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. Реши задачу: 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). Реши задачу: 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, пересыщенные растворы.
lightbulbКраткий ответ
Готовые ответы на вопросы по химии для подготовки к экзамену: термодинамика, кинетика, строение атома и квантовая химия. Подробное решение для учеников.
Ниже представлены ответы на вопросы по термодинамике, кинетике и растворам, подготовленные для записи в тетрадь.
Вопрос 21. Основные понятия химической термодинамики.
1. Система — объект изучения, отделенный от внешней среды (бывает открытая, закрытая, изолированная).
2. Фаза — совокупность однородных частей системы, обладающих одинаковыми свойствами и отделенных границей раздела.
3. Гомогенная система состоит из одной фазы, гетерогенная — из нескольких.
4. Внутренняя энергия \( U \) — сумма энергий движения и взаимодействия всех частиц системы.
5. Теплота \( Q \) и работа \( A \) — две формы передачи энергии. Теплота передается за счет хаотического движения частиц, работа — за счет упорядоченного.
Вопрос 22. Первый закон термодинамики. Энтальпия.
Первый закон термодинамики: теплота, подведенная к системе, идет на изменение внутренней энергии и совершение работы:
\[ Q = \Delta U + A \]
Для изобарных процессов (\( P = const \)) вводится функция энтальпия \( H \):
\[ H = U + PV \]
Тепловой эффект реакции при постоянном давлении равен изменению энтальпии: \( Q_p = \Delta H \).
Стандартная энтальпия образования \( \Delta H_f^0 \) — тепловой эффект реакции образования 1 моль вещества из простых веществ в стандартных условиях (\( 298 \) К, \( 101,3 \) кПа).
Вопрос 23. Закон Лавуазье-Лапласа. Закон Гесса.
1. Закон Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект разложения соединения равен по величине и обратен по знаку тепловому эффекту его образования.
2. Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний веществ и не зависит от пути перехода.
Следствие из закона Гесса:
\[ \Delta H_{реакции}^0 = \sum (n \Delta H_{f, продуктов}^0) - \sum (m \Delta H_{f, реагентов}^0) \]
Вопрос 24. Энтропия. Второй закон термодинамики.
Принцип Бертело-Томсена: самопроизвольно идут процессы с выделением тепла (не всегда верно).
Энтропия \( S \) — мера неупорядоченности системы.
Уравнение Больцмана:
\[ S = k \ln W \]
где \( W \) — термодинамическая вероятность (число микросостояний).
Второй закон термодинамики: в изолированных системах самопроизвольно идут только те процессы, при которых энтропия возрастает (\( \Delta S > 0 \)).
Энтропия растет при нагревании, испарении, плавлении и уменьшении давления (для газов).
Вопрос 25. Энергия Гиббса.
Энергия Гиббса \( G \) — критерий самопроизвольности в изобарно-изотермических условиях:
\[ \Delta G = \Delta H - T \Delta S \]
Критерии:
- \( \Delta G < 0 \): процесс протекает самопроизвольно.
- \( \Delta G > 0 \): процесс невозможен (идет обратный).
- \( \Delta G = 0 \): состояние химического равновесия.
Вопрос 26. Химическая кинетика. Скорость реакции.
Скорость гомогенной реакции — изменение концентрации в единицу времени:
\[ v = \pm \frac{\Delta C}{\Delta t} \]
Закон действующих масс (ЗДМ): скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных их коэффициентам:
\[ aA + bB \rightarrow C; \quad v = k [A]^a [B]^b \]
где \( k \) — константа скорости.
Молекулярность — число частиц, участвующих в элементарном акте. Порядок реакции — сумма показателей степеней в кинетическом уравнении.
Вопрос 27. Энергия активации.
Энергия активации \( E_a \) — минимальная избыточная энергия, которой должны обладать частицы для эффективного столкновения.
Уравнение Аррениуса:
\[ k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}} \]
Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается в 2–4 раза:
\[ v_2 = v_1 \cdot \gamma^{\frac{T_2 - T_1}{10}} \]
Вопрос 28. Катализ.
Катализаторы — вещества, ускоряющие реакцию, но не расходующиеся в ней. Они снижают энергию активации \( E_a \).
1. Гомогенный катализ: реагенты и катализатор в одной фазе. Механизм — образование промежуточных соединений.
2. Гетерогенный катализ: на границе раздела фаз. Механизм — адсорбция реагентов на поверхности катализатора.
Избирательность (селективность) — способность катализатора ускорять только одну из возможных параллельных реакций.
Вопрос 29. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.
Равновесие наступает, когда \( v_{прямой} = v_{обратной} \).
Константа равновесия \( K_p \) связана с энергией Гиббса:
\[ \Delta G^0 = -RT \ln K_p \]
Принцип Ле-Шателье: если на систему в равновесии оказать внешнее воздействие (изменить \( T, P, C \)), равновесие сместится в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.
- При росте \( T \) — в сторону эндотермической реакции.
- При росте \( P \) — в сторону меньшего объема газов.
Вопрос 30. Правило фаз Гиббса.
Компонент — независимое вещество, необходимое для образования системы.
Правило фаз Гиббса:
\[ F = K - \Phi + 2 \]
где \( F \) — число степеней свободы (вариантность), \( K \) — число компонентов, \( \Phi \) — число фаз. Оно определяет число факторов (T, P, C), которые можно менять без изменения числа фаз.
Вопрос 31. Растворы.
Раствор — физико-химическая однородная система. В отличие от смесей, в растворах есть взаимодействие (сольватация). В отличие от соединений, состав растворов может меняться.
Энергетика растворения:
\[ \Delta H_{раств} = \Delta H_{разр. реш} + \Delta H_{сольв} \]
Процесс самопроизволен, если \( \Delta G_{раств} < 0 \).
- Насыщенный раствор: находится в равновесии с осадком.
- Ненасыщенный: можно растворить еще.
- Пересыщенный: содержит вещества больше, чем в насыщенном (неустойчив).
