Раздел 2. ПРОГРАММА ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Раздел 2.1. Строение атома.

I. Понятие атома. Химический элемент, как вид атомов. Отличие элемента от простого вещества. Символы химических элементов. Распространенность химических элементов в Земной коре и во Вселенной.

II.Ядро атома, протоны, нейтроны, электроны. Изотопы. Строение электронных оболочек атомов химических элементов. Радиусы атомов, энергии ионизации атомов, сродство к электрону,электроотрицательность.

III.Теория Бора атома водорода.

IV.Современные представления об электронном строении атомов. Квантовые числа. Форма s-, p-, d- орбиталей. Электронная конфигурация атомов и ионов. Изоэлектронные частицы. Принцип наименьшей энергии, Принцип Паули. Правило Хунда. Радиоактивность: а, (3 и у распад.

V. Радиоактивные ряды.

VII.Квантово-механические представления о строении атома. Принцип неопределенности. Понятие об атомных и молекулярных орбиталях. Граничная поверхность.

Раздел 2.2. Химическая связь и строение вещества.

I. Простое вещество. Различие понятий «простое вещество» и «химический элемент. Молекула, как мельчайшая частица вещества, определяющая его свойства. Атомно-молекулярная теория. Относительные атомные и молекулярные массы. Химическое соеди­нение. Массовая доля элемента в соединении. Простые и сложные вещества. Аллотропия и полиморфизм. Отличие сложного вещества и смеси; простого вещества и индивидуального (чистого) вещества. Химические формулы (эмпирическая (простейшая)).

I. Валентность. Составление формул бинарных веществ (хлоридов, оксидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов, силицидов) по валентности.

II. Определение химической связи. Типы химической связи. Ковалентная связь. Механизм образования ковалентной связи; характеристики ковалентной связи (длина, энергия, полярность, кратность, насыщенность, направленность).

И. Донорно-акцепторная связь как частный случай ковалентной связи.

II.Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи и ее основные характеристики.

П. Электронная формула.

II.Понятие о степени окисления элемента. Понятие о водородной связи. Металлическая связь.

П. Строение твердых веществ. Кристаллические и аморфные вещества. Кристаллические решетки (молекулярная, атомная, ионная, металлическая).

II. Краткие сведения о строении и свойствах жидкостей и газов. Жидкие кристаллы.

III.Структурная (графическая), пространственная химические формулы.

IV.Метод валентных связей (ВС). Перекрывание орбиталей. о и тс связи. Нулевое перекрывание.

V. Понятие о диаграммах состояния простых и сложных веществ.

VII.Пространственное строение молекул. Валентный угол. Понятие о теории отталкивания электронных пар валентных орбиталей. Раздел 2.3 Коллоидные системы.

VI.Истинные растворы, коллоидные растворы, гели, золи. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем. Лиофобные и лиофильные системы и их устойчивость.

VII.Понятие о строении мицеллы с двойным электрическим слоем. Факторы, влияющие на заряд и устойчивость мицеллы. Коагуляция. Порог коагуляции. Устойчивость лиофильных и лиофобньгх коллоидов.

VII.Строение мицеллы с поверхностно-активным веществом. Примеры дисперсных систем в живых организмах. Строение и свойства межклеточных мембран.

Раздел 2.4. Химическая термодинамика.

I. Различные виды энергетических эффектов химических реакций. Тепловые эффекты химических реакций. Реакции экзо- и эндотермические. Энергетическая диаграмма химической реакции.

II.Зависимость теплового эффекта химической реакции от природы реагирующих веществ и от количества вещества. Термохимические уравнения реакций.

IV. Тепловые эффекты химической реакции при постоянном объеме и при постоян­ном давлении, их взаимосвязь.

IV.Стандартное состояние. Стандартная энтальпия химической реакции. Энтальпия образования химического соединения, энтальпия (энергия) химической связи, энтальпия сгорания химического соединения, энтальпия фазового перехода. Закон Гесса. Применение закона Гесса и следствий из него к расчету энтальпии химической реакции.

VII.Химическая термодинамика. Типы термодинамических систем (открытая, закрытая, изолированная). Энергия, теплота и работа. Макро и микросостояния системы. Математическая и термодинамическая вероятность. Статистическое и термодинамическое определение энтропии.

VII.Зависимость энтропии вещества от его природы, количества и температуры. Абсолютная энтропия.

VII.Стандартная энтропия химической реакции (A_rS°), энтропия фазового перехода.

VII.Критерий самопроизвольного протекания химической реакции в закрытой системе при постоянном давлении. Энергия Гиббса (AG), ее зависимость от температуры и давления.

VII.Стандартная энергия Гиббса химической реакции, образования вещества, фазового перехода, сгорания вещества.

VII.Энтропийный (A_rS°) и энтальпийный (Д_ГН°) факторы в энергии Гиббса.

VII.Константа химического равновесия, ее связь со стандартной энергией Гиббса реакции. Зависимость константы равновесия от природы реагирующих веществ, давления, температуры. Зависимость энергии Гиббса реакции от концентраций (давлений) веществ (изотерма химической реакции). Сдвиг химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

VII.Первый, второй и третий законы термодинамики.

Раздел 2.5. Кинетика.

Раздел 2.5.1. Химическая реакция. Скорость химической реакции.

I. Признаки химических реакций и условия их возникновения и протекания. Понятие о катализаторе.

II. Обратимые и необратимые химические реакции. Элементарные и сложные реакции. Механизм реакции.

IV. Определение скорости химической реакции (V_p). Средняя и истинная скорости V_p. Зависимость V_p от природы реагирующих веществ.

Раздел 2.5.2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

V. Основной закон химической кинетики для элементарных и сложных реакций. Физически смысл константы скорости и ее размерность для реакций первого, второго и третьего порядков. Молекулярность и общий порядок химической реакции. Порядок реакции по одному из реагирующих веществ. Кинетическое уравнение химической реакции. Реакции 1 порядка: соотношение между периодом полураспада и константой скорости.

V. Лимитирующие стадии химического процесса (в последовательных и параллельных реакциях).

V. Основной закон химической кинетики для гетерогенных систем.

Раздел 2.5.3. Зависимость скорости химической реакции от температуры. П. Уравнение Вант-Гоффа, температурный коэффициент Вант-Гоффа. IV. Уравнение Аррениуса, энергия активации, предэкспоненциальный множитель. Экспериментальное определение энергии активации.

Раздел 2.5.4. Катализ.

IV. Гомогенный и гетерогенный катализ.

V. Ингибиторы. Автокатализ.

VII. Ферментативный катализ. Константа Михаэлиса.

VII. Экспериментальные способы определения скорости реакции, порядка реакции по одному из реагирующих веществ, энергии активации. VII. Понятие активированного комплекса.

Раздел 2.5.5. Химическое равновесие.

IV. Химическое равновесие (ХР). Факторы, влияющие на ХР (концентрации реаги­рующих веществ, температура, давление). Принцип Ле Шателье. Начальные и равновесные концентрации веществ. Константа химического равновесия (К_р) для гомогенных и гетерогенных процессов. Факторы, влияющие на К_р.

IV.Понятие об адсорбции.

V.Связь между различными константами равновесия идеальных газов (концентрация, давление, мольная доля).

VI. Энергетические диаграммы химических реакций.

VII. Термодинамическое условие ХР. Устойчивость ХР. Связь константы равновесия со стандартной энергией Гиббса.

Раздел 2.5.6. Механизмы химических реакций

И. Реакции элементарные и сложные. Последовательные и параллельные. Обратимые реакции. Синтез хлороводорода как пример разветвленной цепной реакции.

IV. Фотохимические реакции и их роль в природе.

VII. Понятие цепных реакций. Примеры разветвленных и неразветвленных цепных реакций.

Раздел 1.6. Растворы.

Раздел 1.6.1. Растворимость одних веществ в других, способы выражения концентрации растворов.

I. Растворимость веществ, способы выражения концентрации растворов. Массовая доля растворенного вещества.

II. Растворение веществ в воде. Растворы насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные. Концентрированные и разбавленные растворы. Растворимость. Таблица растворимости веществ в воде. Молярная концентрация, мольная доля. Приготовление растворов заданной концентрации. Кристаллогидраты.

III. Тепловые эффекты при растворении. Зависимость растворимости веществ от температуры и давления.

VII. Моляльная концентрации.

Раздел 2.6.2. Растворы неэлектролитов. Коллигативные свойства растворов. И. Растворы неэлектролитов.

VI. Коллигативные свойства растворов: Закон Рауля, понижение температуры замерзания раствора (криоскопия), повышение температуры кипения раствора (эбуллиоскопия), осмос, осмотическое давление.

VII. Роль осмоса в живых организмах.

VII. Гипер-, гипо- и изотонические растворы.

Раздел 1.6.3. Растворы электролитов. Равновесия в растворах электролитов.

II, Понятие электролита. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация веществ с ионной и ковалентной полярной связью (кислот, щелочей, солей) в водных растворах. Ион гидроксония. Донорно-акцепторный механизм образования связи в ионе гидроксония. Катионы, анионы. Гидратация ионов. Степень гидратации и ее зависимость от заряда иона и его радиуса. Ступенчатая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень электролитической диссоциации слабого электролита. Зависимость степени электролитической диссоциации от природы электролита и концентрации.

II. Кислоты и основания (теория Аррениуса.)

II. Гидролиз. Гидролиз солей.

П. Реакции ионного обмена (молекулярное, полное и сокращенное ионные равнения) и условия их протекания.

III.Понятие о сопряженных кислотах и основаниях.

IV.Зависимость степени электролитической диссоциации от концентрации, температуры, наличия одноименного иона).

IV. Кислоты и основания (теория Аррениуса). Водородный показатель (рН). Протолитическое равновесие.

IV. Ионное произведение воды и его зависимость от температуры. рН чистой воды.

IV. Буферные растворы. Расчет рН буферных растворов. Примеры буферных растворов в живых организмах. Вода, жидкий аммиак, ледяная уксусная кислота, концентрированные серная и азотная кислоты как амфолиты. Автопротолиз.

IV. Равновесие осадок-раствор. Определение произведения растворимости (ПР). Факторы, влияющие на ПР и растворимость (природа и концентрация вещества, температура, наличие одноименного иона).

IV. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

V. Механизм действия буферных растворов. Буферная емкость.

V. Константа, степень гидролиза, и факторы на них влияющие (природа, концентра­ция, температура, наличие в растворе других солей). Расчет рН растворов солей.

V. Обратимый и необратимый гидролиз. Факторы, смещающие равновесие гидролиза. Взаимный гидролиз солей.

VI. Влияние природы растворителя на силу кислоты и основания. Нивелирующий и дифференцирующий эффект растворителя.

VII. Кислоты и основания (теория Льюиса).

VII. Кислоты и основания (теория Бренстеда-Лоури). Протолитическое равновесие. Сопряженные кислоты и основания. Соотношение между константами сопряженных кислот (К_а) и оснований (Кь).

Раздел 2.7. Электрохимия.

II. Окислительно-восстановительные реакции (о/в). Окислитель, восстановитель. Окисление, восстановление. Степень окисления. Определение степени окисления атомов в химических соединениях. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса.

III.Виды о/в реакций (реакции диспропорционирования и сопропорционирования). Типичные окислители и восстановители. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций в водных растворах методом электронно-ионного баланса. Зависимость протекания о/в реакции от рН среды.

III. Гальванический элемент. Электрод, катод, анод. Электроды сравнения: водородный, хлорсеребряный. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал (Е°). ЭДС гальванического элемента. Электрохимический ряд напряжений металлов. Электролиз. Электролиз расплавов солей, оксидов и щелочей. Электролиз растворов солей, щелочей и кислот на инертном и растворимом аноде. Законы Фарадея.

VI. Законы Фарадея.

VI. Топливные элементы. Аккумуляторы. Электродвижущая сила в окислительно-восстановительных (о/в) реакциях.

VI. Уравнение Нернста. Направление окислительно-восстановительного процесса и его связь со стандартными электродными потенциалами и концентрациями реагирующих веществ.

VI.Константа равновесия о/в реакции (К). Взаимосвязь ЭДС с термодинамическими функциями (К, AG).

Раздел 2.8. Комплексные (координационные) соединения.

VI. Определение комплексного соединения (КС).

VI. Координационная теория Вернера. Основные понятия координационной теории: центральный атом и лиганды, внешняя и внутренняя сфера, координационное число, ядро комплекса, его заряд, главная и побочная валентности, степень окисления центрального атома. Дентатность лигандов.

VI. Номенклатура.

VI. Равновесия в растворах комплексных соединений. Константа устойчивости (нестойкости).

VII. Комплексные катионы, анионы, нейтральные комплексы (карбонилы с одним и двумя центральными атомами). Внутрикомплексные соединения (хелаты). Полидентантные лиганды.

VII. Способы разрушения комплексных соединений на конкретных примерах.

VII. Влияние лигандов на комплексообразователь. Влияние комплексообразователя на лиганд на примере аквакомплексов.

VII. Химическая связь в КС. Понятие о теории кристаллического поля (ТКП). Влияние поля лигандов на расщепление d-подуровня атома (иона) комплексообразователя. Высоко- и низкоспиновые комплексы.

VII. Связь величин расщепления с окраской КС. Использование ТКП для объяснения магнитных свойств КС. Теория ВС. Донорно-акцепторные связи. Внутриорбитальные и внешнеорбитальные комплексы. Высоко- и низкоспиновые комплексы.

VII. Внутрикомплексные соединения. Энтропийный эффект. Макроциклический эффект.

VII. КС с неорганическими и органическими полидентантными лигандами. КС элементов металлов с аминокислотами на примере этилендиаминтетраацетата (комплексоната) кальция. Хелаты. Правило циклов Чугаева.

VII. Кластеры (на примере низших галогенидов молибдена) и многоядерные комплексы (на примере карбонилов переходных элементов). Соединения включения (клатра-ты). Супрамолекулярные соединения.

VII. Зависимость константы устойчивости от величины заряда и радиуса центрального иона, его электронной конфигурации (на примере гексаамминкобальта (И) и гексаам-минкобальта (III), а также гексацианоферрата (II) и гексацианоферрата (III)). Представление о кинетически лабильных и инертных комплексах. Геометрическая и оптическая изомерия инертных комплексов. Эффект трансвлияния Черняева.

VII.Роль КС в природе (ферменты, хлорофилл, гемоглобин, комплексные соединения микроэлементов в питании растений, лекарства и яды). Использование КС в технологии, сельском хозяйстве и медицине (Разделение и очистка смесей неорганических соединений, борьба с хлорозом растений, противоопухолевое действие комплексов платины и других элементов). Летучие КС и их роль в неорганическом синтезе (тонкие пленки, гетероструктуры).