ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ

ТЕРМОХИМИЯ

1. Закон Гесса и следствия из него. Применение их для расчета энтальпий химических реакций. Стандартные условия. Энтальпия образования сложного вещества.

2. Энергетические эффекты химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции (примеры). Энтальпия. Закон Гесса и следствия из него.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ

1. Гетерогенные реакции (примеры). Скорость гетерогенной реакции, влияние на нее диффузии и поверхности раздела фаз. Константа равновесия для гетерогенной реакции.

2. Гомогенные химические реакции (примеры). Влияние на скорость гомогенной реакции концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс. Константа скорости реакции.

3. Влияние температуры на скорость химической реакции. Активные молекулы, энергия активации. Причина зависимости скорости химической реакции от температуры. Уравнение Вант-Гоффа, температурный коэффициент.

4. Понятия "система", "фаза", "компонент". Гомогенные и гетерогенные реакции (примеры). Средняя и истинная скорость химической реакции. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции. Закон действующих масс.

5. Скорость химической реакции. Зависимость её от концентрации и температуры для гомогенных и гетерогенных реакций.

6. Катализ и катализаторы. Катализ гомогенный и гетерогенный, положительный и отрицательный. Механизм действия катализаторов. Примеры применения катализаторов в промышленности.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

1. Правило Ле-Шателье и применение его к равновесным системам. Влияние температуры, давления и концентрации реагирующих веществ на положение равновесия. Примеры.

2. Необратимые и обратимые реакции (примеры). Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия для гомогенных и гетерогенных систем.

3. Правило Ле-Шателье. Влияние температуры, давления и концентрации реагирующих веществ на положение равновесия. Примеры. Выбор оптимальных условий проведения химических реакций на примере синтеза аммиака: N₂ + 3H₂ 2NH₃; ΔН_х.р.< 0.

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

1. Растворимость газов в жидкости. Зависимость растворимости газов в жидкости от давления (закон Генри) и температуры. Применение правила Ле-Шателье к процессу растворения газа в жидкости.

2. Тепловые эффекты при растворении кристаллического вещества в жидкости. Сольватация и гидратация. Энтальпия растворения. Влияние температуры на растворимость кристаллического вещества в жидкости.

3. Растворы. Способы выражения состава растворов (массовая доля, молярная и нормальная концентрации, титр). Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы. Перекристаллизация.

4. Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации. Степень () и константа (к_дис.) диссоциации. Какие факторы влияют на  и к_дис.? Сильные и слабые электролиты (примеры).

5. Диссоциация электролитов. Ступенчатая диссоциация кислот и оснований. Примеры. Степень электролитической диссоциации. Влияние на нее концентрации и температуры. Сильные и слабые электролиты (примеры). Константа электролитической диссоциации.

6. Закон разбавления Оствальда (вывод). Влияние концентрации раствора слабого электролита на степень электролитической диссоциации. Ступенчатая диссоциация электролитов (примеры).

7. Закон разбавления Оствальда для слабого бинарного электролита (вывод). Влияние концентрации раствора на степень электролитической диссоциации.

8. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. К_дис., . Сильные и слабые электролиты.

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ

1. Ионообменные реакции с образованием осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона (примеры). Произведение растворимости и применение его для вычисления концентрации насыщенного раствора и возможности выпадения осадка из раствора.

2. Гидролиз солей. Изменение реакции среды при гидролизе. Степень и константа гидролиза. Влияние температуры и концентрации раствора на гидролиз. Примеры реакций гидролиза.

3. Электролитическая диссоциация воды. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.

4. Гидролиз солей. Ступенчатый гидролиз. Изменение рН при гидролизе. Необратимый гидролиз.

5. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Концентрация ионов водорода и ионов гидроксида в нейтральных, кислых и щелочных растворах. Показатель рН и его значение в этих растворах.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

1. Окисление и восстановление. Степень окисления и валентность атомов. Энергия ионизации и сродство к электрону. Изменение этих характеристик по периодам и группам периодической системы. Примеры окислительно-восстановительных реакций. Электронный баланс.

2. Окислительно-восстановительные характеристики нейтральных атомов: энергия ионизации, сродство к электрону. Изменение этих характеристик Причины изменения.

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

1. Электролиз. Последовательность разряда ионов на электродах. Схемы процессов электролиза расплава и раствора NaCl. Законы электролиза.

2. Равновесие в системе металл—раствор его соли. Электродный потенциал. Устройство и принцип действия первичного гальванического элемента Даниеля-Якоби. Ряд напряжений металлов и применение его для определения ЭДС гальванического элемента.

3. Электролиз. Законы Фарадея. Последовательность разряда ионов на электродах. Ионообменные реакции с образованием осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона (примеры). Произведение растворимости Ряд напряжений металлов и выводы из него. Схемы процессов электролиза с инертными электродами и растворимым анодом. Применение электролиза.

4. Относительный электродный потенциал. Водородный электрод. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных электродных потенциалов для пар Ме/Меⁿ⁺(ряд напряжений) и выводы из него.

5. Электродный потенциал. Устройство и принцип действия элемента Даниеля-Якоби. ЭДС гальванического элемента. Применение стандартных электродных потенциалов для определения возможности протекания окислительно-восстановительной реакции.

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА

1. Магнитное квантовое число, взаимная ориентация атомных орбиталей. Спиновое квантовое число. Правило Паули. Максимальное число электронов на орбиталях, подуровнях и уровнях. Правило Гунда.

2. Квантование энергии электрона в атоме. Энергетические уровни. Главное квантовое число. Оптический спектр атома водорода. Спектральные линии и серии.

3. Принцип и порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах. Заполнение орбиталей и подуровней. Правило Паули и правило Гунда (примеры применения).

4. Волновая функция. Электронное облако и орбиталь. Квантовые числа, их взаимосвязь. Какие свойства электрона (орбитали) характеризуют квантовые числа?

5. Волновая функция. Квантовые числа электронов. Главное квантовое число. Энергетические уровни. Орбитальное квантовое число. Подуровни. Форма s- и р- орбиталей.

6. Орбитальное квантовое число. Энергетические подуровни. Форма s- и р- орбиталей. Магнитное квантовое число. Количество орбиталей в s-, p-, d- и f- подуровнях.

7. Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней в электронной оболочке атома. S-, p-, d-, f- элементы, их количество и расположение в периодической системе.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ

1. Элементарные частицы: электрон, протон и нейтрон. Их заряд и масса. Заряд ядра и порядковый номер элемента в периодической системе. Массовое число, атомная масса элемента. Изотопы.

2. Периодический закон Д.И.Менделеева и периодическая система элементов с точки зрения строения электронной оболочки атомов. Изменение радиуса атома, энергии ионизации и сродства к электрону по периодам и группам периодической системы.

3. Радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Изменение этих параметров по периодам и группам периодической системы.

4. Периодический закон. Современная формулировка периодического закона. Периодическая система элементов. Периоды и группы элементов. Причина периодического изменения свойств элементов.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ

1. Валентность атомов в основном и возбужденном состоянии. Гибридные орбитали, их форма. Типы гибридизации: sp, sp², sp³ и расположение орбиталей в пространстве.

2. Механизм образования ковалентной связи. Общая пара электронов. Ковалентность атомов. Ковалентная неполярная и полярная связь (примеры). Насыщаемость и направленность ковалентной связи.

3. Механизм образования ионной связи. Правило октета. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Степень ионности химической связи и влияние на нее Δ ЭО взаимодействующих атомов.

4. Механизм образования неполярной и полярной ковалентной связи на примере молекул Cl₂ и HCl. Общая пара электронов. Простые и кратные связи на примере молекулы азота. σ- и  -связи.

5. Изменение потенциальной энергии системы при сближении двух атомов водорода. Длина и энергия связи в молекуле водорода. Изменение энергии системы при образовании химической связи.

6. Основные характеристики химической связи (длина связи, энергия связи, полярность связи). Валентные углы. Насыщаемость и направленность химической связи.

7. Валентные углы. Пространственная форма молекул. Линейные (s-s, p-p, s-p), угловые (p^{2 S}_S) и пирамидальные (p³-s) молекулы. Схемы перекрывания валентных орбиталей в этих молекулах.

8. Механизм образования ковалентной связи. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент химической связи. Насыщаемость и направленность ковалентной связи.

9. Дипольный момент. Дипольный момент химической связи и молекулы. Примеры полярных и неполярных молекул. Объясните изменение дипольного момента в ряду HF-HI.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

1. Теория строения комплексных соединений. Характер химической связи в комплексных соединениях. Центральный атом, лиганды, координационное число. Дентатность лигандов. Примеры реакций получения комплексных соединений.

ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

1. Химическая связь в металлах. Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с неметаллами, водой, растворами кислот и щелочей. Промышленные способы получения металлов.