- •1.Химия как наука и ее место в ряду геологических дисциплин. Понятие об атоме и молекуле, Атомная и молекулярная массы. Моль.
- •2.Понятие о химических реакциях. Признаки и классификация химических реакций. Способы написания химических реакций.
- •3.Основные законы химии. Следствия из закона Авогадро.
- •4.Строение ядра. Изотопы. Изотоны. Изобары. Планетарная модель атома Резерфорда. Линейчатый спектр атома.
- •5.Модель атома по Бору. Нормальное и возбужденное состояние атома. Правило квантования. Недостатки теории Бора.
- •6.Квантово механическая модель атома. Волновая функция. Квантовые числа, их значения и интерпретация. Условная запись строения атома.
- •7.Квантово механическая модель атома водорода и многоэлектронных атомов. Порядок заполнения электронов по уровням и подуровням. Правила Гунда и Клечковского. Запрет Паули.
- •9.Химическая связь и валентность элементов. Характеристика химической связи (электроотрицательность, энергия, кратность и полярность связи)
- •10. Механизм образования валентной связи. Гибридные связи. Пространственная конфигурация молекул. Примеры.
- •11.Металическая связь. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Энергетическая оценка различных типов связи.
- •12.Межмолекулярное взаимодействие. Аморфное и кристаллическое состояние вещества.
- •13.Энергитические эффекты химических реакций. Типы систем. Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики. Закон Гесса.
- •14.Втрой закон термодинамики. Энтропия. Энтальпийный и Энтропийный факторы протекания химической реакции. Энергия Гиббса.
- •15.Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химической реакции от изменения параметров системы.
- •16.Скорость химической реакции. Энергия активации. Адсорбционные процессы. Гомогенный и гетерогенный катализ.
- •17.Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия. Закон действующих масс.
- •18.Закон действующих масс Константа равновесия. Смещение химического равновесия. Основное карбонатное равновесие в природе.
- •19.Понятие полярности и поляризуемости химической связи. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики силы электролитов.
- •20.Раствоы сильных и слабых электролитов. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов в растворе. Закон разбавления Оствальда.
- •21.Вода структура воды. Растворы сильных электролитов. Явление гидратации (сольватации) в растворах. Понятие об активности и ионной силе электролитов растворе.
- •22.Ионно обменные реакции в растворах электролитов. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации.
- •23.Направление протекания ионно-обменных химических реакций. Смещение ионных равновесий в растворах электролитов. Геохимическое карбонатное равновесие в природе.
- •24. Основные теории кислот и оснований. (Аррениуса, Бренстеда-Лоури, Льюиса). Их достоинства и недостатки.
- •25.Вода. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Методы определения pH.
- •26.Водородный показатель. Методы определения pH. Кислотно-основные индикаторы.
- •27.Гидролиз солей. Смещение равновесия в растворах гидролизирующихся солей. Роль гидролиза в геохимических процессах. Примеры.
- •28.Растворы, растворимость. Насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Их термодинамическая характеристика. Произведение растворимости.
- •29.Насыщенные растворы малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков малорастворимых электролитов.
- •30.Условие образования и растворения осадков малорастворимых электролитов Влияния различных фактов на растворимость осадков. Химические предпосылки миграции осадочных пород.
- •31.Произведение растворимости. Влияние одноименных и посторонних ионов на растворимость. Порядок выпадения в осадок малорастворимых электролитов. Парагенезис минералов.
- •32.Окислительно-востановительные реакции. Окислительно-восстановительные свойства элементов и соединений. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
- •33.Гальванические элементы. Образование двойного электрического слоя. Стандартные электродные потенциалы.
- •34.Окислительно-восстановительные потенциалы. Электроды сравнения. Уравнение Нернста.
- •35.Направление протекания окислительно-восстановительных реакций.
- •36.Химические гальванические элементы. Концентрационные элементы. Значение потенциалометрии в геологических процессах.
- •37.Соединения высшего прядка. Электрохимическая диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных соединений. Заряд комплексообразователя и комплексного иона.
- •38.Теория координационной связи. Координационные числа. Заряд комплексного иона и комплексообразователя. Номенклатура комплексных соединений.
- •[Ag(nh3)2]Cl – хлориддиаминосеребра.
- •K[Ag(cn)2] – дицианоаргентаткалия.
- •39.Классификация комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений. Устойчивость комплексов. Роль комплексообразования в геохимических процессах миграции.
- •40. Концентрационные элементы. Диффузионные потенциалы.
- •41. Явление поляризации. Концентрационная и активационная поляризации. Механизм и способы их устранения.
- •42. Обзор химических свойств элементов в периодической системе д.И. Менделеева. Металлы и неметаллы. Основные породообразующие элементы.
25.Вода. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Методы определения pH.
+ _ -14
КH2O = Kд•55.55 = [H][OH]=14
Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентрации ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть величина постоянная и называется ионным произведением воды.
Водородный показатель: Кислотность или щелочность разбавленных водных растворов можно выразить водородным показателем, т.е. вместо концентрации ионов гидроксония указать ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Водородный показатель обозначается pH.
Методы определения pH растворов: pH растворов можно определить двумя способами. Рассчитать или при помощи индикаторов. Рассчитывается уровень pH по формуле +
pH = -lg[H]
Из ионного произведения воды имеем: [H] = [OH] =10^-7
pH + pOH = 14
Если pH>7 значит среда щелочная, если pH<7 значит среда кислая.
Рассчитать уровень pH можно при помощи лакмусовой бумажки или индикаторов. В зависимости от того, в какой цвет окрасится индикатор мы можем судить какая среда в растворе.
Индикатор |
Кислая pH<7 |
Нейтральная pH = 7 |
Щелочная pH>7 |
Лакмус |
Красный |
Фиолетовый |
Синий |
Метилоранж |
Красный |
Желтый |
Желтый |
Финолфталеиин |
Бесцветный |
Бесцветный |
Малиновый |
26.Водородный показатель. Методы определения pH. Кислотно-основные индикаторы.
Водородный показатель: Кислотность или щелочность разбавленных водных растворов можно выразить водородным показателем, т.е. вместо концентрации ионов гидроксония указать ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Водородный показатель обозначается pH.pH растворов можно определить двумя способами. Рассчитать или при помощи индикаторов. Рассчитывается уровень pH по формуле
pH = -lg[H]
Из ионного произведения воды имеем: [H] = [OH] =10^-7
pH + pOH = 14
Если pH>7 значит среда щелочная, если pH<7 значит среда кислая.
Рассчитать уровень pH можно при помощи лакмусовой бумажки или индикаторов. В зависимости от того, в какой цвет окрасится индикатор мы можем судить какая среда в растворе.
Индикатор |
Кислая pH<7 |
Нейтральная pH = 7 |
Щелочная pH>7 |
Лакмус |
Красный |
Фиолетовый |
Синий |
Метилоранж |
Красный |
Желтый |
Желтый |
Финолфталеиин |
Бесцветный |
Бесцветный |
Малиновый |