Экзаменационные задачи

Экзаменационная программа по курсу «Химия»

1. Современные представления о строении атома, понятие орбитали. Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное) спиновое, их физический смысл (на примерах).

2. Электронные формулы атомов. Принципы и порядок заполнения атомных орбиталей многоэлектронных атомов (принцип минимума энергии, принцип Паули, правило Гунда, правило Клечковского) (на примерах). Понятие о формирующем электроне.

3. Периодическая система элементов Д. И.Менделеева. Основные свойства атомов (радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, окислительно-восстановительные свойства) и закономерности их изменения в группах и периодах. Периодический закон.

4. Химическая связь. Образование химической связи по методу валентных связей (на примеремолекул типа Cl₂, Li₂, H₂S, ионов NH₄⁺). Свойства ковалентной связи: направленность, насыщенность, полярность.

5. Ионная связь, ее особенности, механизм образования. Свойства веществ с ионной связью. Металлическая связь и общие свойства металлов.

6. Комплексные соединения: строение, классификация. Ступенчатая диссоциация комплексных соединений. Математическое выражение константы нестойкости комплексного иона. Виды связи в комплексных соединениях.

7. Гибридизация атомных орбиталей при образовании химической связи. Типы гибридизации. Пространственная структура и полярность молекул (на примерах BeF₂, BCl₃,CH₄, NH₃).

8. Понятие и предмет термодинамики. Понятие о параметрах и функциях состояния системы. Теплота и работа. Внутренняя энергия, энтальпия. Первый закон термодинамики.

9. Тепловой эффект реакций. Термохимические уравнения. Закон Гесса и следствия из закона в термохимических расчетах (на примерах).

10. Энтропия как функция состояния системы. II и III законы термодинамики. Способы определения изменения энтропии в ходе химических реакций. Изменение энтропии при фазовых переходах. Стандартная энтропия образования соединения.

11. Определение направления и предела самопроизвольного протекания реакций.
Энтальпийный и энтропийным факторы. Свободная энергия Гиббса. Температура равновесия. Связь энергии Гиббса с константой равновесия.

12. Понятие о скорости и механизмах химической реакции. Закон действия масс для гомо- и гетерогенных реакций (на примерах). Зависимость скорости реакции от концентраций веществ, давления и объема системы, площади поверхности раздела фаз.

13. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетические диаграммы хода экзо- и эндотермической реакции.

14. Химическое равновесие, его признаки. Константа равновесия для гомо- и гетерогенных реакций (на примерах). Зависимость константы равновесия от температуры.

15. Влияние изменения концентрации веществ, температуры, давления и объема системы, катализаторов на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье (на примерах).

16. Окислительно-восстановительные процессы. Понятие об окислителе, восстановителе, окислении, восстановлении. Окислительно-восстановительные свойства веществ, их обоснование с точки зрения строения атома (на примерах). Типы ОВР (с примерами). Метод электронного баланса (на примере).

17. Гальванические элементы: условия работы. ЭДС и напряжение. Способы расчета ЭДС. Устройство гальванического элемента Даниэля-Якоби, схема его работы, электродные процессы, токообразующая реакция. Шкала стандартных электродных потенциалов.

18. Коррозия металлов, ее виды. Условия протекания электрохимической коррозии. Схемы микрогальванических коррозионных элементов, уравнения анодных и катодных процессов (на примере). Водородная и кислородная деполяризация, условия ее усиления.

19. Металлические и неметаллические покрытия как метод защиты от коррозии. Схемы коррозионных элементов, возникающих при нарушении металлических покрытий (на примерах).

20. Сущность электрохимических методов защиты от коррозии (анодная, катодная, протекторная защита). Уравнения процессов, протекающих на анодных и катодных участках при электрохимической защите. Пассивность металлов. Легирование.

Экзаменационные задачи

1. Напишите полную электронную формулу атома хрома. К какому семейству он относится? Укажите его внешний электронный уровень, формирующий электрон, значения квантовых чисел для формирующего электрона, перечислите все его возможные валентности.

2. Запишите полную электронную формулу атома элемента с формирующим электроном 4р⁴. Укажите все его возможные валентности и значения квантовых чисел для формирующего электрона.

3. Пользуясь таблицей электроотрицательностей, определите характер связей в молекуле серной кислоты и ее натриевой соли.

4. Укажите направление протекания процесса А = В + С при 200⁰С, если ∆Н°х.р. = -20 кДж/моль, ΔS°х.р. = -100 Дж/моль-К.

5. В реакции, протекающей в соответствии с термохимическим уравнением 3H₂+N₂=2NH₃+92 кДж выделилось 23 кДж теплоты. Рассчитайте объем (л) затраченного водорода (н.у.)

6. Укажите температуру равновесия и тепловой эффект реакции: 2А=В, если изменение энтропии в ходе этой реакции равно -20 Дж/К, а стандартные энтальпии образования веществ А и В соответственно равны -5 кДж/моль и -50 кДж/моль.

7. Рассчитайте, как изменится скорость реакции 2NО_(г) + О_2(г) = 2NО_2(г) (k = 0,2, у = 2), если: а) увеличить объем системы в 2 раза; б) увеличить концентрацию NO в 2 раза; в) уменьшить температуру на 30⁰?

8. Начальные концентрации реагирующих веществ в реакции 4NH₃(_Г) + 3О₂(_Г) = 2N₂(_Г) + 6Н₂O(_Г) равны соответственно 0,9 и 0,5 моль/л. Определите скорость реакции к тому моменту, когда концентрация воды стала 0,1 моль/л. (k = 0,2).

9. Куда сместится равновесие системы 2A(г) + В(г) = С(г) + 3Д(т) (ΔН > 0) и как при этом изменится константа равновесия, если а) увеличить давление в системе; б) уменьшить объем системы; в) повысим, температуру: г) увеличить концентрацию вещества В, д) ввести катализатор?

10. Рассчитайте величину константы равновесия для реакции СH₄(г) + 2О₂(г) = СО₂(г) + 2Н₂О(г), если известно, что исходные концентрации метана и кислорода равны соответственно 6 моль/л и 8 моль/л, а к моменту наступления равновесия прореагировало 50% кислорода.

11. Подберите коэффициенты в уравнении реакции методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

MnSO₄ + KIO₃ + KOH® MnO₂ + I₂ +K₂SO₄ + H₂O

12. Рассчитайте ЭДС железно-цинкового гальванического элемента при стандартных условиях и при изменении активностей потенциалопределяющих ионов в результате работы элемента в 10 раз по сравнению со стандартным значением. Составьте схему гальванического элемента, запишите уравнения электродных процессов и токообразующей реакции.

13. Составьте схему работы литиево-цинкового ГЭ, запишите уравнения электродных процессов и токообразующей реакции, рассчитайте ею ЭДС при стандартных условиях (двумя способами). Приведите график поляризационных кривых.

14. Составьте схему работы железно-водородного гальванического элемента, запишите уравнения электродных процессов и токообразующей реакции, рассчитайте ЭДС (условия стандартные). Как будет изменяться рН среды в анодной и катодной зонах при его работе?

15. Рассчитайте потенциал катода гальванического элемента, если анодом является магниевый электрод (а_(Mg2+) = 1), ΔG⁰₂₉₈  (тор)= -308,8 , n=2.

16. Какой металл можно использовать в качестве анодного покрытия для защиты от коррозии стального изделия (рН = 11)? Составьте обоснованную расчетом схему микрогальванического коррозионною элемента, запишите уравнения процессов.

17. Обоснуйте возможность протекания коррозии сплава серебра и меди в кислой среде (рН = 6) на воздухе. Составьте схему МГЭ, запишите уравнения реакций, протекающих на анодных и катодных участках.

18. Какой металл будет разрушаться при коррозии латуни (сплав меди и цинка) в кислой среде на воздухе? (уравнение).

Составил:

Доцент, кандидат педагогических наук                                                                    Слепченкова С.В.