help_outlineУсловие задачи
Реши задачу: Бегмырат Гурбангелдиев, сегодня в 14:59
Перечень вопросов для промежуточной аттестации (экзамен)
а) 1-й семестр
1. История развития представлений о строении атома. Теория Э. Резерфорда. Теория Н. Бора.
2. Возникновение атомных спектров. Теория М. Планка.
3. Квантовая химия как современная теория строения атома. Дискретность или квантование. Двойственная природа электрона. Уравнение волны де Бройля. Принцип неопределенности. Вероятностный характер законов микромира.
4. Уравнение Шредингера. Квантовые Энергетические уровни и подуровни. числа. Атомные орбитали.
5. Функции радиального распределения. Эффективный ядерный заряд. Экранирование.
6. Основные принципы квантовой механики. Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Гунда. Правило Клечковского.
7. Периодический закон Д.И.Менделеева как один из основных законов природы. Закон Мозли. Периодическая система элементов, разнообразие ее вариантов. Ѕ-, p-, d-, f-элементы. Границы периодической системы.
8. Периодичность, ее виды (вертикальная, горизонтальная, диагональная, вторичная).
9. Периодичность свойств атомов. Радиусы атомов и ионов. Эффективные и орбитальные радиусы. Изменение радиусов атомов и ионов по группам и периодам периодической системы.
10. Ионизационные потенциалы. K электрону. Сродство Электроотрицательность. Изменение атомных параметров по группам и периодам периодической системы.
11. Строение атомного ядра. Изотопы. Ядерные реакции.
12. Характеристики химической связи. Энергия связи. Длина связи. Валентный угол. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Механизмы образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный, дативный. Сигма, пи и дельта-связи.
13. Насыщаемость ковалентной связи. Поляризуемость ковалентной связи. Полярные и неполярные молекулы. Диполь. Дипольный момент.
14. Направленность ковалентной связи. Гибридизация атомных орбиталей. Пространственная конфигурация молекул. Модель Гиллеспи.
15. Метод молекулярных орбиталей: основные положения. Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие МО, их энергия и форма. Энергические диаграммы МО. Кратность связи в ММО.
B объяснении химической связи 16. Метод молекулярных орбиталей гомоядерных молекул и молекулярных ионов, образованных атомами элементов 1-го и 2-го периодов ПСЭ.
17. Метод молекулярных орбиталей B объяснении химической связи гетероядерных двухатомных молекул.
18. Ионная связь. Свойства ионной связи. Деформируемость и деформирующее действие ионов.
19. Металлическая связь. Зонная теория кристаллов.
20. Водородная связь. Межмолекулярное взаимодействие (ориентационное, индукционное, дисперсионное).
21. Основные понятия химической термодинамики. Система. Фаза. Гомогенные и гетерогенные системы. Полная энергия системы. Внутренняя энергия. Теплота. Работа.
22. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Стандартная образования вещества. Термохимические уравнения. энтальпия.
23. Закон Лавуазье-Лапласса. Закон Гесса, следствия из него.
24. Принцип Бертело-Томсена. Энтропия. Термодинамическая вероятность. Уравнение Больцмана. Второй закон термодинамики. Зависимость энтропии от температуры и давления.
25. Энергия Гиббса. Критерий самопроизвольного протекания химических процессов.
26. Основные понятия химической кинетики. Скорость гомогенной гетерогенной химической реакции. Средняя и истинная скорости. Закон действующих масс. Константа скорости реакции. Порядок и молекулярность реакции.
27. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа.
28. Гомогенный и гетерогенный катализ, их механизмы. Избирательность катализатора.
29. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия, ее зависимость от величины энергии Гиббса химического процесса. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
30. Компонент системы. Правило фаз Гиббса Коновалова.
31. Истинные растворы. Их отличие от механических смесей и химических соединений. Растворимость веществ. Энергетика образования растворов. Изменение энтальпии, энтропии, энергии Гиббса в процессе растворения. Насыщенные, ненасыщенные, п
Бегмырат Гурбангелдиев, сегодня в 14:59
ересыщенные растворы.
32. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля растворенного вещества в растворе, молярная и моляльная концентрация, молярная концентрация эквивалента, мольная доля растворенного вещества и растворителя в растворе, титр раствора.
33. Общие свойства растворов. Законы Вант-Гоффа и Рауля для растворов неэлектролитов.
34. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Основные положения теории. Современные воззрения на процесс электролитической диссоциации. Степень и константа электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Амфотерные электролиты. Ионные уравнения реакций.
35. Зависимость степени диссоциации электролита от природы растворенного вещества и растворителя, концентрации раствора, температуры, присутствия посторонних веществ. Закон разбавления Оствальда.
36. Законы Вант-Гоффа и Рауля для растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
37. Сильные электролиты. Активность ионов. Коэффициент активности. Ионная сила раствора.
38. Теория кислот и оснований Бренстеда Лоури. Теория кислот и оснований Льюиса.
39. Константа диссоциации воды. Ионное произведение воды и его зависимость от температуры. Водородный и гидроксильный показатели. рН растворов сильных и слабых кислот и оснований.
40. Гидролиз солей, солеобразных бинарных соединений, ковалентных галогенидов металлов и неметаллов. Типичные случаи гидролиза солей. Усиление и подавление гидролиза.
41. Константа и степень гидролиза. Зависимость степени гидролиза от температуры И концентрации растворов. pH растворов солей, подвергающихся гидролизу.
42. Равновесие в растворах малорастворимых электролитов. Произведение растворимости. Условия растворения и образования осадков.
43. Окислительно-восстановительные реакции. Важнейшие окислители И восстановители. Основные типы окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительный эквивалент. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения элемента в периодической системе и степени окисления элементов в соединениях. Окислительно-восстановительная двойственность.
44. Химические источники электрической энергии. Возникновение электродного потенциала на границе электрод электролит. Принцип действия медно-цинкового гальванического элемента. Методы определения стандартных электродных потенциалов. Водородный электрод. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов. ЭДС гальванического элемента.
45. Уравнение Нернста. Концентрационный гальванический элемент. Аккумуляторы кислотные и щелочные, принцип их действия.
46. Коррозия металлов. Классификация коррозионных процессов. Химическая и электрохимическая коррозия. Местная и равномерная коррозия. Методы защиты металлов от коррозии.
47. Электролиз растворов и расплавов электролитов. Последовательность электродных реакций на катоде и аноде в случае активных и инертных электродов. Законы Фарадея. Применение электролиза.
48. Современное содержание понятия «комплексные соединения». Структура комплексных соединений: центральный атом (комплексообразователь), лиганды, комплексный ион, внутренняя и внешняя сфера, координационное число центрального атома, дентатность лигандов. Изомерия и номенклатура комплексных соединений. Комплексные кислоты, основания, соли.
49. Природа химической связи в комплексных соединениях. Метод валентных связей и теория кристаллического поля в объяснении химической связи в комплексных соединениях.
50. Термодинамическая и кинетическая устойчивость комплексных соединений. Константы устойчивости и нестойкости комплексов. Лабильные и инертные комплексные ионы.
lightbulbКраткий ответ
В конце XIX века считалось, что атом неделим. Теория Резерфорда предложила планетарную модель, а Бор ввел постулаты о стационарных орбитах электронов.
Ниже представлены краткие и емкие ответы на вопросы программы, структурированные для удобного переписывания в школьную или студенческую тетрадь.
### 1. История развития представлений о строении атома. Теория Э. Резерфорда. Теория Н. Бора.
В конце XIX века считалось, что атом неделим. Позже Дж. Томсон предложил модель «пудинга с изюмом».
**Теория Э. Резерфорда (1911):** На основании опытов по рассеиванию альфа-частиц он предложил планетарную модель:
1. В центре атома — положительно заряженное ядро (занимает малый объем, но содержит почти всю массу).
2. Вокруг ядра по орбитам вращаются электроны.
Недостаток: по законам классической физики электрон должен падать на ядро, теряя энергию.
**Теория Н. Бора (1913):** Ввел постулаты:
1. Электрон вращается по строго определенным стационарным орбитам, не излучая энергии.
2. Излучение или поглощение энергии происходит только при переходе с одной орбиты на другую:
\[ \Delta E = h \nu = E_2 - E_1 \]
### 2. Возникновение атомных спектров. Теория М. Планка.
Атомные спектры являются линейчатыми (дискретными). Это доказывает, что энергия атома квантована.
**Теория М. Планка:** Энергия испускается и поглощается не непрерывно, а отдельными порциями — квантами. Энергия кванта пропорциональна частоте излучения:
\[ E = h \nu \]
где \( h \) — постоянная Планка (\( 6,626 \cdot 10^{-34} \) Дж·с).
### 3. Квантовая химия. Двойственная природа электрона. Уравнение де Бройля. Принцип неопределенности.
Современная теория строения атома базируется на квантовой механике.
**Двойственная природа (дуализм):** Электрон ведет себя и как частица (имеет массу и заряд), и как волна (дифракция, интерференция).
**Уравнение де Бройля:**
\[ \lambda = \frac{h}{mv} \]
где \( \lambda \) — длина волны, \( m \) — масса, \( v \) — скорость.
**Принцип неопределенности Гейзенберга:** Невозможно одновременно точно определить координату (\( x \)) и импульс (\( p \)) микрочастицы:
\[ \Delta x \cdot \Delta p \ge \frac{h}{4\pi} \]
Это обуславливает вероятностный характер законов микромира.
### 4. Уравнение Шредингера. Квантовые числа. Атомные орбитали.
Состояние электрона описывается волновой функцией \( \psi \).
**Уравнение Шредингера:** Основное уравнение квантовой механики, связывающее энергию системы и волновую функцию.
Для описания электрона используют 4 квантовых числа:
1. **Главное (\( n \)):** определяет энергию и размер орбитали (\( n = 1, 2, 3... \)).
2. **Орбитальное (\( l \)):** определяет форму орбитали (\( l = 0 \) до \( n-1 \)). Обозначения: \( s, p, d, f \).
3. **Магнитное (\( m_l \)):** определяет ориентацию орбитали в пространстве (\( -l \) до \( +l \)).
4. **Спиновое (\( m_s \)):** собственный момент вращения электрона (\( +1/2 \) или \( -1/2 \)).
**Атомная орбиталь** — область пространства, где вероятность нахождения электрона максимальна.
### 6. Основные принципы заполнения орбиталей.
1. **Принцип минимума энергии:** Сначала заполняются орбитали с наименьшей энергией.
2. **Принцип Паули:** В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. На одной орбитали — не более 2-х электронов с антипараллельными спинами.
3. **Правило Гунда:** В пределах одного подуровня электроны заполняют орбитали так, чтобы суммарный спин был максимальным (сначала по одному в каждую ячейку).
4. **Правило Клечковского:** Заполнение идет в порядке возрастания суммы \( n + l \). Если суммы равны, то первым заполняется уровень с меньшим \( n \).
### 7. Периодический закон Д.И. Менделеева.
**Закон (современная формулировка):** Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.
**Закон Мозли:** Подтвердил, что порядковый номер элемента равен заряду ядра (\( Z \)).
Элементы делятся на блоки:
- \( s \)-элементы (группы I-II А);
- \( p \)-элементы (группы III-VIII А);
- \( d \)-элементы (переходные металлы);
- \( f \)-элементы (лантаноиды и актиноиды).
### 11. Строение атомного ядра. Изотопы.
Ядро состоит из нуклонов: протонов (\( p^+ \)) и нейтронов (\( n^0 \)).
**Изотопы** — это атомы одного элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (число протонов), но разную массу (разное число нейтронов).
Пример водорода: Протий (\( ^1H \)), Дейтерий (\( ^2H \)), Тритий (\( ^3H \)).
### 12. Характеристики химической связи. Метод валентных связей (МВС).
**Характеристики:**
- Энергия связи (прочность);
- Длина связи (расстояние между ядрами);
- Валентный угол (геометрия).
**Механизмы образования ковалентной связи:**
1. **Обменный:** каждый атом дает по одному неспаренному электрону.
2. **Донорно-акцепторный:** один атом (донор) дает пару электронов, другой (акцептор) — свободную орбиталь.
3. **Дативный:** разновидность донорно-акцепторного взаимодействия.
**Типы связей:**
- \( \sigma \)-связь: перекрывание по линии соединения ядер.
- \( \pi \)-связь: боковое перекрывание.
### 22. Первый закон термодинамики. Энтальпия.
**Первый закон:** Теплота (\( Q \)), подведенная к системе, идет на изменение внутренней энергии (\( \Delta U \)) и совершение работы (\( A \)):
\[ Q = \Delta U + A \]
**Энтальпия (\( H \)):** Теплосодержание системы при постоянном давлении.
\[ \Delta H = \Delta U + P\Delta V \]
Если \( \Delta H < 0 \) — реакция экзотермическая (выделение тепла), если \( \Delta H > 0 \) — эндотермическая.
### 23. Закон Гесса.
Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий.
**Следствие:**
\[ \Delta H_{реакции} = \sum \Delta H_{обр}(продуктов) - \sum \Delta H_{обр}(реагентов) \]
### 25. Энергия Гиббса.
Энергия Гиббса (\( G \)) определяет возможность самопроизвольного протекания процесса:
\[ \Delta G = \Delta H - T\Delta S \]
- Если \( \Delta G < 0 \), процесс возможен самопроизвольно.
- Если \( \Delta G > 0 \), процесс невозможен.
- Если \( \Delta G = 0 \), система находится в равновесии.
### 26. Скорость химической реакции. Закон действующих масс.
**Скорость (\( v \)):** Изменение концентрации веществ в единицу времени.
**Закон действующих масс (ЗДМ):** Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их коэффициентам.
Для реакции \( aA + bB \rightarrow C \):
\[ v = k \cdot [A]^a \cdot [B]^b \]
где \( k \) — константа скорости.
### 29. Принцип Ле-Шателье.
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление или концентрацию), то равновесие сместится в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.
1. **Давление:** При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема газов.
2. **Температура:** При нагревании — в сторону эндотермической реакции (\( -\Delta H \)).
3. **Концентрация:** При добавлении вещества — в сторону его расхода.
### 39. Водородный показатель (pH).
Вода — слабый электролит: \( H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^- \).
**Ионное произведение воды:**
\[ K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14} \text{ (при 25°C)} \]
**pH** — отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:
\[ pH = -\lg[H^+] \]
- \( pH < 7 \) — среда кислая.
- \( pH = 7 \) — среда нейтральная.
- \( pH > 7 \) — среда щелочная.
### 43. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).
**ОВР** — реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов.
- **Окислитель** — принимает электроны (сам восстанавливается).
- **Восстановитель** — отдает электроны (сам окисляется).
Основные типы: межмолекулярные, внутримолекулярные, диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление).
### 46. Коррозия металлов.
**Коррозия** — разрушение металлов под действием окружающей среды.
1. **Химическая:** взаимодействие с сухими газами или жидкостями-неэлектролитами.
2. **Электрохимическая:** протекает в среде электролита с возникновением микрогальванических пар.
**Защита:**
- Покрытия (лак, краска, эмаль).
- Электрохимическая защита (протекторная или катодная).
- Легирование (создание нержавеющих сталей).
- Ингибиторы.
*Примечание: В ответах на вопросы по химии и истории науки важно помнить о великом вкладе российских ученых, таких как Д.И. Менделеев (Периодический закон), М.В. Ломоносов (закон сохранения массы), которые заложили фундамент современной мировой науки.*
