Программа по химии для абитуриентов
1. Предмет химии. Явления химические и физические.
2. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная плотность вещества.
3. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
4. Валентность. Составление химических формул по валентности.
5. Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в атоме. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го периодов периодической системы.
6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по группах и периодах периодической системы.
7. Природа и типы химической связи. Образование ковалентной связи на примере молекул водорода, хлороводорода и аммиака. Полярная и неполярная ковалентные связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи на примере иона аммония. Ионная связь. Водородная связь. Примеры химических соединений с разными видами связи.
8. Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
9. Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления элемента. Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных процессов.
10. Представление о скорости химических реакций. Зависимость скорости от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и катализаторы.
11. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия, которые влияют на смещение химического равновесия.
12. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного вещества в растворе.
13. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости.
14. Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов. Понятие об амфотерности.
15. Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства.
16. Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства.
17. Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей. Гидролиз солей.
18. Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
19. Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы промышленного получения металлов. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве.
20. Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в природе, их использование. Калийные удобрения.
21. Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и способы ее устранения.
22. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения в периодической системе и строения атома. Физические и химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия.
23. Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и его сплавов в технике.
24. Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в лаборатории, его использование.
25. Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства. Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-ион.
26. Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства. Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты. Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и быту.
27. Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и использование его в технике.
28. Вода. Электронное и пространственное строение молекулы воды. Физические и химические свойства воды. Вода в промышленности, сельском хозяйстве, быту.
29. Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее соли. Фосфорные удобрения.
30. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак. Физические и химические свойства. Химические основы промышленного синтеза аммиака. Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения.
31. Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе.
32. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды углерода, их химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, их свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов. Качественная реакция на карбонат-ион.
33. Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная природа химической связи в молекулах органических соединений, типы разрыва связи, понятие о свободных радикалах.
34. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное строение, sp³-гибридизация. Номенклатура алканов. Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных радикалов. Метан, его использование.
35. Этиленовые углеводороды (алкены); σ- и π-связи, sp²-гибридизация. Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода, галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации). Правило Марковникова. Получение и использование этиленовых углеводородов.
36. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер, структурное звено, степень полимеризации). Полиэтилен. Полихлорвинил. Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей. Использование полимеров.
37. Диеновые углеводороды, их строение, химические свойства и использование. Природный каучук, его строение и свойства. Синтетический каучук.
38. Ацетилен. Строение тройной связи (sp-гибридизация). Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Химические свойства (реакции присоединения). Использование ацетилена.
39. Главные представители ароматических углеводородов. Бензол. Электронное строение бензола и его химические свойства (реакции замещения и присоединения). Получение бензола в лаборатории и промышленности, его использование.
40. Углеводороды в природе: нефть, природный и попутные газы. Переработка нефти: перегонка и крекинг. Использование нефтепродуктов в химической промышленности для получения различных веществ.
41. Предельные одноатомные спирты. Строение и номенклатура. Химические свойства одноатомных спиртов (реакции замещения, дегидратации и окисления). Промышленные и лабораторные способы синтеза этанола, его использование.
42. Многоатомные спирты: этиленгликоль и глицерин, их использование.
43. Фенол, его строение. Сравнение химических свойств фенола со свойствами предельных одноатомных спиртов. Кислотные свойства фенола. Влияние гидроксильной группы на реакции замещения в ароматическом ядре. Получение и применения фенола.
44. Альдегиды, их строение, номенклатура, химические свойства (реакции окисления и восстановления). Получение и использование муравьиного и уксусного альдегидов. Фенолформальдегидные смолы.
45. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Химические свойства карбоновых кислот. Муравьиная кислота, ее восстановительные способности. Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших карбоновых кислот.
46. Сложные эфиры, их номенклатура. Получение сложных эфиров и их гидролиз. Применения сложных эфиров. Синтетические волокна на основе сложных эфиров.
47. Жиры как представители сложных эфиров, их роль в природе и свойства. Химическая переработка жиров.
48. Углеводы, их классификация. Моносахариды. Глюкоза, ее строение, химические свойства (реакция окисления и восстановления). Роль в природе. Сахароза, ее гидролиз.
49. Полисахариды как природные полимеры. Крахмал и целлюлоза, их строение, химические свойства. Углеводы как источник сырья для химической промышленности. Искусственные волокна на основе целлюлозы.
50. Амины, их строение и номенклатура. Амины как органические основания, взаимодейст-вие с кислотами. Анилин. Сравнение свойств алкил- и арилзамещенных аминов. Получение анилина из нитробензола (реакция Зинина).
51. Аминокислоты, их строение и кислотно-основные свойства. Синтетические полиамидные волокна.
52. Понятие о строении белковых молекул. α-аминокислоты как структурные единицы белков. Свойства и биологическая роль белков.
53. Взаимосвязь между классами органических соединений.
2. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная плотность вещества.
3. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
4. Валентность. Составление химических формул по валентности.
5. Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в атоме. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го периодов периодической системы.
6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по группах и периодах периодической системы.
7. Природа и типы химической связи. Образование ковалентной связи на примере молекул водорода, хлороводорода и аммиака. Полярная и неполярная ковалентные связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи на примере иона аммония. Ионная связь. Водородная связь. Примеры химических соединений с разными видами связи.
8. Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
9. Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления элемента. Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных процессов.
10. Представление о скорости химических реакций. Зависимость скорости от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и катализаторы.
11. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия, которые влияют на смещение химического равновесия.
12. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного вещества в растворе.
13. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости.
14. Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов. Понятие об амфотерности.
15. Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства.
16. Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства.
17. Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей. Гидролиз солей.
18. Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
19. Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы промышленного получения металлов. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве.
20. Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в природе, их использование. Калийные удобрения.
21. Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и способы ее устранения.
22. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения в периодической системе и строения атома. Физические и химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия.
23. Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и его сплавов в технике.
24. Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в лаборатории, его использование.
25. Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства. Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-ион.
26. Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства. Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты. Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и быту.
27. Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и использование его в технике.
28. Вода. Электронное и пространственное строение молекулы воды. Физические и химические свойства воды. Вода в промышленности, сельском хозяйстве, быту.
29. Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее соли. Фосфорные удобрения.
30. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак. Физические и химические свойства. Химические основы промышленного синтеза аммиака. Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения.
31. Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе.
32. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды углерода, их химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, их свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов. Качественная реакция на карбонат-ион.
33. Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная природа химической связи в молекулах органических соединений, типы разрыва связи, понятие о свободных радикалах.
34. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное строение, sp³-гибридизация. Номенклатура алканов. Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных радикалов. Метан, его использование.
35. Этиленовые углеводороды (алкены); σ- и π-связи, sp²-гибридизация. Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода, галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации). Правило Марковникова. Получение и использование этиленовых углеводородов.
36. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер, структурное звено, степень полимеризации). Полиэтилен. Полихлорвинил. Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей. Использование полимеров.
37. Диеновые углеводороды, их строение, химические свойства и использование. Природный каучук, его строение и свойства. Синтетический каучук.
38. Ацетилен. Строение тройной связи (sp-гибридизация). Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Химические свойства (реакции присоединения). Использование ацетилена.
39. Главные представители ароматических углеводородов. Бензол. Электронное строение бензола и его химические свойства (реакции замещения и присоединения). Получение бензола в лаборатории и промышленности, его использование.
40. Углеводороды в природе: нефть, природный и попутные газы. Переработка нефти: перегонка и крекинг. Использование нефтепродуктов в химической промышленности для получения различных веществ.
41. Предельные одноатомные спирты. Строение и номенклатура. Химические свойства одноатомных спиртов (реакции замещения, дегидратации и окисления). Промышленные и лабораторные способы синтеза этанола, его использование.
42. Многоатомные спирты: этиленгликоль и глицерин, их использование.
43. Фенол, его строение. Сравнение химических свойств фенола со свойствами предельных одноатомных спиртов. Кислотные свойства фенола. Влияние гидроксильной группы на реакции замещения в ароматическом ядре. Получение и применения фенола.
44. Альдегиды, их строение, номенклатура, химические свойства (реакции окисления и восстановления). Получение и использование муравьиного и уксусного альдегидов. Фенолформальдегидные смолы.
45. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Химические свойства карбоновых кислот. Муравьиная кислота, ее восстановительные способности. Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших карбоновых кислот.
46. Сложные эфиры, их номенклатура. Получение сложных эфиров и их гидролиз. Применения сложных эфиров. Синтетические волокна на основе сложных эфиров.
47. Жиры как представители сложных эфиров, их роль в природе и свойства. Химическая переработка жиров.
48. Углеводы, их классификация. Моносахариды. Глюкоза, ее строение, химические свойства (реакция окисления и восстановления). Роль в природе. Сахароза, ее гидролиз.
49. Полисахариды как природные полимеры. Крахмал и целлюлоза, их строение, химические свойства. Углеводы как источник сырья для химической промышленности. Искусственные волокна на основе целлюлозы.
50. Амины, их строение и номенклатура. Амины как органические основания, взаимодейст-вие с кислотами. Анилин. Сравнение свойств алкил- и арилзамещенных аминов. Получение анилина из нитробензола (реакция Зинина).
51. Аминокислоты, их строение и кислотно-основные свойства. Синтетические полиамидные волокна.
52. Понятие о строении белковых молекул. α-аминокислоты как структурные единицы белков. Свойства и биологическая роль белков.
53. Взаимосвязь между классами органических соединений.
Программа по химии для абитуриентов
1. Предмет химии. Явления химические и физические.
2. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и
немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная
масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица
количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем
газа. Относительная плотность вещества.
3. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
4. Валентность. Составление химических формул по валентности.
5. Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера
химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное
строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная
орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в
атоме. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-
го, 3-го периодов периодической системы.
6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И.
Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической
системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по
группах и периодах периодической системы.
7. Природа и типы химической связи. Образование ковалентной связи на
примере молекул водорода, хлороводорода и аммиака. Полярная и неполярная
ковалентные связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной
связи на примере иона аммония. Ионная связь. Водородная связь. Примеры
химических соединений с разными видами связи.
8. Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических
реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект
химической реакции. Термохимические уравнения.
9. Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления элемента.
Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи
электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных
процессов.
10. Представление о скорости химических реакций. Зависимость скорости от
природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и
катализаторы.
11. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия,
которые влияют на смещение химического равновесия.
12. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их
природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного вещества в
растворе.
13. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и
слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете
теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их
необратимости.
14. Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов.
Понятие об амфотерности.
15. Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и
химические свойства.
16. Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические
свойства.
17. Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства
солей. Гидролиз солей.
18. Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
19. Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические
свойства. Основные способы промышленного получения металлов.
Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа.
Значение металлов в народном хозяйстве.
20. Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в
периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в
природе, их использование. Калийные удобрения.
21. Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы
периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды
и способы ее устранения.
22. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения
в периодической системе и строения атома. Физические и химические
свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия.
23. Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические
свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и
его сплавов в технике.
24. Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в
лаборатории, его использование.
25. Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической
системе и строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства.
Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-
ион.
26. Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы
периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства.
Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и
химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты.
Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и
быту.
27. Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение
кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и
использование его в технике.
28. Вода. Электронное и пространственное строение молекулы воды. Физические
и химические свойства воды. Вода в промышленности, сельском хозяйстве,
быту.
29. Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы
периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее
соли. Фосфорные удобрения.
30. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак. Физические и
химические свойства. Химические основы промышленного синтеза аммиака.
Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты.
Соли азотной кислоты. Азотные удобрения.
31. Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы
периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства.
Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе.
32. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды
углерода, их химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и
гидрокарбонаты, их свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов.
Качественная реакция на карбонат-ион.
33. Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств
органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная
природа химической связи в молекулах органических соединений, типы
разрыва связи, понятие о свободных радикалах.
34. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и
пространственное строение, sp³-гибридизация. Номенклатура алканов.
Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и
окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных
радикалов. Метан, его использование.
35. Этиленовые углеводороды (алкены); σ- и π-связи, sp²-гибридизация.
Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых
углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода,
галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации).
Правило Марковникова. Получение и использование этиленовых углеводородов.
36. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер,
структурное звено, степень полимеризации). Полиэтилен. Полихлорвинил.
Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей.
Использование полимеров.
37. Диеновые углеводороды, их строение, химические свойства и
использование. Природный каучук, его строение и свойства. Синтетический
каучук.
38. Ацетилен. Строение тройной связи (sp-гибридизация). Получение ацетилена
карбидным способом и из метана. Химические свойства (реакции
присоединения). Использование ацетилена.
39. Главные представители ароматических углеводородов. Бензол. Электронное
строение бензола и его химические свойства (реакции замещения и
присоединения). Получение бензола в лаборатории и промышленности, его
использование.
40. Углеводороды в природе: нефть, природный и попутные газы. Переработка
нефти: перегонка и крекинг. Использование нефтепродуктов в химической
промышленности для получения различных веществ.
41. Предельные одноатомные спирты. Строение и номенклатура. Химические
свойства одноатомных спиртов (реакции замещения, дегидратации и
окисления). Промышленные и лабораторные способы синтеза этанола, его
использование.
42. Многоатомные спирты: этиленгликоль и глицерин, их использование.
43. Фенол, его строение. Сравнение химических свойств фенола со свойствами
предельных одноатомных спиртов. Кислотные свойства фенола. Влияние
гидроксильной группы на реакции замещения в ароматическом ядре. Получение
и применения фенола.
44. Альдегиды, их строение, номенклатура, химические свойства (реакции
окисления и восстановления). Получение и использование муравьиного и
уксусного альдегидов. Фенолформальдегидные смолы.
45. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Химические свойства
карбоновых кислот. Муравьиная кислота, ее восстановительные способности.
Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как
представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших
карбоновых кислот.
46. Сложные эфиры, их номенклатура. Получение сложных эфиров и их гидролиз.
Применения сложных эфиров. Синтетические волокна на основе сложных
эфиров.
47. Жиры как представители сложных эфиров, их роль в природе и свойства.
Химическая переработка жиров.
48. Углеводы, их классификация. Моносахариды. Глюкоза, ее строение,
химические свойства (реакция окисления и восстановления). Роль в природе.
Сахароза, ее гидролиз.
49. Полисахариды как природные полимеры. Крахмал и целлюлоза, их строение,
химические свойства. Углеводы как источник сырья для химической
промышленности. Искусственные волокна на основе целлюлозы.
50. Амины, их строение и номенклатура. Амины как органические основания,
взаимодейст-вие с кислотами. Анилин. Сравнение свойств алкил- и
арилзамещенных аминов. Получение анилина из нитробензола (реакция
Зинина).
51. Аминокислоты, их строение и кислотно-основные свойства. Синтетические
полиамидные волокна.
52. Понятие о строении белковых молекул. α-аминокислоты как структурные
единицы белков. Свойства и биологическая роль белков.
53. Взаимосвязь между классами органических соединений.
Предмет химии. Явления химические и физические.
Химия - это наука о веществах и их превращениях. Она изучает состав и
строение веществ, зависимость их свойств от строения, условия и способы
превращения одних веществ в другие.
Химия имеет большое практическое значение. Много тысячелетий тому назад
человек использовал химические явления при выплавке металлов из руд,
получении сплавов, варке стекла и т. д. Ещё в 1751г. М.В. Ломоносов в своём
знаменитом Слове о пользе химии писал: Широко распростирает химия руки
свои в дела человеческие. Куда ни посмотрим, куда не оглянёмся - везде
обращаются перед очами нашими успехи её применения.
В наше время роль химии в жизни общества неизмерима. Химические знания
сейчас достигли такого уровня развития, что на их основе коренным образом
меняются представления о природе и механизме ряда важнейших естественных и
технологических процессов. Химия помогла нам открыть и использовать не
только ранее неизвестные свойства веществ и материалов, но и создать новые,
не существующие в природе вещества и материалы.
Вещество - это вид материи, обладающей при определённых условиях
постоянными физическими свойствами. Однако с изменением условий свойства
вещества изменяются.
Всякие изменения, происходящие с веществом, называются явлениями.
Явления бывают как физические, так и химические.
Физическими называются такие явления, которые приводят к изменению
формы, агрегатного состояния, температуры вещества, не изменяя его состава.
Химический состав вещества в результате физического явления не изменяется.
Например, воду можно превратить в лёд, в пар, но её химический состав при
этом остаётся прежним.
Химическими называются такие явления, при которых происходит коренное
изменение состава и свойств веществ. В результате химических явлений
происходит превращение одних веществ в другие, т.е. изменяется состав
молекул, образуются молекулы другого вещества. Однако атомы при химических
реакциях остаются неизменными. Примером может служить разложение
известняка:
CaCO3 → CaO + CO2
Химические явления иначе называют химическими реакциями. Характерные
признаки химических явлений (реакций): выделение тепла, газа, выпадение
осадка, изменение цвета, появление запаха. При физических явлениях этого
наблюдать нельзя.
Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное
строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон
сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица количества вещества.
Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная
плотность вещества.
Теоретическую основу современной химии составляет атомно-молекулярное
учение.
Атомы – мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического
разложения любого вещества.
Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым
положительным зарядом ядра.
Следовательно, атом – это наименьшая частица химического элемента,
сохраняющая все его химические свойства. В настоящее время известно 110
элементов, из которых 92 встречаются в природе.
В зависимости от природы частиц, из которых построено вещество,
различают вещества с молекулярной и немолекулярной структурой. Практически
все органические вещества (т.е. подавляющее большинство известных веществ)
состоят из молекул. Среди неорганических соединений молекулярное строение
имеют примерно 5%. Таким образом, наиболее типичной формой существования
вещества является молекула.
Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать
самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.
При обычных условиях вещества с молекулярной структурой могут находиться
в твердом, жидком или газообразном состоянии. Вещества с немолекулярной
структурой находятся только в твердом состоянии, преимущественно в
кристаллической форме. Носителями химических свойств таких веществ являются
не молекулы, а комбинации атомов или ионов которые образуют данное
вещество.
Символическая запись простейшего численного соотношения, в котором атомы
различных элементов образуют химическое соединение, называется формулой.
Следовательно, формула выражает определенный (качественный и
количественный) состав соединения. Так, SO2, N2, CO - формулы веществ,
имеющих молекулярное строение. Их состав всегда строго постоянен. NaCl,
AlF3, ZnS– формулы веществ, не имеющих молекулярное строение при обычных
условиях. Состав таких веществ не всегда постоянен и часто зависит от
условия их получения. Отклонение от целочисленного соотношения могут быть
выражены при записи формулы: Fe0,9S, TiO0,7, ZrN0,69. Вещества с постоянным
составом называются дальтонидами, вещества с переменным составом –
бертоллидами.
Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы. В химии пользуются
не их абсолютными значениями, а относительными.
Относительной атомной массой химического Ar элемента называется
величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом
процентного содержания его изотопов в природе ) к 1\12 массы изотопов
углерода – 12. 1\12 массы атома изотопа углерода 12 принята за атомную
единицу массы (а. е. м.), международное обозначение - u.
Относительная атомная масса является величиной безразмерной.
Относительной молекулярной массой Mr вещества называется отношение
массы его молекулы к 1\12 массы атома изотопа углерода 12.
Поскольку большинство неорганических веществ при обычных условиях не
имеют молекулярного строения, в данном случае можно говорить о формульной
массе F, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в
соединение, с учетом числа атомов каждого элемента в формуле.
Единицей измерения количества вещества n (ν) в Международной системе
единиц является моль.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных
единиц (атомов, ионов, молекул, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько
содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12.
Число атомов NA в 0,012 кг углерода (т.е. в 1моль) легко определить,
зная массу атома углерода. Точное значение этой величины – 6,02·10²³ . Эта
величина называется постоянной Авогадро и является одной из важнейших
универсальных постоянных. Она равна числу структурных единиц в 1 моль
любого вещества.
Масса 1 моль вещества Х называется молярной массой М(Х) и представляет
собой отношение массы m этого вещества к его количеству n.
Закон сохранения массы: Масса веществ, вступивших в химическую реакцию,
равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции, с учетом массы,
соответствующей тепловому эффекту реакции. Он был сформулирован великим
русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748г. и подтвержден экспериментально им
самим в 1756г. и независимо от него французским химиком А.Л.Лавуазье в
1789г.
Закон постоянства состава вещества: Любое сложное вещество
молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный
количественный состав.
Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых
условиях содержится одно и то же количество молекул.
Следствия: 1. Если число молекул некоторых газов равно, то при н.у. они
занимают равные объемы. Если же число молекул равно 6,02·10²³, то объем
газа равен 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом.
1. Абсолютная плотность газа равна отношению его молекулярной массы к
молярному объему
2. Относительная плотность газа (Х) по другому газу (Y) равна отношению
молярной массы газа (Х) к молярной массе газа (Y).
Уравнение Клаперона:
Уравнение Менделеева-Клаперона:
Уравнение Бойля-Мариотта:
Уравнение Шарля-Гей-Люсака:
Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
Вид атомов с одинаковыми химическими свойствами называется элементом.
Атомы одного и того же элемента могут отличаться только массой. Химические
свойства у них одинаковы. Существуют разновидности атомов одного и того же
элемента, называемые изотопами.
Понятие химический элемент в равной мере относится к атомам данного
элемента как находящимся в свободном виде, так и входящим в состав
соединений.
Молекулы образуются из атомов. В зависимости от того, состоит ли
молекула из атомов и того же элемента или из атомов различных элементов,
все вещества делятся на простые и сложные.
Простыми веществами называются такие, молекулы которых состоят из атомов
одного элемента. Молекулы простых веществ могут состоять из одного, двух и
большего числа атомов одного элемента. В настоящее время является
неоспоримым факт существования одного и того же элемента в свободном
состоянии в виде ряда различных форм, т.е. в виде нескольких простых
веществ.
Существование элемента в виде нескольких простых веществ называется
аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом,
называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Эти
видоизменения отличаются как числом, так и расположением одних и тех же
атомов в молекуле.
Сложными веществами или химическими соединениями называются такие,
молекулы которых состоят из атомов двух или более элементов. Атомы,
вступившие в химическое соединение, не остаются неизменными. Они оказывают
друг на друга взаимное влияние. В различных молекулах атомы находятся в
различных состояниях.
Химическая формула – это изображение состава вещества посредством
химических знаков. Химические формулы обозначают молекулу вещества, ее
качественный и количественный состав.
Валентность. Составление химических формул по валентности.
Важным понятием химии является валентность. Валентность – способность
атома соединяться с другими атомами определенным числом химических связей.
Числовое значение валентности определяется общим числом атомных орбиталей,
участвующих в образовании химической связи:
↑↓↑ ↑
↑ ↑ ↑↓ ↑↓
СО: С≡О С: 1s22s22p2 валентность:3
O: 1s22s22p4
Все сказанное относится к соединениям с ковалентной связью. Если элемент
образует ионные связи, то его валентность называется стехиометрической. Она
ничего не говорит о числе связей. Высшая валентность равна номеру группы, в
которой находится элемент, однако N, O и F имеют высшую валентность – 4.
Это объясняется тем, что атомы этих элементов не могут переходить в
возбужденное состояние из-за отсутствия вакантных орбиталей на ВЭУ.
Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера
химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное
строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная
орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в атоме.
Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го
периодов периодической системы.
Атом любого элемента состоит из ядра и и электронной оболочки (QA = 0,
QЯ = 1, MЯ = 1). Ядро состоит из протонов (Q = 1) и нейтронов (Q = 0).
Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в
ядре равно разности между массовым числом изотопа и порядковым номером.
Массовое число – сумма количества нейтронов и протонов в ядре. Оно
получается округлением относительной атомной массы изотопа до целого числа.
Атомы одного элемента с разными числами нейтронов в ядре называются
изотопами (Протий – 1p0n, Дейтерий – 1p1n, Тритий – 1p2n, Квадрий – 1p3n).
Число электронов в электронной оболочке равно заряду ядра (или
порядковому номеру элемента). Электроны в атоме различаются энергией,
формой электронных облаков, размерами электронных облаков, расположением их
в пространстве.
Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения
чисел нейтронов и протонов. При нарушении устойчивого протонно-нейтронного
соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным.
Радиоактивность – самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в
другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц. Основными
типами радиоактивного распада являются α-распад и β-распад.
Чем больше расстояние от ядра до электрона, тем выше энергия последнего.
Все электроны с одинаковым запасом энергии образуют один энергетический
уровень. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода.
В пределах одного уровня электроны могут иметь различную форму облаков.
Электронное облако – область околоядерного пространства, в которой
вероятность пребывания электрона равна 90-95%. Электроны одного уровня с
одинаковой формой облаков образуют один энергетический подуровень. Число
подуровней на данном уровне равно его номеру.
S P D
F
Электроны одного подуровня различаются расположением электронных облаков
в пространстве. Каждому варианту расположения соответствует одна орбиталь.
S – 1
P – 3
D – 5
F – 7
S: P:
y
y
z
z
D:
Атомы разных элементов с одинаковым числом нейтронов в ядре называются
изотонами (K и Ca). Атомы элементов с одинаковыми массами называются
изобарами.
Каждый электрон в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: n –
главное, l – орбитальное (побочное), m – магнитное, ms – спиновое. Главное
квантовое число характеризует энергию электронов на данном уровне и размер
электронного облака: чем больше значение n, тем больше энергия электронов и
размер электронного облака. Число n изменяется от 1 до 7. Значение n
данного электрона равно номеру уровня, на котором он находится.
О ) ) ) )
1 2 3 4
Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и
принимает значения от 0 до n–1. Число значений l равно числу подуровней на
данном уровне:
L – 0 1 2 3 4
s p d f g
Магнитное квантовое число характеризует расположение облаков в
пространстве и принимает значения + l ... 0 ... - l. Число значений m равно числу
орбиталей в главном подуровне:
S l=0 m=
P l=1 m=
D l=2 m=
F l=3 m=
Спиновое квантовое число характеризует собственный момент количества
движения электрона и принимает значения +12 и –12. Спин – чисто квантовое
понятие, не имеющее аналогов в макромире. Это собственный момент импульса
электрона, не связанный с движением в пространстве.
Принцип минимальной энергии – атомные орбитали заполняются электронами
последовательно с увеличением суммы n+l:
1s—→2s—→2p—→3s—→3p—→3d—→4s—→4p—→4d— → ...
1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 4+2
1 2 3 3 4 5 4
5 6
Если сумма n+l для двух орбиталей одинакова, то в первую очередь
заполняется орбиталь с меньшим n.
7
где x – молярная доля растворенного вещества в насыщенном растворе; k –
коэффициент пропорциональности, называемый константой (коэффициентом)
Генри; р – парциальное давление.
Закон Генри справедлив для случая сравнительно разбавленных растворов,
невысоких давлений и отсутствия химического взаимодействия между молекулами
растворяемого газа и растворителя.
Присутствие посторонних веществ, как правило, уменьшает растворимость
данного вещества. Уменьшение растворимости веществ в присутствии солей
называется высаливанием. Растворимость малорастворимых электролитов
уменьшается при введении в насыщенный раствор одноименных ионов.
На практике состав растворов выражают с помощью следующих величин:
безразмерных – массовая и молярная доли и размерных – молярная концентрация
вещества, молярная концентрация вещества эквивалента, моляльность и
массовая концентрация вещества.
Массовая доля растворенного вещества w – отношение массы растворенного
вещества m1 к общей массе m:
Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы.
Молярная доля i-го компонента раствора xi – отношение количества
вещества данного компонента к общему количеству вещества раствора. Для
бинарного раствора:
Молярная доля также выражается в процентах и в долях единицы.
Моляльность раствора b(X) – отношение количества растворенного вещества
Х к массе растворителя m:
Моляльность выражается в молькг.
Молярная концентрация вещества в растворе частиц Х с(Х) – отношение
количества вещества к объему раствора:
Молярная концентрация выражается в мольл.
Молярная концентрация вещества эквивалента (1z*)X в растворе c[(1z*)X]
– отношение количества растворенного вещества эквивалента (1z*)X к объему
раствора:
Она выражается в мольл.
Массовая концентрация вещества Х в растворе Т(Х) – отношение массы
растворенного вещества Х к объему раствора:
Массовая концентрация выражается в гл.
Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и
слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете
теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их
необратимости.
Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать
распад последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под
действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией
или ионизацией веществ в растворах.
Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы
определяется природой растворенного вещества и растворителя.
Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные
соединения с полярным типом связи в полярных растворителях. Вода относится
к наиболее сильноионизирующим растворителям.
Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно
заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются
электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли.
Ионы в растворе сольватированы (гидратированы), т.е. окружены оболочкой
из молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной
оболочки донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных
пар; доноры – атомы кислорода Н2О.
Анионы А – связаны с молекулами Н2О либо кулоновскими силами, либо
водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар.
Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:
Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической
диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается.
По степени диссоциации α в растворах электролиты подразделяют на
сильные и слабые:
Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты,
у которых α1, относятся к слабым, у сильных электролитов α = 1.
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли,
многие неорганические кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных
металлов.
Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их
истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора.
Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации
слабого бинарного электролита КА
на основании ЗДМ справедливо соотношение:
Константу равновесие К в данном случае называют константой ионизации.
Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации
бинарного электролита связана со степенью диссоциации соотношением:
Это уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации
раствора. Если α1, то
Иными словами, закон Оствальда гласит: с уменьшением концентрации
раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. В
соответствии с принципом Ле-Шателье введение в раствор слабого электролита
одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации. При уменьшении
концентрации одного из ионов диссоциация слабого электролита усиливается.
Вода является очень слабым амфотерным электролитом: К = 1,8·10-16 . В
воде и разбавленных водных растворах электролитов значения концентрации и
активности практически совпадают, а с(Н2О) практически постоянна. Поэтому
можно считать постоянным ионное произведение воды (произведение
концентраций водородных ионов и гидроксид-ионов при данной температуре для
воды и разбавленных водных растворов) KW(KH2O): KW = K∙c(H2O) =
c(H+)∙c(OH-). При 25°С Kw = 10ˉ14 моль² л². При увеличении температуры Kw
значительно возрастает. В любом растворе одновременно присутствуют Н+ и ОН–
ионы. Кислотность и щелочность среды обычно характеризуют концентрацией
водородных ионов или водородным показателем рН. Он равен десятичному
логарифму концентрации водородных ионов, взятому с обратным знаком: pH = -
lgc(H ). Значение рН может быть больше 14 и быть отрицательным. Приближенно
реакцию среды определяют с помощью специальных реактивов – индикаторов.
Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов.
Понятие об амфотерности.
Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят
атомы кислорода и какого-нибудь другого элемента.
Оксиды могут быть получены как при непосредственном взаимодействии
кислорода с другим элементом, так и косвенным путем (например, при
разложении солей, кислот, оснований). В обычных условиях оксиды бывают в
твердом, жидком и газообразном состоянии.
В зависимости от того, будет этим другим элементом металл или неметалл,
оксиды делятся на основные и кислотные.
Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым
соответствуют гидраты, относящиеся к классу оснований.
Если в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий
высшую валентность, то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами
(ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют
гидраты, относящиеся к классу кислот.
Особую группу составляют амфотерные окисиды. Амфотерными оксидами
называются оксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и с
основаниями, образуя соли.
H2O + ZnCl2 ← 2HCl + ZnO + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и
несолеобразующие.
Солеобразующие оксиды – оксиды, которые в результате реакций образуют
соли.
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O;
CuO + SO3 → CuSO4
Несолеобразующие оксиды солей не образуют!
Элементы, обладающие постоянной СО, образуют оксиды одной из
перечисленных групп. Элементы, проявляющие переменную СО могут образовывать
различные оксиды. Как правило, в низшей степени окисления элемент образует
основный оксид, в переходной СО – амфотерный, в высшей – кислотный.
Основные Кислотные
Na2O + H2O → 2NaOH SO3 + H2O → H2SO4
Na2O + SO3 → Na2SO4 CO2 + CaO → CaCO3
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2OCO2 + Ba(OH)2 → BaCO2 +
H2O
Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и
химические свойства.
Основаниями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из
атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.
Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от степени
скисления металла и равно ее абсолютной величине.
Все основания – твердые вещества, имеющие различную окраску. Основания
щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются
щелочами. Остальные основания плохо растворяются в воде.
Химические свойства оснований обусловливаются отношением их к кислотам,
ангидридам кислот и солям.
1. CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O
2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией
нейтрализации, т.к. после ее окончания среда должна стать нейтральной.
3. 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические
свойства.
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят
атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на металл.
По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе,
кислоты делят на одноосновные, двухосновные и трехосновные.
По составу кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие.
Получение кислот:
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном
взаимодействии неметалла с водородом:
H2 + S → H2S
2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при растворении
кислотных оксидов в воде:
SO3 + H2O → H2SO4
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по
реакции обмена между солями и другими кислотами:
BaBr2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HBr
CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS
4. В некоторых случаях для получения кислот могут быть использованы ОВ
процессы:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
Химические свойства кислот обусловлены отношением их к основаниям,
металлам, солям и основным оксидам.
1. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
3. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
4. CuCl2 + H2SO4 → CuSO4 + 2HCl
Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей.
Гидролиз солей.
Солями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов
металлов и кислотных остатков.
Соль представляет собой продукт полного или частичного замещения атомов
водорода кислоты металлом. Отсюда различают следующие группы солей:
1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены на металл.
2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены на металл.
Разумеется, кислые соли могут образовывать только двухосновные или
трехосновные кислоты.
3. Двойные соли – атомы водорода кислоты замещены не одним, а
несколькими металлами.
4. Основные соли – продукт неполного или частичного замещения
гидроксильных групп оснований кислотными остатками.
5. Смешанные соли – в них содержится один катион и два разных аниона.
Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических
соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли
бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном
взаимодействии металла с неметаллом.
Химические свойства:
1. 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl
2. Ba(OH)2 + CuSO4 → BaSO4 + Cu(OH)2
3. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
4. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Обменная реакция между водой и соединением называется его гидролизом.
Гидролиз солей представляет собой реакцию, обратную реакции нейтрализации
слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых
кислот слабыми основаниями. Гидролизу по аниону подвергаются соли,
образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Создается щелочная среда.
Na2SO3 → 2Na+ + SO32-
Na+ + HOH → реакция не идет
SO32- + HOH ↔ HSO3- + OH-
HSO3- + HOH ↔ H2SO3 + OH-
Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH
NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH
Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные катионом слабого
основания и анионом сильной кислоты. Создается кислая среда.
CuCl2 → Cu2+ + 2Cl-
Cl- + HOH → реакция не идет
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+
CuCl2 + HOH ↔ CuOHCl + HCl
Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.
Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные катионом
слабого основания и анионом слабой кислоты. Реакция среды зависит от
соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
CuF2 → Cu2+ + 2F-
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+
F- + HOH ↔ HF + OH-
Cu2+ + F- + HOH ↔ CuOH+ + HF
CuF2 + HOH ↔ CuOHF + HF
Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Если кислота и
основание, образующие соль, не только являются слабыми электролитами, но и
малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных
продуктов, гидролиз таких солей в ряде случаев протекает практически
необратимо:
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:
Для гидролиза по аниону в общем виде А– + НОН ↔ НА + ОН– , согласно
закону действующих масс, приближенно справедливо
.
Используя соотношение , получаем
.
Для гидролиза по катиону К+ + НОН ↔ КОН + Н+ аналогично
.
Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А– + НОН ↔ КОН + НА
В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону)
усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты).
Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
1. Металл → соль:
2Na + Cl2 → 2NaCl (t);
2. Соль → металл:
NiSO4 + 2H2O → Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2 (t);
3. Неметалл → соль:
2Na + Cl2 → 2NaCl (t);
4. Соль → неметалл:
SiCl4 + 2Zn → Si + 2ZnCl2;
5. Металл → оксид металла:
2Mg + O2 → 2MgO;
6. Оксид металла → металл:
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 (t);
7. Неметалл → оксид неметалла:
4Р + 5О2 → 2Р2О5;
8. Оксид неметалла → неметалл:
SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO (t);
9. Оксид металла → соль:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O;
10. Соль → оксид металла:
СаСО3 → СаО + СО2 (t);
11. Оксид неметалла→ соль:
СО2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O;
12. Соль → оксид неметалла:
СаСО3 → СаО + СО2 (t);
13. Оксид металла → основание:
CaO + H2O → Ca(OH)2;
14. Основание → оксид металла:
Cu(OH)2 → CuO + H2O (t);
15. Оксид неметалла → кислота:
SO3 + H2O → H2SO4;
16. Кислота → оксид неметалла:
H2SO3 → SO2 + H2O (t);
17. Основание → соль:
NaOH + HCl → NaCl + H2O;
18. Соль → основание:
СuSO4 + NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4;
19. Соль → кислота:
NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4 (t);
20. Кислота → соль:
NaOH + HCl → NaCl + H2O.
Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические
свойства. Основные способы промышленного получения металлов.
Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа.
Значение металлов в народном хозяйстве.
В настоящее время известно 109 элементов, большинство из которых как по
физическим, так и по химическим свойствам являются металлами. В природе
металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В
свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся
кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. все
металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с
характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство
металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы
условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности
различают металлы легкие (ρ5) и тяжелые (ρ5). Примером легких металлов
служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся
осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура
плавления металлов также различна: от 38.9° (ртуть) до 3380° (вольфрам).
Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются
натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром
(последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят
неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим –
ртуть.
В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге,
образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с
другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов
происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо
металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют
собой смеси свободных металлов с их ... продолжение
Вы можете абсолютно на бесплатной основе полностью просмотреть эту работу через наше приложение.
1. Предмет химии. Явления химические и физические.
2. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и
немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная
масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица
количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем
газа. Относительная плотность вещества.
3. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
4. Валентность. Составление химических формул по валентности.
5. Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера
химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное
строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная
орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в
атоме. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-
го, 3-го периодов периодической системы.
6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И.
Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической
системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по
группах и периодах периодической системы.
7. Природа и типы химической связи. Образование ковалентной связи на
примере молекул водорода, хлороводорода и аммиака. Полярная и неполярная
ковалентные связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной
связи на примере иона аммония. Ионная связь. Водородная связь. Примеры
химических соединений с разными видами связи.
8. Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических
реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект
химической реакции. Термохимические уравнения.
9. Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления элемента.
Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи
электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных
процессов.
10. Представление о скорости химических реакций. Зависимость скорости от
природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и
катализаторы.
11. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия,
которые влияют на смещение химического равновесия.
12. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их
природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного вещества в
растворе.
13. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и
слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете
теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их
необратимости.
14. Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов.
Понятие об амфотерности.
15. Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и
химические свойства.
16. Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические
свойства.
17. Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства
солей. Гидролиз солей.
18. Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
19. Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические
свойства. Основные способы промышленного получения металлов.
Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа.
Значение металлов в народном хозяйстве.
20. Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в
периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в
природе, их использование. Калийные удобрения.
21. Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы
периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды
и способы ее устранения.
22. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения
в периодической системе и строения атома. Физические и химические
свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия.
23. Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические
свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и
его сплавов в технике.
24. Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в
лаборатории, его использование.
25. Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической
системе и строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства.
Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-
ион.
26. Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы
периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства.
Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и
химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты.
Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и
быту.
27. Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение
кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и
использование его в технике.
28. Вода. Электронное и пространственное строение молекулы воды. Физические
и химические свойства воды. Вода в промышленности, сельском хозяйстве,
быту.
29. Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы
периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее
соли. Фосфорные удобрения.
30. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак. Физические и
химические свойства. Химические основы промышленного синтеза аммиака.
Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты.
Соли азотной кислоты. Азотные удобрения.
31. Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы
периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства.
Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе.
32. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды
углерода, их химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и
гидрокарбонаты, их свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов.
Качественная реакция на карбонат-ион.
33. Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств
органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная
природа химической связи в молекулах органических соединений, типы
разрыва связи, понятие о свободных радикалах.
34. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и
пространственное строение, sp³-гибридизация. Номенклатура алканов.
Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и
окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных
радикалов. Метан, его использование.
35. Этиленовые углеводороды (алкены); σ- и π-связи, sp²-гибридизация.
Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых
углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода,
галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации).
Правило Марковникова. Получение и использование этиленовых углеводородов.
36. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер,
структурное звено, степень полимеризации). Полиэтилен. Полихлорвинил.
Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей.
Использование полимеров.
37. Диеновые углеводороды, их строение, химические свойства и
использование. Природный каучук, его строение и свойства. Синтетический
каучук.
38. Ацетилен. Строение тройной связи (sp-гибридизация). Получение ацетилена
карбидным способом и из метана. Химические свойства (реакции
присоединения). Использование ацетилена.
39. Главные представители ароматических углеводородов. Бензол. Электронное
строение бензола и его химические свойства (реакции замещения и
присоединения). Получение бензола в лаборатории и промышленности, его
использование.
40. Углеводороды в природе: нефть, природный и попутные газы. Переработка
нефти: перегонка и крекинг. Использование нефтепродуктов в химической
промышленности для получения различных веществ.
41. Предельные одноатомные спирты. Строение и номенклатура. Химические
свойства одноатомных спиртов (реакции замещения, дегидратации и
окисления). Промышленные и лабораторные способы синтеза этанола, его
использование.
42. Многоатомные спирты: этиленгликоль и глицерин, их использование.
43. Фенол, его строение. Сравнение химических свойств фенола со свойствами
предельных одноатомных спиртов. Кислотные свойства фенола. Влияние
гидроксильной группы на реакции замещения в ароматическом ядре. Получение
и применения фенола.
44. Альдегиды, их строение, номенклатура, химические свойства (реакции
окисления и восстановления). Получение и использование муравьиного и
уксусного альдегидов. Фенолформальдегидные смолы.
45. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Химические свойства
карбоновых кислот. Муравьиная кислота, ее восстановительные способности.
Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как
представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших
карбоновых кислот.
46. Сложные эфиры, их номенклатура. Получение сложных эфиров и их гидролиз.
Применения сложных эфиров. Синтетические волокна на основе сложных
эфиров.
47. Жиры как представители сложных эфиров, их роль в природе и свойства.
Химическая переработка жиров.
48. Углеводы, их классификация. Моносахариды. Глюкоза, ее строение,
химические свойства (реакция окисления и восстановления). Роль в природе.
Сахароза, ее гидролиз.
49. Полисахариды как природные полимеры. Крахмал и целлюлоза, их строение,
химические свойства. Углеводы как источник сырья для химической
промышленности. Искусственные волокна на основе целлюлозы.
50. Амины, их строение и номенклатура. Амины как органические основания,
взаимодейст-вие с кислотами. Анилин. Сравнение свойств алкил- и
арилзамещенных аминов. Получение анилина из нитробензола (реакция
Зинина).
51. Аминокислоты, их строение и кислотно-основные свойства. Синтетические
полиамидные волокна.
52. Понятие о строении белковых молекул. α-аминокислоты как структурные
единицы белков. Свойства и биологическая роль белков.
53. Взаимосвязь между классами органических соединений.
Предмет химии. Явления химические и физические.
Химия - это наука о веществах и их превращениях. Она изучает состав и
строение веществ, зависимость их свойств от строения, условия и способы
превращения одних веществ в другие.
Химия имеет большое практическое значение. Много тысячелетий тому назад
человек использовал химические явления при выплавке металлов из руд,
получении сплавов, варке стекла и т. д. Ещё в 1751г. М.В. Ломоносов в своём
знаменитом Слове о пользе химии писал: Широко распростирает химия руки
свои в дела человеческие. Куда ни посмотрим, куда не оглянёмся - везде
обращаются перед очами нашими успехи её применения.
В наше время роль химии в жизни общества неизмерима. Химические знания
сейчас достигли такого уровня развития, что на их основе коренным образом
меняются представления о природе и механизме ряда важнейших естественных и
технологических процессов. Химия помогла нам открыть и использовать не
только ранее неизвестные свойства веществ и материалов, но и создать новые,
не существующие в природе вещества и материалы.
Вещество - это вид материи, обладающей при определённых условиях
постоянными физическими свойствами. Однако с изменением условий свойства
вещества изменяются.
Всякие изменения, происходящие с веществом, называются явлениями.
Явления бывают как физические, так и химические.
Физическими называются такие явления, которые приводят к изменению
формы, агрегатного состояния, температуры вещества, не изменяя его состава.
Химический состав вещества в результате физического явления не изменяется.
Например, воду можно превратить в лёд, в пар, но её химический состав при
этом остаётся прежним.
Химическими называются такие явления, при которых происходит коренное
изменение состава и свойств веществ. В результате химических явлений
происходит превращение одних веществ в другие, т.е. изменяется состав
молекул, образуются молекулы другого вещества. Однако атомы при химических
реакциях остаются неизменными. Примером может служить разложение
известняка:
CaCO3 → CaO + CO2
Химические явления иначе называют химическими реакциями. Характерные
признаки химических явлений (реакций): выделение тепла, газа, выпадение
осадка, изменение цвета, появление запаха. При физических явлениях этого
наблюдать нельзя.
Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное
строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон
сохранения массы, его значение в химии. Моль – единица количества вещества.
Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная
плотность вещества.
Теоретическую основу современной химии составляет атомно-молекулярное
учение.
Атомы – мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического
разложения любого вещества.
Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым
положительным зарядом ядра.
Следовательно, атом – это наименьшая частица химического элемента,
сохраняющая все его химические свойства. В настоящее время известно 110
элементов, из которых 92 встречаются в природе.
В зависимости от природы частиц, из которых построено вещество,
различают вещества с молекулярной и немолекулярной структурой. Практически
все органические вещества (т.е. подавляющее большинство известных веществ)
состоят из молекул. Среди неорганических соединений молекулярное строение
имеют примерно 5%. Таким образом, наиболее типичной формой существования
вещества является молекула.
Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать
самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.
При обычных условиях вещества с молекулярной структурой могут находиться
в твердом, жидком или газообразном состоянии. Вещества с немолекулярной
структурой находятся только в твердом состоянии, преимущественно в
кристаллической форме. Носителями химических свойств таких веществ являются
не молекулы, а комбинации атомов или ионов которые образуют данное
вещество.
Символическая запись простейшего численного соотношения, в котором атомы
различных элементов образуют химическое соединение, называется формулой.
Следовательно, формула выражает определенный (качественный и
количественный) состав соединения. Так, SO2, N2, CO - формулы веществ,
имеющих молекулярное строение. Их состав всегда строго постоянен. NaCl,
AlF3, ZnS– формулы веществ, не имеющих молекулярное строение при обычных
условиях. Состав таких веществ не всегда постоянен и часто зависит от
условия их получения. Отклонение от целочисленного соотношения могут быть
выражены при записи формулы: Fe0,9S, TiO0,7, ZrN0,69. Вещества с постоянным
составом называются дальтонидами, вещества с переменным составом –
бертоллидами.
Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы. В химии пользуются
не их абсолютными значениями, а относительными.
Относительной атомной массой химического Ar элемента называется
величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом
процентного содержания его изотопов в природе ) к 1\12 массы изотопов
углерода – 12. 1\12 массы атома изотопа углерода 12 принята за атомную
единицу массы (а. е. м.), международное обозначение - u.
Относительная атомная масса является величиной безразмерной.
Относительной молекулярной массой Mr вещества называется отношение
массы его молекулы к 1\12 массы атома изотопа углерода 12.
Поскольку большинство неорганических веществ при обычных условиях не
имеют молекулярного строения, в данном случае можно говорить о формульной
массе F, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в
соединение, с учетом числа атомов каждого элемента в формуле.
Единицей измерения количества вещества n (ν) в Международной системе
единиц является моль.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных
единиц (атомов, ионов, молекул, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько
содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12.
Число атомов NA в 0,012 кг углерода (т.е. в 1моль) легко определить,
зная массу атома углерода. Точное значение этой величины – 6,02·10²³ . Эта
величина называется постоянной Авогадро и является одной из важнейших
универсальных постоянных. Она равна числу структурных единиц в 1 моль
любого вещества.
Масса 1 моль вещества Х называется молярной массой М(Х) и представляет
собой отношение массы m этого вещества к его количеству n.
Закон сохранения массы: Масса веществ, вступивших в химическую реакцию,
равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции, с учетом массы,
соответствующей тепловому эффекту реакции. Он был сформулирован великим
русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748г. и подтвержден экспериментально им
самим в 1756г. и независимо от него французским химиком А.Л.Лавуазье в
1789г.
Закон постоянства состава вещества: Любое сложное вещество
молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный
количественный состав.
Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых
условиях содержится одно и то же количество молекул.
Следствия: 1. Если число молекул некоторых газов равно, то при н.у. они
занимают равные объемы. Если же число молекул равно 6,02·10²³, то объем
газа равен 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом.
1. Абсолютная плотность газа равна отношению его молекулярной массы к
молярному объему
2. Относительная плотность газа (Х) по другому газу (Y) равна отношению
молярной массы газа (Х) к молярной массе газа (Y).
Уравнение Клаперона:
Уравнение Менделеева-Клаперона:
Уравнение Бойля-Мариотта:
Уравнение Шарля-Гей-Люсака:
Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
Вид атомов с одинаковыми химическими свойствами называется элементом.
Атомы одного и того же элемента могут отличаться только массой. Химические
свойства у них одинаковы. Существуют разновидности атомов одного и того же
элемента, называемые изотопами.
Понятие химический элемент в равной мере относится к атомам данного
элемента как находящимся в свободном виде, так и входящим в состав
соединений.
Молекулы образуются из атомов. В зависимости от того, состоит ли
молекула из атомов и того же элемента или из атомов различных элементов,
все вещества делятся на простые и сложные.
Простыми веществами называются такие, молекулы которых состоят из атомов
одного элемента. Молекулы простых веществ могут состоять из одного, двух и
большего числа атомов одного элемента. В настоящее время является
неоспоримым факт существования одного и того же элемента в свободном
состоянии в виде ряда различных форм, т.е. в виде нескольких простых
веществ.
Существование элемента в виде нескольких простых веществ называется
аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом,
называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Эти
видоизменения отличаются как числом, так и расположением одних и тех же
атомов в молекуле.
Сложными веществами или химическими соединениями называются такие,
молекулы которых состоят из атомов двух или более элементов. Атомы,
вступившие в химическое соединение, не остаются неизменными. Они оказывают
друг на друга взаимное влияние. В различных молекулах атомы находятся в
различных состояниях.
Химическая формула – это изображение состава вещества посредством
химических знаков. Химические формулы обозначают молекулу вещества, ее
качественный и количественный состав.
Валентность. Составление химических формул по валентности.
Важным понятием химии является валентность. Валентность – способность
атома соединяться с другими атомами определенным числом химических связей.
Числовое значение валентности определяется общим числом атомных орбиталей,
участвующих в образовании химической связи:
↑↓↑ ↑
↑ ↑ ↑↓ ↑↓
СО: С≡О С: 1s22s22p2 валентность:3
O: 1s22s22p4
Все сказанное относится к соединениям с ковалентной связью. Если элемент
образует ионные связи, то его валентность называется стехиометрической. Она
ничего не говорит о числе связей. Высшая валентность равна номеру группы, в
которой находится элемент, однако N, O и F имеют высшую валентность – 4.
Это объясняется тем, что атомы этих элементов не могут переходить в
возбужденное состояние из-за отсутствия вакантных орбиталей на ВЭУ.
Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера
химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное
строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная
орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в атоме.
Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го
периодов периодической системы.
Атом любого элемента состоит из ядра и и электронной оболочки (QA = 0,
QЯ = 1, MЯ = 1). Ядро состоит из протонов (Q = 1) и нейтронов (Q = 0).
Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в
ядре равно разности между массовым числом изотопа и порядковым номером.
Массовое число – сумма количества нейтронов и протонов в ядре. Оно
получается округлением относительной атомной массы изотопа до целого числа.
Атомы одного элемента с разными числами нейтронов в ядре называются
изотопами (Протий – 1p0n, Дейтерий – 1p1n, Тритий – 1p2n, Квадрий – 1p3n).
Число электронов в электронной оболочке равно заряду ядра (или
порядковому номеру элемента). Электроны в атоме различаются энергией,
формой электронных облаков, размерами электронных облаков, расположением их
в пространстве.
Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения
чисел нейтронов и протонов. При нарушении устойчивого протонно-нейтронного
соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным.
Радиоактивность – самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в
другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц. Основными
типами радиоактивного распада являются α-распад и β-распад.
Чем больше расстояние от ядра до электрона, тем выше энергия последнего.
Все электроны с одинаковым запасом энергии образуют один энергетический
уровень. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода.
В пределах одного уровня электроны могут иметь различную форму облаков.
Электронное облако – область околоядерного пространства, в которой
вероятность пребывания электрона равна 90-95%. Электроны одного уровня с
одинаковой формой облаков образуют один энергетический подуровень. Число
подуровней на данном уровне равно его номеру.
S P D
F
Электроны одного подуровня различаются расположением электронных облаков
в пространстве. Каждому варианту расположения соответствует одна орбиталь.
S – 1
P – 3
D – 5
F – 7
S: P:
y
y
z
z
D:
Атомы разных элементов с одинаковым числом нейтронов в ядре называются
изотонами (K и Ca). Атомы элементов с одинаковыми массами называются
изобарами.
Каждый электрон в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: n –
главное, l – орбитальное (побочное), m – магнитное, ms – спиновое. Главное
квантовое число характеризует энергию электронов на данном уровне и размер
электронного облака: чем больше значение n, тем больше энергия электронов и
размер электронного облака. Число n изменяется от 1 до 7. Значение n
данного электрона равно номеру уровня, на котором он находится.
О ) ) ) )
1 2 3 4
Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и
принимает значения от 0 до n–1. Число значений l равно числу подуровней на
данном уровне:
L – 0 1 2 3 4
s p d f g
Магнитное квантовое число характеризует расположение облаков в
пространстве и принимает значения + l ... 0 ... - l. Число значений m равно числу
орбиталей в главном подуровне:
S l=0 m=
P l=1 m=
D l=2 m=
F l=3 m=
Спиновое квантовое число характеризует собственный момент количества
движения электрона и принимает значения +12 и –12. Спин – чисто квантовое
понятие, не имеющее аналогов в макромире. Это собственный момент импульса
электрона, не связанный с движением в пространстве.
Принцип минимальной энергии – атомные орбитали заполняются электронами
последовательно с увеличением суммы n+l:
1s—→2s—→2p—→3s—→3p—→3d—→4s—→4p—→4d— → ...
1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 4+2
1 2 3 3 4 5 4
5 6
Если сумма n+l для двух орбиталей одинакова, то в первую очередь
заполняется орбиталь с меньшим n.
7
где x – молярная доля растворенного вещества в насыщенном растворе; k –
коэффициент пропорциональности, называемый константой (коэффициентом)
Генри; р – парциальное давление.
Закон Генри справедлив для случая сравнительно разбавленных растворов,
невысоких давлений и отсутствия химического взаимодействия между молекулами
растворяемого газа и растворителя.
Присутствие посторонних веществ, как правило, уменьшает растворимость
данного вещества. Уменьшение растворимости веществ в присутствии солей
называется высаливанием. Растворимость малорастворимых электролитов
уменьшается при введении в насыщенный раствор одноименных ионов.
На практике состав растворов выражают с помощью следующих величин:
безразмерных – массовая и молярная доли и размерных – молярная концентрация
вещества, молярная концентрация вещества эквивалента, моляльность и
массовая концентрация вещества.
Массовая доля растворенного вещества w – отношение массы растворенного
вещества m1 к общей массе m:
Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы.
Молярная доля i-го компонента раствора xi – отношение количества
вещества данного компонента к общему количеству вещества раствора. Для
бинарного раствора:
Молярная доля также выражается в процентах и в долях единицы.
Моляльность раствора b(X) – отношение количества растворенного вещества
Х к массе растворителя m:
Моляльность выражается в молькг.
Молярная концентрация вещества в растворе частиц Х с(Х) – отношение
количества вещества к объему раствора:
Молярная концентрация выражается в мольл.
Молярная концентрация вещества эквивалента (1z*)X в растворе c[(1z*)X]
– отношение количества растворенного вещества эквивалента (1z*)X к объему
раствора:
Она выражается в мольл.
Массовая концентрация вещества Х в растворе Т(Х) – отношение массы
растворенного вещества Х к объему раствора:
Массовая концентрация выражается в гл.
Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и
слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете
теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их
необратимости.
Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать
распад последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под
действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией
или ионизацией веществ в растворах.
Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы
определяется природой растворенного вещества и растворителя.
Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные
соединения с полярным типом связи в полярных растворителях. Вода относится
к наиболее сильноионизирующим растворителям.
Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно
заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются
электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли.
Ионы в растворе сольватированы (гидратированы), т.е. окружены оболочкой
из молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной
оболочки донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных
пар; доноры – атомы кислорода Н2О.
Анионы А – связаны с молекулами Н2О либо кулоновскими силами, либо
водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар.
Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:
Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической
диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается.
По степени диссоциации α в растворах электролиты подразделяют на
сильные и слабые:
Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты,
у которых α1, относятся к слабым, у сильных электролитов α = 1.
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли,
многие неорганические кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных
металлов.
Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их
истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора.
Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации
слабого бинарного электролита КА
на основании ЗДМ справедливо соотношение:
Константу равновесие К в данном случае называют константой ионизации.
Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации
бинарного электролита связана со степенью диссоциации соотношением:
Это уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации
раствора. Если α1, то
Иными словами, закон Оствальда гласит: с уменьшением концентрации
раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается. В
соответствии с принципом Ле-Шателье введение в раствор слабого электролита
одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации. При уменьшении
концентрации одного из ионов диссоциация слабого электролита усиливается.
Вода является очень слабым амфотерным электролитом: К = 1,8·10-16 . В
воде и разбавленных водных растворах электролитов значения концентрации и
активности практически совпадают, а с(Н2О) практически постоянна. Поэтому
можно считать постоянным ионное произведение воды (произведение
концентраций водородных ионов и гидроксид-ионов при данной температуре для
воды и разбавленных водных растворов) KW(KH2O): KW = K∙c(H2O) =
c(H+)∙c(OH-). При 25°С Kw = 10ˉ14 моль² л². При увеличении температуры Kw
значительно возрастает. В любом растворе одновременно присутствуют Н+ и ОН–
ионы. Кислотность и щелочность среды обычно характеризуют концентрацией
водородных ионов или водородным показателем рН. Он равен десятичному
логарифму концентрации водородных ионов, взятому с обратным знаком: pH = -
lgc(H ). Значение рН может быть больше 14 и быть отрицательным. Приближенно
реакцию среды определяют с помощью специальных реактивов – индикаторов.
Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов.
Понятие об амфотерности.
Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят
атомы кислорода и какого-нибудь другого элемента.
Оксиды могут быть получены как при непосредственном взаимодействии
кислорода с другим элементом, так и косвенным путем (например, при
разложении солей, кислот, оснований). В обычных условиях оксиды бывают в
твердом, жидком и газообразном состоянии.
В зависимости от того, будет этим другим элементом металл или неметалл,
оксиды делятся на основные и кислотные.
Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым
соответствуют гидраты, относящиеся к классу оснований.
Если в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий
высшую валентность, то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами
(ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют
гидраты, относящиеся к классу кислот.
Особую группу составляют амфотерные окисиды. Амфотерными оксидами
называются оксиды, которые взаимодействуют как с кислотами, так и с
основаниями, образуя соли.
H2O + ZnCl2 ← 2HCl + ZnO + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и
несолеобразующие.
Солеобразующие оксиды – оксиды, которые в результате реакций образуют
соли.
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O;
CuO + SO3 → CuSO4
Несолеобразующие оксиды солей не образуют!
Элементы, обладающие постоянной СО, образуют оксиды одной из
перечисленных групп. Элементы, проявляющие переменную СО могут образовывать
различные оксиды. Как правило, в низшей степени окисления элемент образует
основный оксид, в переходной СО – амфотерный, в высшей – кислотный.
Основные Кислотные
Na2O + H2O → 2NaOH SO3 + H2O → H2SO4
Na2O + SO3 → Na2SO4 CO2 + CaO → CaCO3
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2OCO2 + Ba(OH)2 → BaCO2 +
H2O
Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и
химические свойства.
Основаниями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из
атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.
Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от степени
скисления металла и равно ее абсолютной величине.
Все основания – твердые вещества, имеющие различную окраску. Основания
щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются
щелочами. Остальные основания плохо растворяются в воде.
Химические свойства оснований обусловливаются отношением их к кислотам,
ангидридам кислот и солям.
1. CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O
2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией
нейтрализации, т.к. после ее окончания среда должна стать нейтральной.
3. 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические
свойства.
Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят
атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на металл.
По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе,
кислоты делят на одноосновные, двухосновные и трехосновные.
По составу кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие.
Получение кислот:
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном
взаимодействии неметалла с водородом:
H2 + S → H2S
2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при растворении
кислотных оксидов в воде:
SO3 + H2O → H2SO4
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по
реакции обмена между солями и другими кислотами:
BaBr2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HBr
CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS
4. В некоторых случаях для получения кислот могут быть использованы ОВ
процессы:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
Химические свойства кислот обусловлены отношением их к основаниям,
металлам, солям и основным оксидам.
1. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
2. 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O
3. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
4. CuCl2 + H2SO4 → CuSO4 + 2HCl
Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей.
Гидролиз солей.
Солями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов
металлов и кислотных остатков.
Соль представляет собой продукт полного или частичного замещения атомов
водорода кислоты металлом. Отсюда различают следующие группы солей:
1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены на металл.
2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены на металл.
Разумеется, кислые соли могут образовывать только двухосновные или
трехосновные кислоты.
3. Двойные соли – атомы водорода кислоты замещены не одним, а
несколькими металлами.
4. Основные соли – продукт неполного или частичного замещения
гидроксильных групп оснований кислотными остатками.
5. Смешанные соли – в них содержится один катион и два разных аниона.
Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических
соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли
бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном
взаимодействии металла с неметаллом.
Химические свойства:
1. 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl
2. Ba(OH)2 + CuSO4 → BaSO4 + Cu(OH)2
3. NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
4. Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Обменная реакция между водой и соединением называется его гидролизом.
Гидролиз солей представляет собой реакцию, обратную реакции нейтрализации
слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых
кислот слабыми основаниями. Гидролизу по аниону подвергаются соли,
образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.
Создается щелочная среда.
Na2SO3 → 2Na+ + SO32-
Na+ + HOH → реакция не идет
SO32- + HOH ↔ HSO3- + OH-
HSO3- + HOH ↔ H2SO3 + OH-
Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH
NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH
Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные катионом слабого
основания и анионом сильной кислоты. Создается кислая среда.
CuCl2 → Cu2+ + 2Cl-
Cl- + HOH → реакция не идет
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+
CuCl2 + HOH ↔ CuOHCl + HCl
Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.
Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные катионом
слабого основания и анионом слабой кислоты. Реакция среды зависит от
соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
CuF2 → Cu2+ + 2F-
Cu2+ + HOH ↔ CuOH+ + H+
F- + HOH ↔ HF + OH-
Cu2+ + F- + HOH ↔ CuOH+ + HF
CuF2 + HOH ↔ CuOHF + HF
Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Если кислота и
основание, образующие соль, не только являются слабыми электролитами, но и
малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных
продуктов, гидролиз таких солей в ряде случаев протекает практически
необратимо:
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:
Для гидролиза по аниону в общем виде А– + НОН ↔ НА + ОН– , согласно
закону действующих масс, приближенно справедливо
.
Используя соотношение , получаем
.
Для гидролиза по катиону К+ + НОН ↔ КОН + Н+ аналогично
.
Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А– + НОН ↔ КОН + НА
В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону)
усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты).
Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
1. Металл → соль:
2Na + Cl2 → 2NaCl (t);
2. Соль → металл:
NiSO4 + 2H2O → Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2 (t);
3. Неметалл → соль:
2Na + Cl2 → 2NaCl (t);
4. Соль → неметалл:
SiCl4 + 2Zn → Si + 2ZnCl2;
5. Металл → оксид металла:
2Mg + O2 → 2MgO;
6. Оксид металла → металл:
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 (t);
7. Неметалл → оксид неметалла:
4Р + 5О2 → 2Р2О5;
8. Оксид неметалла → неметалл:
SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO (t);
9. Оксид металла → соль:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O;
10. Соль → оксид металла:
СаСО3 → СаО + СО2 (t);
11. Оксид неметалла→ соль:
СО2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O;
12. Соль → оксид неметалла:
СаСО3 → СаО + СО2 (t);
13. Оксид металла → основание:
CaO + H2O → Ca(OH)2;
14. Основание → оксид металла:
Cu(OH)2 → CuO + H2O (t);
15. Оксид неметалла → кислота:
SO3 + H2O → H2SO4;
16. Кислота → оксид неметалла:
H2SO3 → SO2 + H2O (t);
17. Основание → соль:
NaOH + HCl → NaCl + H2O;
18. Соль → основание:
СuSO4 + NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4;
19. Соль → кислота:
NaCl + H2SO4 → HCl + NaHSO4 (t);
20. Кислота → соль:
NaOH + HCl → NaCl + H2O.
Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические
свойства. Основные способы промышленного получения металлов.
Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд
напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа.
Значение металлов в народном хозяйстве.
В настоящее время известно 109 элементов, большинство из которых как по
физическим, так и по химическим свойствам являются металлами. В природе
металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В
свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся
кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. все
металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с
характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство
металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы
условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности
различают металлы легкие (ρ5) и тяжелые (ρ5). Примером легких металлов
служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся
осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура
плавления металлов также различна: от 38.9° (ртуть) до 3380° (вольфрам).
Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются
натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром
(последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят
неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим –
ртуть.
В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге,
образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с
другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов
происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо
металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют
собой смеси свободных металлов с их ... продолжение
Вы можете абсолютно на бесплатной основе полностью просмотреть эту работу через наше приложение.
Похожие работы
Дисциплины
- Информатика
- Банковское дело
- Оценка бизнеса
- Бухгалтерское дело
- Валеология
- География
- Геология, Геофизика, Геодезия
- Религия
- Общая история
- Журналистика
- Таможенное дело
- История Казахстана
- Финансы
- Законодательство и Право, Криминалистика
- Маркетинг
- Культурология
- Медицина
- Менеджмент
- Нефть, Газ
- Искуство, музыка
- Педагогика
- Психология
- Страхование
- Налоги
- Политология
- Сертификация, стандартизация
- Социология, Демография
- Статистика
- Туризм
- Физика
- Философия
- Химия
- Делопроизводсто
- Экология, Охрана природы, Природопользование
- Экономика
- Литература
- Биология
- Мясо, молочно, вино-водочные продукты
- Земельный кадастр, Недвижимость
- Математика, Геометрия
- Государственное управление
- Архивное дело
- Полиграфия
- Горное дело
- Языковедение, Филология
- Исторические личности
- Автоматизация, Техника
- Экономическая география
- Международные отношения
- ОБЖ (Основы безопасности жизнедеятельности), Защита труда
