Теоретические вопросы по дисциплине «Общая химия» (1 курс

Теоретические вопросы по дисциплине «Общая химия» (1 курс)
для специальностей ТДП, МОЛК, ЛИД
1. Основные понятия химии. Относительная атомная и молекулярная масса.
Моль, молярная масса. Законы естествознания и химические законы.
2. Законы идеальных газов. Закон Авогадро и следствия из него. Молярный
объем газа. Относительная плотность газа. Объединенный газовый закон.
Уравнение Менделеева-Клапейрона.
3. Эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента. Закон
эквивалентов и его применение для расчетов.
4. Основные классы неорганических соединений. Определения, классификация,
химические свойства и способы получения.
5. Оксиды и гидроксиды. Химические свойства и способы получения.
Изменение кислотно-основных свойств в группах, периодах периодической
системы.
6. Соли. Химические свойства и способы получения. Графическое изображение
формул. Взаимосвязь между основными классами неорганических соединений.
7. Основные типы химических реакций. Окислительно-восстановительные
реакции, их классификация.
8. Степень окисления атомов. Процессы окисления и восстановления.
Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительные
свойства элементов и их соединений.
9. Электронный и ионно-электронный способы расстановки коэффициентов в
окислительно-восстановительных реакциях.
10. Серная кислота как окислитель, ее взаимодействие с металлами и
неметаллами.
11. Азотная кислота как окислитель, ее взаимодействие с металлами и
неметаллами.
12. Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных реакций.
Продукты восстановления перманганат-, дихромат-, хромат-ионов в
зависимости от реакции среды.
13. Влияние температуры, концентрации реагентов, их природы, среды на
протекание окислительно-восстановительных процессов.
14. Теплота, работа. Внутренняя энергия и энтальпия. Тепловой эффект реакции.
Экзо- и эндотермические реакции. Термохимические уравнения.
15. Стандартные условия. Стандартные термохимические характеристики
индивидуальных веществ: стандартная теплота образования соединений из простых
веществ и теплота сгорания органических веществ.
16. Закон Гесса и следствия, из него вытекающие. Применение закона Гесса для
вычисления изменения энтальпии в различных процессах. Фазовые и химические
превращения, их тепловые эффекты.
17. Энтропия. Изменение энтропии системы, ее связь с изменением объема.
18. Энергия Гиббса, ее связь с энтальпией и энтропией. Выводы относительно
возможности-невозможности протекания процессов. Стандартное изменение
энергии Гиббса. Использование справочных данных для термохимических расчетов.
19. Энтальпийный
и
энтропийный
факторы
протекания
процесса.
Термодинамический анализ возможности протекания процесса.
20. Необратимые и обратимые химические реакции. Условия химического
равновесия. Закон действующих масс. Константа химического равновесия.
21. Условия химического равновесия. Константа химического равновесия в
гомогенных и гетерогенных системах. Связь константы химического равновесия с
термодинамическими параметрами.
22. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние
температуры, давления и концентрации реагентов на химическое равновесие.
23. Химическая кинетика. Гомогенные и гетерогенные реакции. Скорость
химических реакций. Факторы, влияющие на скорость реакции. Константа скорости
реакции.
24. Общая характеристика растворов. Классификация растворов. Факторы,
влияющие на растворимость. Способы выражения состава растворов. Расчеты,
связанные с приготовлением растворов заданной концентрации.
25. Водные растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Ионные
реакции в растворах.
26. Равновесие в растворах слабых электролитов. Константа диссоциации и закон
разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация слабых электролитов.
27. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды.
Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в нейтральных, щелочных и
кислых растворах.
28. Водородный показатель. Понятие о кислотно-основных индикаторах. Способы
определения рН растворов.
29. Растворимость малорастворимых электролитов. Произведение растворимости.
Факторы, влияющие на растворимость малорастворимых электролитов. Условия
образования осадка.
30. Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза. Запись уравнений гидролиза в
молекулярной и ионно-молекулярной формах. Совместный гидролиз.
31. Количественные критерии ионно-молекулярного равновесия при гидролизе.
Степень и константа гидролиза, их взаимосвязь для различных случаев гидролиза.
32. Факторы, способствующие гидролизу и подавляющие его. Расчет рН растворов
при гидролизе солей.
33. Химия комплексных соединений и общие сведения о них. Классификация
комплексных соединений, их номенклатура.
34. Диссоциация комплексных соединений в водных растворах. Константа
нестойкости, ее связь с термодинамическими характеристиками.
35. Электродный потенциал. Стандартный водородный электрод как электрод
сравнения. Стандартный электродный потенциал. Выводы относительно ряда
стандартных электродных потенциалов.
36. Зависимость величины электродного потенциала от концентрации участников
электродной реакции и от температуры. Уравнение Нернста.
37. Гальванические элементы. Схема гальванического элемента. Электродвижущая
сила и ее определение.
38. Анализ возможности протекания реакции с использованием таблиц стандартных
окислительно-восстановительных потенциалов. Расчет изменения энергии Гиббса и
константы равновесия окислительно-восстановительных реакций.
39. Основные виды коррозии металлов. Электродные процессы, протекающие
при электрохимической коррозии. Методы защиты металлов от коррозии.
40. Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Законы Фарадея.
Практическое использование электролиза.
41. Составные части атома – ядро и электроны; их заряд и масса. Изотопы.
Электронные оболочки атомов. Теория строения атома водорода по Бору.
Квантовомеханическая модель атома.
42. Характеристика состояния электронов системой квантовых чисел, их
физический смысл. Атомные орбитали. Форма электронных облаков для s-, p-, d-, и
f- состояний.
43. Электронные конфигурации атомов. Принцип Паули, правило Хунда.
Максимальное число электронов в электронных оболочках и подоболочках.
Последовательность энергетических уровней в многоэлектронных атомах. Правило
Клечковского.
44. Периодический закон Д.И.Менделеева. Связь периодической системы элементов
со строением атома. Радиусы атомов. Энергия ионизации. Сродство к электрону.
Электроотрицательность. Изменение кислотно-основных свойств соединений по
группам и периодам периодической системы.
45. Типы химической связи. Ковалентная связь. Основные положения метода
валентных связей (ВС). Механизмы образования ковалентной связи. Валентность
элементов с позиции метода ВС. Свойства ковалентной связи.
46. Типы гибридизации атомных орбиталей и структура молекул. Примеры sp-, sp2-,
sp3-, sp3d-, sp3d2-, sp3d3-гибридизаций.
47. Гибридизация атомных орбиталей. Пространственная конфигурация молекул.
Метод Гиллеспи. Заполнение гибридных орбиталей неподеленными парами
электронов. Строение молекул H2O, NH3, SO3, BF3, SO2, BеF2 и т.д.
48. Ионная связь как предельный случай ковалентной связи. Металлическая связь.
Водородная связь.
49. Основные положения метода молекулярных орбиталей (МО). Энергетические
диаграммы. Связывающие и разрыхляющие орбитали. Последовательность
заполнения электронами МО в двухатомных молекулах, образованных элементами I
и II периодов. Строение молекул и ионов (Н2+, N2, NО, СО, F2, BN, Н2, CN-, В2 и др.).
50. Порядок связи в рамках метода МО. Объяснение закономерностей в изменении
длин и энергии связи в двухатомных молекулах при помощи метода МО.
Объяснение магнитных свойств и возможности существования двухатомных частиц
при помощи метода МО.
Практические задания для подготовки к лабораторно-экзаменационной сессии
по дисциплине «Общая химия» (1 курс)
для специальностей ТДП, МОЛК, ЛИД
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
1. Определите степень окисления атомов в соединениях:
N2O, HClO3, Cr(OH)3, BaSO4.
2. Напишите формулы оксидов, соответствующих гидроксидам:
KOH, Fe(OH)3, HNO3, H2SiO3.
3. Установите характер оксидов, напишите формулы соответствующих гидроксидов:
N2O3, SnO2, BaO, Ag2O.
4. Закончите уравнения реакций:
Li2O + H2O 
Al(OH)3 + HNO3 
Сl2O7 + H2O 
BaO + H3PO4 
Fe2O3 + Cl2O7 
SO2 + NaOH 
5. Приведите уравнения реакций, характеризующие амфотерные свойства:
оксида хрома (III).
6. Назовите соединения, укажите заряды катионов и анионов:
Ca(NO2)2, Fe2(SO4)3, Li2HPO4, ZnOHCl.
7. Напишите молекулярные формулы соединений:
оксид хрома (III), гидроксид бария, хлорная кислота, сульфид алюминия, нитрат
магния, гидрокарбонат кальция.
8. Получите соль: нитрит цинка (не менее 5 способов).
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
1. Укажите степени окисления элементов в приведенных веществах:
K2S, Zn, K2Cr2O7, PbO2, KClO.
Определите, какие из них в окислительно-восстановительных реакциях являются
только окислителями, или только восстановителями, или проявляют окислительновосстановительную двойственность.
2. Закончите приведенные ниже реакции, уравняйте их ионно-электронным
методом, укажите окислитель и восстановитель:
а) Ag + HNO3(разб.) 
г) Mg + H2SO4(конц.) 
б) Al + H2SO4(разб.) 
д) C + HNO3(конц.) 
в) K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 
е) KMnO4 + NaNO2 + КОН 
ТЕРМОХИМИЯ И ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
0
1. Вычислите G298
реакции, протекающей по уравнению
2(H2S) + 3(O2) = 2(H2O) + 2(SO2)
при стандартных условиях, используя значения стандартных теплот образования и
абсолютных стандартных энтропий веществ. Возможен ли этот процесс при
стандартных условиях?
2. Вычислите давление разложения карбонила железа
{Fe(CO)5}  [Fe] + 5(CO)
о
при 47 С? При какой температуре давление разложения составит 101325 Па.
3. Запишите выражения констант равновесия KP и KC для следующих реакций:
a) [S] + (O2) ⇄ (SO2);
б) (N2) + 3(H2) ⇄ 2(NH3);
в) 2(H2S) + (SO2) ⇄ 3[S] + 2(H2O).
4. Укажите, в каком направлении сместится химическое равновесие при повышении
температуры и понижении давления в системах:
а) (N2) + 3(H2) ⇄ 2(NH3), Н 0298 = 92 кДж;
б) [CaCO3] ⇄ [CaO] + (CO2), Н 0298  0;
в) (H2) + [S] ⇄ (H2S), Н 0298  0.
Ответ мотивируйте.
5. Исходные концентрации водорода и кислорода в системе
2(H2) + (O2)  2(H2O)
равны 2 и 4 моль/л соответственно. К моменту наступления равновесия
прореагировало 80% водорода. Вычислите константу равновесия (KC).
СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОСТАВА РАСТВОРОВ
1. В 175 г воды растворили 25 г нитрата калия. Плотность раствора равна 1,01 г/см 3.
Вычислите массовую долю соли в растворе, молярную и нормальную концентрации
этого раствора.
2. Сколько граммов сульфата железа(III) содержится: а) в 2 л 2 М раствора; б) в 0,5 л
6 н. раствора этой соли?
3. Массовая доля H3PO4 в растворе равна 40%, плотность раствора 1,27 г/см3.
Вычислите молярную и нормальную концентрации раствора фосфорной кислоты.
4. Рассчитайте, какой объем раствора азотной кислоты с (HNO3) = 25% (р-ра = 1,15
г/см3) потребуется для приготовления 200 мл 3 М раствора HNO3.
ЭЛЕКТРОЛИТЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.
ПРОИЗВЕДЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ
1. Напишите уравнение диссоциации ортофосфата калия. Вычислите концентрации
ортофосфат-ионов и ионов калия в 6 н. растворе соли.
2. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекулярной форме:
NaOH + H2S →
BаCl2 + K2SiO3 →
3. Рассчитайте концентрацию ионов H+, OH и рН раствора гидроксида аммония,
если молярная концентрация равна 0,01 моль/л.
4. Вычислите рН 0,2 н. раствора серной кислоты.
5. Напишите выражения произведения растворимости для сульфида серебра,
сульфата бария, гидроксида сурьмы(III). Вычислите концентрацию ионов Ag+ и
CrO42 в насыщенном растворе хромата серебра.
6. Используя табличное значение произведения растворимости гидроксида
марганца(II), вычислите его растворимость (в моль/л и г/л).
7. Выпадет ли осадок сульфата серебра, если смешать равные объемы 0,06 н.
раствора нитрата серебра и 0,002 н. раствора сульфата натрия?
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
1. Напишите уравнения гидролиза солей: сульфит калия, фторид натрия, хлорид
цинка, сульфид алюминия в ионно-молекулярной и молекулярной форме. Укажите
реакцию среды.
2. Составьте уравнение гидролиза силиката натрия. Укажите факторы,
увеличивающие степень гидролиза этой соли.
3. Запишите в ионно-молекулярной и молекулярной форме уравнения процессов,
происходящих при сливании водных растворов нитрата хрома(III) и сульфита
натрия.
4. Вычислите константу, степень гидролиза и pH 0,04 М раствора бромида цинка.
ЭЛЕКТРОХИМИЯ
1. Вычислите ЭДС, напишите уравнения электродных процессов и составьте схему
гальванического элемента, состоящего из металлического никеля, погруженного в
0,2 н. раствор нитрата никеля(II), и металлического серебра, погруженного в 0,1 М
раствор нитрата серебра.
2. Запишите продукты окислительно-восстановительной реакции
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 
Рассчитайте
∆G0298 и KС
при стандартных условиях, используя значения
стандартных окислительно-восстановительных потенциалов.
3. Олово находится в контакте с медью в кислой среде. Какой из металлов будет
окисляться при коррозии? Составьте электронные уравнения катодного и анодного
процессов, укажите продукты коррозии.
4. Составьте схемы электролиза водных растворов:
а) сульфат калия на графитовых электродах;
б) хлорид меди(II) на медных электродах.
СТРОЕНИЕ АТОМА
1. Составьте электронную формулу элемента с порядковым номером 48. К какому
электронному семейству относится этот элемент?
2. Составьте полные электронные конфигурации и электронно-графические
формулы атомов молибдена и бария, ионов Zn2+ и Se2–. К какому электронному
семейству относится каждый из этих элементов?
3. Укажите значения всех квантовых чисел (n, l, ml, s) для валентных электронов
атомов Si, P и S.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
1. Какой тип гибридизации центрального атома осуществляется в молекулах: SO3,
IF7, PCl5? Укажите их строение.
2. Какие из приведенных молекул и ионов имеют форму плоского треугольника:
NH3, BH3, NO3–, BrO3–? Ответ мотивируйте.
3. Составьте энергетические диаграммы молекул Be2, BN, C2, Ne2, определите в них
порядок связи. Какие из приведенных молекул не могут существовать?
4. Объясните с позиций метода МО, как в ряду CN+ – CN – CN– изменяются длина
связи и энергия связи.