Типичные практические и расчётные задачи

Вопросы для подготовки к экзаменам по химии для вечернего

Отделения

1. Атом.Развитие представлений остроении атома. Электроны, протоны, нейтроны.

 

2. Представление о современной квантово-механической модели атома. Характеристика состояния электронов в атоме с помощью набора квантовых чисел, их трактовка и допустимые значения.

 

3. Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней электронами в многоэлектронных атомах. Принцип Паули. Правило Гунда. Принцип минимума энергии.

 

4. Энергия ионизации и энергия сродства к электрону. Характер их изменения по периодам и группам периодической системы Д.И.Менделеева. Металлы и неметаллы.

 

5. Электроотрицательность химических элементов. Характер изменения электроотрицательности по периодам и группам периодической системы Д.И.Менделеева. Понятие степени окисления.

 

6. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Периоды, группы и подгруппы периодической системы. Связь периодической системы со строением атомов. Электронные семейства элементов.

7. Основные типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей.

9 Гибридизация валентных атомных орбиталей: sр-, sp²-, sp³-гибридизация. Геометрическая форма и полярность молекул. Основные характеристики ковалентных связей: длина, энергия, направленность, насыщаемость, валентные углы.

 

8. Ионная связь как предельный случай поляризации ковалентной связи. Электростатическое взаимодействие ионов.

9. Основные классы неорганических соединений. Оксиды металлов и неметаллов. Номенклатура этих соединений. Химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов.

 

10. Основания. Номенклатура оснований. Химические свойства оснований. Амфотерные основания, реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами.

11. Кислоты. Бескислородные и кислородные кислоты. Номенклатура (название кислот). Химические свойства кислот.

12. Соли как продукты взаимодействия кислот и оснований. Типы солей: средние (нормальные), кислые, основные, оксосоли, двойные, комплексные соли. Номенклатура солей. Химические свойства солей.

13. Бинарные соединения металлов и неметаллов. Степени окисления элементов в них. Номенклатура бинарных соединений.

14. Типы химических реакций: простые и сложные, гомогенные и гетерогенные, обратимые и необратимые.

17. Реакции без участия и с участием электронов. Ионно-обменные и окислительно-восстановительные реакции.

 

18. Окислительно-восстановительные реакции. Окислительные и восстановительные способности металлов, неметаллов и их ионов. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса.

 

19. Способы выражения количественного состава раствора: массовая, молярная и нормальная концентрации, моляльность.

 

20. Растворимость. Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости малорастворимых неорганических веществ. Условия образования и растворения осадков.

 

21. Водные растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации.

 

22. Электролитическая диссоциация воды. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды.

 

23. Водородный показатель рН среды для растворов электролитов. Шкала рН. Формулы для расчета рН для сильных и слабых кислот и оснований.

 

24. Диссоциация сильных электролитов. Активность ионов в растворах. Коэффициент активности. Представление об ионной силе растворов.

25. Гидролиз солей. Количественные характеристики процесса гидролиза. Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Расчеты рН гидролиза солей различной природы.

 

26. Электродный потенциал. Причинывозникновения скачка потенциала на межфазной границе "металл - электролит". Понятие об электродной системе и электродной реакции.

 

27. Классификация электродных систем. Оx- и red- определяющие частицы в электродных системах разного типа.

 

28. Стандартный (нормальный) водородный электрод. Кислородный электрод.

 

29. Понятие о стандартном равновесном электродном потенциале. Таблица стандартных электродных потенциалов. Электрохимический ряд напряжений металлов и его использование для оценки электрохимической активности металлов.

 

30. Уравнение Нернста для расчета электродных потенциалов электродных систем различных типов в нестандартных условиях. Уравнения Нернста для водородного и кислородного электродов.

 

31. Электрохимический потенциал как показатель ox-red свойств веществ. Определение вероятности протекания ОВР по разности потенциалов реагирующих веществ.

32. Понятие о гальваническом элементе. Катодные и анодные процессы в гальваническом элементе. ЭДС гальванического элемента. Схемы гальванических элементов.

33. Электролиз. Катодные и анодные процессы. Порядок разряда частиц на аноде и катоде в зависимости от значения их электродного потенциала.

 

34. Процессы анодного окисления и катодного восстановления воды при электролизе водных растворов. Электролиз с инертным и растворяющимся анодом.

 

35. Расчеты масс веществ – продуктов электролиза по закону Фарадея. Выход по току продуктов электролиза.

 

36. Кислотно-основной метод титрования. Расчеты по закону эквивалентов. Методика титрования. Мерная посуда в титриметрическом методе анализа.

 

P.S. В каждом билете есть расчетные задачи, аналогичные тем, которые были в контрольных работах и коллоквиумах.

 

Типичные практические и расчётные задачи

 

1. Напишите электронную конфигурацию атома Ge в основном состоянии. Определите число неспаренных электронов. Составьте таблицу квантовых чисел для валентных электронов атома Ge.

2. В соответствии с положением в П.С.Э. Д.И.Менделеева определите высшую степень окисления элементов №№ 34, 23, 19.

3. Определите сколько всего химических связей в молекуле этилена и сколько из них π - и – связей.

4. Тип гибридизации атомных орбиталей в молекулах AlCl₃ и СН₄

5. Из ниже приведённых примеров найдите соединение с наиболее полярными связями:

А) ССl₄; Б) ВCl₃; В) BeCl₂; Г) NCl₃.

 

6. Рассчитайте степень окисления иода в соединениях: Na₅IO₆, (IO)₂SO₄, NaIO₃, NaI, Na[Al I₄] и укажите правильный ответ.

7. В 0,25 дм³ раствора КОН содержится 0,014 г данного основания. Вычислите величину рН данного раствора.

 

8. Рассчитайте и при рН = 3,5

9. Определите окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты методом электронно-ионного баланса и рассчитайте Е⁰_р реакции:

 

H₂S + Cl₂ + H₂O → H₂SO₄ + HCl

 

10. Через раствор CuSO₄ в течение 1 часа пропускали ток силой 10,1 А. На сколько увеличилась масса катода?

11. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 моль воды

током в 3 А?

12. Приведите реакции, подтверждающие амфотерность Zn и Аl.

 

13. Окислительные свойства азотной кислоты HNO₃. Приведите примеры взаимодействия с различными металлами различной активности (Cu и Zn).

 

 

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: