Вопросы к экзамену
по дисциплине «Химия» для студентов направления:
280700.62 – «Техносферная безопасность»
1. Основные понятия и законы химии. Химия как наука, часть естествознания. Разделы химии и
их объекты изучения. Актуальные направления ее развития.
2. Основной закон химии как частный случай общего закона материального мира. Понятия: материя, вещество, поле, движение - и их количественные характеристики и взаимосвязь. Математические выражения законов сохранения массы и энергии.
3. Атомно-молекулярное учение: современные положения, краткая история (основоположники).
4. Основные понятия химии: атом, молекула, химический элемент, вещество (простое и сложное). Количественные характеристики атома и молекулы: размеры, абсолютная и относительная атомная и молекулярная массы, атомная единица массы (а.е.м.).
5. Расчет количества, молярной массы и молярного объема вещества. Число Авогадро.
6. Химический элемент, символы элементов. Химическая формула вещества, вид формулы: эмпирическая, молекулярная, графическая. Понятия: валентность (стехиометрическая, связевая, координационная) и степень окисления химического элемента. Примеры.
7. Понятия и количественное определение массовой, мольной и объемной долей элемента в молекуле вещества и вещества в смеси. Алгоритм установления эмпирической и молекулярной формул.
8. Стехиометрия: предмет изучения, основные законы (перечислить). Закон эквивалентов. Понятия: эквивалент, число и фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента вещества.
9. Химическая реакция: определение, признаки, отличие от физических явлений, классификации.
10.Схема и уравнение химической реакции (алгоритм записи уравнения). Физический смысл стехиометрических коэффициентов. Типы уравнения: полное, неполное, молекулярное, ионное, термохимическое. Привести примеры.
|
|
11.Классификация химических реакций по составу и числу реагентов и продуктов (примеры).
12.Ионообменные реакции в растворах электролитов, критерии их направления и необратимости.
13. Агрегатное состояние вещества: понятие, типы его и особенности различных агрегатных состояний; конденсированное состояние.
14.Особенности газообразного состояния вещества: расстояние, тип и характер взаимодействия между частицами, зависимость от температуры.
15.Молекулярно-кинетическая теория газов: положения, основоположники и выводы из нее. Возможность использования законов идеального газового состояния для реальных газов.
16.Стехиометрия. Законы газового состояния: Бойля-Мариотта, Шарля, Гей-Люссака, Авогадро, объединенный газовый закон (Клапейрона-Менделеева). Краткая характеристика каждого закона, отражающая взаимосвязь между основными термодинамическими параметрами газовой системы.
17. Закон А. Авогадро (1811 г.) и его следствия. Понятия: плотность и относительная плотность газа. Определение молекулярной массы газа по его относительной плотности.
18. Объединенный закон идеального газового состояния (Клапейрона и Клапейрона - Менделеева). Разные формы уравнения состояния газов в нормальных и отличающихся от них условиях. Универсальная газовая постоянная, ее физический смысл.
19.Конденсированные состояния вещества. Твердые вещества: кристаллические и аморфные. Понятия: анизотропия, дальний порядок, элементарная ячейка (кристалла), кристаллическая решетка. Основные типы кристаллических решеток и их взаимосвязь со свойствами веществ.
|
|
20.Жидкое состояние вещества. Общие свойства жидкостей. Понятия: изотропность и анизотропия, ближний и дальний порядок. Жидкие кристаллы.
21. Классы неорганических химических соединений и их основные, кислотно-основные и окислительно-восстановительные, свойства: металлы (в т.ч. биометаллы) и неметаллы (в т.ч. органогены); бинарные соединения (их основные типы: оксиды и др. халькогениды, галогениды, карбиды, силициды, нитриды, арсениды, фосфиды); гидроксиды, основания и кислоты, соли. Свойство амфотерности.
22. Комплексные (координационные) соединения: общая характеристика (теория Вернера), классификация, химические свойства, способы получения и применение.
23.Химические номенклатуры неорганических веществ. Примеры систематических названий (ИЮПАК) простых и сложных соединений.
24. Классификация и основные свойства органических соединений разных классов. Химические номенклатуры органических веществ.
25.Природные и синтетические высокомолекулярные соединения. Реакция полимеризации и поликонденсации. Форма и структура макромолекул полимеров. Полимеры и олигомеры. Полимерные материалы, их свойства и применение. Старение полимеров.
26. Строение атома: первые (доквантовые) модели. Модель атома Н. Бора: основные постулаты. Понятия кванта энергии, атомные и молекулярные спектры. Достоинства (возможности) и недостатки теории Бора.
27. Современная квантово-механическая модель строения атома. Состояние электрона в атоме. Корпускулярно-волновой дуализм электрона, уравнение и физический смысл волны де Бройля. Принцип неопределенности Гайзенберга.
|
|
28.Уравнение Э.Шредингера. Квантовые числа, их связь со строением электронной оболочки атома и с периодической системой Д.И. Менделеева. Энергетические уровни и подуровни, s-, р-, d-, f- атомные орбитали.
29.Понятия изотопов, изобаров, изотонов (примеры). Радиоактивность химического элемента. Виды радиоактивного излучения: ά-, β--, β+-распад, спонтанное деление. Понятие периода полураспада. Влияние радиоактивного излучения на живые организмы и растения.
30.Определения периодического закона, системы, таблицы. Структура и физический смысл периодической системы. Основные типы периодической таблицы.
31.Периодические и непериодические свойства атомов химических элементов и их веществ, виды периодичности изменения свойств по таблице Д.И.Менделеева.
32.Закономерности распределения химических элементов (в т. ч. биогенных) по s-, p-, d-, f- блокам периодической системы Д.И.Менделеева. Особенности реакционной способности атомов s-, p-, d-, f- элементов и веществ, ими образуемых.
33.Свойства атомов: действительный и эффективный радиусы, энергии (энтальпии) ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность - и их связь с положением элемента в периодической системе.
34. Химическая связь: понятие, квантово-механическое представление (потенциальная кривая), характеристики (энергия, длина, валентные углы), основные черты и типы.
35.Ковалентная химическая связь: определение, свойства, механизмы образования, методы описания. Полярность связи и ее количественные характеристики. Понятия кратности и порядка химической связи, определение устойчивости молекулы. Химическая связь в комплексных соединениях.
36.Ионная связь: условия образования и свойства. Образование ионной кристаллической решетки как результат ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи.
37.Понятия поляризации, поляризуемости, поляризующей способности атомов, ионов, веществ. Влияние поляризации на свойства веществ.
38.Металлическая связь. Образование кристаллической решетки в металлах и сплавах.
39.Водородная связь, ее типы. Влияние водородной связи на свойства веществ.
40.Межмолекулярные взаимодействия Ван-дер-Ваальса. Ориентационный (Кьезома), индукционный (Дебая), дисперсионный (Лондона) эффекты взаимодействия и их относительный вклад в межмолекулярную химическую связь.
41.Супер- и супрамолекулярные вещества: особенности химической связи. Комплементарность.
42. Химическая термодинамика и ее особенности в сравнении с классической.Понятия термодинамики: внутренняя энергия, теплота, работа.
43. Химические системы. Типы систем. Состояние, параметры и функции состояния системы.
44.Равновесное состояние системы.
45.Процесс. Энергетика химических процессов. Типы термодинамических процессов:
обратимые, необратимые, самопроизвольные, равновесные. Типы процессов при постоянст-
ве различных термодинамических параметров. Гомогенные и гетерогенные процессы.
46.Первое начало термодинамики. Понятие энтальпии. Тепловой эффект реакции, экзотермиче-
ские и эндотермические реакции. Термохимические уравнения и их особенности.
47.Стандартное состояние термодинамической системы. Стандартное изменение функций
состояния. Энтальпия образования веществ в стандартных условиях. Теплоемкость.
48.Основной закон термохимии. Закон Гесса и его следствия.
49.Понятие энтропии. Второй и третий законы термодинамики. Самопроизвольные процессы.
50.Энтальпийный и энтропийный факторы химических реакций. Энергии Гиббса, Гельмгольца.
51. Химическая кинетика. Скорость реакции и методы ее регулирования. Способы количе-
ственного выражения и практического определения скорости химической реакции.
52.Влияние различных параметров на скорость химической реакции. Основное кинетическое
уравнение (закон действующих масс). Константа скорости. Правило Вант-Гоффа и уравне-
ние Аррениуса.
53.Исследование механизма химической реакции. Понятия: простые (элементарные) реакции,
порядок, молекулярность, сложные реакции разного типа. Привести примеры. Лимитирующая стадия химического процесса.
54. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа
равновесия. Закон действующих масс для равновесия. Принцип Ле-Шателье.
55.Теории переходного состояния и активного комплекса. Энергия активации и уравнение Аррениуса.
56.Явление катализа. Катализаторы и каталитические системы. Энергетическая диаграмма
хода реакции с участием катализатора. Виды катализа: положительный, отрицательный,
гомогенный и гетерогенный, ферментативный, аутокатализ – их краткая характеристика.
57. Фазовые равновесия в гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса. Понятия: фаза, степень
свободы, компонент, независимый компонент.
58.Однокомпонентные системы. Диаграмма состояния воды.
59.Термический анализ состояния двухкомпонентных систем. Диаграммы плавкости, их типы.
60.Диаграммы состояния систем с эвтектикой, химическим соединением, твердыми растворами. Правило рычага.
61. Дисперсные системы: классификации, свойства, устойчивость.
62.Коллоидные растворы, их свойства: молекулярно-кинетические, оптические, электрические.
63.Мицеллярная теория строения золей.
64.Поверхностно-активные вещества. Поверхностное натяжение.
65.Явление адсорбции. Типы адсорбции.
66.Основные теории и закономерности адсорбционных процессов.
67. Дисперсные системы: аэрозоли, эмульсии, суспензии, пены и пленки.
68. Дисперсные системы ВМС.
69. Растворы. Истинные растворы, их состав, основные типы: газообразные, жидкие, твердые;
идеальные, разбавленные, концентрированные, насыщенные; растворы электролитов и неэлектролитов. Отличия раствора от смеси.
70.Теории образования растворов: физическая, химическая и современная. Энергетика
образования растворов. Процессы гидратации (сольватации), комплексообразования в растворе.
71.Способы выражения содержания растворенного вещества (концентрации раствора). Понятия
растворимости и коэффициента растворимости.
72.Классификация веществ по растворимости. Влияние на растворимость вещества природы
компонентов раствора, их агрегатного состояния, температуры. Закон Генри.
73. Коллигативные свойства растворов. Законы Рауля. Понятия: упругость насыщенного пара,
температуры кипения и замерзания, эбуллиоскопическая и криоскопическая константы.
74.Явление осмоса, его роль в биологических системах. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
Растворы изотонические, гипо- и гипертонические.
75.Вода как основа жизни на Земле, ее физические и химические свойства с точки зрения
внутри- и межмолекулярной структуры, химической связи. Фазовая диаграмма воды.
76.Понятие жесткости воды и виды её. Способы определения и устранения жесткости воды.
77.Способы очистки воды от загрязняющих веществ: неорганических и органических
78.Химическое равновесие в воде: диссоциация (автопротолиз) и ионное произведение воды
(Кв). Водородный и гидроксидный показатели (понятие реакции среды в растворе), способы определения. Химические индикаторы и буферные растворы,- их назначение.
79.Современные теории кислот и оснований.
80.Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Константа и степень
диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
81.Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Константы устойчивости и
нестойкости комплексов.
82.Закон разбавления Оствальда. Понятие изотонического коэффициента.
83.Гидролиз: понятие, два основных вида: гидролиз солей и бинарных солеподобных
соединений. Количественные характеристики процессов гидролиза.
87. Гидролиз солей. Роль гидролиза в биологических системах.
88.Гидролиз соли по катиону и аниону. Реакция среды при гидролизе такого типа.
89.Реакции нейтрализации и гидролиза. Значение гидролиза в природных и технологических
процессах.
90. Гетерогенные ионные равновесия в растворах, реакции осаждения и растворения.
91.Произведение растворимости, зависимость его от температуры. Смещение гетерогенного равновесия в растворах, влияние одноименного иона, солевой эффект.
92. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), их основные типы. Важнейшие
окислители и восстановители. Значение окислительно-восстановительных процессов в биологических системах.
93.Электрохимические системы. Гальванические элементы, процессы в них. ЭДС.
94.Электролиз веществ и его типы. Процессы на электродах разного типа.
95.Получение, электрорафинирование металлов. Гальваностегия и гальванопластика.
96.Коррозия металлов. Механизмы протекания процессов коррозии разного вида.
97.Методы защиты от коррозии: катодная и анодная, протекторов, поверхностного
легирования, плакирования, оксидирования, фосфатирования и др.
98. Химическая идентификация: качественный и количественный анализ.
Понятия: аналитический сигнал, предел обнаружения, точность, воспроизводимость анализа.
99. Основные принципы и аналитические зависимости химических методов анализа:
гравиметрического, титриметрических, хроматографических.
100. Основные принципы и аналитические зависимости методов анализа: физико-химических
(спектральных, электрохимических) и физических (оптических, резонансных и др.).
ПРАКТИЧЕСКИЕ ЗАНЯТИЯ
По дисциплине «ХИМИЯ»
I. Устный опрос:
Проводится по вопросам к экзамену,- после прослушанных студентами лекций, с учетом их домашней проработки и выполнения самостоятельной работы студентов (СРС) – в соответствии с темами и содержанием лекций, практических занятий и СРС в рабочей программе (РП) дисциплины – см. табл. 5.1 - 5.4 в РП и «Вопросы к экзамену» в данном УМКД)
II. Решение задач по темам практических занятий (см. РП, табл. 5.2) – подбираются преподавателем к каждому занятию, исходя из направления подготовки и уровня активности студентов в данной группе.
III. Практические задания (тесты):
IV. Контрольные работы (две - три) – в кейсовом и электронном вариантах у преподавателя
ТЕСТ- КОНТРОЛЬ № 1
Тема: Химическая термодинамика.
1. Первый закон термодинамики. Термохимия.
1. При получении оксида алюминия по термохимическому уравнению
3Fе3О4 (кр) + 8Аl(кр) = 9Fе(кр) + 4Аl2О3, ΔΗ = - 832,5 кДж/моль
в данной реакции …
Варианты ответа:
1) поглощается 3330 кДж
2) выделяется 3330 кДж
3) поглощается 1665 кДж
4) выделяется 1665 кДж
2. Количество теплоты, выделяемое в организме при окислении 90 г глюкозы (ΔΗº =1273 кДж/моль) до углекислого газа (ΔΗº =393 кДж/моль) и воды (ΔΗº =286 кДж/моль), равно … кДж
Варианты ответа:
1) 466,8 2) 1400,5 3) 700,25 4) 382
3.Количество теплоты (кДж), выделяющееся при нагревании 7 г железа с 8 г серы (∆rН º = - 100 кДж/моль), равно …
Варианты ответа:
1) – 25 2) 25 3) – 12,5 4) 12,5
4.Изменение давления, необходимое для изменения температуры плавления льда на 1º С, если при нормальной температуре энтальпия плавления льда равна 333,5 Дж/г, а удельные объемы жидкой воды и льда - соответственно (см3/г) 1,0002 и 1,0908, равно …
Варианты ответа:
1) 133, 0 2) 121,9 3) 5,7 4) 133*10-6
5. Энтальпия образования Н2S (г) равна – 21 кДж/моль. При взаимодействии 16 г серы и 11,2 л водорода выделяется … кДж теплоты.
Варианты ответа:
1) 21 2) 10,5 3) 42 4) 5, 25
6. При нагревании 56 г железа с 32 г серы (∆rН º = -100 кДж/моль) выделяется … кДж теплоты.
Варианты ответа:
1) 50 2) 75 3) 25 4) 100
7. В соответствии с термохимическим уравнением реакции
СН4 (Г) + 2О2 ↔ СО2(Г) + 2 Н2О(Ж), ∆rН º = - 802 кДждля получения 500 кДж теплоты необходимо сжечь … литра(ов) метана при н.у.
Варианты ответа:
1) 14 2) 56 3) 28 4) 42
8. При разложении 1 моля карбоната кальция поглощается 180 кДж теплоты. Объем выделяющегося при этом газа равен … литра(ов).
Варианты ответа:
1) 11,2 2) 5,6 3) 22,4 4) 11,2
термохимическом
9. При получении 2 моль этанола, согласно уравнению С2Н2 (Г) + Н2О(Ж) ↔ С2Н5ОН(Ж), ∆rН º = - 44 кДж, выделяется … кДж теплоты.
Варианты ответа:
1) 44 2) 66 3) 88 4) 22
10. Если известны тепловые эффекты следующих реакций:
(1) СН4 (Г) + 2О2 ↔ СО2(Г) + 2 Н2О(Ж), ∆rН º = - 892 кДж
(2) СH3Cl(Г) + 3/2О2 ↔ СО2(Г) + Н2О(Ж) + НСl(Г), ∆rН º = - 687 кДж
(3) Н2 + 1/2О2 ↔ Н2О(Ж), ∆rН º = - 286 кДж
( 4 ) 1/2Н2 + 1/2 Сl2(Г) ↔ НCl(Г), ∆rН º = - 286 кДж,
то тепловой эффект химич. реакции СН4 (Г) + Сl2(Г) ↔ СH3Cl(Г) + НCl(Г) равен … кДж
Варианты ответа:
1) 104 2) - 104 3) 197 4) - 2050
11. Известно, что теплота образования диоксида углерода (∆rН º) равна
- 393,5кДж/моль, и согласно термохимическому уравнению
С (графит) + 2N2O ↔ СО2(Г) + 2N2(Г), ∆rН º = - 537,5 кДж.
Тогдатеплота образованияполуоксида азота равна … кДж/моль.
Варианты ответа:
1) 465 2) - 465 3) 72 4) - 7 2
12. Растворение 1 моль дека-кристаллогидрата сульфата натрия (глауберовой соли) идет с поглощением 78,7 кДж теплоты, а его дегидратация – с поглощением 81,6 кДж. Тепловой эффект растворения безводного сульфата натрия равен … кДж.
Варианты ответа:
1) 2,9 2) - 2,9 3) 160,3 4) – 160,3
2. Энтропия. Второй и третий законы термодинамики.
1. Термодинамическим условием протекания самопроизвольной, прямой химической реакции является …
Варианты ответа:
1) ΔS > 0 2) ΔG > 0 3) ΔG < 0 4) ΔG = 0
2. Уравнение реакции, для которой энтропия увеличивается, имеет вид …
Варианты ответа:
1)
2)
3)
4)
3. Для реакции энтропия системы …
Варианты ответа:
1) уменьшается 2) возрастает 3) изменяется неоднозначно
4) не изменяется
4. Реакция 2АgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, для которой ΔΗ = 49,54 кДж, ΔS = 490 Дж/моль·К при стандартных условиях …
Варианты ответа:
1) протекает в прямом направлении
2) протекает в обратном направлении
3) находится в равновесии
4) находится в стационарном состоянии
5. Изменение энергии Гиббса (∆G) процесса таяния льда при 263К …
Варианты ответа:
1) ∆G>0 2) ∆G=0 3) ∆G<0 4) ∆G < 0
6. Х имическая реакция неосуществима при любых температурах, если …
Варианты ответа:
1) ∆Н<0, ∆S<0 2) ∆Н<0, ∆S>0 3) ∆Н>0, ∆S>0 4) ∆Н>0, ∆S<0
7.Эндотермическая реакция при отрицательном изменении энтропии (∆S<0) может протекать самопроизвольно, когда …
Варианты ответа:
1) ∆Н > T . ∆S 2) ∆Н <T . ∆S 3) ∆Н > ∆S 4) ∆H < ∆S
8. Изменение энтропии 2 моль аммиака при нагревании от 400 до 500 К, если
средняя теплоемкость газообразного аммиака Ср = 8,52 Дж.моль-1. К-1,
равно … Дж.
Варианты ответа:
1) 3,8 2) 21,3 3) 1704 4) – 21,3
9. Если стандартная теплота испарения воды ∆Н º исп = 41,09кДж/моль, а Тисп (Н2О) = 373,2 К, то изменение стандартной энтропии системы в результате испарения 100 г воды равно … Дж.
Варианты ответа:
1) 110,1 2) 61,17 3) 6110,7 4) 611,7
10. Восстановление диоксида титана, при стандартных условиях, по реакции
ТiO2(кр) + 2С(графит) = Тi (кр) +2СО(г), с известными значениями ∆fG º (кДж/моль)
образования ТiO2 (888,6) и СО (- 137,1) …
1) возможно, т.к. ∆rG º > 0 3) невозможно, т.к. ∆rG º < 0
2) возможно, т.к. ∆rG º < 0 4) невозможно, т.к. ∆rG º > 0
11.Величина и знак изменения энтропии в процессе испарения 900 г кристаллизационной воды медного купороса при стандартных условиях, если теплота испарения в этих условиях составляет 44 кДж/моль, равны …
Варианты ответа (кДж/моль):
1) 11,5 2) 7,4 3) 6,7 4) 6,4
12. Значения стандартных энтропий образования (Дж / моль . К) газообразных водорода, кислорода и воды соответственно равны 130,6; 205,0 и 69,7.
Изменение энтропии в ходе реакции образования 1 моль пара воды при стандартных условиях составляет …
Варианты ответа:
1) - 133,0 2) - 163,4 3) 163,4 4) 133,0
ТЕСТ- КОНТРОЛЬ № 2