02.00.01 Неорганическая химия

1. Цель и задачи программы
Данная программа предназначена для подготовки к вступительным
испытаниям в аспирантуру по направлению подготовки 04.06.01 Химические
науки, научная специальность 02.00.01 - Неорганическая химия.
Программа вступительных испытаний в аспирантуру подготовлена в
соответствии с федеральными государственными
образовательными
стандартами высшего образования (уровень магистра или специалиста).
Целью программы вступительных испытаний является организация
работы по подготовке к вступительным испытаниям в аспирантуру.
Задача программы - изложение содержания вопросов по теоретическим
основам химии и по химии элементов, на которые предстоит ответить
поступающим в аспирантуру по направлению подготовки 04.06.01 Химические
науки, научная специальность 02.00.01 - Неорганическая химия.
2. Содержание программы
Тема № 1 «Основные законы химии»
В этой теме рассматриваются базовые представления о стехиометрии,
скорости и энергетике химических реакций, химическом равновесии, природе и
свойствах растворов, строении атома, периодическом законе Д.И. Менделеева,
химической связи, окислительно-восстановительных реакциях и комплексных
соединениях,
Тема № 2. «Химия элементов»
В этой теме рассматриваются свойства важнейших биогенных макро- и
микроэлементов и их соединений, а также свойства соединений токсичных
элементов в последовательности, определенной периодической системой Д.И.
Мендлеева.
3. Перечень вопросов к вступительным испытаниям
1. Скорость химической реакции. Средняя и истинная (мгновенная) скорость реакции.
Основные факторы, влияющие на скорость реакции. Закон действующих масс для
элементарной стадии химической реакции.
2. Химическая реакция как последовательность элементарных стадий (механизм реакции).
Закон действующих масс для элементарной стадии химической реакции. Константа
скорости реакции.
3. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа.
Уравнение Аррениуса. Энергия активации, активированный комплекс. Катализ и
ферменты.
4. Химическое равновесие. Химическое равновесие как конечный результат
самопроизвольного протекания обратимой реакции. Динамический характер химического
равновесия. Признаки истинного равновесия.
5. Закон действующих масс для химического равновесия: взаимосвязь равновесных
концентраций. От чего зависит числовое значение константы равновесия? Смещение
химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
6. Растворы электролитов. Отличие сильных электролитов от слабых. Типы сильных
электролитов. Гидратация ионов. Сильная и слабая гидратация.
7. Отличие слабых электролитов от сильных. Типы слабых электролитов. Константы и
степени диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда (связь
3
константы и степени диссоциации). Зависимость степени диссоциации от концентрации
слабого электролита.
8. Вода как слабый электролит. Ионное произведение воды, его зависимость от
температуры. Водородный и гидроксильный показатели растворов. Кислая, нейтральная и
щелочная среда.
9. Способы измерения водородного показателя. Водородный и гидроксильный показатели
растворов.
10. Буферные растворы. Типы буферных растворов, их состав и действие. Буферная емкость.
11. Гидролиз солей. Типы гидролиза (приведите примеры уравнений реакций гидролиза в
сокращенной ионной и молекулярной форме). Необратимый гидролиз.
12. Константа и степень гидролиза, их взаимосвязь. Зависимость степени гидролиза от
природы соли, концентрации и температуры раствора.
13. Строение атома. Основные принципы квантовой теории строения вещества:
представления о корпускулярно-волновом дуализме явлений микромира, принципе
неопределенности, уравнении Шредингера, волновой функции. Квантовые числа.
14. Главное квантовое число и энергетические уровни электрона в атоме. Потенциальная яма
одноэлектронного атома. Основной и возбужденные энергетические уровни. Уравнение
Планка.
15. Орбитальное квантовое число, момент количества движения электрона и
пространственная форма электронного облака. Потенциальная яма для многоэлектронного
атома. Расщепление энергетических уровней на подуровни. Числовые значения
орбитального квантового числа и их буквенные обозначения. Обозначения
энергетических подуровней.
16. Магнитное квантовое число, квантовый характер взаимодействия электрона атома с
внешним магнитным полем, число орбиталей на энергетическом подуровне и их взаимное
расположение. Числовые значения магнитного квантового числа.
17. Спиновое квантовое число. Число электронов на орбитали.
18. Принципы заполнения электронных орбиталей атома в основном состоянии: принцип
минимума энергии, принцип Паули, правило Хунда.
19. Электронные емкости орбиталей, подуровней и уровней атома. Электронные и
электронно-структурные формулы элементов первого и второго периодов Периодической
системы. Электронный остов и орбитали валентных уровней атома.
20. Периодический закон Д.И. Менделеева. Современная формулировка периодического
закона.
21. Объяснение структуры Периодической системы исходя из энергетической
последовательности подуровней многоэлектронных атомов.
22. Понятие периода и его формирование по правилам В.М. Клечковского. Причины
различной длины периодов. Расположение в структуре Периодической системы s-, p-, d- и
f-элементов.
23. Длинно- и короткопериодный варианты Периодической системы. Расположение в них
металлов и неметаллов.
24. Свойства атомов элементов: энергия ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность и периодический характер их изменения.
25. Общие химические свойства элементов: металлические и неметаллические, кислотноосновные, окислительно-восстановительные и периодический характер их изменения.
26. Химическая связь. Типы химической связи: ковалентная, ионная, полярная,
координационная, водородная. Приведите примеры веществ, в которых имеются связи
данных типов.
27. Характеристики химической связи: электрический дипольный момент, степень ионности,
направленность и насыщенность, энергия и длина связи.
28. Метод валентных связей, его основные положения.
29. Кратные связи. Сигма- и пи-связи.
4
30. Валентность в методе валентных связей. Валентность элементов первого и второго
периодов.
31. Гибридизация атомных орбиталей и геометрия молекул.
32. Типы гибридизации электронных орбиталейатомов элементов второго периода и
геометрия молекул, в которых эти атомы являются центральными.
33. Неподеленные электронные пары гибридных орбиталей, их влияние на геометрию
молекул.
34. Метод молекулярных орбиталей, его основные пололжения.
35. Связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали, их заполнение электронами.
36. Порядок связи. Порядок связи в молекулах элементов первого периода.
37. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления и правила ее нахождения.
38. Окисление и восстановление. Окислители и восстановители (приведите примеры).
39. Классификация
окислительно-восстановительных
реакций:
межмолекулярные,
внутримолекулярные, реакции диспропорционирования и компропорционирования
(приведите примеры каждого типа реакций).
40. Зависимость
окислительно-восстановительного
потенциала
от
активностей
потенциалопределяющих веществ. Уравнение Нернста.
41. Комплексные соединения. Строение координационной сферы комплексных соединений:
центральный ион-комплексообразователь, лиганды, донорные атомы лигандов,
координационное число, геометрия координационной сферы. Заряд внутренней
координационной сферы. Внешнесферные ионы.
42. Диссоциация комплексных соединений в растворах. Константы устойчивости и
константы нестойкости.
43. Объяснение координационной химической связи при помощи метода валентных связей.
Участие d-орбиталей в гибридизации: sp3d2-гибридизация. Координационная сфера в
форме октаэдра.
44. Водород. Своеобразие строения атома водорода, физических и химических свойств этого
элемента.
45. Бинарные соединения водорода с электроотрицательными элементами, их поведение в
водных растворах. Катион оксония.
46. Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, их взаимодействие с водой,
кислородом и галогенами. Гидрид-ион как восстановитель и лиганд.
47. Водородная связь, ее значение в природе. Вода, геометрия и свойства ее молекулы.
48. Структура льда и жидкой воды. Химические свойства воды. Вода как растворитель и
лиганд.
49. IA-подгруппа. Общая характеристика элементов А-подгруппы. Щелочные металлы как
восстановители.
50. Образование бинарных соединений щелочных металлов путем синтеза из простых
веществ: взаимодействие с водородом, галогенами, кислородом (горение), серой, азотом,
углеродом. Взаимодействие щелочных металлов с водой.
51. Свойства бинарных соединений щелочных металлов (гидридов, оксидов, нитрида лития,
карбидов, фосфидов): взаимодействие с водой; взаимодействие оксидов щелочных
металлов с оксидом углерода (V), оксидом кремния (при сплавлении), оксидом бора (при
сплавлении).
52. Растворимость солей щелочных металлов. Гидролиз солей щелочных металлов по аниону
(привести примеры реакций). Образование кислых солей.
53. Калийные удобрения.
54. IIA-подгруппа. Общая характеристика элементов А-подгруппы. Особенности
химических свойств бериллия, его амфотерность.
55. Геометрия молекул галогенидов бериллия в газообразном состоянии. Амфотерность
оксида и гидроксида бериллия.
56. Химические свойства магния и кальция. Высокая химическая активность: образование
бинарных соединений магния и кальция (гидридов, оксидов, галогенидов, ацетиленидов,
5
нитридов, сульфидов, фосфидов) прямым синтезом из простых веществ. Получение
оксидов магния и кальция в промышленности прокаливанием карбонатов.
57. Взаимодействие оксидов магния и кальция с водой и оксидом углерода (V). Гидроксиды
магния и кальция, их получение, растворимость, диссоциация. Взаимодействие бинарных
соединений магния и кальция (сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов) с водой.
58. Жесткость воды. Общая, карбонатная и некарбонатная. Способы устранения жесткости
воды. Известкование и гипсование почв.
59. IIIA-подгруппа. Общая характеристика элементов А-подгруппы. Отличие электронного
строения атома бора от строения атомов других элементов подгруппы. Физические и
химические свойства элементного бора.
60. Бинарные соединения бора: гидриды (бораны), галогениды, оксид, сульфид, нитрид.
Строение молекул галогенидов бора. Взаимодействие с водой диборана, хлорида, оксида и
сульфида бора.
61. Ортоборная кислота: строение молекул и кристаллов, взаимодействие с водой,
обезвоживание, нейтрализация. Метабораты и тетрабораты.
62. Физические и химические свойства металлического алюминия: взаимодействие с
кислородом и водой, кислотами и сильными основаниями. Амфотерность оксида и
гидроксида алюминия.
63. IVA-подгруппа. Общая характеристика элементов VА-подгруппы. Аллотропные формы
углерода. Типы гибридизации электронных орбиталей атомов углерода в его аллотропных
формах.
64. Метан: строение молекулы, горение, получение водяного газа, взаимодействие с хлором.
Строение молекул галогенидов углерода, их химическая устойчивость
65. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты.
66. Кремний: тип гибридизации электронных орбиталей атомов кремния в элементном
состоянии. Гидриды кремния: физические и химические свойства (взаимодействие с
кислородом, хлором и водой).
67. Галогениды кремния: физические свойства и строение молекул, получение тетрафторида
кремния из оксида кремния, получение гексафторокремниевой кислоты и ее солей
68. Оксид кремния: структурная единица его кристаллических модификаций, химические
свойства.
69. Ортокремниевая кислота: строение молекулы, растворимость, конденсация, получение
силикагелей. Кристаллические силикаты: способы соединения кремнекислородных
тетраэдров.
70. VA-подгруппа. Общая характеристика элементов VА-подгруппы. Молекулярный азот:
особенности строения молекулы, получение, физические и химические свойства
(взаимодействие с литием, кальцием, кислородом, водородом.
71. Аммиак: строение молекулы, химические свойства (самодиссоциация жидкого аммиака,
растворение аммиака в воде). Соли аммония: термическая устойчивость, гидролиз водных
растворов.
72. Аммиак: строение молекулы, реакции замещения водорода в молекуле аммиака
(взаимодействие с щелочными и щелочно-земельными металлами, галогенами).
73. Гидразин. Гидроксиламин. Мочевина. Окисление аммиака: горение и каталитическое
окисление.
74. Оксиды азота: получение, строение молекул, химические свойства.
75. Азотная кислота: строение молекулы, получение, разложение, взаимодействие с
неметаллами и металлами. Соли азотной кислоты - нитраты: термическое разложение.
76. Азотистая кислота: строение молекулы, диссоциация, разложение. Соли азотистой
кислоты - нитриты: окислительно-восстановительные свойства, гидролиз водных
растворов, токсичность.
77. Азотные удобрения: жидкий аммиак, аммиачная вода, хлорид аммония, сульфат
аммония, мочевина, нитрат аммония, нитрат натрия, нитрат кальция - получение, реакция
водных растворов.
6
78. Фосфор: аллотропные модификации, различия в их химической активности.
79. Бинарные соединения фосфора (монофосфин и дифосфин, галогениды фосфора).
Строение молекул и химические свойства.
80. Оксиды фосфора. Строение молекул и химические свойства.
81. Кислородсодержащие кислоты фосфора: фосфорноватистая, фосфористая и
ортофосфорная. Строение молекул, диссоциация. Получение ортофосфорной кислоты..
82. Соли ортофосфорной кислоты: дигидрофосфаты, гидрофосфаты и ортофосфаты, их
гидролиз.
83. Полифосфорные кислоты и полифосфаты. Аденозинтрифосфат, его гидролиз.
84. Фосфорные удобрения: фосфоритная мука, простой и двойной суперфосфат, преципитат,
аммофос. Получение, растворимость.
85. VIA-подгруппа. Общая характеристика элементов VА-подгруппы. Молекулярный
кислород и озон. Получение, строение молекул и химические свойства.
86. Оксиды, пероксиды и надпероксиды. Периодическое изменение свойств высших оксидов
s- и р-элементов и соответствующих им гидроксидов и кислот (на примере элементов
третьего периода).
87. Пероксид водорода: строение молекулы, разложение, диссоциация, окислительновосстановительные свойства.
88. Сера: кристаллические модификации. Сульфиды водорода: получение, строение молекул.
Сероводородная кислота: диссоциация, соли.
89. Оксиды серы: получение, строение молекул, химические свойства. Сернистая кислота,
сульфиты. Серная кислота, сульфаты.
90. VIIA-подгруппа. Общая характеристика элементов VА-подгруппы.
91. Оксиды хлора, кислородсодержащие кислоты хлора, их соли.
92. Молекулярный фтор, строение молекул бинарных фторидов элементов третьего периода.
Фтороводород: получение, автоионизация, катион фторония и гидродифторид-ион.
93. Фтороводородная кислота: отличие от других галогеноводородных кислот, диссоциация,
соли фтороводородной кислоты (фториды и гидродифториды).
94. Хлороводород, хлороводородная кислота. Соединения с положительными степенями
окисления хлора, их химические свойства. Особенности хлора как биогенного элемента.
95. Переходные металлы. Общие свойства и особенности переходных металлов.
96. Ванадий, хром, молибден.и марганец.
97. Железо, кобальт, никель.
98. Медь, цинк, кадмий, ртуть.
4. Основная литература
1.
Князев, Д.А. Неорганическая химия : учебник для бакалавров / Д.А.
Князев, С.Н. Смарыгин. – 4-е изд. М.: Юрайт, 2012.
5. Дополнительная литература
1. Неорганическая химия: в 3 т. / под ред. Ю.Д. Третьякова. Академия, 2004-2007.
2. Третьяков, Ю.Д. Неорганическая химия. Химия элементов : в 2
Ю.Д. Третьяков [и др.] - М.: ИКЦ «Академкнига», 2007.
3. Гринвуд, Н. Химия элементов : в 2 т. / Н. Гринвуд, А. Эрншо. Бином. Лаборатория знаний, 2008.
4. Химическая энциклопедия в 5 т. / под ред. Н.С. Зефирова. Большая российская энциклопедия, 1988-1998.
М.:
т. /
М.:
М.:
7