double arrow

ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ. 1. Модель строения атома по Резерфорду

1. Модель строения атома по Резерфорду. Определение атома и основные элементарные частицы его, их характеристика. Химический элемент. Изотопы

2. Квантово-механическая модель строения атома. «Дуализм», природы электрона. Понятие об атомной орбитали, ее виды.

3. Характеристика состояния электрона в атоме системой квантовых чисел: главное –n, орбитальное – l, магнитное –m и спиновое –s. Их значения и характеристики.

4. Электронные формулы многоэлектронных атомов: Принцип Паули, следствие из принципа Паули. Емкость подуровней. Правило Гунда.

5. Принцип минимального запаса энергии. Правило Клечковского. Реальная электронная формула многоэлектронного атома.

6. Структура Периодической системы с точки зрения строения атома: s-, p-, d- и f- элементы, их положение в П.С.Э.

7. Периодический закон Д.И.Менделеева в свете строения атома. Периодическая система (современная формулировка). Периоды (малые и большие). Группы (А-главные и В- побочные), их характеристики.

8. Валентные электроны., их графическое изображение для элементов: s-, p-, d- и f- семейства. Стационарное и возбужденное состояние атома, условия возбуждения. Пояснить на примере Fe.

9. Положение d-элементов в П.С.Э. Элементы с электронным проскоком. Электронные и графические формулы валентных электронов в нормальном и возбужденном состоянии. Устойчивые степени окисления, примеры соединений в устойчивых степенях окисления на примере Cr.

10. Периодичность изменения свойств атомов: радиуса, энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности. Их изменение в периоде и в группе.

11. Особенности строения атомов металлов и неметаллов, их положение а П.С.Э, определение степени окисления. Изменение металлических и неметаллических свойств в периодах и группах.

12. Ковалентная связь. Определение и ее образование на примере молекулы водорода. Энергия связи. Длина связи.

13. Физический смысл ковалентной связи. σ- и π- связи, их особенности. Пояснить на примерах молекул F2, N2.

14. Характеристики ковалентной связи: энергия, длина связи, кратность. Факторы, влияющие на энергию связи.

15. Механизм образования ковалентной связи. Обменный и донорно-акцепторный на примере молекулы NH3 и [NH4]+.

16. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, поляризуемость. Пояснить на примерах молекул Н2, NH3.

17. Теория гибридизации атомных орбиталей, ее виды: sp, sp2,sp3,sp3


и sp3d2. Пространственная конфигурация молекул.

18. Полярность химической связи. Неполярная и полярная ковалентная связь. Дипольный момент связи.

19. Виды химических связей: ионная, металлическая, водородная, механизмы их образования и особенности.

20. Тепловой эффект химических реакций. Первый закон термодинамики. Энтальпия. экзотермические и эндотермические реакции.

21. Термохимические уравнения, их отличительные признаки. Закон Гесса. I-ое следствие из закона Гесса, его математическое выражение. Стандартная теплота (энтальпия) образования вещества.

22. Второй закон термодинамики. Энтропия. Изменение энтропии в изолированной системе.

23. Свободная энергия Гиббса. Ее расчеты. Критерии самопроизвольного протекания процесса.

24. Скорость химической реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции(примеры), закон действующих масс. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл и факторы влияющие на константу.

25. Факторы, влияющие на скорость химической реакции: природа реагирующих вещества, температура, (активные молекулы, энергия активации) и катализаторы.

26. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие, его динамический характер. Константа химического равновесия, ее вывод на примере реакции:2NO+O2↔2NO2

27. Химическое равновесие и его смещение, согласно принципа Ле Шателье. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия, пояснить на примере реакции: N2+3H2↔2NH3

28. Определение понятия раствора. Истинные растворы. Растворы неэлектролитов, примеры. Осмос. осмотическое давление.

29. Диффузия и осмос. Закон Вант-Гоффа. Биологическое значение осмотического давления.

30. Насыщенный пар. Давление насыщенного пара. Первый закон Рауля.

31. Растворы неэлектролитов. Условия кипения растворов. Температура кипения растворов. Второй закон Рауля. Эбулиоскопическая постоянная, ее физический смысл.

32. Растворы неэлектролитов. Условия замерзания растворов. Температура замерзания растворов. Второй закон Рауля. Криоскопическая постоянная, ее физический смысл.

33. Растовры электролитов. Электрическая диссоциация. Теория электролитической диссоциации, ее основные положения, подтвердить на примерах.

34. Степень электролитической диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации.

35. Ряды сильных и слабых электролитов. Привести примеры.

36. Кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация сильных и слабых кислот, подтвердить примерами

37. Кислоты. Общие свойства кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые кислоты, их диссоциация. Окраска индикаторов. Молекулярно-ионные уравнения, характеризующие общие свойства кислот.

38. Основания. Общие свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации. сильные и слабые основания, их диссоциация. Окраска индикаторов. Молекулярно-ионные уравнения, характеризующие общие свойства оснований.

39. Соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. классификация солей и диссоциация средних, двойных, смешанных, кислых, основных и комплексных солей.

40. Средние соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Молекулярно-ионные уравнения, характеризующие общие свойства и способы получения средних солей.

41. Кислые соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация. Молекулярно-ионные уравнения, характеризующие общие свойства и способы получения кислых солей.

42. Основные соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Диссоциация. Молекулярно-ионные уравнения, характеризующие общие свойства и способы получения основных солей.

43. Ионные реакции обмена в растворах электролитов. Условия протекания. Правила написания ионных уравнений реакций. Привести примеры.

44. Составьте молекулярно-ионные уравнения реакций между предложенными веществами:

а) сульфатом алюминия и гидроксидом аммония.

б)карбонатом натрия и серной кислоты.

45. Правила составления молекулярно-ионных уравнений по кратким ионным уравнениям: а)2H++CO32-→CO2+H2О

46. Слабые электролиты. Диссоциации слабых электролитов. Степень и константа диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

47. Химическое равновесие в растворах слабых электролитов. Вывод константы диссоциации уксусной кислоты, ее физический смысл.

48. Оксиды, их классификация. Химические свойства и способы получения.

49. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Роль концентраций ионов водорода биологических процессах живых организмов.

50. Водородный показатель. Рассчитайте рН и рОН 0,01 молярного раствора NaOH.

51. Раствор, в 500 мл которого растворено 1,825г HCl имеют рН, равный...

52. Раствор серной кислоты имеет рН=1, концентрация H2SO4 в растворе равна...... моль/л.


53. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля растворенного вещества, молярная концентрация раствора, молярная концентрация эквивалента, моляльная концентрация, титр.

54. Гидролиз солей. Случаи гидролиза солей.

55. Степень гидролиза солей, факторы, влияющие на степень гидролиза.

56. Гидролиз солей. Константа гидролиза солей. Ее вывод на примере соли нитрита калия.

57. Степень гидролиза и константа гидролиза из взаимосвязь. Вывести К гидролиза соли KCN.

58. Обратимый гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой. Составьте ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли карбоната натрия. Вывести константу гидролиза по 1-ой ступени.

59. Обратимый гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой. Составьте ионно-молекулярное уравнения гидролиза соли хлорида алюминия и вывести константу гидролиза по первой ступени.

60. Полный необратимый гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами. Составьте ионно-молекулярное уравнение гидролиза соли сульфида алюминия.

61. Совместный гидролиз солей. Составить молекулярно-ионные уравнения реакций взаимодействия водных растворов солей сульфата хрома(III) и карбоната калия.

62. Теория окислительно-восстановительных реакций с точки зрения строения атома. Основные положения.

63. Окислительно-восстановительные реакции. Их сущность. важнейшие восстановители с точки зрения строения атомов. Определение по формуле. Привести примеры.

64. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители с точки зрения строения атомов. Определение по формуле. Привести примеры.

65. Типы окислительно-восстановительных реакций (межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирование, сопропорционирование) привести примеры.

66. Количественная характеристика окислительно-восстановительных свойств веществ. Стандартный окислительн-восстановительный потенциал. Расчет ЭДС. Критерии протекания окислительно-восстановительных реакций. Роль ОВР в организме.

67. ОВР. Алгоритм подбора коэффициентов в кислой среде ионно-электронным методом (метод полуреакций). Поясните на примере взаимодействия перманганата калия с сульфитом натрия.

68. ОВР. Алгоритм подбора коэффициентов в щелочной среде ионно-электронным методом (метод полуреакций). Поясните на примере взаимодействия перманганата калия с сульфитом натрия.

69. ОВР. Алгоритм подбора коэффициентов в нейтральной среде ионно-электронным методом (метод полуреакций). Поясните на примере взаимодействия перманганата калия с сульфитом натрия.


70. Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами. Пояснить на примере.

71. Особенности взаимодействия серной кислоты с металлами. Пояснить на примере.

72. Комплексные соединения. Координационная теория строения комплексных соединений Вернера. Строение координационной сферы и внешней сферы. Пояснить на примере Na[Al(OH)4].

73. Реакции комплексообразования на примере образования хлорида аммония. Характер связей между Ц.А. и лигандами.

74. Классификация комплексных соединений в зависимости от заряда внутренней сферы на примерах: хлорида диаминсеребра(I); гидроксида тетраамминмеди(II); гексацианоферрат(III) калия; тетрахлорадиамминплатины(IV) тринитротриамминкобльта (III). Характер связи между ионами внутренней и внешней сферы.

75. Комплексные соединения, факторы, влияющие на комплексообразующую способность Ц.А. (природа Ц.А., величина заряда, радиус лигандов) Пояснить на примерах.

76. Комплексные соединения. Донорные атомы лигандов. Дентантность лиганда, (моно и полидентантные лиганды). Хелаты. Пояснить на примере образования этиленгликолята меди(II). Хелатный эффект.

76. Роль внутрикомплексных (хелатных, клешневидных комплексных соединений в жизнедеятельности живых организмов и в аналитической химии).

77. Свойства ионных комплексных соединений. Первичная и вторичная диссоциация. Вывод константы нестойкости, ее физический смысл на примере сульфата тетраамминмеди (II).

78. Химические свойства комплексных соединений. Реакции обмена внешнесферными ионами, центральными атомами, лигандами, ОВР. Критерии протекания данных реакций.


 

79.Химия S-элементов. Na

80. Химия S-элементов. Н

81. Химия S-элементов. К

82. Химия S-элементов. Mg

83. Химия S-элементов. Ca

84.Химия p-элементов. B

85. Химия p-элементов. Al

86. Химия p-элементов. С

87. Химия p-элементов. Si

88. Химия p-элементов. Pb

89. Химия p-элементов. N

90. Химия p-элементов. P

91. Химия p-элементов. О

92. Химия p-элементов. S

93. Химия p-элементов. Se

94. Химия p-элементов. F

95. Химия p-элементов. Cl

96. Химия p-элементов. J

97.Химия d-элементов. Cr

98. Химия d-элементов. Mo

99. Химия d-элементов. Mn

100. Химия d-элементов. Fe

101. Химия d-элементов. Ni

102. Химия d-элементов. Cu

103. Химия d-элементов. Zn

104. Химия d-элементов. Co

105. Химия d-элементов. Hg



106. Объемные (титрометрические методы анализа). принцип титрометрических методов анализа и область их применения. операция титрования, точка эквивалентности.

107. Основные расчеты в титрометрии. способы приготовления стандартных растворов.

108. Измерительная посуда (бюретки, пипетки, мерные колбы, цилиндры) правила работы с ней.

109. Комплексометрическое титрование. Сущность метода. Реакции, лежащие в основе этого титрования. Особенности используемых титрантов (комплексоны, комплексонаты) Хелатообразующие индикаторы (металлоиндикаторы)

110. Определение общей жесткости воды. Ход работы, химические реакции, протекающие в колбочке и при титровании. определение точки эквивалентности. Расчеты общей жесткости воды.

111. Определение массы Са2+в 1 л молока. Ход работы. Расчеты.

 

 


Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:  



Сейчас читают про: