Вопросы к экзамены в МГТУ

Вопросы к экзамену по химии

1. Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория Н. Бора. Уравнение волны Л.Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.

2. Квантовомеханичекая теория строения атома. Уравнение Шредингера. Волновая функция. Квантовые числа. Формы s -, p -, d - атомных орбиталей.

3. Строение многоэлектронных атомов. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Электронные и электронно-графические формулы атомов элементов в основном и возбужденных состояниях.

4. Периодический закон Д. И. Менделеева. Периодическое изменение физических и химических свойств элементов. Основные характеристики атома: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус атома. Закономерности их изменения в периодической системе элементов. Магнитные характеристики атома.

5. Химическая связь. Зависимость потенциальной энергии от межъядерного расстояния в двухатомной молекуле. Перекрывание атомных орбиталей. Типы химической связи. Основные характеристики химической связи: длина, энергия, кратность связи, валентный угол (рассмотреть на примерах).

6. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей. Полярность связи. Электрический момент связи и молекулы. Геометрическая форма молекул (рассмотреть на примерах)..

7. Ковалентная связь. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали. Энергетические диаграммы гомоядерных двухатомных молекул. Порядок (кратность) связи. Магнитные свойства молекул (рассмотреть на примерах).

8. Ковалентная связь. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования (рассмотреть на примере). Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Привести примеры.

9. Виды химической связи: ковалентная, ионная, металлическая. Межмолекулярные взаимодействия.

10. Металлическая связь и ее особенности. Конденсированное состояние вещества. Основные представления о зонной теории кристаллов.

11. Кристаллы. Свойства кристаллических веществ. Элементарные ячейки кубической сингонии и их характеристики.

12. Виды связи в кристаллах. Атомные, молекулярные, ионные, металлические кристаллы. Примеры.

13. Химическая термодинамика. Термодинамическая система. Параметры и функции состояния. Нулевой закон термодинамики.

14. Первый закон термодинамики. Термодинамические функции состояния: внутренняя энергия, энтальпия. Приложение первого закона термодинамики к изопроцессам. Понятие теплового эффекта реакции, стандартной энтальпии образования. Закон Гесса и следствия из него. Зависимость теплового эффекта от температуры. Теплоемкость.

15. Второй закон термодинамики. Энтропия. Расчет изменения энтропии при изобарном, изохорном процессах, изотермическом расширении идеального газа, при смешении идеальных газов.

16. Второй закон термодинамики. Энтропия и ее свойства. Энтропия и термодинамическая вероятность (уравнение Больцмана).

17. Третий закон термодинамики. Абсолютные энтропии веществ. Расчет изменения энтропии реакции.

18. Термодинамические функции состояния: энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Критерий самопроизвольного протекания химических процессов в закрытых системах. Методы расчета изменения энергии Гиббса реакции при стандартных условиях. Стандартная энергия Гиббса образования. Уравнение Гиббса-Гельмгольца.

19. Химическое равновесие. Признаки истинного химического равновесия. Закон действующих масс. Константы равновесия, связь между ними и способы расчета. Важнейшие уравнения химической термодинамики: уравнения изотермы, изобары, изохоры химической реакции. Их применение. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле - Шателье.

20. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса – Коновалова. Константа равновесия для гетерогенных реакций.

21. Химическая кинетика. Классификация химических реакций. Скорость химической реакции. Кинетическая кривая.

22. Скорость гомогенной химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ (основной постулат химической кинетики). Порядок реакции и молекулярность.

23. Дифференциальные и интегральные кинетические уравнения необратимых реакций нулевого и первого порядков. Константа скорости. Кинетические кривые. Период полупревращения.

24. Дифференциальные и интегральные кинетические уравнения необратимых реакций второго порядка; третьего порядков при равных концентрациях веществ. Дифференциальные уравнения скорости. Константа скорости. Период полупревращения.

25. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант - Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Аналитический и графический методы определения энергии активации.

26. Влияние температуры на скорость реакции: уравнение Аррениуса. Энергия активации. Понятие об активированном комплексе. Методы расчета энергии активации.

27. Цепные реакции. Основные стадии и особенности механизма. Фотохимические реакции. Теории элементарных химических реакций.

28. Кинетика гетерогенных химических реакций. Стадии процесса и области его протекания. Первый закон Фика.

29. Адсорбция. Виды адсорбции. Теория мономолекулярной адсорбции на однородной поверхности Лэнгмюра. Изотерма адсорбции Фрейндлиха.

30. Понятие о гомогенном катализе. Механизм действия катализатора. Энергетическая диаграмма некаталитического и каталитического процессов.

31. Понятие о гетерогенном катализе. Роль адсорбции. Энергетическая диаграмма гетерогенного каталитического процесса.

32. Растворы. Способы выражения концентрации раствора. Современные представления о физико-химических процессах образования растворов. Энергетика процесса растворения. Ненасыщенный, насыщенный и пересыщенный растворы. Растворимость твердых веществ, зависимость растворимости от температуры.

33. Идеальные растворы. Закон Рауля и следствия из него. Фазовые диаграммы воды и раствора постоянной концентрации.

34. Растворимость газов в полярных жидкостях. Закон Генри - Дальтона. Зависимость растворимости газов от температуры.

35. Коллигативные свойства растворов. Закон Рауля и следствия из него. Осмос. Уравнение Вант – Гоффа.

36. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса: степень диссоциации, константа диссоциации. Факторы, влияющие на них. Закон разбавления Оствальда.

37. Закон Рауля для растворов электролитов. Особенности свойств растворов сильных электролитов. Активность, коэффициент активности. Основные положения теории Дебая - Хюккеля.

38. Равновесия в водных растворах слабых электролитов. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели.

39. Гидролиз солей. Основные случаи гидролиза солей. Константа гидролиза и степень гидролиза.

40. Равновесие в системе малорастворимый электролит - насыщенный раствор. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка.

41. Электрическая проводимость растворов электролитов: удельная и молярная. Зависимость электрической проводимости от концентрации для сильных и слабых электролитов. Закон Кольрауша.

42. Возникновение двойного электрического слоя и скачка потенциала на границе металл - электролит. Процессы, протекающие при работе гальванического элемента. Электродный потенциал. Уравнение Нернста для электродного потенциала.

43. Классификация электродов. Электроды 1^ого и 2^ого родов, окислительно-восстановительные электроды. Газовые электроды. Зависимость потенциалов водородного и кислородного электродов от рН среды.

44. Гальванические элементы. Расчет напряжения и работы гальванического элемента. Определение стандартных электродных потенциалов металлов.

45. Виды гальванических элементов. Концентрационные гальванические элементы. Определение рН.

46. Особенности кинетики электрохимических процессов. Стадии процесса. Поляризация электродов. Виды поляризации. Перенапряжение выделения водорода и кислорода.

47. Химические источники тока. Гальванические батареи и аккумуляторы. Топливные элементы.

48. Электролиз. Потенциал разложения. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент. Коэффициент выхода по току. Расчет толщины металлического покрытия, наносимого электрохимическим методом.

49. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами. Последовательность протекания анодных и катодных процессов при электролизе водных растворов (привести примеры).

50. Электролиз. Процессы при электролизе расплавов электролитов.

51. Применение электролиза в технике: получение и очистка веществ, нанесение покрытий, понятие о гальванопластике.

52. Классификация коррозионных процессов по характеру коррозионных разрушений и по механизму протекания. Рассмотреть примеры.

53. Химическая коррозия металлов: высокотемпературная газовая, в жидких неэлектролитах. Методы защиты металлов от химической коррозии.

54. Высокотемпературная газовая коррозия металлов. Законы роста оксидных пленок. Факторы, определяющие защитные свойства пленки. Фактор Пиллинга – Бедвордса.

55. Классификация коррозионных процессов. Электрохимическая коррозия. Механизм электрохимической коррозии, анодные и катодные процессы.

56. Электрохимическая коррозия. Механизм электрохимической коррозии. Электродные процессы в различных коррозионных средах (привести примеры).

57. Процессы, протекающие при химической и электрохимической коррозии малоуглеродистой стали. Состав продуктов коррозии.

58. Показатели скорости коррозии. Факторы, влияющие на скорость коррозии. Ингибиторы и стимуляторы коррозии.

59. Методы защиты металлов от электрохимической коррозии. Металлические, неорганические и органические покрытия.

60. Методы защиты металлов от электрохимической коррозии: обработка среды, электрохимическая защита.

61. Общие физические и химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с водой, водными растворами щелочей и кислот.

62. Сплавы. Диаграмма плавкости бинарной системы, компоненты которой образуют эвтектику. Применение правила фаз к диаграммам плавкости.

63. Сплавы. Диаграмма плавкости бинарной системы, компоненты которой образуют перитектику. Применение правила фаз к диаграммам плавкости.

64. Сплавы. Диаграмма плавкости бинарной системы, компоненты которой обладают неограниченной растворимостью в твердой фазе. Применение правила фаз к диаграммам плавкости.

65. Сплавы. Диаграмма плавкости бинарной системы, компоненты которой образуют химическое соединение. Применение правила фаз к диаграммам плавкости. Интерметаллические соединения.

66. Общие свойства металлов. Природные соединения металлов (минералы и руды). Методы получения металлов и способы их очистки.

67. Общая характеристика физических и химических свойств s – элементов IA группы. Взаимодействие s – элементов с простыми (водород, кислород, галогены и др.) и сложными веществами. Применение в технике.

68. Жесткость воды. Виды жесткости. Единицы жесткости. Методы устранения различных видов жесткости.

69. Общая характеристика физических и химических свойств р - элементов IIIА группы. Бор, алюминий. Их получение, взаимодействие с кислородом, галогенами, кислотами, щелочами. Применение в технике.

70. Общая характеристика р - элементов IV группы. Олово, свинец. Их взаимодействие с кислородом, галогенами, кислотами, щелочами. Применение в технике.

71. Физические свойства кремния и германия. Полупроводниковые материалы на основе кремния и германия. Собственная и примесная проводимость элементарных полупроводников.

72. Общая характеристика химических свойств d – металлов. Соединения d - металлов высшей степени окисления. Привести примеры.

73. d – металлы. Общая характеристика свойств соединений d – металлов средней и низшей степеней окисления. Привести примеры.

74. Комплексные соединения. Их классификация. Описание структуры комплексных соединений с позиции теории валентных связей. Поведение комплексных соединений в растворах. Константа нестойкости. Применение комплексных соединений.

Задачи

1. Определите рН 0,01 М раствора HCN, если константа диссоциации равна 7,9·10^-10. Изменится ли рН при добавлении цианида калия?

2. Выпадет ли осадок гидроксида кальция, если смешать 10 мл 0,01 М раствора гидроксида калия и 30 мл 0,1 М раствора хлорида кальция?

Определите рН насыщенного раствора гидроксида кальция при стандартной температуре, если ПР = 6,3·10^-6.

3. В 500 мл воды содержится 24,3 мг гидрокарбоната кальция и 2 мг сульфата магния. Определите карбонатную и общую жёсткость воды.

4. Некоторая реакция при 20⁰С протекает за 20 мин, при 40⁰С – за 5 мин. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции и энергию активации.

5. Разложение пероксида водорода в водном растворе подчиняется кинетическому уравнению реакции первого порядка, константа скорости равна 0,05 мин ^-1.Определите время, за которое перекись водорода распадётся на 50 и 70 %.

6. Напишите кинетическое уравнение реакции: аА + вВ + дД → сС + еЕ,

если установлено, что при увеличении концентрации вещества А в 2 раза скорость реакции возросла в 4 раза; при уменьшении концентрации вещества В в 2 раза скорость реакции уменьшилась в 2 раза; при увеличении концентрации вещества Д в 2 раза скорость реакции не изменилась. Определите порядок реакции по каждому веществу и общий порядок реакции

7. В реакцию вступают 2 моль/л вещества А и 5 моль/л вещества В. Константа скорости реакции равна 0,4 моль ^-2·л² ·с^-1.Вычислите скорость реакции в начальный момент времени и по истечении некоторого времени, когда прореагирует 60% вещества А.

А + 2В = D (реакцию считать элементарной), все вещества-газы.

8. Определите стандартный тепловой эффект реакции при постоянном давлении, постоянном объёме. Запишите выражение для константы равновесия K_р этой реакции. Каким способом можно увеличить выход продуктов реакции? Ответ обоснуйте.

2NO + 2H₂↔N₂ + 2H₂O. Все вещества-газы.

Термодинамические данные возьмите из справочника.

9. Известны значения констант равновесия реакции А+В ⇄ 2С: Kс₁=3·10¹⁶ (Т₁=300 K), Kс₂= 2·10⁸ (Т₂=600 K), Kс₃=5·10 ⁵ (Т₃=900 K). Определите знак энтальпии реакции в интервале Т₁-Т₃. Ответ обоснуйте.

10. При некоторой температуре константа равновесия реакции 2А + В → 2D равна K_с = 3 моль^-1· л. Все вещества-газы. В равновесной газовой смеси содержится 0,08 моль/л D и 0,04 моль/л А. Вычислите начальные концентрации В и А в исходной газовой смеси, содержащей также 0,02 моль/л D.

11. Определите, при какой температуре возможна реакция:

PbO₂ + C = Pb + CO₂

_{термодинамические данные возьмите из приложений учебника}

12. Используя метод молекулярных орбиталей, рассмотрите N₂, N₂⁺, O₂^-, C₂.Изобразите энергетическую диаграмму этих частиц. Парамагнитны или диамагнитны они? Определите порядок связи.

13. Используя метод валентных связей, рассмотрите образование молекул BF₄^-, BeF₂, CO.Определите механизм образования связей, геометрию молекулы, наличие дипольного момента.

14. Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из двух водородных электродов, погружённых в растворы с разными значениями рН: рН₁=2 и рН₂=4.

15. Напишите уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водного раствора сульфата никеля(II). Если оба электрода сделаны из никеля. Определите значение массы анода после пропускания тока силой 3,2 А в течение 30 мин.

16. Задачи по коррозии металлов (см. при подготовке к защите Л.Р.).

Вопросы к экзамену по химии

1. Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория Н. Бора. Уравнение волны Л.Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.

2. Квантовомеханическая теория строения атома. Уравнение Шредингера. Волновая функция. Квантовые числа. Формы s -, p -, d - атомных орбиталей.

3. Строение многоэлектронных атомов. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули. Правило Хунда. Правило Клечковского. Электронные и электроно – графические формулы атомов элементов в основном и возбужденных состояниях.

4. Периодический закон Д. И. Менделеева. Периодическое изменение физических и химических свойств элементов. Основные характеристики атома: энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, радиус атома. Закономерности их изменения в периодической системе элементов. Магнитные характеристики атома.

5. Химическая связь. Зависимость потенциальной энергии от межъядерного расстояния в двухатомной молекуле. Перекрывание атомных орбиталей. Типы и виды химической связи. Механизмы образования химической связи. Основные характеристики химической связи: длина, энергия, кратность связи, валентный угол (рассмотреть на примерах)..

6. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Гибридизация атомных орбиталей. Полярность связи. Электрический момент связи и молекулы. Геометрическая форма молекул (рассмотреть на примерах)..

7. Ковалентная связь. Метод молекулярных орбиталей. Связывающие и разрыхляющие молекулярные орбитали. Энергетические диаграммы гомоядерных двухатомных молекул. Порядок (кратность) связи. Магнитные свойства молекул (рассмотреть на примерах).

8. Ковалентная связь. Обменный и донорно-акцепторный механизмы образования (рассмотреть на примере). Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Привести примеры.

9. Виды химической связи: ковалентная, ионная, металлическая (привести примеры).

10. Металлическая связь и ее особенности. Конденсированное состояние веществ.

11. Кристаллы. Свойства кристаллических веществ. Элементарные ячейки кубической системы и их характеристики.

12. Виды связи в кристаллах. Атомные, молекулярные, ионные, металлические кристаллы. Примеры.

13. Первый закон термодинамики. Термодинамические функции состояния: внутренняя энергия, энтальпия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и его следствия.

14. Зависимость теплового эффекта от температуры (см. учебник).

15. Второй закон термодинамики. Энтропия. Расчет изменения энтропии при изобарном, изохорном процессах, изотермическом расширении идеального газа, при смешении идеальных газов.

16. Второй закон термодинамики. Энтропия и ее свойства. Энтропия и термодинамическая вероятность (уравнение Больцмана).

17. Третий закон термодинамики. Абсолютные энтропии веществ. Расчет изменения энтропии реакции.

18. Термодинамические функции состояния: энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Критерий самопроизвольного протекания химических процессов в закрытых системах. Методы расчета изменения энергии Гиббса реакции при стандартных условиях.

19. Важнейшие уравнения химической термодинамики: уравнения изотермы, изобары, изохоры химической реакции. Их применение.

20. Химическое равновесие в гомогенных закрытых системах. Константы равновесия, связь между ними и способы расчета. Факторы, влияющие на смещение положения химического равновесия. Принцип Ле - Шателье.

21. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса – Коновалова. Константа равновесия для гетерогенных реакций.

22. Скорость гомогенной химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ (основной постулат химической кинетики). Порядок реакции и молекулярность.

23. Дифференциальные и интегральные уравнения скорости для необратимых реакций нулевого и первого порядков. Константа скорости и ее физический смысл. Кинетические кривые. Период полупревращения.

24. Необратимые реакции второго порядка (три случая). Дифференциальные уравнения скорости. Константа скорости. Период полупревращения.

25. Влияние температуры на скорость реакции. Правило Вант - Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Аналитический и графический методы определения энергии активации.

26. Теории элементарных химических реакций: теория активированного комплекса, теория активных столкновений.

27. Особенности кинетики гетерогенных химических реакций. Стадии процесса и области его протекания. Кинетика процесса в кинетической и диффузионной областях. Первый закон Фика.

28. Адсорбция. Виды адсорбции. Теория мономолекулярной адсорбции на однородной поверхности Лэнгмюра.

29. Понятие о гомогенном катализе. Механизм действия катализатора. Энергетическая диаграмма некаталитического и каталитического процессов.

30. Понятие о гетерогенном катализе. Энергетическая диаграмма гетерогенного каталитического процесса.

31. Растворы. Современные представления о физико-химических процессах образования растворов. Энергетика процесса растворения. Ненасыщенный, насыщенный и пересыщенный растворы. Растворимость твердых веществ, зависимость растворимости от температуры.

32. Идеальные растворы. Закон Рауля и следствия из него. Фазовые диаграммы воды и раствора постоянной концентрации.

33. Коллигативные свойства растворов. Закон Рауля и следствия из него. Осмос. Уравнение Вант – Гоффа.

34. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса: степень диссоциации, константа диссоциации. Факторы, влияющие на них. Закон разбавления Оствальда.

35. Закон Рауля для растворов электролитов. Особенности свойств растворов сильных электролитов. Активность, коэффициент активности. Основные положения теории Дебая - Хюккеля.

36. Равновесия в водных растворах слабых электролитов. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели среды.

37. Гидролиз солей. Основные случаи гидролиза солей. Константа гидролиза и степень гидролиза.

38. Равновесие в системе малорастворимый электролит - насыщенный раствор. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка.

39. Возникновение двойного электрического слоя и скачка потенциала на границе металл - электролит. Процессы, протекающие при работе гальванического элемента. Электродный потенциал. Уравнение Нернста.

40. Классификация электродов. Электроды 1^ого и 2^ого родов, окислительно-восстановительные электроды. Газовые электроды. Зависимость потенциалов водородного и кислородного электродов от рН среды.

41. Гальванические элементы. Расчет напряжения и работы гальванического элемента. Определение стандартных электродных потенциалов металлов.

42. Классификация гальванических элементов (привести примеры).

43. Электролиз. Потенциал разложения. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент. Коэффициент выхода по току. Расчет толщины металлического покрытия, наносимого электрохимическим методом.

44. Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами. Последовательность протекания анодных и катодных процессов при электролизе водных растворов солей (привести примеры).

45. Электролиз. Процессы при электролизе расплавов электролитов.

46. Классификация коррозионных процессов по характеру коррозионных разрушений и по механизму протекания. Рассмотреть примеры.

47. Химическая коррозия металлов: высокотемпературная газовая, в жидких неэлектролитах. Методы защиты металлов от химической коррозии.

48. Высокотемпературная газовая коррозия металлов. Факторы, определяющие защитные свойства пленки. Фактор Пиллинга – Бедвордса.

49. Электрохимическая коррозия. Механизм электрохимической коррозии. Электродные процессы в различных коррозионных средах. Показатели скорости коррозии.

50. Примеры электрохимической коррозии.

51. Процессы, протекающие при химической и электрохимической коррозии малоуглеродистой стали. Состав продуктов коррозии.

52. Методы защиты металлов от электрохимической коррозии. Металлические, неорганические и органические покрытия.

53. Методы защиты металлов от электрохимической коррозии: нанесение защитных покрытий, электрохимическая защита.

54. Общие физические и химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с водой, водными растворами щелочей и кислот.

55. Сплавы. Диаграмма плавкости бинарной системы, компоненты которой образуют эвтектику. Применение правила фаз к диаграммам плавкости.

56. Сплавы. Диаграмма плавкости бинарной системы, компоненты которой обладают неограниченной растворимостью в твердой фазе. Применение правила фаз к диаграммам плавкости.

57. Сплавы. Диаграмма плавкости бинарной системы, компоненты которой образуют химическое соединение. Применение правила фаз к диаграммам плавкости. Интерметаллические соединения.

58. Положение металлов в периодической системе. Общие физические свойства металлов. Природные соединения металлов (минералы и руды). Методы получения металлов и способы их очистки. Общие химические свойства металлов.

59. Жесткость воды. Виды жесткости. Единицы жесткости. Методы устранения различных видов жесткости.

60. Общая характеристика физических и химических свойств р - элементов IIIА группы. Бор, алюминий. Их получение, взаимодействие с кислородом, галогенами, кислотами, щелочами. Применение в технике.

61. Общая характеристика р - элементов IV группы. Олово, свинец. Их взаимодействие с кислородом, галогенами, кислотами, щелочами. Применение в технике.

62. Физические и химические свойства кремния и германия. Полупроводниковые материалы на основе кремния и германия. Элементы зонной теории. Собственная и примесная проводимость элементарных полупроводников.