вопросы к экзамену по химии
.docx1. 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.
-
Радиусы атомов, их изменение в периодах и группах Периодической системы. Зависимость кислотно-основных свойств соединения от радиуса центрального атома.
-
Энергия ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность атомов. Относительная электроотрицательность. Изменение в периодах и группах Периодической системы.
-
Периодические и непериодические свойства атомов элементов. Полные и неполные электронные аналоги.
-
Структура Периодической системы элементов: периоды, группы, подгруппы, вставные декады. Взаимосвязь между электронной структурой элементов и их положением в Периодической системе.
-
Электроотрицательность. Относительная электроотрицательность. Полярность химической связи, полярность молекул и ионов.
-
Характеристики химической связи - энергия, длина, кратность, полярность. Причина образования химической связи.
-
Валентные возможности атомов элементов и химических соединений.
-
Метод валентных связей и понятие о валентности элементов.
-
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.
-
Метод молекулярных орбиталей. Энергетические диаграммы молекулярных орбиталей двухатомных молекул, образованных элементами первого и второго периодов Периодической системы.
-
Конденсированное состояние вещества. Валентные и невалентные взаимодействия между молекулами при образовании жидких и твердых веществ. Ионные, молекулярные и металлические кристаллические решетки.
-
Термохимические уравнения. Экзо- и эндотермические реакции. Изменение энтальпии химической реакции.
-
Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса для расчёта изменения энтальпии в химических реакциях.
-
Термохимические уравнения. Тепловой эффект и изменение энтальпии в химических реакциях.
-
Стандартные термодинамические условия, простые вещества. Энтальпия образования химического соединения. Энергия химической связи.
-
Стандартная энтропия веществ. Изменение энтропии при изменениях агрегатного состояния вещества. Расчёт изменения энтропии в химической реакции.
-
Свободная энергия Гиббса, вычисление констант равновесия химических реакций.
-
Скорость химической реакции. Закон скорости для гомогенных и гетерогенных реакций, константа скорости химической реакции.
-
Закон действующих масс. Порядок и молекулярность химической реакции. Представление о механизмах химических реакций.
-
Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах.
-
Влияние температуры на скорость химической реакции. Константа скорости реакции, её связь с энергией активации. Уравнение Аррениуса.
-
Зависимость скорости химической реакции от температуры. Энергия активации.
-
Явление катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ, примеры каталитических процессов. Роль адсорбции в катализе.
35.Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Энергия активации.
-
Динамический характер химического равновесия. Влияние внешних факторов (температура, давление) на состояние равновесия.
-
Динамический характер химического равновесия. Зависимость скорости реакции от природы веществ, их концентрации и температуры.
-
Влияние температуры на величину свободной энергии Гиббса и константу равновесия.
-
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.