Экзаменационные вопросы по общей химии ФАКИ (2012)

Вопросы к экзамену по общей химии для студентов ФАКИ
«Системный анализ и управление».
Термодинамика
1. Тепловые эффекты химических реакций. Эндотермические и экзотермические процессы. Закон Гесса и его следствия. Стандартная энтальпия
образования вещества.
2. Термодинамические системы. Параметры и функции состояния системы.
3. Факторы, определяющие направление протекания химических реакций. Анализ уравнения Гиббса для замкнутой системы. Изотерма ВантГоффа.
4. Термодинамические функции: энтальпия, энтропия, свободная энергия Гиббса. Вероятность протекания химических реакций с учетом термодинамических функций.
5. Стандартные энтальпии некоторых термодинамических процессов:
образования, сгорания, растворения вещества. Стандартная энтальпия реакции нейтрализации. Энергия связи или стандартная энтальпия разрыва связи.
6. Химическое равновесие и его константа. Изотерма Вант-Гоффа.
Связь константы равновесия с ΔG˚.
Растворы
1. Способы выражения концентрации растворов: безразмерные концентрации, размерные концентрации. Эквивалент, эквивалентная масса вещества.
2. Сильные электролиты. Диссоциация сильных электролитов. Активная концентрация (активность) сильных электролитов.
3. Равновесие в растворах слабых электролитов, константы диссоциации КД, степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
4. Вода как слабый амфотерный электролит. Константа диссоциации
воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.
6. Диссоциация сильных и слабых электролитов. Ступенчатая диссоциация слабых многоосновных кислот (на примере H3PO4) и многокислотных
оснований (на примере Ва(OH)2). Диссоциация солей Na3BO3, Na2HBO3,
Al(OH)3Cl.
7. Растворимость и произведение растворимости (ПР) сильного труднорастворимого электролита. Зависимость растворимости от введения в раствор одноименного иона.
Кинетика и химическое равновесие
1. Понятие скорости химической реакции. Элементарные химические
реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Закон
действующих масс для элементарных химических реакций.
Кинетическое уравнение скорости для многостадийных химических
реакций. Порядок и молекулярность.
2. Константа скорости химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от температуры, правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса, физический смысл входящих в него величин. Энергия активации. Катализ.
3. Химическое равновесие и его константа. Факторы, влияющие на
смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Химические источники тока
1. Стандартный электродный потенциал. Таблица стандартных электродных потенциалов для окислительно-восстановительных систем. Зависимость электродного потенциала от концентрации потенциалопределяющих
ионов и температуры. Уравнение Нернста для отдельного электрода в нестандартных условиях.
2. Гальванические элементы. Расчет ЭДС гальванического элемента. В
каком направлении будет протекать реакция в гальваническом элементе
(–) Ni│Ni2+││Sn2+│Sn (+),
Если aNi2+ = 1 и aSn2+ = 10-4? (Е0Ni2+/Ni = –0,25В; Е0Sn2+/Sn = –0,14В).
4. Электроды 1 и 2 рода. Типы электродов 1 рода. Электроды 2 рода
(сравнения) на примере водородного и хлорсеребряного.
5. Окислительно-восстановительные (редокс) и металлические электроды. Приведите пример гальванического элемента, составленного из этих
электродов, пользуясь таблицей стандартных электродных потенциалов.
6. Гальванический элемент Даниэля-Якоби: схема, процессы, проходящие на электродах, суммарный электрохимический процесс. Написать выражение уравнения Нернста отдельно для каждого электрода и для гальванического элемента вцелом. Роль солевого мостика в гальваническом элементе.
7. Аккумуляторы. Свинцовый аккумулятор: схема, электродные процессы. Реакции при зарядке и работе. Уравнение Нернста.
Строение атома и периодическая система
элементов Д.И. Менделеева
1. Правила заполнения электронами атомных орбиталей. Написать
электронные конфигурации атомов и образованных ими ионов: N, N+5, N–3;
Cr, Cr+3; Br, Br–, Br+5.
2. Квантовые числа электрона. Порядок заполнения электронных орбиталей в атоме. Принцип наименьшей энергии, Паули, правило Гунда. Эффект
экранирования и проникающая способность электронов. Устойчивые электронные конфигурации.
3. Энергия ионизации элемента. Изменение энергии ионизации с ростом заряда ядра атома Z в периоде и группе (главная и побочная подгруппы)
и с учётом устойчивых электронных конфигураций. Сравните энергии ионизации атомов Li и Be, Ве и В, N и O.
4. Периодический закон Д.И. Менделеева. Структура Периодической
системы и её связь со строением атомов. Электронные семейства s-, p-, d- и fэлементов, их особенности и положение в Периодической системе.
5. Энергия ионизации и сродство к электрону и их связь с окислительно-восстановительными свойствами атомов химических элементов. Электроотрицательность атомов.
6. Атомный радиус. Изменение радиусов атомов с ростом заряда ядра Z
в главных и побочных подгруппах.
7. Характеристики взаимодействующих атомов: орбитальный радиус,
ионизационный потенциал, сродство к электрону. Электроотрицательность.
8. Степень окисления элементов в соединениях: отрицательная, положительная, нулевая. Окислительно-восстановительные свойства элементов в
зависимости от высшей, низшей, промежуточной степеней окисления. Различия элементов второго и третьего периодов по проявляемой степени окисления на примере кислорода и серы, фтора и хлора.
Химическая связь
1. Виды химической связи. σ- и π-Связи. Основные характеристики химической связи (длина, энергия, кратность, валентный угол). Свойства молекул с различным типом связи.
2. Водородная связь. Механизм образования и энергия этой связи. Соединения с водородной связью и элементы их образующие.
3. Природа и основные свойства ковалентной химической связи с позиций метода валентных связей (МВС). Основные положения МВС. Обменный
и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи на примере NH3, BH3, NH4+, BH4– . Валентность с позиций МВС.
4. Строение молекул CH4, C2H6, C2H4, C2H2, NH3, NH4+, с позиций метода валентных связей (МВС). Какова гибридизация центрального атома, типы
связей и углы связей в этих соединениях?
5. Основные характеристики ковалентной связи: направленность,
насыщаемость. Механизмы образования ковалентной связи. Максимальная
валентность (насыщаемость) элементов второго периода в соединениях на
примере азота в молекулах азота, аммиака и катионе аммония и сравнение её
со степенями окисления азота в этих соединениях.
6. Полярная и неполярная ковалентная связь. Насыщаемость ковалентной связи и различия в ней элементов второго и третьего периодов на примере азота и фосфора, кислорода и серы.
7. Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО
ЛКАО). Связывающие, несвязывающие и разрыхляющие орбитали. Строение, кратность связи и магнитные свойства молекул с позиций ММО на примере В2, С2 и N2. Молекулярные ионы.
8. Гибридизация атомных орбиталей. Условия, определяющие возможность гибридизации. Основные типы гибридизации с участием s-, и pорбиталей и соответствующая им геометрия молекул (привести примеры).
9. Типы химической связи. Ковалентная (полярная и неполярная) связи.
Дипольный момент молекулы. Ионная связь. Сходство и различия ковалентной полярной и ионной связей.
10. Химическая связь в твердых веществах: атомные, молекулярные,
ионные, ковалентные и металлические кристаллы.
11. Сравнение методов описания химической связи: метода молекулярных орбиталей и метода валентных связей. Основные преимущества и недостатки каждого из них.
Обзор свойств элементов периодическай системы
1. Объясните немонотонный характер изменения энергии связи в молекулах галогенов с ростом порядкового номера элемента:
F2
Cl2 Br2 I2
Есв, кДж/моль
159 242 192 151
2. На примере р-элементов VI группы охарактеризуйте изменение кислотно-основных свойств гидроксидов, содержащих группировки Э–О–Н (для
одинаковых степеней окисления). Какие свойства р-элементов VI группы иллюстрируют следующие реакции:
Se + 6HNO3 (конц) → H2SeO4 + 6NO2 + 2H2O
Po + 8HNO3 (конц) → Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2)?
3. Изменение кислотных свойств для бескислородных и кислородсодержащих кислот на примере р-элементов VII группы.
4. Изменение восстановительных свойств s-элементов в зависимости от
их положения в Периодической системе. Соединения s-элементов с кислородом, водородом, их важнейшие свойства.
5. Электронное строение, физические и химические свойства dэлементов. Их положение в Периодической системе Д.И. Менделеева. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств dэлементов в периоде и группе.
6. Сравнение физических и химических свойств металлов главных (sэлементы) и побочных (d-элементы) подгрупп: температур плавления, твердости, восстановительной способности атомов и окислительной способности
катионов этих металлов.
7. Изменение стабильности высших степеней окисления в группе р- и
d- элементов (на примере Ge и Pb, Cr и W).
8. Степени окисления р-элементов VII-ой группы ПС. Окислительновосстановительные свойства этих элементов.
Какая из реакций возможна при нормальных условиях:
KF + H2SO4 (конц) → или
KI + H2SO4 (конц) → ?
Допишите её.
9. Окислительно-восстановительная двойственность элементов в промежуточных степенях окисления на примере пероксида водорода.
Допишите реакции и расставьте коэффициенты:
КМnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + …
H2O2 + KI + H2SO4 → I2 + …