ХТ-1002 (1 семестр)

ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ
ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ (ЧАСТЬ 1)
ДЛЯ СТУДЕНТОВ ГРУППЫ ХТ-1002


Атомно-молекулярное учение. Относительная атомная и молекулярная массы. Единица количества вещества в химии. Молярная масса и ее связь с относительной молекулярной (атомной) массой вещества (элемента). Расчет числа молекул (атомов) в заданной массе вещества.
Эквивалент вещества в реакциях ионного обмена и окислительно-восстановитель-ных реакциях. Эквивалентная масса и эквивалентный объем вещества. Закон эквивалентов. Расчет эквивалентных масс и эквивалентных объемов простых и сложных веществ.
Закон Авогадро и следствия из него. Молярный объем газа. Законы идеальных газов (Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля). Объединенный газовый закон. Уравнение Клапейрона-Менделеева. Закон парциальных давлений Дальтона.
Строение атома. Развитие представлений о строении атома: теории Томсона, Резерфорда, Бора. Спектр атома водорода как экспериментальное подтверждение теории Бора.
Современные представления о строении атома. Корпускулярно-волновой дуализм электрона. Уравнение де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Уравнение Шредингера. Физический смысл волновой функции
·.
Квантовые числа электронов: n, l, ml, ms. Что они характеризуют? Какие значения принимают? Описание атомной орбитали набором квантовых чисел (показать на примере). Емкость энергетических уровней и подуровней.
Принципы распределения электронов по атомным орбиталям в многоэлектронных атомах: принцип наименьшей свободной энергии, запрет Паули, правило Хунда, правило октета. Последовательность заполнения электронами атомных орбиталей. Правила Клечковского.
Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система химических элементов. Закон Мозли. Современная формулировка периодического закона. Причина периодического изменения свойств элементов.
Структура периодической системы Д.И. Менделеева. Понятия: “химический элемент”, “период”, “группа”, “подгруппа”, “семейство элементов”. Как по электронной формуле элемента определить, к какой группе, подгруппе, к какому периоду и семейству он относится?
Ионная химическая связь, условия ее образования. Свойства ионной связи. Поляризующее действие и поляризуемость ионов.
Ковалентная химическая связь. Сущность метода валентных связей (ВС). Составление валентных схем молекул. Кратность связи с позиций метода ВС. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Понятие о методе молекулярных орбиталей (МО ЛКАО).
Свойства ковалентной химической связи (насыщаемость, направленность, полярность). Теория гибридизации атомных орбиталей при образовании ковалентных связей. Образование химических связей в молекулах BeF2, BF3, CF4.
Металлическая химическая связь. Водородная связь. Межмолекулярные взаимодействия (ориентационное, индукционное, дисперсионное).
Химическая термодинамика. Классификация термодинамических систем и процессов. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия термодинамической системы.
Тепловой эффект химической реакции. Стандартная энтальпия образования сложного вещества. Закон Гесса и следствия из него. Экспериментальное определение тепловых эффектов химических реакций.
Второй закон термодинамики. Энтропия системы. Энергия Гиббса системы. Изменение энергии Гиббса как критерий возможности самопроизвольного протекания химического процесса.
Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химической реакции. Основные факторы, влияющие на скорость химических реакций. Влияние концентраций реагирующих веществ. Закон действия масс. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл.
Влияниие температуры на скорость и константу скорости химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации химической реакции. Влияние катализатора на скорость реакции.
Необратимые и обратимые химические реакции. Равновесие обратимых реакций. Константа равновесия, ее связь с изменением энергии Гиббса реакции. Смещение химического равновесия обратимых реакций. Принцип Ле Шателье – Брауна.
Растворы, их классификация. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля (процентная концентрация); молярная, моляльная, нормальная (эквивалентная) концентрация; мольная доля; титр.
Физическая и химическая теории растворов. Термодинамические закономерности процесса растворения.
Фазовая диаграмма воды. Правило фаз Гиббса и его приложение к фазовой диаграмме воды. Фазовая диаграмма водного раствора.
Законы Рауля для растворов электролитов и неэлектролитов. Криоскопия, эбуллиоскопия. Определение молярной массы растворенного вещества этими методами.
Осмос. Осмотическое давление раствора. Закон Вант-Гоффа для растворов электролитов и неэлектролитов. Определение молярной массы растворенного вещества методом осмометрии.
Отклонение свойств растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа для неэлектролитов. Изотонический коэффициент i, его связь со степенью диссоциации
·.
Растворы электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Диссоциация кислот, оснований, солей. Классификация электролитов по силе.
Равновесия диссоциации в растворах слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Особенности растворов сильных электролитов. Понятие об активности и коэффициенте активности ионов в растворе сильного электролита.
Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН), гидроксильный показатель (рОН). Шкала рН. Понятие о буферных системах. Расчет рН буферных растворов.
Равновесия в растворах малорастворимых электролитов. Произведение растворимости (ПР), его связь с растворимостью вещества. Условие выпадения осадка малорастворимого электролита.
Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Гидролиз солей. Константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на нее. Необратимый (совместный) гидролиз.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Типы ОВР. Важнейшие окислители и восстановители. Влияние среды на характер протекания ОВР (показать на примерах). Эквивалент вещества в ОВР.
Электродный потенциал. Причины его возникновения. Факторы, влияющие на его величину. Уравнение Нернста. Измерение и расчет электродного потенциала для различных типов электродов.
Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов и выводы из него.
Работа медно-цинкового гальванического элемента. Стандартная электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента. Ее связь с изменением энергии Гиббса и константой равновесия токообразующей реакции.
ЭДС гальванического элемента и реальная разность потенциалов. Поляризация электродов и борьба с ней. Концентрационные гальванические элементы. Расчет ЭДС концентрационного гальванического элемента.
Химические источники электрического тока. Марганцево-цинковый гальванический элемент. Устройство и химические реакции, протекающие при его работе. Топливные гальванические элементы.
Химические источники электрического тока. Свинцовый кислотный аккумулятор. Реакции протекающие при его зарядке и разрядке. Щелочные аккумуляторы. Химические реакции, протекающие при зарядке и разрядке кадмиево-никелевого щелочного аккумулятора.
Электролиз расплавов и растворов электролитов (привести примеры). Последовательность разряда ионов на электродах при электролизе растворов электролитов. Применение электролиза в технике.
Электрохимические процессы. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент. Постоянная Фарадея, ее физический смысл. Коэффициент выхода по току
·.
Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии. Химическая коррозия металлов. Пассивация. Электрохимическая коррозия металлов. Причины возникновения коррозионных гальванопар. Механизм электрохимической коррозии.
Химические реакции, протекающие при атмосферной коррозии оцинкованного и луженого железа, а также при коррозии в кислой среде.
Способы защиты металлов от коррозии. Коррозионные процессы, протекающие при повреждении анодного и катодного защитных покрытий. Протекторная защита. Защита внешним отрицательным потенциалом.
Для успешного ответа на третий вопрос экзаменационного билета необходимо уметь производить расчеты:
массы (объема) вещества или эквивалентной массы (эквивалентного объема), пользуясь законом эквивалентов;
по приготовлению растворов с концентрацией растворенного вещества, выраженной любым способом (см. п. 22);
концентрации кислоты (щелочи) по данным кислотно-основного титрования;
количества электронов, которое может быть максимально размещено на энергетическом уровне с заданной величиной n или на энергетическом подуровне с заданной величиной l;
количества теплоты, которая выделяется (поглощается) в результате химической реакции, если известна масса (объем) реагирующего вещества и стандартные энтальпии образования всех веществ-участников реакции;
температуры, при которой достигается химическое равновесие, а также температуры, выше (ниже) которой возможно самопроизвольное протекание реакции, если известны ее тепловой эффект и изменение энтропии;
изменения скорости гомогенной газофазной реакции с изменением концентрации (объема) системы или с изменением давления в ней, используя закон действия масс;
изменения скорости реакции с изменением температуры;
исходных и равновесных концентраций реагентов и продуктов гомогенной газофазной реакции по ее химическому уравнению;
величины рН растворов сильной кислоты, сильного основания, гидролизующейся соли, буферного раствора;
величин
·дисс, [H+], pH раствора – для слабой кислоты и
·дисс, [ОH–], pH раствора – для слабого основания;
температуры кристаллизации (кипения) растворов электролитов и неэлектролитов;
величины ПР по известной растворимости малорастворимого соединения;
потенциалов металлического и водородного электродов, если известны соответственно [Men+] и рН раствора;
ЭДС гальванического элемента;
массы (эквивалентной или молярной массы) вещества, выделяющегося на электроде, используя законы Фарадея,
а также уметь:
записывать электронную формулу любого элемента и оценивать по ней возможные валентные состояния и степени окисления;
определять тип гибридизации атомных орбиталей;
не производя вычислений, устанавливать знак
·So для реакций, сопровождающихся изменением объема реакционной системы или агрегатного состояния реагентов;
определять направление смещения равновесия обратимой реакции при изменении концентраций реагентов (продуктов), температуры, объема системы, давления в ней;
записывать уравнения гидролиза солей и указывать характер среды в растворе;
составлять уравнения ОВР, используя методы электронного баланса и полуреакций; находить окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления; рассчитывать эеквивалентные массы веществ в ОВР;
записывать уравнения электродных процессов, протекающих при работе коррозионных гальванопар при заданном значении рН среды;
записывать уравнения электродных процессов и составлять суммарные уравнения реакций электролиза растворов и расплавов электролитов.
15

Приложенные файлы

  • doc 14430333
    Размер файла: 46 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий