Типы задач. Химическая термодинамика

1. Расчет стандартной энтальпии реакции по стандартным энтальпиям образования веществ.

2. Расчет стандартной энтальпии реакции по стандартным энтальпиям сгорания веществ.

3. Расчет стандартной энергии Гиббса реакции по величинам стандартной энтальпии и стандартной энтропии реакции. Анализ энтропийного и энтальпийного факторов.

4. Расчет температуры равновероятного протекания прямого и обратного процессов.

5. Расчет константы равновесия по изменению стандартной энергии Гиббса реакции.

Растворы. Протолитическое равновесие и процессы

1. Расчет концентраций растворов (массовой доли, мольной доли, молярной концентрации, молярной концентрации эквивалента, моляльность).

2. Расчеты, связанные с приготовлением растворов (с учетом различных способов выражения состава растворов).

3. Расчет растворов сильных электролитов.

4. Расчет растворов слабых электролитов.

5. Расчет растворов протолитов, полученных смешением растворов одного и того же вещества.

6. Расчет растворов протолитов, полученных смешением растворов разных веществ.

7. Расчет растворов гидролизирующихся солей.

8. Расчет буферных растворов.

Гетерогенные равновесия и процессы

1. Расчет массы малорастворимого вещества, находящегося в насыщенном растворе определенного объема.

2. Расчет концентрации малорастворимого вещества, находящегося в насыщенном растворе известного объема.

3. Расчет массы малорастворимого вещества, находящегося в растворе известного объема в присутствии одноименного иона.

4. Расчет массы вещества, необходимого для выпадения осадка.

5. Выяснение возможности выпадения осадка.

6. Расчет растворимости малорастворимого вещества, находящегося в насыщенном растворе известной концентрации.

Редокс-равновесия и редокс-процессы

1. Расчет электродного потенциала в условиях, отличных от стандартного.

2. Расчет стандартного электродного потенциала по известным значениям ЭДС и электродного потенциала другого электрода.

3. Определение направления редокс-процесса в стандартном состоянии и состоянии, отличающемся от стандартного.

4. Определение глубины протекания редокс-процесса для стандартного состояния. Расчет константы равновесия редокс-процесса.

Комплексные соединения

1. Равновесия в растворах комплексных соединений. Расчет концентраций ионов металлов по значениям констант нестойкости комплексов ионов.

4.3. Примеры экзаменационных билетов.

БИЛЕТ № 1

по дисциплине Химия

(020400.62 Биология)

1. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Физико-химические основы водно-электролитного баланса в организме.

2. Устойчивость соединений различных степеней окисления марганца.

3. Бромная вода – часто используемый в лабораторной практике реактивов. Какие из перечисленных ионов можно окислить бромной водой: а) золота(I); б) олова (II); в) кобальта (II)?

БИЛЕТ № 2

по дисциплине Химия

(020400.62 Биология)

1. Осмос. Осмотическое и онкотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Роль осмоса и осмотического давления в биологических системах.

2. Подгруппа меди. Оксиды. Гидроксиды. Соли.

3. Можно ли окислить ион Fe²⁺ перманганат-ионом MnO₄, который при восстановлении в кислом растворе превращается в ион Mn²⁺ (состояния веществ – стандартные)? Составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции и рассчитайте константу равновесия реакции при 298 К.