ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
ПО ХИМИИ
Министерство образования и науки Российской Федерации
Балтийский государственный технический университет «Военмех»
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
ПО ХИМИИ
Санкт-Петербург
2016
Составители: А.А. Барунин, канд. хим. наук, доц; А.П. Киселев, канд. хим. наук, доц; В.Н. Лебедев, доц; Д.С. Маслобоев, канд. хим. наук, доц; А.А. Фатина, ст.преп.
УДК 54(076)
|
 |
В 74
УДК 54(076)
Р е ц е н з е н т канд. техн. наук, проф. каф. «Двигатели и энергоустановки летательных аппаратов» БГТУ Л.П. Юнаков
Утверждено
редакционно-издательским
советом университета
© Составители, 2016
© БГТУ, 2016
Теоретическая часть курса «Химия»
(вопросы для конспектирования)
Строение атома
1. Кризис физики конца XIX начала XX в. Формула Эйнштейна, формула Планка, корпускулярно-волновой дуализм света.
2. Гипотеза и уравнение де Бройля. Корпускулярно-волновые свойства электрона в опытах Девиссона и Джермера.
3. Уравнение Шредингера. Понятие об электронной орбитали.
4. Дискретность энергетических состояний электрона в атоме.
5. Квантово-механическая модель атома водорода и ее математическое описание для основного состояния.
6. Волновая функция, физический смысл ее квадрата. Пространственное распределение электронной плотности для различных состояний электрона в атоме. Радиальная и угловая части волновой функции.
7. Различие в энергетической структуре электронных орбиталей в атоме водорода и многоэлектронных атомов.
8. Квантовые числа и их отражение в уравнении Шредингера.
9. Взаимосвязь квантовых чисел. Спин электрона. Правило Хунда. Принцип Паули.
10. Физический смысл квантовых чисел.
11. Отражение квантовых чисел в периодической системе.
12. Закономерности изменения электронной структуры атомов в зависимости от заряда ядра.
13. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность.
14. Химические свойства элементов в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева.
Химическая связь
15. Основные типы химической связи. Три главные характеристики. Характеристики связи.
16. Взаимодействие между ионами и структура ионных соединений.
17. Два основных метода описания ковалентной связи: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).
18. Основный принципы и результаты расчета молекулы водорода при ее описании методом ВС.
19. Постулаты метода ВС. Насыщенность, направленность ковалентной связи.
20. Недостаточность метода ВС для описания химической связи бериллия, бора и углерода. Понятие о гибридизации.
21. Понятие о s-, p- связях.
22. Зависимость потенциальной энергии двухатомной молекулы от расстояния между взаимодействующими атомами. Эмпирическая теория Ленарда–Джонса.
23. Метод МО и основные принципы расчета иона Н2+.
24. Основные принципы построения молекулярных орбиталей в Н2+, Н2, Н2− и Не2+.
25. Закономерность в изменении энергии и длины связи между атомами в молекуле с точки зрения метода МО в ряду B2 - C2 - N2 - O2 - F2 - Ne2.
26. Металлическая связь. Металлы как твердые тела.
27. Водородная связь. Силы Ван-дер-Ваальса.
Химическая связь в твердом теле
28. Разряженное и конденсированное состояние вещества: вакуум, газ, жидкость и твердое тело.
29. Аморфные тела (стекла) и кристаллы. Ближний и дальний порядок. Типы связей в кристаллах: ковалентная, ионная, металлическая, водородная, силы Ван-Дер-Ваальса.
30. Типы упаковок атомов и кристаллических решеток. Элементарные ячейки и узлы.
31. Дефекты кристаллов: точечные, линейные, двумерные. Диффузия в кристаллах.
32. Зонная модель кристаллов. Металлы, полупроводники, диэлектрики.
33. Зависимость электропроводности от температуры для металлов и полупроводников.
34. Модель Полинга для металлов, резонансная теория.
Химическая термодинамика
35. Термодинамика как наука. Основные понятия. Система, фаза, переменные состояния, функции состояния, равновесие.
36. Внутренняя энергия, Внешняя энергия. Энтальпия. Первое начало термодинамики по Джоулю и инженерном виде.
37. Обратимые и необратимые процессы. Работа в циклических обратимых и необратимых процессах. Процесс дросселирования Джоуля.
38. Описание Больцмана процесса Джоуля. Статистические суммы Больцмана. Энтропия. II начало термодинамики по Больцману. Энтропия и беспорядок.
39. Приведенная теплота Клаузиуса. II начало в инженерном виде по Клаузиусу.
40. Свободная энергия Гиббса. Виды равновесия: истинное, лабильное, метастабильное. Условия равновесия и самопроизвольности протекания процесса.
41. Стандартные условия. Простые вещества в термодинамически устойчивой форме. Исследуемые вещества. Стандартные реакции синтеза. Стандартные термодинамические функции образования веществ. Источники данных.
42. Зависимость энтропии и энергии Гиббса от концентрации.
43. Равновесие. Константа равновесия, ее выражение через термодинамические функции (вывод).
44. Ограничения классической термодинамики.
45. Термодинамические расчеты. Закон Гесса. Применение на примере оксидов углерода.
46. Термодинамические расчеты. Тепловые эффекты реакций. Тепловой эффект и изменение энтальпии в химической реакции. Пример.
47. Термодинамические расчеты. Направление самопроизвольного протекания процесса. Пример.
48. Изменение энтальпии и энтропии в процессе нагревания. Зависимость энтальпии и энтропии от температуры.
Химическая кинетика
49. Предмет изучения химической кинетики. Скорость реакции. Скорость реакции по компоненту. Простые и сложные реакции. Механизм сложной реакции.
50. Порядок и молекулярность реакции. Закон действия масс. Кинетические уравнения для реакций первого и второго порядка.
51. Методы определения порядка реакции, методы уменьшения порядка реакции.
52. Два постулата химической кинетики, вероятность встречи, вероятность удачного завершения.
53. Первый постулат химической кинетики. Подвижность: конвекционная, дрейфовая, диффузионная. Сечение (вероятность) столкновения: Ван-Дер-Ваальсово и Кулоновское сечение.
54. Диффузия. Закон Фика. Диффузия в газах, жидкости, кристаллах.
55. Влияние диффузии на скорость химической реакции. Диффузионный, кинетический, смешанный режимы. Влияние конвекции.
56. Второй постулат химической кинетики: геометрический фактор, вероятность образования активированного переходного комплекса. Энергетический фактор. Энергия активации реакции. Вероятность энергетически эффективной встречи.
57. Константа скорости реакции. Взаимосвязь с постулатами химической кинетики. Уравнение Аррениуса. Физический смысл предэкспоненты и экспоненты.
58. Механизм гетерогенных реакций. Реакции с модификацией и обновлением поверхности.
59. Катализ. Гомогенный катализ. Гетерогенный катализ.
60. Цепные реакции. Стадии инициирования, продления цепи, обрыва цепи. Коэффициент размножения радикалов. Переход во взрыв. Индуктивное время реакции.
61. Горение и взрыв.
62. Кинетический вывод константы равновесия.
Химическое равновесие
63. Осмотическое давление в растворах. Электролиты и неэлектролиты. Сильные электролиты, изотонический коэффициент i.
64. Степень диссоциации. Сильные, средние, слабые электролиты. Степень диссоциации, изотонический коэффициент, константа диссоциации. Их взаимосвязь.
65. Закон разбавления Оствальда для слабых электролитов. Степень диссоциации a, константа диссоциации Kd.
66. Растворимость веществ. Малорастворимые и нерастворимые электролиты. Произведение растворимости. Влияние внешних ионов на растворимость.
67. Главное равновесие воды. Ионное произведение воды Kw. Понятие о pKw, pH, pOH.
68. Слабые кислоты и основания. Ступенчатая диссоциация. Константы основности Kb и кислотности Ka. pH, pOH растворов слабых кислот и оснований.
69. Гидролиз солей. Гидролиз по катиону и аниону. Взаимосвязь ионного произведения воды Kw с константами основности Kb и кислотности Ka, степенью гидролиза aг=h. pH, pOH растворов гидролизуемых солей.
70. Число степеней свободы системы.
71. Число степеней свободы равновесной гетерогенной системы. Правило фаз Гиббса–Коновалова.
72. Фазовая диаграмма воды. Поля устойчивости воды, льда и пара. Границы устойчивости вода-пар, вода-лед, пар-лед. Тройная точка устойчивости. Критическая точка.
73. Фазовая диаграмма водных растворов неэлектролитов и электролитов. Закон Рауля.
74. Изменение температуры кипения и кристаллизации водных растворов неэлектролитов и электролитов. Криоскопическая и эбуллиоскопическая константа. Моляльная концентрация.
Электрохимия
75. Опыты Л.Гальвани, А.Вольта, М.Фарадея. Основные элементы гальванической цепи: анод, катод, внешний контакт (электронный), внутренний контакт (ионный). Процессы на аноде и катоде. Внутренняя и внешняя электродвижущая сила. Вынужденный и самопроизвольный электрохимический процесс.
76. Равновесие на границе «металл–раствор» соли металла. Вывод уравнения Нернста.
77. Стандартный водородный электрод Нернста. Стандартный потенциал металлического электрода.
78. Гальванический медно-цинковый элемент Даниэля–Якоби.
79. Концентрационный гальванический элемент.
80. Неравновесные электрохимические явления: перенапряжения, концентрационная и диффузионная поляризация.
81. Диаграмма электрохимической устойчивости воды. Окислители – инертный анод, химический окислитель, восстановители – активный анод, химический восстановитель, катод.
82. Электрохимические процессы при электролизе. Законы М.Фарадея. Электрохимический эквивалент. Выход по току для электродной реакции.
83. Электрохимические источники тока. Электрохимическая диаграмма источника тока. Гистерезис, обратимые и необратимые процессы. Первичный элемент, аккумулятор, топливный элемент.
84. Марганцецинковый элемент. Химический поляризатор (NH4Cl) цинкового анода.
85. Серно-кислотный аккумулятор.
86. Водородный топливный элемент.
Коррозия металлов
87. Электрохимическая коррозия. Образование короткозамкнутых гальвано-пар как причина электрохимической коррозии.
88. Анодные, катодные, вторичные процессы при электрохимической коррозии. Водородная поляризация и кислородная деполяризация. Влияние кислотности среды.
89. Особенности хрома и титана при электрохимической коррозии.
90. Зависимость скорости электрохимической коррозии от ЭДС, поляризаций и площади анодной поверхности.
91. Методы защиты от электрохимической коррозии. Изоляция, анодная, катодная, активная защита.
92. Химическая коррозия.
93. Кислородная коррозия, этапы процесса, правило Бэдворда. Защитные свойства пленок оксидов.
94. Различные формы кинетики роста оксидных пленок (линейная, коренная, логарифмическая) в зависимости от свойств пленок.
95. Водородная коррозия (наводороживание, охрупчивание).
96. Карбонильная коррозия.
97. Сульфидная коррозия.
98. Азотирование.
Аналитическая химия
116. Предмет аналитической химии. Аналитический сигнал. Качественный и количественный анализ.
117. Количественный анализ. Гравиметрия. Объемометрическое титрование.
118. Методы инструментального анализа. Электрохимические методы. Спектроскопические методы анализа.
Вопросы для подготовки
к экзаменам
Строение атома
1. Развитие представлений о строении атома. Физические модели. Корпускулярно-волновой дуализм электромагнитного излучения. Формула Планка и Эйнштейна.
2. Гипотеза и уравнение де Бройля. Корпускулярно-волновые свойства материи. Опыты по дифракции электрона.
3. Принцип неопределенности Гейзенберга. Понятия волновой механики. Уравнение стоячей волны. Уравнение Шредингера. Физический смысл волновой функции.
4. Электрон в потенциальном ящике. Дискретность энергетических состояний электрона.
5. Квантово-механическое описание атома водорода в основном состоянии. Радиальное распределение электронной плотности в атоме водорода. Понятие электронной орбитали.
6. Возбужденные состояния атома водорода. Квантовые числа. Их физический смысл. Пространственные конфигурации электронных орбиталей. Энергетическая диаграмма орбиталей в атоме водорода. Понятие энергетического вырождения.
7. Радиальное распределение электронной плотности для различных энергетических состояний атома водорода. Многоэлектронный атом. Зависимость энергии орбиталей от заряда ядра атома и от различия радиального распределения электронной плотности s , p и d-орбиталей (проникающей способности).
8. Электронные конфигурации многоэлектронных атомов. Правила заселения электронами атомных орбиталей (АО). Связь электронной конфигурации атома с его положением в периодической таблице элементов.
9. Периодический закон Д.И. Менделеева и его связь с электронным строением атомов.
10. Физико-химические характеристики атомов – радиус атома и иона, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательнось (по Малликену и Полингу).
Химическая термодинамика
27. Основные понятия. Термодинамическая система, параметры и функции состояния. Термодинамический процесс. Обратимый (равновесный) и необратимый (неравновесный) процессы.
28. Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия.
29. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и его следствия. Стандартная (молярная) энтальпия образования вещества. Термохимические расчеты.
30. Температурная зависимость энтальпии (теплового эффекта).
31. Энтропия. Второе начало термодинамики. Связь энтропии и термодинамической вероятности системы. Уравнение Больцмана. Формулировка второго и третьего начала термодинамики. Факторы, влияющие на величину энтропии.
32. Энергия Гиббса. Направление протекания химического процесса. Термодинамическое условие равновесия. Стандартная энергия Гиббса (образования) вещества.
33. Температурная зависимость величины энергии Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы. Оценка термодинамической возможности протекания химической реакции.
34. Энергия Гиббса в нестандартных условиях. Концентрационная зависимость энергии Гиббса. Активность и фугитивность.
Химическая кинетика
35. Понятие о механизме реакций. Элементарная (простая) и сложная химические реакции. Частицы, участвующие в элементарной химической реакции. Классификация химических реакций. Элементарная химическая реакция и понятие молекулярности реакции.
36. Скорость элементарной реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации веществ. Закон действующих масс.
37. Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Константа скорости элементарной реакции. Температурный коэффициент Вант-Гоффа. Энергия активации. Теория переходного состояния (активированного комплекса).
38. Формальная кинетика. Сложные реакции. Кинетический порядок реакции. Зависимость скорости реакции от температуры.
39. Изменение концентрации реагирующих веществ во времени. Кинетика первого и второго порядка.
40. Цепной механизм химической реакции.
41. Индуцированные химические реакции. Фотохимические реакции. Радиационно-химические реакции.
42. Гетерогенные реакции.
43. Гомогенный и гетерогенный катализ.
44. Горение и взрыв
Химическое равновесие
45. Термодинамическое условие химического равновесия. Стандартная (термодинамическая) константа равновесия. Сдвиг равновесия. Изобара и изотерма реакции. Принцип Ле-Шателье.
46. Кинетическое условие химического равновесия. Константа равновесия.
47. Расчет равновесного состава газовой смеси.
48. Равновесие в растворах. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации.
49. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
50. Расчет pH растворов кислот и оснований. Многоосновные кислоты и многокислотные основания.
51. Гидролиз водных растворов солей. pH растворов солей.
52. Произведение растворимости. Расчет растворимости малорастворимых веществ.
53. Фазовые равновесия. Понятие компонента, термодинамической степени свободы. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния однокомпонентной системы (воды как универсального растворителя).
54. Молекулярные водные растворы. Закон Рауля. Диаграмма состояния двухкомпонентной системы. Изменение температуры кристаллизации и кипения растворов.
55. Ионные водные растворы. Изотонический коэффициент. Изменение коллигативных свойств растворов.
Электрохимия
56. Электрохимический процесс. Основные понятия. Электрохимическая система. Количественные соотношения между величиной тока и количеством реагентов при электролизе и работе гальванического элемента..
57. Двойной электрический слой на границе «металл – электролит». Электродный потенциал. Уравнение Нернста.
58. Типы электродов. Водородный электрод. Водородная шкала электродных потенциалов.
59. Химический и концентрационный гальванические элементы. ЭДС, электродные реакции.
60. Скорость электрохимических процессов. Поляризация электродов. Поляризация электрохимической системы.
61. Химические источники тока.
62. Электролиз водных растворов электролитов.
Коррозия металлов
63. Причина коррозионной неустойчивости металлов. Массовый и глубинный показатель скорости коррозии. Оценка коррозионной стойкости металлов. Классификация коррозионных процессов.
64. Химическая коррозия. Высокотемпературная газовая коррозия. Схема роста оксидной пленки. Законы роста оксидной пленки. Защитные свойства пленки.
65. Факторы, влияющие на скорость газовой коррозии. Водородная коррозия
66. Электрохимическая коррозия. Анодные и катодные реакции.
67. Случаи возникновения гальвано-пар, приводящих к электрохимической коррозии. Способы защиты от коррозии.
Аналитическая химия
86. Предмет аналитической химии. Аналитический сигнал. Примеры реакций качественного анализа
87. Качественный и количественный анализ. Объемометрическое титрование.
88. Методы инструментального анализа. Фотометрия.
Вопросы для подготовки
к теоретическому зачету
Строение атома
1. Предпосылки для появления квантово-механического описания строения атома. Квантово-волновой дуализм.
2. Модели атома Томпсона, Резерфорда, Бора.
3. Принцип неопределенности Гейзенберга.
4. Стационарное уравнение Шредингера.
5. Опыты по дифракции электрона.
6. Интерпретация волновой функции и физический смысл квадрата модуля волновой функции.
7. Решение уравнения Шредингера для свободного электрона. Решение уравнения Шредингера электрона в одномерном потенциальном ящике.
8. Квантово-механическое описание электрона в атоме водорода.
9. Основное состояние атома водорода. Понятие электронной орбитали.
10. Физический смысл квантовых чисел.
11. Описание электронов в многоэлектронном атоме.
12. Физико-химические характеристики атомов. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений.
Химическая связь
13. Агрегатные состояния вещества.
14. Понятие «химическая связь». Параметры химической связи.
15. Способы описания химической связи. Электронная модель, модель Бора, квантово-механические представления.
16. Виды химической связи.
17. Метод валентных связей. Способы перекрывания орбиталей. Понятие о σ-,π-,δ- связях.
18. Понятие о гибридизации орбиталей: s p-, sp2-,sp3- гибридизация.
19. Метод молекулярных орбиталей. Примеры (Н2, СО, О2).
20. Ионная связь. Ионные кристаллы.
21. Металлическая связь.
22. Силы Ван-дер Ваальса.
23. Водородная связь.
24. Виды кристаллической решетки (примеры).
25. Зонная теория.
26. Аморфное состояние твердых веществ.
27. Дефекты в кристаллах.
Химическая термодинамика
28. Термодинамика как наука. Основные понятия, границы применимости.
29. I начало термодинамики. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования вещества.
30. II начало термодинамики. Энтропия. Статистический смысл энтропии по Больцману.
31. Свободная энергия Гиббса. Зависимость свободной энергии от температуры
32. Условия равновесия и самопроизвольности протекания процесса.
33. Равновесие. Константа равновесия, ее выражение через термодинамические функции.
Химическая кинетика
34. Предмет изучения химической кинетики. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
35. Порядок и молекулярность реакции. Закон действия масс. Кинетическое уравнение.
36. Методы определения порядка реакции.
37. Константа скорости реакции. Энергия активации.
38. Зависимость скорости реакции от температуры.
39. Скорость гетерогенной реакции. Диффузия.
40. Катализ. Гомогенный катализ. Гетерогенный катализ
41. Особые случаи кинетики: тепловой взрыв, горение, детонация.
Химическое равновесие
42. Химическое равновесие. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.
43. Степень и константа электролитической диссоциации. Ионное произведение воды.
44. Растворимость. Произведение растворимости
45. Диаграмма состояния воды.
46. Диаграмма состояния раствора неэлектролита.
47. Изотонический коэффициент.
48. Явления прямого и обратного осмоса.
Электрохимия
49. Образование разности потенциалов на границе «металл –электролит».
50. Стандартный электродный потенциал. Водородный электрод .
51. Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента. Уравнение Нернста.
52. Электролиз. Применение электролиза.
Коррозия металлов
53. Механизм электрохимической коррозии.
54. Химическая коррозия. Влияние свойств оксидной пленки на скорость коррозии. Водородное охрупчивание.
55. Способы защиты от химической и электрохимической коррозии.
Аналитическая химия
72. Предмет аналитической химии. Аналитический сигнал. Примеры реакций качественного анализа.
73. Качественный и количественный анализ. Объемометрическое титрование.
74. Методы инструментального анализа. Фотометрия.
Вопросы для самоподготовки
с вариантами ответов
Строение атома
1. Орбитальное квантовое число может принимать значения:
1) ±1/2
2) 1,2,3,4...+∞
3) 0,1,2...(n-1)
4) -l...-1,0,1...l
2. Магнитное квантовое число может принимать значения:
1) ±1/2
2) 1,2,3,4...+∞
3) 0,1,2...(n-1)
4) -l...-1,0,1...l
3.Электронная формула внешнего энергетического уровня …3s23p5 соответствует атому элемента:
1) Br
2) Cl
3) K
4) Si
4.Число неспаренных электронов в ионе Fe2+ , находящемся в основном состоянии, равно:
1) 2
2) 3
3) 4
4) 5
Химическая связь
5. Центральный атом имеет sp3-гибридизацию в молекулах:
1) NH+4
2) CO2
3) BF3
4)SO2
6.Атом углерода имеет sp-гибридизацию в:
а) графите
б) алмазе
в) карбине
г) графене
1) а) и г)
2) в)
3) б) и в)
4) в) и г)
7.Атом углерода имеет sp2-гибридизацию в:
а) графите
б) алмазе
в) углеродистой стали
г) фуллеренах
1) а) и г)
2) б)
3) б) и в)
4) в) и г)
8.Формула вещества с ионной кристаллической решеткой имеет вид:
1) H2O
2) AsGa
3) NH3
4) CsCl
9.Формула вещества с молекулярной кристаллической решеткой имеет вид:
1) CO2
2) CsCl
3) SiO2
4) AsGa
10.Формула молекулы вещества, в которой реализуется только ковалентный полярный тип связи:
1) CO
2) CаО
3) О2
4) К2CO3
11.Водородная связь образуется между:
1) атомами в молекуле воды
2) атомами в молекуле водорода
3) молекулами воды
4) ионами водорода и кислородом в основаниях и кислотах
Химическая термодинамика
12.Изменение энтальпии равно 0 в случае:
1) образования простого вещества при 25°C
2) идеального кристалла при 0 К
3) состояния равновесия
4) зарытой термодинамической системы
13.Энтропия реакции реализуемой в замкнутой системе:
SO2(r) + Cl2(r) = SO2Cl2(r)
1) увеличивается
2) уменьшается
3) не изменяется
4) невозможно определить
14.Свободная энергия Гиббса при увеличении температуры:
1) увеличивается
2) уменьшается
3) не изменяется
4) может увеличиваться или уменьшаться
Химическая кинетика
15.Если температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2, то при повышении температуры от 10°C до 40°C скорость реакции:
1) увеличиться в 8 раз
2) увеличиться не 30%
3) увеличиться в 2 раза
4) увеличиться на 100 моль2/с
Химическое равновесие
16.Для смещения равновесия в системе
SO2(r) + Cl2(r) = SO2Cl2(r), DrH°<0 в сторону продуктов реакции необходимо:
1) увеличить температуру
2) увеличить концентрацию SO2
3) увеличить давление
4) использовать катализатор
17.При разбавлении растворов слабых электролитов степень диссоциации:
1) не меняется
2) уменьшается
3) увеличивается
4) может и увеличиваться и уменьшаться
18.Изотонический коэффициент СаCl2 равен:
1) 1
2) 2
3) 3
4) 4
Электрохимия
19.Водородный электрод в гальваническом элементе:
1) является анодом
2) является катодом
3) может быть и анодом и катодом
4) не используется
20.ЭДС гальванического элемента, состоящего из медного и цинкового электродов, погруженных в 0,01М растворы их сульфатов
(Е0Cu2+/Cu = 0,34В, Е0Zn2+/Zn= –0,76 В) равна ____ В
1) 0,42
2) 0,11
3) -0,11
4) 1,1
21.Уравнение процесса, протекающего на инертном аноде при электролизе водного раствора хлорида натрия, имеет вид
1) 2H2O – 4ē = O2 +4H+
2) 2H2O + O2 +4ē = 4OH–
3) 2Cl– – 2ē = Cl2
4) Zn – 2ē = Zn 2+
Коррозия металлов
22.При непосредственном контакте алюминия и меди в водном растворе HCl будет выделяться:
1) алюминий
2) медь
3) водород
4) хлор
23.При непосредственном контакте алюминия и меди в водном растворе HCl будет растворяться:
1) алюминий
2) медь
3) водород
4) хлор
Аналитическая химия
38.Черный осадок с сульфид-ионом (S2–) образует ион:
1) Zn2+
2) Pb2+
3) Na+
4) Cd2+
39.При взаимодействии ионов с гексацианоферратом (II) калия (красной кровяной соли) наблюдается образование:
1) красного раствора
2) темно-синего осадка
3) бурого осадка
4) пузырьков
40.В основе титриметрического анализа лежит :
1) закон эквивалентов
2) закон Авогадро
3) принцип неопределенности
4) закон действующих масс
41.Спектральный метод анализа:
1) потенциометрический
2) фотометрический
3) хроматографический
4) титриметрический
Рекомендуемая литература
1. Киселев, А.П., Крашенинников А.А. Основы общей химии: учебное пособие / Балт. гос. техн. ун-т. СПб., 2012. 339 с.
2. Киселев, А.П., Маслобоев Д.С. Физическая и коллоидная химия: лабораторный практикум / Балт. гос. техн. ун-т. СПб., 2011.
3. Лебедев, В.Н., Фатина А.А. Аналитическая химия: учебно-практическое пособие / Балт. гос. техн. ун-т. СПб., 2014.
4. Киселев, А.П., Крашенинников А.А, Фатина А.А. Поверхностные явления и дисперсные системы: учебное пособие / Балт. гос. техн. ун-т. СПб., 2014.
5. Барунин, А.А., Маслобоев Д.С., Фатина А.А. Высокомолекулярные соединения: учебное пособие / Балт. гос. техн. ун-т. СПб., 2015.
С О Д Е Р Ж А Н И Е
Теоретическая часть курса «Химия». 3
Вопросы для подготовки к экзаменам.. 9
Вопросы для подготовки к теоретическому зачету. 15
Вопросы для самоподготовки с вариантами ответов. 18
Рекомендуемая литература............................................................................... 26
Составители: Барунин Анатолий Анатольевич,
Киселев Алексей Петрович; Лебедев Виктор Николаевич,
Маслобоев Дмитрий Степанович, Фатина Александра Анатольевна
Вопросы и задания по химии
Редактор Г.М. Звягина
Корректор Л.А. Петрова
Компьютерная верстка С.В. Кашуба
Подписано в печать 24.03.2016. Формат 60х84/16. Бумага документная.
Печать трафаретная. Усл. печ. л. 1,7. Тираж 200 экз. Заказ № 61.
Балтийский государственный технический университет
Типография БГТУ
190005, С.-Петербург, 1-я Красноармейская ул., д.1
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
ПО ХИМИИ
Министерство образования и науки Российской Федерации
Балтийский государственный технический университет «Военмех»
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
ПО ХИМИИ
Санкт-Петербург
2016
Составители: А.А. Барунин, канд. хим. наук, доц; А.П. Киселев, канд. хим. наук, доц; В.Н. Лебедев, доц; Д.С. Маслобоев, канд. хим. наук, доц; А.А. Фатина, ст.преп.
УДК 54(076)
|
| |
В 74
УДК 54(076)
Р е ц е н з е н т канд. техн. наук, проф. каф. «Двигатели и энергоустановки летательных аппаратов» БГТУ Л.П. Юнаков
Утверждено
редакционно-издательским
советом университета
© Составители, 2016
© БГТУ, 2016
Теоретическая часть курса «Химия»
(вопросы для конспектирования)
Строение атома
1. Кризис физики конца XIX начала XX в. Формула Эйнштейна, формула Планка, корпускулярно-волновой дуализм света.
2. Гипотеза и уравнение де Бройля. Корпускулярно-волновые свойства электрона в опытах Девиссона и Джермера.
3. Уравнение Шредингера. Понятие об электронной орбитали.
4. Дискретность энергетических состояний электрона в атоме.
5. Квантово-механическая модель атома водорода и ее математическое описание для основного состояния.
6. Волновая функция, физический смысл ее квадрата. Пространственное распределение электронной плотности для различных состояний электрона в атоме. Радиальная и угловая части волновой функции.
7. Различие в энергетической структуре электронных орбиталей в атоме водорода и многоэлектронных атомов.
8. Квантовые числа и их отражение в уравнении Шредингера.
9. Взаимосвязь квантовых чисел. Спин электрона. Правило Хунда. Принцип Паули.
10. Физический смысл квантовых чисел.
11. Отражение квантовых чисел в периодической системе.
12. Закономерности изменения электронной структуры атомов в зависимости от заряда ядра.
13. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность.
14. Химические свойства элементов в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева.
Химическая связь
15. Основные типы химической связи. Три главные характеристики. Характеристики связи.
16. Взаимодействие между ионами и структура ионных соединений.
17. Два основных метода описания ковалентной связи: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).
18. Основный принципы и результаты расчета молекулы водорода при ее описании методом ВС.
19. Постулаты метода ВС. Насыщенность, направленность ковалентной связи.
20. Недостаточность метода ВС для описания химической связи бериллия, бора и углерода. Понятие о гибридизации.
21. Понятие о s-, p- связях.
22. Зависимость потенциальной энергии двухатомной молекулы от расстояния между взаимодействующими атомами. Эмпирическая теория Ленарда–Джонса.
23. Метод МО и основные принципы расчета иона Н2+.
24. Основные принципы построения молекулярных орбиталей в Н2+, Н2, Н2− и Не2+.
25. Закономерность в изменении энергии и длины связи между атомами в молекуле с точки зрения метода МО в ряду B2 - C2 - N2 - O2 - F2 - Ne2.
26. Металлическая связь. Металлы как твердые тела.
27. Водородная связь. Силы Ван-дер-Ваальса.
Дата: 2019-02-25, просмотров: 228.
