Экзамен

· Пример экзаменационные билета

· Вопросы по основам теории химии

· Вопросы по свойствам элементов и их соединений

· Контрольные вопросы

Пример экзаменационного билета по курсу "Химия"

  1. Химическое равновесие в растворах малорастворимых электролитов. Растворимость. Произведение растворимости (ПР). Формулы для расчета ПР AgI, Ag2SO4, Ag3AsO4, Ag[Fe(CN)6]. Расчет концентраций ионов и растворимости по значениям ПР.
  2. Общие закономерности изменения свойств элементов главных и побочных подгрупп. Примеры проявления типично основных, амфотерных, кислотных, окислительных и восстановительных свойств.

  3. Приведите примеры реакций, которые можно использовать для разделения Th(4+) и Ce(4+).

Первые два вопроса отвечают первой и второй частям программы курса, приведенной ниже. При ответе на второй вопрос необходимо дописать уравнения приведенных реакций.

Третий вопрос формируется по типу задач, приведенных ниже в контрольных вопросах.

Вопросы по основам теории химии

  1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций.

  2. Электронное строение атома, квантовые числа, типы орбиталей. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней (минимум энергии, принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского, вырожденные орбитали).
    Электронные формулы элементов. Формулы в виде энергетических ячеек. Валентность элемента для основного и возбужденного состояний атома.

  3. Периодическая система Д.И.Менделеева (ПСЭ). Взаимосвязь химических свойств простых веществ с электронным строением атомов. Случаи несоответствия высшей валентности элемента номеру группы ПСЭ. Характер зависимостей радиусов атомов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ПСЭ. Металлы и неметаллы.

  4. Химическая связь. Основные виды (ковалентная, ионная, донорноакцепторная, водородная и металлическая) и характеристики (энергия, длина, направленность, полярность и поляризуемость) химической связи. Взаимосвязь вида, свойств химической связи и электроотрицательности элементов. Свойства химической связи, состав и строение молекул. Степень окисления.
    Межмолекулярные взаимодействия. Структурные формулы молекул и ассоциатов.

  5. Энергетика химических процессов. Тепловой эффект и энтальпия реакции. Законы термохимии. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия. Энергия Гиббса, ее связь с направлением химических процессов. Расчет термодинамических функций химических реакций по справочным данным. Оценка реакционной способности и устойчивости веществ.

  6. Химическое равновесие. Химический потенциал и его свойства. Активность. Коэффициент активности неэлектролита и электролита. Закон действия масс. Термодинамическая и концентрационная константы равновесия. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Закон Бертло-Нернста. Произведение растворимости. Гидролиз. Смещение равновесия диссоциации воды в растворах электролитов. Гидролиз по катиону и аниону: изменение характера среды. Константа и степень гидролиза. Принцип Ле Шателье.

  7. Химическая кинетика. Скорость химической реакции и закон действия масс. Порядок и молекулярность реакции. Кинетическое уравнение реакции первого порядка. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Катализ.

  8. Растворы. Способы выражения концентрации.Растворители и их свойства. Особенности воды как растворителя. Водородный показатель. Электролитическая диссоциация, сольватация. Связь свойств растворов (осмотического давления, температуры кипения и замерзания) с состоянием растворенного вещества. Закон Рауля. Среднеионный коэффициент активности и активность. Константа и степень диссоциации слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда.

  9. Коллоидные растворы. Дисперсные системы и области их применения. Строение мицеллы. Правило Пескова-Фаянса. Адсорбция. Свойства коллоидных растворов (агрегативная и кинетическая устойчивость, седиментация, коагуляция, оптические и электрические). Методы получения и разрушения коллоидных систем.

  10. Кислотно-основные системы. Протонная и электронная теории кислот и оснований. Кислоты Льюиса и Бренстеда. Гидролиз и комплексообразование как частные случаи кислотно-основных взаимодействий.

  11. Комплексные соединения. Классификация. Типичные комплексообразователи и лиганды. Координационное число. Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообравателей. Внутрикомплексные соединения. Двойные соли. Константы нестойкости. Разрушение комплексов с использованием реакций осаждения.

  12. Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Методы составления уравнений ОВР. Направление реакций ОВР. Двойной электрический слой, электродный потенциал, гальванический элемент, электродвижущая сила. Уравнение Нернста.

  13. Электролиз водных растворов. Потенциалы водородного и кислородного электродов, их зависимость от рН среды. Перенапряжение. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде.

  14. Коррозия металлов. Виды коррозии. Специфика электрохимической коррозии. Примеры коррозии в системах цинк-медь, железо-цинк. Методы защиты от коррозии.

Вопросы по свойствам элементов и их соединений

  1. Водород. Особенности его положения в ПСЭ. Химические свойства. Синтез и свойства гидридов. Изотопы водорода. Применение водорода и его соединений. Водородная энергетика.

  2. Свойства s- и d-металлов I и II групп. Сравнение строения и реакционной способности. Токсичность. Жесткость воды. Особенности свойств лития и бериллия. Области применения. Соединения меди и золота в различных степенях оксиления. Методы получения, области применения.

  3. Свойства 3d- и 4f-элементов. Особенности свойств скандия. Лантаноиды. Лантаноидное сжатие. Зависимость химических свойств лантаноидов от их степени окисления. Свойства церия и европия. Основные методы разделения. Области применения РЗЭ и их соединений.

  4. Свойства 5f- элементов (актиноиды). Особенности электронного строения. Сопоставление свойств лантаноидов и актиноидов в реакциях комплексообразования. Свойства тория, урана и их соединений. Свойства химических соединений актиноидов в различных степенях окисления.

  5. Методы разделения элементов. Краткая характеристика методов осаждения, экстракции, ионного обмена. Применение транспортных химических реакций для получения металлов высокой степени чистоты.

  6. Химические идентификация и измерение. Чистота вещества. Фаза. Аналитический сигнал и его виды. Объемный, колориметрический и гравиметрический методы измерения. Погрешность химического измерения. Проба и ее представительность. Стандартный образец.

  7. Химико-биологические системы. Предельно допустимая концентрация. Токсичность. Ряды токсичности. Избирательная токсичность и ее применение в медицине.

Контрольные вопросы

  1. Определите последовательность заполнения электронных орбиталей, характеризующихся суммами n+l, равными: а) 4; б) 5; в) 6; г) 7; д) 8.

  2. Составьте электронные формулы элементов (полные и сокращенные в виде энергетических ячеек) с зарядами ядер:а) 11; б) 23; в) 57; г)58; д)92. Определите тип элемента, назовите его электронные аналоги. Определите высшую степень окисления элемента. Для валентных электронов приведите значения их квантовых чисел.

  3. Составьте структурные формулы соединений: а)ВаО2, К2U2О7, Na2SO4; б) Н24, Nа2S2О3; в) UО2SO4, UО2, UО3 ; г)U3О8, Рb3О4, Fе3О4; д) К2Сr2О7, СrО5. Укажите степени окисления атомов и типы химической связи между ними. Используя значения относительных электроотрицательностей, сравните любые две связи в каждом соединении по степени ионности.

  4. При каких условиях (стандартные условия, высокая температура, низкая температура) термодинамически возможно протекание следующих реакций:
    а)С6Н12О6 (тв) = 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2 (г)dН = -69,2 кДж
    б)N2 (г) + 2Н2О(ж) = NН43 (тв)dН = 37,62 кДж
    в)2NО2 (г) + О2 (г) = 2 NО (г)dН = -601,92 кДж
    г)СаСО3 (тв) = СаО(тв) + СО (г)dН = 177,65 кДж

  5. При изучении кинетики газовой реакции А + В + 2С = Д было обнаружено,что скорость реакции при увеличении концентрации А в 2 раза возрастает в 4 раза, не зависит от концентрации В и возрастает в 3 раза при увеличении концентрации С в 3 раза. Напишите кинетическое уравнение данной реакции. Укажите порядок реакции по А, В, С и общий порядок. Почему найденный экспериментально порядок не согласуется со стехиометрией уравнения, описывающего реакцию в целом?

  6. Газовая реакция 2NО2 + 2Н2 = N2 + 2Н2О подчиняется кинетическому уравнению V = k[NО][Н2]. Каковы общий порядок реакции и порядок по реагирующим веществам? Почему экспериментально найденный порядок реакции не согласуется со стехиометрическим соотношением участвующих в реакции веществ?

  7. В какую сторону сместится химическое равновесие простой реакции А(г) + 2В(г) = 2С(г) + Q, если увеличить давление в 3 раза и одновременно повысить температуру на 20 oС. Температурный коэффициент скорости экзотермической реакции равен 2, а эндотермической равен 3.

  8. Напишите выражения констант равновесия и приведите их названия для следующих физико-химических процессов:
    а)а) Cr3+ (р-р) + Н2О(р-р) = СrОН2+ (р-р) + Н+ (р-р)
    б)Аg3РО4 (тв) = 3Аg+ (р-р) + РО43- (р-р)
    в)Н23 (р-р) = НSО3+ (р-р) + Н+ (р-р)
    г)Н2О (ж) = Н+ (гидратир.) + ОН- (гидратир.)
    д)[Cu(NH3)4] (р-р) = Cu2+ (р-р) + 4NH3(р-р)

  9. Напишите выражения констант равновесия. Для первой реакции с использованием справочных данных рассчитайте константу равновесия.

  10. При некоторой температуре равновесие в системе 2NO2 = 2NO + O2 установилось при следующих концентрациях: [NO2] = 0,006 моль/л, [NO] = 0,024 моль/л. Найдите константу равновесия реакции и исходную концентрацию NO2.

  11. Константа диссоциации уксусной кислоты при 25oС равна 1,8.10-5. Вычислите степень ее диссоциации и концентрацию ионов водорода в 0,02 моль/л растворе кислоты. Как изменится [Н+], если к 1 л 0,02 моль/л раствора кислоты добавить СН3СООNa (в граммах): а) 0,41; б) 0,82; в) 4,1; г) 8,2; д) 16,4.

  12. Приведены растворенное вещество, его концентрация (г/100г воды) и понижение температуры замерзания этого раствора (oС%): хлорид натрия 5,26, 3,05; ацетон 5,23, 1,67; уксусная кислота 48,04, 9,18. Криоскопическая постоянная воды равна 1,86. По этим данным определите состояние (электролит, неэлектролит, ассоциат) растворенных веществ в воде. Объясните выявленные различия в состоянии рассматриваемых веществ.

  13. Молекулярная формула соли СrСl3·5Н2О, координационное число хрома равно 6. Вычислите, какой объем 0,1 моль/л раствора АgNО3 понадобится для осаждения внешнесферного хлора, содержащегося в 200 мл 0,01 моль/л раствора комплексной соли.

  14. Вычислите степень диссоциации комплексного иона [Аg(СN)2]- в 0,001 моль/л растворе К[Аg(СN)2], если константа нестойкости равна 1·10-21.

  15. Составьте уравнения гидролиза следующих соединений: ЕuС2 , СеС2 , СаН2 , Сl2 , SО2Сl2.

  16. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе водного раствора СuСl2 при рН<7. Анод - графит. Перенапряжение для кислорода равно 1,1 В, а для хлора равно 0,1 В.

  17. Напишите уравнения реакций, протекающих на электродах при электролизе водного раствора КОН (перенапряжением на электродах можно пренебречь).

  18. Приведите уравнения химических реакций, которые могут быть использованы для разделения соединений тория (4+) и гадолиния (3+), исходно находящихся в водном растворе.

  19. Приведите примеры химических реакций, которые можно использовать для разделения соединений урана и тория, урана и лантана.