1. Квантовые числа как характеристики состояния электронов в атоме. Атомная электронная орбиталь.
2. Порядок заполнения подуровней. Принцип Паули. Правило Хунда. Правила Клечковского.
3. Электронные и электронно-графические формулы элементов.
4. Объяснение причины периодического изменения свойств элементов на основе строения их атомов.
5. Основное и возбужденное состояние атомов. Энергия ионизации, её изменение у элементов периодической системы по группам и периодам.
6. Электроотрицательность элемента, её значение для предсказания типа химической связи.
7. Природа химической связи. Виды химической связи.
8. Ковалентная химическая связь. Ее свойства: насыщаемость, направленность, полярность. Приведите примеры. Ионная связь.
9. Металлическая связь.
10. Донорно-акцепторный механизм образования химической связи.
11. Строение комплексных соединений. Комплексообразователь, лиганды, координационное число.
12. Водородная связь, условия её возникновения, её сила и влияние на свойства веществ.
13. Тепловой эффект химической реакции.
14. Закон Гесса и следствия из него. Стандартная теплота образования и её использование при расчетах тепловых эффектов.
15. Понятие об энтропии.
16. Энергия Гиббса. Самопроизвольные и вынужденные процессы.
17. Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
18. Закон действия масс. Особенности его применения к реакциям в гетерогенных системах.
19. Константа скорости химической реакции. Влияние температуры на скорость химических реакций. Уравнения Аррениуса и Вант-Гоффа. Энергия активации.
20. Состояние химического равновесия. Константа равновесия.
21. Принцип Ле-Шателье, определение сдвига равновесия в системах при изменении температуры, давления и концентраций. Применение к гетерогенным системам.
22. Способы выражения концентрации растворов.
23. Растворы неэлектролитов. Упругость пара чистого растворителя и раствора. Температура замерзания и кипения растворов. Законы Рауля и Вант-Гоффа. Определение молекулярной массы вещества методами криоскопии и эбулиоскопии.
24. Изотонический коэффициент и его физический смысл.
25. Количественные характеристики процесса электролитической диссоциации.
26. Способы смещения равновесия процессов электролитической диссоциации. Условия необратимости ионных реакций.
27. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Расчет величины рН для растворов сильных и слабых кислот и оснований.
28. Гидролиз солей, молекулярные и молекулярно-ионные уравнения гидролиза. Основные случаи гидролиза солей. Изменения величины рН растворов солей в результате гидролиза.
29. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления и ее определение. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
30. Основные неорганические окислители и восстановители.
31. Электрохимическая ячейка, ее работа в режиме гальванического элемента и электролитической ячейки. Процессы на электродах. Понятие об электродном потенциале.
32. ЭДС гальванического элемента. Уравнение Нернста.
33. Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы металлов и ряд напряжений.
34. Электролиз расплавов электролитов.
35. Электролиз водных растворов электролитов.
36. Основные способы получения металлов.
37. Связь физических свойств металлов с их кристаллической структурой.
38. Взаимодействие металлов с водой.
39. Взаимодействие металлов с кислотами-неокислителями.
40. Реакции металлов с концентрированной серной кислотой.
41. Реакции металлов с азотной кислотой в зависимости от ее концентрации и активности металла.
42. Взаимодействие металлов с растворами щелочей.
43. Химические свойства металлов.
44. Щелочные и щелочноземельные металлы.
45. Подгруппа алюминия.
46. Переходные металлы.
47. Общая характеристика неметаллов. Водород.
48. Общая характеристика подгруппы галогенов.
49. Общая характеристика подгруппы кислорода.
50. Общая характеристика подгруппы азота.
51. Общая характеристика подгруппы углерода.
52. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакций взаимодействия гидроксида аммония и хлорида железа (III).
53. Жесткость воды. Временная и постоянная жесткость. Методы ее устранения.
54. Коррозия металлов. Химическая и электрохимическая коррозия. Защита металлов от коррозии.
55. Определите рН 0,01 М соляной кислоты (степень диссоциации считать равной 1).
56. Смешали 200 см3 50 % серной кислоты с плотностью 1,4 г/см3 и 300 см3 96 % серной кислоты с плотностью 1,84 г/см3. Найдите процентную концентрацию серной кислоты после смешения.
57. Вычислить ΔGо298 реакции CO(г) + H2O (ж) = CO2(г) + H2(г), если стандартные энтальпии образования оксида углерода (II), воды (ж), водорода и оксида углерода (IV) при 298 К равны соответственно: -110,5; -285,84; 0 и -393,51 кДж/моль, а стандартные энтропии равны 197,91; 70,08; 130,59 и 213,65 Дж/(моль*К).
58. Рассчитайте растворимость гидроксида алюминия Al(OH)3, если Ks°=2*10-32?
59. Рассчитайте растворимость фторида бария BaF2 в 0,2 М растворе BaCl2, если Ks°=1,1*10-6?
60. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты методом электронно-ионного баланса: Cu+ 4HNO3(конц.) →
61. В каком направлении протекает реакция: Cu + Fe2+ = Cu2+ + Fe
E° (Сu2+/Cu) = +0,34 В, E° (Fe2+/Fe) = — 0,44 В
62. Рассчитать ЭДС элемента, который составлен из цинкового электрода, опущенного в раствор хлорида цинка с концентрацией 0,002 моль/л, и медного электрода, опущенного в раствор сульфата меди с концентрацией 0,001 моль/л. Температура 32°С.
63. Какие вещества и в каком количестве выделятся на угольных электродах при электролизе раствора нитрата калия в течение 20 минут при силе тока 1А? Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов.