ТЕРМОХИМИЯ
1. Энергетические эффекты химических процессов. Экзо - и эндотермические реакции. Энтальпия. Знак DH для экзотермических и эндотермических реакций. Стандартное состояние. Стандартная энтальпия образования сложного вещества. Факторы, влияющие на энтальпию.
2. Тепловой эффект химических реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса и следствия из этого закона. Стандартная энтальпия образования вещества (∆Н0обр).
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ
1. Дайте определение понятий "система", "фаза", "компонент". Гомогенные и гетерогенные реакции. Приведите примеры.
2. Скорость химической реакции, причина зависимости скорости химической реакции от температуры. Энергия активации. Экспериментальное определение энергии активации.
3. Зависимость скорости гомогенной реакции от концентраций реагирующих веществ (закон действующих масс). Причина влияния концентрации на скорость реакций. Константа скорости реакции, ее физический смысл. От каких факторов она зависит?
4. Гетерогенные реакции. Приведите примеры гетерогенных реакций. Скорость гетерогенной реакции и факторы, влияющие на нее.
5. Катализ и катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Причина влияния катализаторов на скорость реакции. Автокатализ.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
1. Обратимые реакции. Изменение скоростей прямой и обратной реакции с течением времени. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. От каких факторов зависит константа равновесия?
2. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Константа химического равновесия. Факторы, влияющие на ее величину. Запишите математическое выражение для константы равновесия следующей реакции:
3Fe(к)+4H2O(г) ⇄ Fe3O4(к)+4H2(г)
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; ΔНх.р.< 0.
4. Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье и его применение к равновесным системам. Как влияет на смещение равновесия изменение температуры, давления, концентраций исходных веществ и продуктов реакций. Рассмотрите на примере обратимой реакции:
CH4(г) + CO2(г) ⇄ 2CO(г) + 2H2(г); ∆Н>0.
Смещает ли равновесие присутствие катализатора?
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
1. Растворы. Растворы твердые, жидкие, газообразные (примеры). Способы выражения их состава. Растворимость. Растворы ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные.
2. Тепловые эффекты при растворении кристаллического вещества в жидкости. Сольватация и гидратация. Энтальпия растворения. Влияние температуры на растворимость кристаллического вещества в жидкости.
3. Растворимость газов в жидкостях. Зависимость растворимости газов в жидкостях от давления (закон Генри) и температуры (примеры). Применение правила Ле-Шателье к процессу растворения газов в жидкостях.
4. Теория электролитической диссоциации. Процесс диссоциации веществ с ионной структурой (KCl) и веществ, состоящих из полярных молекул (HCl). Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты (примеры).
5. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
6. Электролитическая диссоциация (определение). Электролиты и неэлектролиты. Степень (α)и константа диссоциации (Кдис). Сильные и слабые электролиты (примеры). От каких факторов зависят (α)и Кдис?
7. Ступенчатая диссоциация кислот и оснований на примерах H3PO4 и Mg(OH)2. Математическое выражение Кдис для каждой ступени. Как изменяется Кдис по ступеням?
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ
1. Условия одностороннего протекания реакций ионного обмена (примеры соответствующих реакций).
2. Электролитическая диссоциация воды. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды. Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в нейтральных, кислых и щелочных растворах. Водородный показатель (pH), его значение в различных средах. Примеры.
3. Растворимость (определение). Равновесие в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Произведение растворимости и использование его для определения: а) концентрации насыщенного раствора малорастворимых веществ; б) возможности выпадения осадка.
4. Обратимый и необратимый гидролиз. Гидролиз солей образованных: а) слабым основанием и сильной кислотой, б) сильным основанием и слабой кислотой, в) слабым основанием и слабой кислотой. Изменение реакции среды (pH) при гидролизе.
5. Ступенчатый гидролиз солей. Для каких солей возможен ступенчатый гидролиз? Изменение реакции среды (pH) при гидролизе. Константа гидролиза (Кг). Как изменяется Кг по ступеням?
6. Гидролиз солей. Какие соли не подвергаются гидролизу? Обратимый гидролиз. Степень и константа гидролиза. Влияние температуры, концентрации раствора и присутствия одноименного иона на гидролиз.
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 реакции. Степень окисления. Окислители и восстановители. Окисление и восстановление.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций на примере:
KI + KMnO4 + H2SO4 ⇄ I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Электронный баланс. Укажите окислители и восстановители в данной реакции.
ЭЛЕКТРОХИМИЯ
1. Равновесие в системе металл - раствор его соли. Электродный потенциал. Можно ли определить абсолютные значения электродных потенциалов? Стандартный электродный потенциал. Электрохимический ряд напряжений металлов и выводы из него.
2. Электрохимические процессы. Гальваническая пара. Схема гальванического элемента Даниэля - Якоби (медно - цинкового). Принцип действия.
3. Электролиз. Последовательность разряда ионов на электродах. Схемы процессов электролиза расплава и раствора NaCl. Законы электролиза.
4. Электролиз. Электролиз с инертными электродами. Схемы процессов электролиза раствора CuSO4 с инертными электродами и растворимым анодом. Законы электролиза (Фарадея).
5. Электролиз. Последовательность разряда ионов на электродах. Электролиз расплава и раствора. Схемы процессов электролиза расплава и раствора NaCl.
СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА
1. Элементарные частицы: электрон, протон, нейтрон. Заряд ядра атома и порядковый номер элементов. Изотопы. Массовое число. Атомная масса элемента.
2. Электронная оболочка атома. Энергетические уровни и подуровни. Орбитали. Принцип и порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней в многоэлектронных атомах (диаграмма).
3. Волновая функция. Электронное облако, орбиталь. Квантовые числа, их значения и физический смысл.
4. Главное квантовое число. Какие свойства электрона (орбитали) оно определяет, какие значения принимает? Понятие об энергетическом уровне.
5. Орбитальное квантовое число. Какие свойства электрона (орбитали) оно определяет, какие значения принимает? Понятие об энергетическом подуровне. Граничные поверхности s- и p- орбиталей. Приведите значения орбитального квантового числа для s-, p-, d- и f- подуровней.
6. Магнитное квантовое число. Какое свойство орбиталей оно определяет и какие значения принимает? Приведите возможные значения магнитного квантового числа для s-, p-, d- и f- орбиталей.
7. Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней в электронной оболочке атома. Спиновое квантовое число. Принцип Паули. Правило Гунда.