Примеры экзаменационных задач

Вопросы к экзамену для бакалавров направления 08.03.01 «Строительство» 2016

1. Основные классы неорганических соединений. Классификации и номенклатура. Свойства и основные способы получения.

2. Основные законы химии: закон сохранения масс и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон Авогадро.

3. Эквивалент. Эквивалентная масса элемента и сложного вещества. Эквивалентный объем. Закон эквивалентов. Определение эквивалентной массы (объема) вещества по закону эквивалентов.

4. Развитие представлений о строении атома. Первые модели атома (Дж. Томсона, Э. Резерфорда, Н. Бора). Основные положения современной квантово-механической теории строении атома.

5. Строение электронной оболочки атома. Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное и спиновое). Электронные энергетические уровни и подуровни атома. Форма s-, p-, d-, f-орбиталей, их пространственная ориентация.

6. Основные принципы заполнения атомных орбиталей электронами. Принцип Паули и следствия из него. Правило Гунда.

7. Электронные формулы иэлектронно-графические схемы атома. Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами в многоэлектронных атомах. Правила Клечковского. Эффект проскока электронов.

8. История открытия и значение Периодического закона Д.И. Менделеева. Периодический закон Менделеева: классическая и современная формулировки. Закон Мозли. Строение периодической системы Менделеева: периоды, группы, s-, p-, d-, f-семейства элементов.

9. Определяющая роль внешних электронных оболочек для химических свойств элементов. Периодический характер изменения свойств атомов элементов: радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность, окислительно-восстановительные свойства. Металлы и неметаллы.

10. Природа и характеристики химической связи – длина, энергия, кратность и полярность связи. Полярные и неполярные молекулы. Основные виды химической связи. Ранние представления о ионной связи (теория Косселя) и ковалентной связи (теория Льюиса).

11. Современное представление о химической связи. Механизмы образования ковалентной связи по методу валентных связей (ВС): обменный и донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи.

12. Насыщаемость ковалентной связи. Основное, возбужденное и ионизированное состояния атомов элементов. Валентность атомов. Постоянная и переменная валентность.

13. Направленность ковалентной связи как следствие максимального перекрывания орбиталей. Образование s- и p-связей при перекрывании s-, p-орбиталей. Структура молекул.

14. Основные положения теории гибридизации АО. sp³-, sp²-, sp-гибридизация атомных электронных орбиталей. Установление геометрической формы молекул по типу гибридизации центрального атома.

15. Виды межмолекулярного (Ван-дер-Ваальсова) взаимодействия: ориентационное, индукционное, дисперсионное. Водородная связь.

16. Комплексные соединения (КС). Состав и строение КС, основные положения координационной теории Вернера. Классификация, номенклатура, получение и свойства КС. Роль КС в природе и технике.

17. Энергетика химических процессов. Взаимопревращаемость видов энергии. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия.

18. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса и следствия из него. Применение закона Гесса в термодинамических расчетах. Стандартные теплоты образования веществ.

19. Второй закон термодинамики. Энтропия как функция состояния системы. Стандартная энтропия.

20. Энергия Гиббса. Стандартные изменения энергии Гиббса. Направленность химических процессов.

21. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Зависимость скорости реакции от концентрации. Закон действия масс.

22. Зависимость скорости реакцииоттемпературы. Правило Вант-Гоффа. Теория активации Аррениуса. Энергия активации.

23. Катализ. Механизм действия катализаторов. Гомогенный и гетерогенный катализ.

24. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие в гомогенных системах. Изотерма, или константа химического равновесия. Равновесные концентрации. Равновесия в гетерогенных системах.

25. Смещение химического равновесия при изменении условий протекания химических реакций (температуры, давления, концентрации веществ). Принцип Ле-Шателье.

26. Общая характеристика растворов. Основные понятия: раствор, растворенное вещество,растворитель, сольваты, гидраты, кристаллогидраты, растворимость.Влияние температуры и давления на рстворимость газов, жидких и твердых веществ. Произведение растворимости.

27. Коллигативные свойства растворов. Понятие идеального раствора. Закон Рауля и следствия из него. Осмотическое давление.

28. Проявление коллигативных свойств в растворах электролитов. Изотонический коэффициент, его определение и связь со степенью диссоциации.

29. Способы численного выражения состава растворов.

30. Строение молекулы воды. Физические и химические свойства. Аномальные свойства воды. Жесткость воды и способы ее устранения.

31. Электролиты. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сильные и слабые электролиты. Степень и константа диссоциации слабых электролитов. Закон Оствальда.

32. Ступенчатый характер диссоциации слабых кислот, слабых оснований и солей в воде. Амфотерныегидроксиды.

33. Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Условия их обратимого и необратимого протекания.

34. Электролитическая диссоциация и ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов. Понятие об индикаторах.

35. Гидролиз солей. Природа солей. Обратимый гидролиз: катионный, анионный и катионно-анионный механизмы гидролиза. Реакция среды.

36. Степень и константа гидролиза. Влияние нагревания и разбавления растворов солей на процесс гидролиза. Ступенчатый гидролиз. Полный, или необратимый гидролиз.

37. Дисперсные системы: условия образования и классификация ДС. Коллоидные растворы. Строение коллоидной частицы. Методы получения, свойства и устойчивость коллоидных растворов. Коллоидные растворы в природе и технике.

38. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Степень окисления. Типичные окислители и восстановители.

39. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) и их классификация. Влияние кислотности среды на направление ОВР и характер образующихся продуктов. Определение коэффициентов ОВР методом электронного баланса.

40. Электрохимические системы – основные понятия. Химические источники электроэнергии. Устройство и механизм действия гальванического элемента. Возникновение двойного электрического слоя на границе раздела фаз: металл - вода, металл - раствор его соли.

41. Ряд активности металлов Н.Н. Бекетова и ряд напряжений Нернста. Электродные потенциалы металлов. Стандартный водородный электрод. Уравнение Нернста.

42. Устройство и работа гальванических элементов Вольта, Даниэля-Якоби. Характеристики ГЭ: условная запись схемы, анодный и катодный процессы, ЭДС. Концентрационный ГЭ.

43. Коррозия металлов. Определение и классификация коррозионных процессов. Причины коррозии. Химическая коррозия.

44. Электрохимическая коррозия. Виды электрохимической коррозии: атмосферная, почвенная, под действием блуждающих токов. Методы защиты металлов от коррозии.

45. Сущность процесса электролиза, необходимые условия его протекания. Понятие о растворимых и нерастворимых анодах.

46. Электролиз расплавов и водных растворов солей с инертным анодом. Последовательность разрядки ионов на электродах. Анодное окисление и катодное восстановление.

47. Электролиз водных растворов солей с растворимым анодом. Законы Фарадея. Промышленное применение электролиза.

48. Металлы. Нахождение в природе и получение в чистом виде. Строение металлов. Общие физико-химические свойства металлов, их положение в периодической таблице Д.И. Менделеева.

49. Свойства и применение металлов s-семейства. Основные понятия о неорганических вяжущих материалах на основе неорганических соединений магния и кальция.

50. Основные закономерности химии d-элементов. Электронная структура, степень окисления, окислительно-восстановительные свойства. Применение в технике.

51. Высокомолекулярные соединения (ВМС): полимеры, олигомеры, сополимеры. Общие понятия и классификация. Методы синтеза ВМС.

52. Физико-химические свойства ВМС. Материалы на основе ВМС (волокна, пленки, лаки, клеи, резины, пластмассы, композиты), их применение.

53. Общие понятия аналитической химии. Классификация методов анализа. Идентификация катионов и анионов в исследуемых смесях с помощью качественных реакций

54. Количественный анализ. Химический, физико-химический и физический анализ. Инструментальные методы анализа.

 

Примеры экзаменационных задач

1. Осуществите следующие превращения: Cr(OH)₃ ® Cr₂O₃ ® Cr₂(SO₄)₃ ® CrCl₃ ® Cr(OH)₃ ® K₃CrO₃. Назовите все исходные соединения, определите класс, к которому они относятся.

2. При взаимодействии 13 г металлического цинка с кислородом образовалось 16,2 г ZnO. Определите массу и объем (н.у.) прореагировавшего кислорода, применив соответствующие законы химии.

3. Определите Э(Mn), М_э(Mn) в соединении: K₂MnO₄, а также Э и М_э этого вещества.

4. При растворении в кислоте 0,2 г двухвалентного металла выделилось 76,3 мл водорода (н.у.). Определите эквивалентную массу металла. Назовите металл.

5. Для атомa элементa ₇₃Ta составьте электронные формулы (истинную и по Клечковскому), определите электронное семейство, металл или неметалл, напишите 4 квантовых числа для последнего электрона; укажите валентные электроны, составьте электронно-графическую схему для них, определите валентность элемента в основном и возбужденном состояниях; составьте формулы оксидов и гидроксидов, образуемых этим элементом.

6. На основании электронного строения атомов определите, какой из элементов ₁₅P или ₅₁Sb проявляет более сильные восстановительные свойства. Как различаются радиус, энергия ионизации, энергия сродства к электрону, относительная электроотрицательность, окислительно-восстановительные свойства этих элементов?

7. Составьте структурные формулы и определите тип связи в молекулах: Ca(OH)₂, CaCl₂, Cl₂, O₂. Какая из молекул газов – Cl₂ или O₂ является наиболее прочной? Изобразите электронные формулы обеих молекул, обозначив валентные электроны точками. Чему равна кратность связи в этих молекулах? Полярны или неполярны эти молекулы?

8. Определите механизм образования ковалентных связей а) в молекуле HCl б) в ионе NН₄⁺.

9. Определите способы перекрывания атомных электронных орбиталей при образовании ковалентных связей в молекулах F₂, HF, N₂.

10. Определите тип гибридизации атомных электронных орбиталей центрального атома при образовании молекулы CF₄, установите геометрическую форму этой молекулы.

11. В каких из перечисленных веществ возможно образование водородных связей между молекулами: C₂H₆, CO₂, H₂O, HI, HF, CH₃COOH? Изобразите схематично образование таких связей.

12. Для соединения [Zn(NH₃)Cl]NO₃ 1) дайте название; 2) разложите по теории Вернера; 3) напишите уравнения первичной и вторичной диссоциации и выражение константы нестойкости К_н для комплексного иона.

13. Для реакции горения серы в оксиде азота (I): S_(т) + 2N₂O_(г) = SO_2(г)+ 2N_2(г) определите тепловой эффект и тип реакции (экзо- или эндотермическая (DH°(N₂O_(г)) = 82,0; DH°(SO_2(г)) = -296,9 кДж/моль). Возрастает или уменьшается хаос в ходе реакции?

14. Исходя из уравнения: 2РH_3(г) + 4O_2(г) = Р₂O_5(т)+ 3H₂O_(ж) + 2345,86 кДж, определите теплоту образования фосфина PH₃ (DH°( Р₂O_5(т)) = -1507,25; DH°(H₂O_(ж)) = -285,8 кДж/моль).

15. В каком направлении будет протекать реакция: CCl_4(г) + 3H_2(г) = CH_{4 (г)}+ 2Cl_2(г) при 500 °С? (DH°(CH_{4 (г)}) = -74,85; DH°(ССl_{4 (г)}) = -106,7 кДж/моль; S°(CH_{4 (г)}) = 186,19; S°(CCl_{4 (г)}) = 309,7; S°(H_2(г)) = 130,5; S°(Cl_2(г)) = 222,96 Дж/моль·K). При какой температуре в данной системе наступит равновесие?

16. Для реакции 4NH_3(г) + 3O_2(г) 6H₂O_(г) + 2N_2(г) определите а) как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении давления в 2 раза; б) в какую сторону при этом сместится равновесие. Составьте выражение константы равновесия.

17. Для реакции PH_3(г) + 4O_2(г) P₂O_5(т) + 3H₂O_(г) + Q определите, как надо изменить температуру, давление и концентрацию паров O₂, чтобы равновесие сместилось в сторону обратной реакции.

18. При температуре 20⁰С реакция протекает за 36 мин при 40⁰С – за 4 мин. Рассчитайте температурный коэффициент реакции.

19. Определите растворимость CaF₂ в воде (г/л) при 25 °С, если ПР(CaF₂) = 4,0×10^-11.

20. При какой температуре закипит 40%-й (по массе) раствор метилового спирта СН₃ОН? К_э(Н₂О) = 0,52.

21. Вычислите степень диссоциации карбоната калия, если известно, что изотонический коэффициент раствора равен 2,4.

22. Определите нормальность 12%-го раствора сульфата меди (II) (r = 1,13 г/мл).

23. Напишите уравнения ступенчатой диссоциации соединений: а) H₂SO₃; б) Co(OH)₃ в) KHCO₃, а также выражения констант ступенчатой диссоциации для соединения H₂SO₃. Приведите уравнения диссоциации, доказывающие амфотерность соединения Be(OH)₂.

24. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

а) Ni(OH)₂ + H₂SO₄ = б) Cr(OH)₃ + NaOH = в) Al₂(SO₄)₃ + KOH =

25. Составьте два молекулярных уравнения реакций по ионному уравнению: Pb²⁺ + SO₄^2- = PbSO₄

26. Определите значение рН водного раствора 0,01 М гидроксида натрия NaOH. Чему равно рОН этого раствора?

27. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения гидролиза следующих солей: Ti(NO₃)₂, K₃PO₄, NH₄NO₂. Укажите механизм гидролиза, реакцию среды и область изменения рН. Как подавить гидролиз этих солей?

28. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения ступенчатого гидролиза соли: Cr(NO₃)₃. Укажите механизм гидролиза, реакцию среды и область изменения рН. Как усилить гидролиз этой соли?

29. При смешивании растворов Al(NO₃)₃ и K₂CO₃ в осадок выпадает Al(OH)₃ и выделяется газ CO₂. Объясните причину и напишите соответствующие уравнения реакций.

30. Укажите, в каком из процессов происходит окисление, в каком – восстановление: а) S ® H₂SO₄; б) H₂S® SO₂, в) H₂SO₃ ® H₂SO₄; г) Na₂S₂O₃ ® S. В каких степенях окисления сера проявляет наиболее сильные восстановительные и окислительные свойства?

31. Допишите продукты и уравняйте реакцию, укажите окислитель и восстановитель:

NaNO₂ + K₂Cr₂O₇ + KOH ® …

32. Составьте уравнения реакций взаимодействия Mg с разбавленной и концентрированной азотной кислотой.

33. Для пары Al-Ni составьте схемы гальванических элементов Вольта и Даниэля-Якоби. Рассчитайте ЭДС° обоих элементов. Чем различаются процессы, происходящие на электродах в этих элементах?

34. Составьте схему и рассчитайте ЭДС гальванического элемента для пары Mg-Cu, если С_М(MgCl₂)=0,001 моль/л; С_М(CuCl₂)=0,01 моль/л.

35. Конструкция из свинца содержит случайные примеси цинка и меди. Какая из этих примесей опаснее с точки зрения коррозии? Составьте схемы процессов коррозии этого изделия в агрессивной кислой среде и во влажной атмосфере.

36. Железное изделие покрыто никелем. Определите тип покрытия. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия в агрессивной среде (H₂SO₄) и во влажной атмосфере.

37. Составьте уравнения электродных процессов, протекающих при электролизе водного раствора Cu(NO₃)₂, если а) анод инертный (графитовый); б) анод растворимый (медный).

38. Составьте уравнения электролиза с инертным анодом расплава и раствора Ba(OH)₂

39. Сколько времени (в час) потребуется пропускать ток силой 10 А через водный раствор нитрата ртути (II) для выделения 18.66 г ртути? Сколько литров газа выделится при этом на аноде?

40. Составьте уравнение реакции полимеризации бутадиена-1,3 СН₂=СН-СН=СН₂. Укажите мономер, элементарное звено, макромолекулу полимера, степень полимеризации.

41. В колбе без подписи находится бесцветный раствор. С помощью каких химических реакций можно доказать, что этот раствор содержит ионы SO₄^2- и Br^-? Составьте уравнения соответствующих реакций.