ВОПРОСЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ЗАЧЕТНОМУ ЗАНЯТИЮ ПО ХИМИИ ДЛЯ СТУДЕНТОВ СПЕЦИАЛЬНОСТИ ИСТ

1. Атомно-молекулярное учение. Относительная атомная и относительная молеку-лярная массы. Единица количества вещества в химии. Молярная масса и ее связь с относительной молекулярной (атомной) массой вещества (элемента). Расчет числа молекул (атомов) в заданной массе вещества.
2. Эквивалент вещества в реакциях ионного обмена и окислительно-восстановитель-ных реакциях. Эквивалентная масса и эквивалентный объем вещества. Закон экви-валентов. Расчет эквивалентных масс и эквивалентных объемов простых и слож-ных веществ.
3. Закон Авогадро и следствия из него. Молярный объем газа. Законы идеальных га-зов (Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, Шарля). Объединенный газовый закон. Урав-нение Клапейрона-Менделеева. Закон парциальных давлений Дальтона.
4. Строение атома. Развитие представлений о строении атома: теории Томсона, Ре-зерфорда, Бора. Спектр атома водорода как экспериментальное подтверждение теории Бора.
5. Современные представления о строении атома. Корпускулярно-волновой дуализм электрона. Уравнение де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга. Урав-нение Шредингера. Физический смысл волновой функции ?.
6. Квантовые числа электронов: n, l, ml, ms. Что они характеризуют? Какие значения принимают? Описание атомной орбитали набором квантовых чисел (показать на примере). Емкость энергетических уровней и подуровней.
7. Принципы распределения электронов по атомным орбиталям в многоэлектронных атомах: принцип наименьшей свободной энергии, запрет Паули, правило Хунда, правило октета. Последовательность заполнения электронами атомных орбиталей. Правила Клечковского. Формула Сиборга.
8. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система химических эле-ментов. Закон Мозли. Современная формулировка периодического закона. Причи-на периодического изменения свойств элементов.
9. Структура периодической системы Д.И. Менделеева. Понятия: “химический эле-мент”, “период”, “группа”, “подгруппа”, “семейство элементов”. Как по электрон-ной формуле элемента определить, к какой группе, подгруппе, к какому периоду и семейству он относится?
10. Характер и причины изменения радиуса атомов и относительной электроотрица-тельности элементов в периодах и подгруппах периодической системы. Характер изменения металлических и неметаллических свойств элементов, а также кислот-но-основных свойств их оксидов и гидроксидов в периодах и подгруппах.
11. Ионная химическая связь, условия ее образования. Свойства ионной связи. Поля-ризующее действие и поляризуемость ионов. Ионные кристаллы.
12. Ковалентная химическая связь. Сущность метода валентных связей (ВС). Состав-ление валентных схем молекул. Кратность связи с позиций метода ВС. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.
13. Свойства ковалентной химической связи (насыщаемость, направленность, поляр-ность). Теория гибридизации атомных орбиталей.
14. Металлическая химическая связь. Водородная связь. Межмолекулярные взаимо-действия (ориентационное, индукционное, дисперсионное).
15. Химическая термодинамика. Классификация термодинамических систем и про-цессов. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия термоди-намической системы.
16. Тепловой эффект химической реакции. Стандартная энтальпия образования слож-ного вещества. Закон Гесса и следствия из него. Экспериментальное определение тепловых эффектов химических реакций.
17. Второй закон термодинамики. Энтропия системы. Энергия Гиббса системы. Изме-нение энергии Гиббса как критерий возможности самопроизвольного протекания химического процесса.
18. Гомогенные и гетерогенные химические реакции. Скорость химической реакции. Основные факторы, влияющие на скорость химических реакций. Влияние концен-траций реагирующих веществ. Закон действия масс. Константа скорости химиче-ской реакции, ее физический смысл.
19. Влияниие температуры на скорость и константу скорости химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации химической ре-акции. Влияние катализатора на скорость реакции.
20. Необратимые и обратимые химические реакции. Равновесие обратимых реакций. Константа равновесия, ее связь с изменением энергии Гиббса реакции. Смещение химического равновесия обратимых реакций. Принцип Ле Шателье – Брауна.
21. Дисперсные системы: их состав, классификация, способы получения. Эффект Тиндаля. Строение коллоидной мицеллы.
22. Высокая свободная поверхностная энергия как характерная черта дисперсных сис-тем. Способы реализации тенденции дисперсных систем к уменьшению свободной поверхностной энергии. Коалесценция, коагуляция, седиментация. Сорбция и ее виды: адсорбция, абсорбция и хемосорбция. Десорбция.
23. Растворы, их классификация. Способы выражения концентрации растворов: мас-совая доля (процентная концентрация); молярная, моляльная, нормальная (эквива-лентная) концентрация; мольная доля; титр.
24. Физическая и химическая теории растворов. Термодинамические закономерности процесса растворения.
25. Фазовая диаграмма воды. Правило фаз Гиббса и его приложение к фазовой диа-грамме воды. Фазовая диаграмма водного раствора.
26. Законы Рауля для растворов электролитов и неэлектролитов. Криоскопия, эбул-лиоскопия. Определение молярной массы растворенного вещества этими методами.
27. Осмос. Осмотическое давление раствора. Закон Вант-Гоффа для растворов элек-тролитов и неэлектролитов. Определение молярной массы растворенного вещества методом осмометрии.
28. Отклонение свойств растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа для неэлектролитов. Изотонический коэффициент i, его связь со степенью диссоциа-ции ?.
29. Растворы электролитов. Основные положения теории электролитической диссо-циации Аррениуса. Диссоциация кислот, оснований, солей. Классификация элек-тролитов по силе.
30. Равновесия диссоциации в растворах слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Особенности растворов сильных электролитов. Понятие об активности и коэффициенте активности ионов в растворе сильного электролита.
31. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН), гидроксильный показатель (рОН). Шкала рН. Понятие о буфер-ных системах. Расчет рН буферных растворов.
32. Равновесия в растворах малорастворимых электролитов. Произведение раствори-мости (ПР), его связь с растворимостью вещества. Условие выпадения осадка ма-лорастворимого электролита.
33. Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Гидролиз солей. Константа гидролиза. Степень гидролиза и факторы, влияющие на нее. Необратимый (совме-стный) гидролиз. Комплексные соединения (КС): состав, номенклатура, способы определения строения. Химическая связь в КС. Диссоциация КС. Константа нестойкости ком-плексного иона. Реакции с участием КС.
35. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Типы ОВР. Важнейшие окисли-тели и восстановители. Влияние среды на характер протекания ОВР (показать на примерах). Эквивалент вещества в ОВР.
36. Электродный потенциал. Причины его возникновения. Факторы, влияющие на его величину. Уравнение Нернста. Измерение и расчет электродного потенциала для различных типов электродов.
37. Водородный электрод. Стандартные электродные потенциалы. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов и выводы из него.
38. Работа медно-цинкового гальванического элемента. Стандартная электродвижу-щая сила (ЭДС) гальванического элемента. Ее связь с изменением энергии Гиббса и константой равновесия токообразующей реакции.
39. ЭДС гальванического элемента и реальная разность потенциалов. Поляризация электродов и борьба с ней. Концентрационные гальванические элементы. Расчет ЭДС концентрационного гальванического элемента.
40. Химические источники электрического тока. Марганцево-цинковый гальваниче-ский элемент. Устройство и химические реакции, протекающие при его работе. Топливные гальванические элементы.
41. Химические источники электрического тока. Свинцовый кислотный аккумулятор. Реакции протекающие при его зарядке и разрядке. Щелочные аккумуляторы. Химические реакции, протекающие при зарядке и разрядке кадмиево-никелевого и серебряно-цинкового щелочных аккумуляторов.
42. Электролиз расплавов и растворов электролитов (привести примеры). Последова-тельность разряда ионов на электродах при электролизе растворов электролитов. Применение электролиза в технике.
43. Электрохимические процессы. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент. Постоянная Фарадея, ее физический смысл. Коэффициент выхода по току ?.
44. Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии. Химическая коррозия металлов. Пассивация. Электрохимическая коррозия металлов. Причины возник-новения коррозионных гальванопар. Механизм электрохимической коррозии.
45. Химические реакции, протекающие при атмосферной коррозии оцинкованного и луженого железа в случае нарушения целостности покрытия, а также при коррозии в кислой среде.
46. Способы защиты металлов от коррозии. Коррозионные процессы, протекающие при повреждении анодного и катодного защитных покрытий. Протекторная защи-та. Защита внешним отрицательным потенциалом.
47. Металлы в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Металлическая связь и кристаллическое строение металлов. Важнейшие химические и физико-механические свойства металлов. Взаимодействие металлов с простыми окислите-лями (неметаллами).
48. Общие химические свойства металлов. Взаимодействие металлов со сложными окислителями: с водой, с солями других металлов, с разбавленными и концентри-рованными растворами важнейших кислот, с расплавами и растворами щелочей.
Для успешного ответа на третий вопрос контрольного билета необходимо уметь производить расчеты:

• массы (объема) вещества или эквивалентной массы (эквивалентного объема), пользуясь законом эквивалентов;
• по приготовлению растворов с концентрацией растворенного вещества, выражен-ной любым способом (см. п. 23);
• концентрации кислоты (щелочи) по данным кислотно-основного титрования;
• количества электронов, которое максимально может быть размещено на энергети-ческом уровне с заданной величиной n или на энергетическом подуровне с задан-ной величиной l;
• количества теплоты, которая выделяется (поглощается) в результате химической реакции, если известна масса (объем) реагирующего вещества и стандартные эн-тальпии образования всех веществ-участников реакции;
• температуры, при которой достигается химическое равновесие, а также темпера-туры, выше (ниже) которой возможно самопроизвольное протекание реакции, если известны ее тепловой эффект и изменение энтропии;
• изменения скорости гомогенной газофазной реакции с изменением концентрации (объема) системы или с изменением давления в ней, используя закон действия масс;
• изменения скорости реакции с изменением температуры;
• исходных и равновесных концентраций реагентов и продуктов гомогенной газо-фазной реакции по ее химическому уравнению;
• величины рН растворов сильной кислоты, сильного основания, гидролизующейся соли, буферного раствора;
• величин ?дисс, [H+], pH раствора – для слабой кислоты и ?дисс, [ОH–], pH раствора – для слабого основания;
• температуры кристаллизации (кипения) растворов электролитов и неэлектролитов;
• величины ПР по известной растворимости малорастворимого соединения;
• потенциалов металлического и водородного электродов, если известны соответст-венно [Men+] и рН раствора;
• ЭДС гальванического элемента;
• массы (эквивалентной или молярной массы) вещества, выделяющегося на элек-троде, используя законы Фарадея, а также уметь:
• записывать электронную формулу любого элемента s-, p- и d-семейств и оценивать по ней возможные валентные состояния и степени окисления элемента;
• определять тип гибридизации атомных орбиталей и количество ?- и ?-связей в мо-лекулах простейших органических соединений (метан, этан, этилен, ацетилен);
• не производя вычислений, устанавливать знак ?So для реакций, сопровождающих-ся изменением объема реакционной системы или агрегатного состояния реагентов;
• определять направление смещения равновесия обратимой реакции при изменении концентраций реагентов (продуктов), температуры, объема системы, давления;
• записывать уравнения гидролиза солей и указывать характер среды в растворе;
• составлять уравнения ОВР, используя методы электронного баланса и полуреак-ций; определять окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановле-ния; рассчитывать эквивалентные массы веществ в ОВР;
• записывать уравнения электродных процессов, протекающих при работе коррози-онных гальванопар при заданном значении рН среды;
• записывать уравнения электродных процессов и составлять суммарные уравнения реакций электролиза растворов и расплавов электролитов.