Михайлова И.С. Список экзаменационных вопросов для

Михайлова И.С.
Список экзаменационных вопросов для студентов
I курса ХТФ, I семестр.
1.Распределение электронов в атомах по квантовым состояниям. Что такое
валентные электроны?
2. Принцип Паули. Квантовые числа атомов. Заполнение электронами
квантовых состояний.
3. Периодический закон Д.И.Менделеева. Периодическая система.
Изменение свойств элементов в зависимости от положения в ПС
4. Гибридные орбитали. Молекулы с гибридными связями. (Строение SbCl5)
5. Чем отличается строение молекул NH3 и BF3; и NH4+и BF4-?
6. Квантовые числа. Электронное строение атомов марганца, хрома, цезия.
7. Расположение в пространстве s-, p-, и d - орбиталей. Их геометрическая
форма.
8. Понятие атомных орбиталях, их расположение в пространстве. Типы их
перекрывания при образовании хим. связей. (Строение N2 и Cl2)
9. Образование ковалентной связи. Направленность связей. Связывающие
орбитали, разрыхляющие, последовательность их заполнения. Строение
TiCl4, F2 методом МО.
10. Понятие электроотрицательности. Привести примеры атомов с большой
и малой электроотрицательностью.
11. Зависимость степени ионности связи от разности ЭО атомов.
Расположите следующие соединения по мере возрастания в них доли ионных
связей: F2, NO, HF, CO, Na2O, CaS.
12. В каком из соединений; НСl, NO, CH4 H2O хим. связь преимущественно
ковалентная, ионная или полярная.
13. Энергетические характеристики атома: потенциал ионизации, сродство к
электрону и электроотрицательность. Изменение потенциала ионизации в
группе и периоде ПС.
14. Определение степени ионности химической связи. Энергия ионной связи
между двумя противоположно заряженными ионами.
15. Валентные возможности атомов. Строение молекул N2, NH3 методом ВС
и МО.
16. Виды молекулярных орбиталей, порядок их заполнения. Строение
молекул H2, HCl, Cl2, CH4, CO2 методом ВС и МО.
17. Расширение валентных возможностей за счет гибридизации атомных
орбиталей. Примеры соединений с sp2d и sp3d гибридными орбиталями..
18. Уравнение Шреденгера. Описание движения электрона с помощью
волновой функции.
19. Участие атомных орбиталей в образовании ковалентной связи. Строение
молекул SiH4, [NiCl4]- методом ВС.
20. Зависимость константы скорости реакции от температуры. Уравнение
Аррениуса, смысл его параметров. Энтропия активации.
21. Энтальпия и энтропия химической реакции. Стандартное состояние.
Стандартный потенциал Гиббса. Закон Гесса.
22. Средняя и мгновенная скорости. Константа скорости реакции. Энергия
активации прямой и обратной реакции.
23. Константа равновесия, ее связь со стандартным потенциалом Гиббса,
зависимость от температуры.
24. Энтальпия химической реакции. Её связь с энергией активации прямой и
обратной реакции. Чем отличаются реакции, энтальпия которых больше и
меньше нуля. Изобразить графически.
25. Причины существования активированного состояния. Определить долю
частиц, находящихся в активном состоянии при 1347 К, если энергия
активации составляет 56,0 кДж/моль.
26. Закон Гесса и следствие их него. Энтальпия реакции, ее зависимость от
энергии активации прямой и обратной реакции.
27. Учение о химическом равновесии. Что такое равновесное состояние,
температура равновесия?
28. На примере расчета констант гидролиза по I и II ступеням, для солей,
образованных слабой двухосновной кислотой, например, угольной, доказать,
что в большей степени соли гидролизуются по первой ступени.
37. Степень диссоциации, ее связь с концентрацией раствора (закон
разбавления Оствальда).
29. Учение о равновесии. Равновесные концентрации и константы
равновесия. Принцип Ле-Шателье.
30. Зависимость константы равновесия от равновесных концентраций и
температуры. Уравнение Вант-Гоффа.
31. Катализаторы, типы катализаторов. Влияние катализатора на скорость
химической реакции.
32. Закон Дальтона. Закон Авогадро и следствия из него. Число Авогадро.
Уравнение Менделеева-Клаузиуса-Клайперона.
33. Диссоциация кислот и оснований. Константа равновесия и сила кислот и
оснований. Определение силы кислот.
34. Диссоциация растворов солей. Гидролиз солей. Константа гидролиза.
35. Какой характер среды характеризует водный раствор гидроортофосфата
натрия (гидросульфита калия, гидроксонитрата свинца (II)). Вывод
подтвердить расчетом.
36. Ионное произведение воды. Шкала рН. Расчет рН в растворе слабого
электролита.
38. Применение константы равновесия в ионно-молекулярных реакциях.
Расчет степени превращения в иконно – молекулярных реакциях.
39. Смещение равновесия в гомогенных реакциях. Привести примеры
расчета (взаимодействие ацетата калия и серной кислоты). Рассчитать
константу равновесия.
40. Смещение равновесия в гетерогенных реакциях. Произведение
растворимости.
Расчет
растворимости
в
насыщенном
растворе
малорастворимого соединения.
41. Смещение равновесия в гетерогенных реакциях. Произведение
растворимости. Влияние одноименного иона сильного электролита на
растворимость малорастворимого соединения, содержащего одноименный
ион.
42. Метод молекулярных орбиталей. Привести примеры (два) парамагнитных
молекул.
43. Основные положения метода валентных связей. Рассмотреть строение
молекул СО, Н2О с точки зрения двух методов (ВС, ММО).
44. Скорость химической реакции. Влияние основных факторов на скорость
реакции. Закон действующих масс.
45.Химическое равновесие. Равновесные концентрации. Константа
равновесия. Принцип Ле-Шателье. Факторы, влияющие на смещение
равновесия.
46. Количественное обоснование принципа Ле-Шателье с помощью II-го
закона термодинамики.
47. Связь константы равновесия с термодинамическими величинами.
48. Понятие об энтропии. Примеры процессов уменьшения и увеличения
энтропии реагентов в процессе химической реакции.
49. Гидролиз солей слабых кислот и слабых оснований. Зависимость
константы гидролиза от констант диссоциации кислот и оснований.
50. Классификация растворов. Понятие растворимости. Закон Дальтона.
51. Насыщенны, ненасыщенные, пересыщенные растворы. Общие свойства
растворов. Законы Рауля.
52. Отличие растворов неэлектролитов от растворов электролитов.
Изотонический коэффициент.
53. Сильные электролиты. Активность. Коэффициент активности.
Зависимость ионной силы раствора от состава соединения.
54. Влияние сильного электролита, содержащего одноименный ион на
растворимость малорастворимого соединения.
55. Как определить силу кислородсодержащих кислот по их формуле?