Рабочая программа учебной дисциплины «общая и неорганическая химия»
Скачать 0.7 Mb.
|
6.1. 2. Экзаменационные вопросы 1. Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук. 2.Основные химические понятия: атом, молекула, простое вещество, химическое соединение. Химический элемент. Атомная и Молекулярная масса. Моль, молярная масса, молярная концентрация вещества. 3.Основные законы атомно-молекулярного учения. Законы: сохранения, кратных отношений, постоянства состава, объемных отношений. Закон Авогадро. Закон эквивалентов. 4. Газовые законы. Идеальный газ. Уравнение Менделеева – Клапейрона. Парциальное давление газа в смеси, относительная плотность газов. 5. Экспериментальные основы современной теории строения атома. Дуализм в поведении микрочастиц. Волновая природа элементарных частиц. 6.Уравнение де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга. Квантовомеханическая модель атома водорода. Волновое уравнение Шредингера. 7.Квантовые числа. Смысл квантовых чисел. Атомные орбитали. Энергетические уровни электрона в одноэлектронном многоэлектронном атомах. Принцип Паули. 8.Правило Хунда и порядок заполнения атомных орбиталей. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского. 9.Периодический закон. Периодическая система. Особенности заполнения электронами атомных орбиталей и формирование периодов. s-, p-, d-, f-элементы и их расположение в периодической системе. 10. Строение электронных оболочек элементов. Периодичность строения электронных оболочек. Изменение атомных и ионных радиусов по периодам и группам. Эффекты d- и f-сжатия. 11. Ионизационные потенциалы, сродство к электрону, электроотрицательность элементов. Факторы, определяющие эти величины и их изменение по периодам и группам. 12.Периодичность химических свойств элементов, простых веществ и химических соединений. Изменение свойств элементов по периодам и группам в зависимости от структуры внешних и предвнешних электронных оболочек и радиусов атомов. Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по периодам и группам. 13. Основные типы химической связи: ковалентная (неполярная и полярная), ионная, металлическая. Общие особенности механизма образования ковалентных и ионных связей. 14.Основные положения теории валентных связей (ВС). Особенности образования связей по донорно-акцепторному механизму. Насыщаемость и направленность химической связи. Многоцентровая связь. 15.Валентность химических элементов. Валентность с позиций теории ВС. Валентность s-, p-, d-, f-элементов. Постоянная и переменная валентности. Валентность и степень окисления атомов элементов в их соединениях. 16.Одиночные и кратные связи. σ- и π-разновидности ковалентных связей. Относительная устойчивость (p–p)π- и (p–d)π-связей. Количественные характеристики химических связей. Порядок связи. Энергия связи. Длина связи. Валентный угол. Степень ионности связи. Эффективные заряды химически связанных атомов и степень ионности связи. Дипольный момент связи. 17. Концепция гибридизации атомных орбиталей и пространственное строение молекул и ионов. Особенности распределения электронной плотности гибридных орбиталей. Простейшие типы гибридизации: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Гибридизация с участием неподеленных электронных пар. Влияние отталкивания электронных пар на пространственную конфигурацию молекул. 18.Концепция поляризации ионов. Трактовка полярных связей согласно концепции поляризации ионов. Локализованные и делокализованные связи. Трех- и многоцентровые связи. Делокализация π-электронной плотности в молекуле бензола,графите, ионах кислородсодержащих неорганических кислот. 19.Теория молекулярных орбиталей (МО). Основные положения, энергетические диаграммы, связывающие и разрыхляющие МО. Энергетические диаграммы МО двухатомных молекул элементов второго периода. σ- и π-молекулярные орбитали. Сравнение теории ВС и МО. 20.Комплексные соединения. Строение комплексных соединений, теория кристаллического поля. Химическая связь в комплексных соединениях и особенности их строения. Гибридизация атомных орбиталей комплексообразователя. 21. Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное, индукционное и дисперсион-ное взаимодействия. Факторы, определяющие энергию межмолекулярного взаимодействия. 22.Водородная связь. Природа водородной связи, ее количественные характеристики. Меж- и внутри-молекулярная водородная связь. Водородная связь между молекулами фтороводорода, воды, аммиака и спиртов. Влияние водородной связи на физические свойства веществ с молекулярной структурой. Общие особенности физических свойств молекулярных кристаллов в сравнении с ионными и атомными кристаллами. 23. Энергетические характеристики химических реакций. Первое начало термодинамики. Превращения энергии и работы в химических процессах. 24.Термохимия. Понятие об энтальпии. Эндо- и экзотермические реакции. Закон Гесса и следствие из него. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования вещества. Расчеты тепловых эффектов реакций. 25.Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Оценка знака изменения энтропии в химических реакциях. Энергия Гиббса. Роль энтальпийного и энтропийного факторов в определении направления процесса. 26. Гомогенные и гетерогенные реакции и системы. Скорость химической реакции и факторы ее определяющие. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Кинетическое уравнение реакции. Порядок и молекулярность реакции. 27.Понятие о механизме реакции. Переходное состояние, или активированный комплекс. Энергия активации. Факторы, определяющие величину энергии активации. 28.Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости. Уравнение Аррениуса. 29.Катализ и катализаторы. Ингибиторы и ингибирование. Каталитические яды. Гомогенные и гетерогенные каталитические реакции. Активные центры твердых катализаторов. 30. Обратимые и необратимые химические реакции. Состояние равновесия и принцип обратимости реакции. Кинетический и термодинамический подходы к описанию химического равновесия. Константа химического равновесия и ее связь со стандартным изменением энергии Гиббса. Смещение химического равновесия при изменении условий. Принцип Ле Шателье. 31.Теории растворов. Растворение как физико-химический процесс. Изменение энтальпии и энтропии при растворении веществ. Сольватация. Сольваты. Особые свойства воды как растворителя. Гидраты. Кристаллогидраты. 32.Общие свойства растворов – диффузия и осмос. Осмотическое давление и его значение. Методы определения молекулярных масс растворенных веществ. 33.Растворитель и растворяемое вещество. Растворимость. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные, разбавленные и концентрированные растворы. Взаимодействие растворенного вещества и растворителя. Состояние вещества в растворе. 34.Концентрация растворов и способы ее выражения: массовая доля, молярность, нормальность, моляльность, мольная доля, титр. 35.Закономерности растворимости газов в жидкостях, двух жидкостей, твердых веществ в жидкостях. Закон Генри. Влияние на растворимость природы компонентов, температуры и давления. Перекристаллизации и экстракция. 36.Давление и состав пара над раствором. Закон Рауля. Кристаллизация и кипение раствора. Криоскопия и эбулиоскопия. 37. Изотонический коэффициент. Электролитическая диссоциация растворенных веществ. Основы теории электролитической диссоциации. Механизм диссоциации. Влияние природы вещества на его способность к электролитической диссоциации в водном растворе. Кислотно-основный характер диссоциации гидроксидов в зависимости от положения элементов в периодической системе. Диссоциация средних, кислых и основных солей. 38.Растворы слабых электролитов. Константа и степень диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. 39.Растворы сильных электролитов. Кажущаяся степень диссоциации сильного электролита. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора. 40.Основные представления теории сильных электролитов (теории Бренстеда и Лоури, Льюиса и др.). Протонная теория кислот и оснований, протолиз и протолитические реакций. Протолиты и апротолиты. 41.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели среды. Ион гидроксония. Индикаторы. Методы определения рН. Буферные растворы. 42.Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным раствором. Произведение растворимости. Влияние одноименных ионов на растворимость веществ. Влияние рН раствора на образование труднорастворимого вещества. 43.Гидролиз солей. Ионные уравнения гидролиза. Константа и степень гидролиза. Влияние природы, заряда и радиуса ионов на их склонность к гидролизу. Влияние концентрации раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза. Влияние константы диссоциации кислоты(основания), кислоты и основания на константу гидролиза. 44.Сложные случаи гидролиза. Обратимый и необратимый гидролиз. Гидролиз кислых солей. Гидролиз труднорастворимых солей. Совместный гидролиз солей. Условия подавления гидролиза. Общие принципы получения легкогидролизующихся солей, их очистки и сушки. 45.Гидролиз с точки зрения протолитической теории кислот и оснований. 46. Окислительно-восстановительные процессы как реакции переноса электрона. Окислители и восстановители. Классификация окислительно-восстановительных реакций. Новый подход к классификации ОВР. Типы окислительно-восстановительных реакций. 47.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод ионно-молекулярных полуреакций. Метод протонно-кислородного баланса. 48.Количественные характеристики окислительно-восстановительных переходов. Окислительно-восстановительные системы. Уравнение Нернста. Стандартные редокс-потенциалы и способы их определения. 49. Редокс-потенциалы и оценка направления и полноты протекания окислительно-восстановительных реакций. Зависимость между величинами редокс-потенциалов систем и изменением энергии Гиббса. Подбор окислителей и восстановителей с учетом стандартных редокс-потенциалов. 50. Равновесие на границе металл - раствор. Электродный потенциал. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов, факторы, определяющие положение металла в ряду СЭП. 60.Химические источники электрического тока- гальванические элементы (ГЭ). Работа ГЭ Якоби-Даниэля. Электродвижущая сила гальванического элемента. Принцип работы ГЭ: Аккумуляторы и сухие батареи. 61.Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Катодные и анодные процессы. Потенциал разложения. Явление перенапряжения. Практическое значение электролиза. Электролитические способы получения металлов из расплавов и растворов. Законы Фарадея. 62.Электрохимическая коррозия металлов- как результат работы ГЭ. Продукты химической и электрохимической коррозии и основные методы защиты от коррозии. 63. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем. Суспензии и эмульсии. 64.Коллоиды. Коллоидные растворы. Устойчивость коллоидных растворов. Строение коллоидной частицы и мицеллы. Лиофильные и лиофобные коллоиды. Золи и гели. Пептизация, коагуляция, седиментация коллоидов. 6.2. Компьютерное тестирование Первый семестр. Образцы тестов Модуль 1 Периодическая система с точки зрения строения атома S: Число энергетических уровней и число валентных электронов в атоме азота равны соответственно -: 4, 5 -: 2, 4 -: 2, 5 -: 3, 5 S: В порядке возрастания атомных радиусов химические элементы расположены в ряду: -: Na, Mg, Al, Si -: B, C, N, O -: Sr, Ca, Mg, Be -: F, Cl, Br, I S: Наименьший радиус и наибольшую электроотрицательность имеет атом химического элемента -: N -: P -: Bi -: Sb S: Атомы химических элементов с одинаковым числом энергетических уровней расположены в ряду -: Be, Mg, Ca -: Be, Mg, Al -: P, S, Cl -: Na, Mg, Se S: Признаком сходства химических элементов С и Si является -: одинаковое число электронов в атомах +: одинаковое число валентных электронов в атомах -: принадлежность к одной подгруппе -: одинаковое число энергетических уровней -: одинаковый заряд ядра атома. S: Ядра атомов изотопов различаются числом: -: протонов -: нейтронов -: протонов и нейтронов -: протонов и электронов S: В ряду химических элементов С- N- O- F металлические свойства и электроотрицательность -: усиливаются -: не изменяются -: усиливаются , затем ослабевают -: металлические –ослабевают, электроотрицательность- усиливается S: В ряду химических элементов F- O- Cl электроотрицательность и окислительные свойства атомных частиц -: усиливаются -: не изменяются -: усиливаются , затем ослабевают -: ослабевают S: Число неспаренных электронов в атоме хрома и азота в невозбужденном состоянии равно соответственно -: 6 и 3 -: 5 и 3 -: 4 и 3 -: 3 и 2 S: Наименьший радиус имеет атом -: S -: Al -: Cl -: Ar S: Наибольший радиус имеет атом -: Ba -: Mg -: Sr -: Ca Стехиометрические законы химии S: В открытой или закрытой системе -: выделившаяся в ходе реакции энергия теряется лишь частично -: масса продукта реакции уменьшится на величину массы выделяемой энергии -: выделившаяся энергия не теряется системой -: масса продуктов реакции равна массе реагентов S: В изолированной системе -: выделившаяся в ходе реакции энергия полностью теряется -: масса продукта реакции уменьшится на величину массы выделяемой энергии -: масса продуктов реакции равна массе реагентов -: поглащенная энергия не теряется системой S: Состав дальтонидов -: выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами -: выражается нецелочисленными индексами -: изменяется и зависит от способа получения -: не отвечает стехиометрическим отношениям S: Состав бертоллидов -: изменяется и зависит от способа получения -: отвечает стехиометрическим отношениям -: не изменяется и не зависит от способа получения -: не зависит от способа получения S: За атомную единицу массы (а. е. м.) принята +: 1/12 массы атома углерода (12) -: масса одного атома углерода -: масса одного атома водорода -: 1/12 массы атома водорода (1) S: В атомных единицах массы (а. е. м.) выражены -: абсолютные массы простых веществ -: относительные атомные массы химических элементов -: массы атомов химических элементов -: массы веществ S: Относительная атомная масса химического элемента показывает: -: во сколько раз масса данного атома больше 1/12 части массы атома углерода (12) -: во сколько раз масса данного атома больше массы атома углерода (12) -: во сколько раз масса данного атома больше массы атома водорода (1) -: массу одного моль простого вещества Химическая связь и типы кристаллических решеток S: Ковалентная связь может быть образована -: обменным механизмом -: ионным механизмом -: радикальным механизмом -:ионно-радикальным механизмом S: В ряду HCl-HBr- HI полярность ковалентной связи -: усиливается -: уменьшается -: не изменяется -: усиливается, затем уменьшается S: По донорно-акцепторному механизму образуется связь в соединении -: СО -: NH3 -: HNO2 -: CCl4 S: По донорно-акцепторному механизму образуется связь в соединении -: N2O5 -: NH3 -: NО -: H2O S: По донорно-акцепторному механизму образуется связь, по крайней мере одна, в соединении -: N2O3 -: N2O -: O2 -: HNO2 |
Похожие:
 | Рабочая программа учебной дисциплины «Гражданское право (часть общая)» составлена в соответствии с требованиями гос впо специальности... |  | Рабочая программа учебной дисциплины разработана на основе фгос и в соответствии с примерной программой учебной дисциплины для специальностей... |
| Рабочая программа учебной дисциплины разработана на основе фгос и в соответствии с примерной программой учебной дисциплины для специальностей... | | Рабочая программа учебной дисциплины разработана на основе Федерального государственного образовательного стандарта по специальности... |
| Рабочая программа учебной дисциплины одобрена на заседании кафедры трудового, экологического права и гражданского процесса | | Вступительного экзамена «общая химия» в магистратуру по направлению «химия» по программе «органическая химия» |
| Рабочая программа учебной дисциплины составлена на основе требований Федерального государственного образовательного стандарта по... | | Рабочая программа учебной дисциплины разработана на основе Федерального государственного образовательного стандарта (далее – фгос)... |
| Рабочая программа учебной дисциплины «Семейное право» подготовлена Фофановой А. Ю., к э н., доцентом кафедры экономики | | Рабочая программа учебной дисциплины «Семейное право» подготовлена Фофановой А. Ю., к э н., доцентом кафедры экономики |