вопросы к экзамену по химии

1. Планетарная модель атома водорода Резерфорда, постулаты Бора. Кван-товомеханическая модель атома. Волновая функция.

2. Квантово-механическая модель строения атома водорода. Волновая функция и представление об электронном облаке.

3. Квантовые числа и их применение для описания электронного строения многоэлектронных атомов. Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов.

4. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов; принцип Паули; правило Хунда; s, p- d-, и f-элементы.

5. Порядок заполнения орбиталей многоэлектронных атомов: принцип Паули, правило Хунда; s-, р-, d-, и f-элементы. Полные и неполные электронные аналоги.

6. Форма и пространственное расположение s, p- d-, и f -орбиталей в атоме.

7. Радиусы атомов, их изменение в периодах и группах Периодической сис­темы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.

8. Энергия ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность ато­мов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы.

9. Периодические и непериодические свойства атомов элементов. Полные и неполные электронные аналоги.

10. Структура Периодической системы элементов: периоды, группы, под­группы, вставные декады. Взаимосвязь между электронной структурой элементов и их положением в Периодической системе.

11. Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. По­лярность химической связи, полярность молекул и ионов.

12. Характеристики химической связи - энергия, длина, кратность, поляр­ность. Причина образования химической связи.

13. Валентные возможности атомов элементов и химических соединений.

14. Метод валентных связей и понятие о валентности элементов.

15. Метод валентных связей. Причина образования химической связи. Об­менный и донорно-акцепторный механизмы образования химической связи. Характеристики химической связи.

16.Ковалентная химическая связь. Особенности ковалентной связи: направ­ленность и насыщаемость. Молекулы с нечетным числом электронов.

17. Понятие о гибридизации атомных орбиталей и его применение для опи- сания структуры молекул и ионов.

18. Теория отталкивания «сигма-связывающих неподелённых электронных пар (теория полной гибридизации) и её применение для описания геометрической конфигурации молекул и ионов.

19. Магнитные свойства молекул и ионов. Диа- и парамагнитные молекулы. Парамагнитные молекулы и их свойства.

20. Основные положения метода молекулярных орбиталей, применение ММО для описания свойств двухатомных молекул.

21. Метод молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы молекуляр­ных орбиталей двухатомных молекул, образованных элементами первого и второго периодов Периодической системы.

22. Конденсированное состояние вещества. Валентные и невалентные взаимодействия между молекулами при образовании жидких и твердых веществ. Ионные, молекулярные и металлические кристаллические ре­шетки.

23. Термохимические уравнения. Экзо- и эндотермические реакции. Изме­нение энтальпии химической реакции.

24. Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса для расчёта изменения энтальпии в химических реакциях.

25. Термохимические уравнения. Тепловой эффект и изменение энталь­пии в химических реакциях.

26. Стандартные термодинамические условия, простые вещества. Энталь­пия образования химического соединения. Энергия химической связи.

27. Стандартная энтропия веществ. Изменение энтропии при изменениях аг­регатного состояния вещества. Расчёт изменения энтропии в химической реакции.

28. Свободная энергия Гиббса, вычисление констант равновесия химиче­ских реакций.

29. Скорость химической реакции. Закон скорости для гомогенных и гетеро­генных реакций, константа скорости химической реакции.

30. Закон действующих масс. Порядок и молекулярность химической реак­ции. Представление о механизмах химических реакций.

31. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах.

32. Влияние температуры на скорость химической реакции. Константа ско­рости реакции, её связь с энергией активации. Уравнение Аррениуса.

33. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Энергия активации.

34. Явление катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ, примеры каталитических процессов. Роль адсорбции в катализе.

35.Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Энергия активации.

36. Динамический характер химического равновесия. Влияние внешних факторов (температура, давление) на состояние равновесия.

37. Динамический характер химического равновесия. Зависимость скорости реакции от природы веществ, их концентрации и температуры.

38. Влияние температуры на величину свободной энергии Гиббса и констан­ту равновесия.

39. Химическое равновесие. Константа равновесия. Расчёт равновесных концентраций. Взаимосвязь исходных и равновесных концентраций ве­ществ.

40. Принцип Ле-Шателье. Смешение химического равновесия при изменении: концентраций реагентов, давления, температуры.

41.Электролитическая диссоциация в растворах. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли. Сильные и слабые электролиты.

42.Электролитическая диссоциация сильных и слабых электролитов в вод­ных растворах. Вычисление концентраций ионов. Степень и константа диссо­циации.

43.Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда. Соотношение между степенью диссоциации и концентрацией слабых электролитов.

44.Электролитическая диссоциация и расчёт равновесных концентраций ионов в растворах слабых многоосновных кислот.

45.Основные положения теории кислот и оснований Аррениуса. Зависи­мость кислотно-основных свойств соединений от степени окисления централь­ного атома.

46.Амфотерность гидроксидов с точки зрения теории электролитической диссоциации. Реакции амфотерных гидроксидов с кислотами и основаниями

47.Теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури, Льюиса. Реакции между кислотами и основаниями.

48. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда - Лоури. Кислоты,

основания, амфолиты.

49. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды Kw, его за-

висимость от температуры. Водородный показатель как универсальная характеристика водных растворов.

50. Вода. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды.

Водородный показатель. Водородная связь.

51. Кислотно - основные индикаторы, их применение для определения кислот- ности раствора.

52.Вычисление равновесных концентраций ионов в водных растворах, содер­жащих смеси сильных и слабых электролитов. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов.

53.Равновесия в смесях сильных и слабых электролитов. Вычисление концен­траций ионов и молекул в растворах, содержащих слабые кислоты и их соли (буферные растворы).

54.Буферные растворы. Механизм буферного действия на примере ацетатного и аммиачного буферных растворов. Буферная ёмкость.

55. Растворимость солей в воде. Насыщенные и пересыщенные растворы. Малорастворимые соединения. Способы изменения растворимости ма­лорастворимых соединений.

56. Малорастворимые соединения. Произведение растворимости. Соотношение между растворимостью и произведением растворимости для солей раз­личного состава. Факторы, влияющие на растворимость малораствори­мых солей.

57. Равновесия в насыщенных растворах малорастворимых солей. Расчёт растворимости малорастворимой соли. Способы уменьшения или увели­чения растворимости

58. Роль молекул растворителя в процессах электролитической диссоциации. Гидратация и гидратная оболочка ионов. Аквакомплексы металлов, их кислотные свойства.

59. Гидролиз солей, образованных." а) сильным основанием и слабой кисло­той; б) слабым основанием и сильной кислотой; в) слабым основанием и слабой кислотой. Качественная оценка рН растворов гидролизую-щихся солей.

60. Константы гидролиза и рН водных растворов солей. Влияние температу- ры и концентрации на степень гидролиза соли. Способы уменьшения гидролиза солей.

Гидролиз солей. Степень гидролиза. Реакции взаимного усиления гидро­лиза солей.

61. Равновесия в растворах солей, содержащих многозарядные катионы ме­таллов. Вычисление рН (привести примеры).

62. Обратимые ионные реакции. Константы равновесия ионных обменных реакций.

63. Константы равновесия процессов, протекающих в водных растворах с участием малорастворимых соединений.

64 Обратимые ионные реакции с участием малорастворимых солей, слабых электролитов и комплексных соединений. Константы равновесия.

65. Стандартный электродный потенциал металла; электрохимические ряды напряжения металлов и их применение для решения химических задач.

66. Электролиз растворов и расплавов солей. Анодные и катодные процес­сы. Общее уравнение, описывающее разложение вещества при электро­лизе.

67. Окислительно - восстановительные реакции. Окислители, восстановите­ли, соединения с двойственной функцией.

68. Электродный потенциал металла, его зависимость от состава раствора. Уравнение Нернста. Влияние комплексообразования на восстановитель­ную способность металлов в водных растворах.

69. Реакции самоокисления - самовосстановления (диспропорционирования). Внутримолекулярные окислительно - восстановительные процессы.

70. Равновесие в окислительно - восстановительных реакциях. Вычисление константы равновесия с применением стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (привести пример).

71. Стандартный электродный потенциал металла. Электрохимический ряд напряжения металлов. Гальванические элементы.

72.Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста. Факторы, влияющие на величину электродного потенциала.

73. Окислительно-восстановительные реакции. Окислительно - восстанови­тельная двойственность. Количественная характеристика окислительно-восстановительной способности веществ.

74. Влияние кислотности раствора на величину окислительно - восстанови- тельного потенциала. Выбор среды для проведения окислительно- восстановительных процессов.