиды и их свойства. Получение оснований и амфотерных гидроксидов. Характер изменения свойств гидроксидов металлов в зависимости от положения металла в периодической системе и степени окисления металла.

10. Номенклатура и классификация кислот. Химические свойства кислот. Способы получения кислот. Зависимость силы кислоты от положения элемента в периодической системе и его степени окисления. Составление структурных формул кислот и их анионов. Классификация солей: средние, кислые и основные. Двойные и комплексные соли. Номенклатура солей. Способы получения и химические свойства средних, кислых и основных солей. Генетическая связь между основными классами неорганических веществ. Некоторые неосновные классы: гидриды, галогенангидриды, интерметаллические соединения и другие.

11. Понятие системы. Открытые, закрытые и изолированные (замкнутые) системы. Состояние системы и его параметры (независимые переменные) – температура, давление, количества веществ. Понятие фазы. Гомогенные и гетерогенные системы. Процесс как переход системы из одного состояния в другое. Стандартные условия. Химическая реакция как процесс или составная часть процесса. Понятия реактанта, реагента, продукта. Типы уравнений химических реакций: молекулярное, полное и сокращенное ионное, с использованием структурных (скелетных) формул. Стехиометрические схемы. Расчеты по уравнениям реакций и стехиометрическим схемам. Классификация химических реакций: по типу превращения, по изменению степени окисления, по фазовому состоянию реагентов.

12. Тепловые эффекты химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения. Теплота, работа, внутренняя энергия, единицы их измерения. Измерение тепловых эффектов. Устройство простейшей калориметрической установки. Энтальпия. Зависимость энтальпии от массы вещества и температуры. Стандартное состояние. Стандартная энтальпия образования соединений из простых веществ. Стандартная энтальпия сгорания вещества. Стандартная энтальпия образования ионов. Закон Гесса и следствия, вытекающие из него. Примеры применения закона Гесса для вычисления изменения энтальпии в различных процессах (образования, растворения, сгорания веществ и др.).

13. Понятие дисперсной системы. Дисперсионная среда и дисперсная фаза. Классификация дисперсных систем по размеру частиц (грубодисперсные, коллоидные, истинные растворы) и по агрегатному состоянию дисперсионной среды и дисперсной фазы. Эффект Тиндаля. Мицеллы в коллоидных растворах. Практическое применение дисперсных систем. Коллоидные системы в биологии. Понятие метастабильного состояния. Метастабильность коллоидных растворов.

14. Истинные растворы. Понятия “растворитель” и “растворенное вещество”. Механизм процесса растворения. Взаимодействие растворенного вещества с растворителем – сольватация (гидратация). Природа сольватационного взаимодействия. Энергетический эффект процесса растворения и отдельных его этапов: разрушения кристаллической решетки растворяемого вещества, частичного нарушения структуры растворителя, сольватации. Примеры веществ, растворяющихся экзо- и эндотермически.

15. Особенности воды как растворителя. Аномалии структуры и физико-химических свойств воды. Классификация растворов по содержанию растворенного вещества (разбавленные, концентрированные), по степени насыщенности (ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные). Насыщенный раствор как динамическая равновесная система. Растворимость твердых веществ в воде. Коэффициент растворимости и его зависимость от температуры. Кривые растворимости.

16. Факторы, влияющие на взаимную растворимость веществ. Правило “подобное растворяется в подобном” и его современный смысл. Пересыщенные растворы, их приготовление и условия устойчивого существования. Кристаллизация твердых веществ из растворов. Сущность метода перекристаллизации и его применение для очистки веществ. Кристаллогидраты. Понятие о клатратах. Растворимость газов. Зависимость растворимости газов от температуры и их парциального давления (закон Генри).

17. Способы выражения содержания вещества в растворе. Массовая и молярная (мольная) доля растворенного вещества. Молярная концентрация. Пересчет массовой доли в молярную концентрацию. Массовая концентрация. Моляльность. Расчеты, используемые для приготовления растворов с заданным содержанием вещества. Химическая посуда для приготовления растворов определенной концентрации. Методика приготовления стандартных растворов. Меры безопасности при работе с концентрированными растворами кислот и щелочей.

18. Коллигативные свойства растворов. Понятие идеального раствора. Закон Рауля и следствия из него. Эбулиоскопический и криоскопический методы определения молярной массы вещества. Осмос. Осмотическое давление и уравнение Вант-Гоффа. Биологические функции осмоса. Осмос в медицине. Обратный осмос и его практическое применение.

19. Понятие скорости химической реакции. Истинная, мгновенная и средняя скорость. Скорость реакции как производная концентрации по времени, ее определение по графику. Скорость гетерофазной реакции. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Влияние природы реагирующих веществ: агрегатное состояние, размер реагирующей частицы, ее заряд и т.д. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Закон действия (действующих) масс. Константа скорости реакции.

20. Границы применимости закона действующих масс. Простые и сложные реакции. Понятие механизма реакции. Интермедиат. Молекулярность и порядок реакции. Скорость многостадийной реакции. Скоростьопределяющая (лимитирующая) стадия реакции.

21. Скорость реакции и количество столкновений частиц. Правило Вант-Гоффа для зависимости скорости реакции от температуры, температурный коэффициент скорости реакции. Приближенный характер и ограничения правила Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса как более точное описание температурной зависимости скорости реакции, физический смысл входящих в него величин. Понятие о активных молекулах и энергии активации процесса. Зависимость доли активных молекул от температуры.

22. Энергетический профиль одностадийной химической реакции. Переходное состояние (активированный комплекс). Энергетический профиль многостадийной реакции. Понятие интермедиата. Определение лимитирующей стадии, знака теплового эффекта и величины энергии активации каждой стадии по энергетическому профилю. Скорость реакции и стабильность переходного состояния, образующегося на лимитирующей стадии. Оценка устойчивости переходного состояния по устойчивости соответствующего интермедиата (постулат Хэммонда). Понятие о термодинамическом и кинетическом контроле.

23. Катализ. Влияние катализаторов на скорость реакции. Виды катализа: гомогенный и гетерогенный. Понятие об ингибиторах, возможные механизмы отравления катализатора.. Механизм каталитического действия. Энергетический профиль каталитической реакции. Влияние катализатора на скорость прямой и обратной реакций. Катализ и тепловой эффект реакции. Каталитические яды. Примеры гомогенного и гетерогенного катализа. Влияние катализа на вид кинетического уравнения реакции. Особенности ферментов как катализаторов. Роль ферментов и других катализаторов в биологических процессах. Модель “ключа и замка” как объяснение механизма работы ферментов.

24. Понятие об автокаталитических реакциях. Зависимость концентрации продуктов от времени при автокатализе. Свободные радикалы. Цепные реакции, их отличия от обычных химических реакций, факторы, влияющие на их скорость. Разветвленные и неразветвленные цепные реакции. Этапы механизма цепных реакций: инициирование, развитие цепи, обрыв цепи.

25. Необратимые и обратимые химические реакции. Условия, при которых процесс можно считать обратимым (принцип микроскопической обратимости). Химическое равновесие как равенство скоростей прямой и обратной реакций. Закон действующих масс для химического равновесия. Константы химического равновесия K_C и K_P, соотношение между ними. Признаки химического равновесия: неизменность концентраций во времени, возможность достижения одного и того же равновесия с двух сторон. Независимость константы равновесия от механизма реакции.

26. Смещение химического равновесия как нарушение баланса скоростей между прямой и обратной реакциями. Принцип Ле Шателье-Брауна и примеры его практического применения. Влияние концентраций и давлений реагирующих веществ на состояние химического равновесия. Катализ и химическое равновесие. Температура как фактор, вызывающий смещение равновесия. Особенности гетерофазного равновесия, математическое выражение для его константы. Расчет равновесных концентраций веществ по известным исходным концентрациям и значению константы равновесия.

27. Экстенсивные и интенсивные параметры системы. Понятие функции состояния. Примеры функций состояния. Изобарно-изотермический и изохорно-изотермический процессы. Внутренняя энергия системы. Первый закон термодинамики (закон сохранения энергии в термодинамической формулировке). Внутренняя энергия и энтальпия. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы (реакции). Принцип Бертло-Томсена как первая гипотеза о движущей силе химических реакций, его ограниченность. Примеры самопроизвольных процессов, не являющихся экзотермическими. Понятие энтропии как меры неупорядоченности в системе. Второй закон термодинамики. Понятия микросостояния и макросостояния. Термодинамическая вероятность. Энтропия как величина, пропорциональная термодинамической вероятности. Третий закон термодинамики. Оценка знака изменения энтропии в химической реакции на основании агрегатных состояний реагентов.

28. Изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса). Оценка самопроизвольности химических реакций на основании изменения энергии Гиббса. Влияние энтальпийного и энтропийного факторов на направленность процессов при разных условиях. Предсказание температурного интервала самопроизвольности реакции. Связь изменения энергии Гиббса и константы равновесия реакции. Несамопроизвольные (термодинамически запрещенные) реакции, условия их осуществимости. Примеры несамопроизвольных реакций, имеющих важное значение.

29. Электролиты и неэлектролиты. Две теории растворов: химическая (Д.И. Менделеев) и электролитической диссоциации (С. Аррениус). Основные положения и противоречия этих теорий. Объединенная физико-химическая теория растворов (И.А. Каблуков). Роль полярных молекул воды в процессах диссоциации. Гидратация катионов и анионов. Механизм диссоциации веществ с разным типом химической связи. Влияние размеров и зарядов ионов на энергетический эффект гидратации и прочность образующихся гидратов. Энергетика процесса диссоциации. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация амфотерных электролитов. Зависимость типа и степени диссоциации от полярности связей элемент-кислород и кислород-водород в гидроксидах. Сильные и слабые электролиты. Оценка силы электролита на основании принадлежности соединения к тому или иному классу и положения образующих его элементов в периодической системе. Степень диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации: природа растворителя, природа электролита, концентрация, присутствие одноименных ионов, температура.

30. Константа диссоциации. Закономерность в изменении констант для ступенчатой диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Вывод закона разбавления. Применение закона действия (действующих) масс к процессу диссоциации слабых электролитов. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов. Диссоциация воды. Ионное произведение воды и его зависимость от температуры. Водородный (pH) и гидроксильный (pOH) показатели. Расчет рH в растворах слабых электролитов. Значение постоянства pH в химических и биологических системах. Понятие о буферных системах. Расчет рH буферных систем.

31. Ограничения теории электролитической диссоциации в части описания кислотно-основного взаимодействия. Протолитическая теория кислот и оснований Брёнстеда-Лоури. Протолитическое равновесие, сопряженные кислоты и основания. Автопротолиз растворителей и константа автопротолиза. Взаимосвязь между константами ионизации (диссоциации) кислоты и ее сопряженного основания. Относительность кислотно-основных свойств вещества. Ограничения протолитической теории. Соединения кислотного характера, не укладывающиеся в описание по Брёнстеду.

32. Электронная теория кислот и оснований Льюиса. Предсказание кислотности и основности частиц на основании их электронного строения. Ограничения теории Льюиса. Понятие о других теориях кислотно-основного взаимодействия (Лукса-Флуда для реакций в расплаве, ониевых солей Ганча, сольвосистем Кэди-Элслея, обобщенная Усановича, ЖМКО Пирсона). Области применимости, достоинства и недостатки этих теорий.

33. Равновесие в насыщенных растворах труднорастворимых электролитов. Константа (произведение) растворимости K_s. Расчет растворимости по K_s для электролитов с однозарядными и многозарядными ионами. Способы смещения равновесия растворимости: изменение температуры, добавление одноименного иона, добавление постороннего иона, конкурирующее равновесие. Виды конкурирующих равновесий: образование труднорастворимого, газообразного, малодиссоциирующего вещества (в том числе координационного соединения). Расчет растворимости труднорастворимого электролита по K_s при добавлении одноименного иона. Условия образования и растворения осадков.

34. Гидролиз. Общие представления о гидролизе разных классов соединений. Гидролиз солей – по катиону, по аниону, совместно по катиону и аниону. Оценка реакции среды в водных растворах солей. Обратимый и необратимый (полный) гидролиз солей. Степень и константа гидролиза, ее связь с константой диссоциации соответствующей кислоты (основания). Особенности ступенчатого гидролиза. Оценка гидролизуемости соли на основании заряда и радиуса катиона и аниона. Факторы, влияющие на равновесие гидролиза: природа гидролизующейся соли, концентрация раствора, добавление веществ со свойствами кислот или оснований, либо способных образовывать комплексы с гидролизующимися ионами, температура. Механизм гидролиза солей с точки зрения протолитической теории. Роль гидролиза в биологических и геохимических процессах. Виды ионных равновесий в растворах: диссоциация, растворение-кристаллизация, гидролиз, окислительно-восстановительное равновесие, комплексообразование.

35. Степень окисления и фактический заряд на атоме элемента. Определение степени окисления по молекулярной и структурной формуле. Окислительно восстановительные реакции (ОВР), понятия окислителя и восстановителя. Классификация ОВР: “межмолекулярные”, “внутримолекулярные”, диспропорционирования. Классификация веществ по окислительно- восстановительным свойствам, типичные окислители и восстановители. Изменение окислительно-восстановительных свойств простых веществ в зависимости от положения веществ в группах и периодах. Качественное предсказание направления и результата ОВР.

36. Методы составления уравнений ОВР: электронного баланса, ионно-электронный (полуреакций). Преимущества и недостатки каждого из этих методов, примеры их использования. Роль среды в протекании окислительно-восстановительных процессов. Значение ОВР в живой и неживой природе.

37. Возникновение скачка потенциала на границе раздела металл – вода и металл – водный раствор его соли. Электрохимический механизм взаимодействия металлов с водой и водными растворами электролитов. Понятие о гальваническом элементе. Ряд стандартных электродных потенциалов. Водородный электрод сравнения. Факторы, влияющие на положение металла в ряду стандартных электродных потенциалов: энергетические эффекты ионизации и гидратации.

38. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал как критерий оценки окислительно-восстановительных свойств системы. Разность окислительно-восстановительных потенциалов полуреакций и изменение энергии Гиббса реакции. Уравнение Нернста (в полной и упрощенной форме). Зависимость электродного потенциала металла от концентрации его ионов в растворе. Зависимость окислительно-восстановительного потенциала от pH. Диаграммы Латимера как компактная форма отображения окислительно-восстановительных свойств соединений данного элемента. Диаграммы Фроста и оценка по ним относительной устойчивости соединений элемента в разных степенях окисления.

39. Понятие коррозии. Классификация видов коррозии: по типу корродирующего материала, по агрессивной среде, по механизму. Химическая коррозия, примеры процессов этого типа. Электрохимическая коррозия металлов и ее механизм. Способы защиты металлов от коррозии: конструкционный (изменение состава материала), пассивный (нанесение покрытий), активный (катодная защита, метод протекторов).

40. Электролиз как несамопроизвольный окислительно-восстановительный процесс. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов, его практичная значимость. Предсказание результата электролиза раствора на основании окислительно-восстановительных потенциалов соответствующих полуреакций. Участие материала анода в процессах, протекающих при электролизе. Количественные законы электролиза, их математическое выражение и применение в химических расчетах.

41. Открытие радиоактивности (А. Беккерель). Виды радиоактивных излучений (α, β, γ) и их свойства. Катодные лучи и открытие электрона. Модель строения атома по Томсону. Опыт Резерфорда и выводы из него. Ядро как динамическая система из протонов и нейтронов. Свойства элементарных частиц. Четность атомных ядер и их устойчивость. Энергия связи ядра и дефект массы. Зависимость устойчивости ядер от их массы.

42. Различные виды радиоактивного распада ядер (α-, β⁺- и β^–-распад, K-захват). Закон радиоактивного распада (математическое выражение). Период полураспада и его статистический (вероятностный) характер. Спонтанное деление ядер. Цепные ядерные реакции. Понятие критической массы. Принцип действия ядерного реактора. Использование ядерной энергии.Составление уравнений ядерных реакций. Ядерные реакции в природе. Превращения элементов, происходящие в недрах звезд. Синтез новых химических элементов. Искусственная радиоактивность. “Меченые” атомы и их применение в биологических и палеонтологических исследованиях.

43. Планетарная модель атома (Резерфорд) и ее внутренние противоречия. Постулаты Бора. Модель атома водорода по Бору и ее недостатки. Кванты. Уравнение Планка. Принцип неопределенности Гейзенберга, неопределенность координат электрона в химии. Понятие о электронном облаке. Корпускулярно-волновой дуализм и формула де Бройля. Фотоны. Квантовомеханическая модель атома водорода и уравнение Шрёдингера. Волновая функция как математическое описание электронного облака.

44. Квантовые числа как параметры, определяющие состояние электрона в атоме. Главное (n), орбитальное (l), магнитное (m_l), спиновое (m_s) квантовые числа, связь между ними. Физический смысл квантовых чисел. Понятие атомной орбитали (АО). Вид атомных орбиталей (s, p, d, f). Многоэлектронные атомы. Электронные формулы и электронно-графические схемы. Три принципа заполнения орбиталей в атомах: принцип (запрет) Паули, правило Хунда, принцип наименьшей энергии. Основное и возбужденное состояние. Последовательность заполнения АО.

45. Развитие систематики химических элементов и первые прообразы периодической системы (триады Дёберейнера, спираль де Шанкуртуа, закон триад Ньюлендса, таблица элементов Мейера). Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева и в современной формулировке, с учетом представлений о строении атома. Смысл понятия “периодичность”. Структура периодической системы как естественной системы элементов. Периоды, группы, подгруппы, семейства элементов. Связь местонахождения элемента в периодической системе с электронным строением его атома. Связь свойств атомов и характеристик элементов с их положением в периодической системе. Основные свойства атомов: электронная конфигурация (в основном и возбужденном состояниях), атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Виды атомного радиуса: орбитальный, ковалентный, ионный, металлический, ван-дер-ваальсов. Периодичность в изменении радиусов атомов и ионов по периодической системе.

46. Понятия энергии (потенциала) ионизации и сродства к электрону, закономерности и аномалии в их изменении по периодической системе, объяснение этих аномалий. Методы расчета электроотрицательности (по Полингу, Малликену, Оллреду-Рохову). Ограниченность понятия “электроотрицательность” как свойства изолированного атома, ее зависимость от состояния гибридизации АО и степени окисления элемента. Свойства элементов, меняющиеся периодически и непериодически. Значение периодического закона для развития науки. Границы и эволюция периодической системы химических элементов.

47. Ковалентная связь. Модель Гайтлера-Лондона для образования ковалентной связи между атомами водорода. Полярная и неполярная ковалентная связь. Два механизма образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный. Основные положения метода валентных связей (МВС): образование двухцентровых двухэлектронных связей, принцип максимального перекрывания АО. Способы перекрывания орбиталей: -, - и -связи, сравнительная эффективность разных видов перекрывания АО. Простые и кратные связи, максимально возможная кратность связи. Свойства ковалентной связи (длина, прочность, насыщаемость, направленность, полярность, поляризуемость) и их количественные характеристики. Энергия ковалентных связей, ее зависимость от радиусов атомов и кратности связи. Оценка тепловых эффектов реакций по энергиям связей. Направленность ковалентной связи. Понятие валентной электронной пары, модель ОВЭП. Предсказание геометрии молекул по методу Гиллеспи. Гибридизация АО. Условия устойчивости гибридизации АО. Типы гибридизации и геометрия молекул.

48. Насыщаемость ковалентной связи. Максимальная ковалентность атомов элементов I, II i III периодов. Полярность связей. Дипольный момент отдельных связей и молекулы в целом. Поляризуемость ковалентной связи. Зависимость поляризуемости от радиуса атомов и кратности связи. Аддитивность поляризуемости. Влияние прочности, полярности и поляризуемости ковалентных связей на реакционную способность.

49. Понятие делокализованной (многоцентровой) химической связи (на примере молекулы диборана). Резонансные структуры как более адекватный способ ее описания в границах метода ВС. Правила составления и химический смысл резонансных структур. Степень делокализации заряда и устойчивость частиц. Оценка стабильности заряженных частиц при помощи резонансных структур.

50. Метод молекулярных орбиталей (МО). Физическая идея метода: делокализация электронной плотности между всеми ядрами данной молекулы. Приближение МО ЛКАО:молекулярные орбитали как линейная комбинация атомных орбиталей. Близость по энергии как необходимое условие комбинирования орбиталей. Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие МО. Принципы заполнения МО. Энергетические диаграммы двухатомных молекул и ионов, образованных элементами I и II периодов. Зависимость кратности, прочности и длины связи, а также магнитных свойств частиц от характера заполнения МО в этих частицах.

51. Свойства ионной связи и условия ее образования. Сравнение ионных и атомных радиусов. Строение ионных кристаллических решеток и их характеристики (координационное число, тип упаковки). Понятие об изоморфизме и полиморфизме. Общие физические свойства, характерные для веществ с ионным типом связи. Концепция поляризации ионов. Факторы, от которых зависит поляризующее действие и поляризуемость ионов. Влияние поляризации на свойства вещества.

52. Металлическая связь. Понятие о зонной теории проводимости и классификация веществ на проводники, полупроводники и диэлектрики в соответствии с ней. Объяснение общих физико-химических свойств металлов (блеск, тепло- и электропроводность, ковкость и т.д.) с позиции представлений о природе металлической связи. Понятие об интерметаллических соединениях.

53. Общее представление о межмолекулярных взаимодействиях. Природа межмолекулярного взаимодействия, его зависимость от расстояния между молекулами. Ориентационное (диполь-дипольное), индукционное, дисперсионное взаимодействия. Зависимость энергии межмолекулярного взаимодействия от полярности и поляризуемости молекул вещества. Частично ковалентное межмолекулярное взаимодействие (на примере дативных взаимодействий между молекулами I₂). Межмолекулярное взаимодействие и физические свойства вещества.

54. Природа водородной связи и причина ее образования. Энергия и геометрические параметры водородной связи. Требования к атомам, участвующим в образовании водородной связи: электроотрицательность, наличие неподеленных пар, малый радиус. Межмолекулярная и внутримолекулярная водородная связь. Влияние водородной связи на свойства веществ: структурирование, температуры плавления и кипения. Водородная связь в биомолекулах. Роль водородной связи в биологических процессах.

55. Эволюция понятия “комплексное соединение”. Современная трактовка термина. Комплексообразователь, лиганды, координационное число комплексообразователя, внутренняя (комплекс) и внешняя (противоионы) сферы. Структурные требования к комплексообразователю и лиганду. Природа связи между комплексообразователем и лигандом в координационных соединениях. Способность элементов периодической системы к образованию координационных соединений.

56. Классификация координационных соединений по заряду комплекса: катионные, анионные, смешанные, нейтральные. Систематические названия важнейших лигандов. Номенклатура различных классов координационных соединений. Предсказание координационного числа комплексообразователя. Координационное число и пространственное строение комплексов. Полидентатные лиганды. Хелатные комплексы, примеры биологически важных хелатов (хлорофилл, гем). Понятие о -комплексах. Полиядерные комплексы с мостиковыми лигандами и со связью металл-металл.

57. Электролитическая диссоциация координационных соединений. Диссоциация на ионы внешней и внутренней сферы (первичная диссоциация). Диссоциация комплексного иона в водном растворе (вторичная диссоциация) как реакция замещения лигандов молекулами воды. Устойчивость комплексных ионов в растворах. Константы нестойкости. Прогнозирование возможности образования и разрушения комплексных ионов в растворах на основании констант нестойкости. Использование концепции ЖМКО для предсказания сравнительной устойчивости комплексов.

58. Кислотно-основные свойства координационных соединений. Кислотная диссоциация аквакомплексов с образованием аквагидроксо- и гидроксокомплексов. Амфотерность гидроксидов и гидролиз солей с точки зрения комплексообразования и протолитической теории кислотно-основного равновесия. Значение процессов комплексообразования в химии и биологии.