Вопросы для подготовки к экзамену по химии
(2012 г.)
Растворы.
1. Типы растворов (истинные и коллоидные; твёрдые, жидкие, газовые; водные и неводные; неэлектролитов и электролитов).
2. Способы выражения состава растворов. Основные способы выражения концентрации раствора (С%, Сг//л, СМ, СN,Т).
3. Свойства растворов неэлектролитов (закон Рауля, температуры кипения и замерзания; осмотическое давление.)
4. Особенности растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
5. Растворимость. Гетерогенное равновесие в водных растворах электролитов.
6. Произведение растворимости (ПР) малорастворимых неорганических веществ - электролитов.
7. Условие выпадения осадка из раствора малорастворимого электролита (аналитическое правило ПКИ - произведение концентраций ионов в растворе).
8. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации. Закон разбавления Освальда.
9. Таблицы ПР и Кдисс. и их использование для характеристики электролита.
10. Диссоциация сильных электролитов. Понятие об активности, коэффициенте активности и их связь с концентрацией.
11.. Электролитическая диссоциацияводы. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды и его значение для любого водного раствора.
12 Водородный показатель рН среды для растворов электролитов. Шкала рН (область допустимых значений).
Формулы расчета рН для сильных и слабых кислот и оснований. Способы измерения рН..
13. Гидролиз солей и расчеты рН гидролиза для средних растворимых солей различных типов, подвергающихся гидролизу в водных растворах.
Уравнения гидролиза в ионном и молекулярном виде.
2. Окислительно-восстановительные и электрохимические
Процессы.
2.1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) без участия воды и в водных растворах. Окислительные, восстановительные и окислительно-восстановительные способности различных частиц в зависимости от степени окисления входящих в них элементов. Влияние среды на ход ОВР. Приведение ОВР в стехиометрический вид методом электронно-ионного баланса.
2.2. Электрохимические реакции. Понятие об электродной системе и электродной реакции. Механизм возникновения скачка потенциала на межфазной границе. Ох- и Red- потенциалоопределяющие частицы в электродных системах.
Металлические и неметаллические электродные системы (электроды), их классификация. Роль электрода - проводника в различных электродных системах.
Нормальный водородный газовый электрод. Значение его потенциала в стандартных условиях. Его роль и применение.
Кислородный газовый электрод.
2.3. Электрохимический потенциал как показатель ox-red - свойств веществ. Определение вероятности протекания ОВР по разности потенциалов реагирующих частиц.
Понятие о стандартном равновесном электродном потенциале. Таблица стандартных потенциалов. Электрохимический ряд напряжений (активности) металлов и его использование для оценки электрохимической активности металлов.
Измерение потенциалов различных электродных систем. Расчет потенциала через изменение энергии Гиббса для электродной реакции.
2.4. Уравнение Нернста для расчета потенциала в нестандартных условиях (уметь написать в общем виде для конкретных электродных систем различных типов).
Уравнения Нернста для газовых водородного и кислородного электродов.
2.5. Понятие о гальваническом элементе (ГЭ). Катодные и анодные процессы в ГЭ. ЭДС ГЭ. Схемы гальванических элементов.
2.6. Коррозия металлов. Механизм электрохимической коррозии. Процессы на анодных и катодных участках. Суммарная реакция коррозионного процесса. Расчёт Э.Д.С. коррозии и прогноз её вероятности. Коррозия при контакте двух металлов (определение катодного и анодного участков, реакции на них, определение потенциалов , расчёт ЭДСкоррозии)
Коррозия металлов в воде, растворах кислот и щелочей, в присутствии кислорода и без него. Определение вероятности протекания реакций металлов с этими веществами с помощью расчетов ЭДС реакции.
2.7. Процессы электролиза. Катодные и анодные процессы в электролизере. Порядок разряда частиц на аноде и катоде в зависимости от их потенциала.
Роль воды при электролизе водных растворов электролитов в анодном и катодном процессах.
Электролиз с инертным и растворяющимся анодом.
Расчеты масс веществ - продуктов электролиза по закону Фарадея. Выход по току продуктов электролиза.
3. Химический анализ.
3.1. Качественный анализ неорганических веществ. Требования к качественным реакциям. Характерные, селективные и специфические аналитические реакции. Дробный и систематический методы анализа. Аналитическая классификация катионов и анионов.
Характерные реакции для открытия всех групп катионов и анионов. Специфические реакции на катионы (NH4+, Fe2+ , Fe 3+, Ag+ , Ba2+, Ni2+,Cu2+,Al3+). Специфические реакции на анионы (SO42-, S2-, CO32-, CHCOO -, Cl-,Br-,I-).
3.2. Количественный химический анализ. Методы количественного химического анализа - весовой (гравиметрический) и объемный (титриметрический).
Кислотно-основной метод титриметрического анализа. Кривые титрования. Расчеты по закону эквивалентов. Способы определения точки эквивалентности. Индикаторы кислотно-основного титрования. Методика титрования. Мерная посуда.
P.S. 1. В каждом билете есть расчетные задачи, аналогичные тем, которые были в контрольных работах и коллоквиумах во 2-ом семестре.
2. Из 1-го семестра необходимо повторить тему «Классификация и номенклатура неорганических соединений» (лабораторная работа № 1).
Типичные расчётные задачи
1. При какой температуре будет кипеть раствор 8,55 г сахарозы С12Н22О11 в 100 г воды (эбуллиоскопическая постоянная Е=0,52)?
2. Определите концентрацию ионов Н+ в 0,1-молярном растворе бромноватистой кислоты НОВr, если константа диссоциации этой кислоты
Кд= 2,1·10-9.
3. В 0,25 дм3 раствора КОН содержится 0,014 г данного основания. Вычислите величину рН данного раствора.
4. Растворимость соли АВ2 в воде равна 2,8·10-3 г/дм3, а молярная масса – 56 г/моль. Для данной соли напишите реакцию гетерогенного равновесия и выражение для расчёта произведения растворимости (ПР) в общем виде Рассчитайте величину ПР.
5. Напишите ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза солей
K2(СО3) и Al(NO3)3. Приведите 3 способа уменьшения гидролиза этих солей. Рассчитайте рН растворов этих солей, если их концентрация равна 0,008 моль/л.
6. Электрод-проводник из свинца, покрытый плёнкой его нерастворимой соли PbSO4, помещён в раствор серной кислоты. Определите тип данного электрода. Определите ох- и red-потенциалоопределяющие частицы, составьте электродную реакцию с их участием. В таблице найдите значение потенциала данной системы.
7. Опишите процесс электролиза c учетом перенапряжения:
Электролит водный раствор - CuSO4 (рН = 3) |
Электроды | Анод – Pt | Катод – Ag |
Перенапряжение | η О2/Pt = +0,70 В | η H2/Ag = – 0,65 В |
Электродные потенциалы | φ0 S2O82–/SO42– = +2,00 В | φ0 Cu2+/Cu0 = +0,34 B |
φ0 Pt2+/Pt0 = +1,2 B | ||
φО2/Н2О = 1,23 – 0,059рН + ηО2/Pt | φН+/Н2 = –0,059рН + ηH2/Ag |
8. Для выделения 1,21 г трехвалентного металла в течение 1 часа проводили электролиз раствора его соли при силе тока 3,6 А. Чему равна мольная масса этого металла?
9. Сколько времени потребуется для полного разложения 2 моль воды током в 3 А?
10. На титрование 0,05 л раствора кислоты пошло 70 мл раствора щелочи с концентрацией 0,5 Н. Определите нормальность, молярность, Сг/л и титр данной кислоты.