ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЕ ВОПРОСЫ ПО КУРСУ ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ

1.Строение электронных оболочек атома. Квантовые числа,s-, p-,d-,f-состояния электронов. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы и энергетические ячейки.

2.Понятие о волновых свойствах электрона. Уравнение Л. де- Бройля. Электронные облака s- и p-электронов.

3.Энергия ионизации атомов, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

4.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Ряды, периоды, группы и подгруппы. Переходные элементы. Валентность по кислороду и водороду. Металлы, неметаллы, элементарные полупроводники в системе элементов. Современная формулировка периодического закона.

5.Порядок заполнения электронами энергетических подуровней и уровней. Ограничение принципа Паули. Правила Клечковского. Проскоки(провалы) электронов. Семейства элементов.

6.Краткая характеристика основных видов химической связи.

7.Ионная связь. Механизм возникновения, валентность элементов в ионных соединениях.

8.Ковалентная связь. Основные положения метода валентных связей. Валентность в ковалентных соединениях. ’’Возбужденное’’ состояние атомов. Энергия связи.

9.Направленность ковалентных связей. .Строение молекул Н2,Сl2,НСl, H2O, H2S, NH3, CH4, BCl3, BeCl2. Гибридизация электронных облаков. и-связи. Строение молекул этилена, азота.

10.Поляризованная ковалентная связь. Дипольный момент молекулы. Полярность связей и полярность молекул. Водородная связь. Аномальные свойства воды.

12.Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения, механизм их возникновения. Константа нестойкости. Двойные соли.

13.Виды межмолекулярного взаимодействия. Потенциал Леннарда-Джонса.

14.Основные агрегатные состояния вещества. Характеристика газообразного, жидкого и твердого состояний. Дальний ближний порядок.

15.p-Т-диаграмма.Кристаллическое,стеклообразное и аморфное состояние вещества. Закон Коновалова-Гиббса.

16.Кристалл,монокристалл,поликристаллическое тело. Свойства веществ в кристаллическом состоянии. Анизотропия. Закон постоянства междугранных углов.

17.Классификация кристаллов по симметрии внешней формы.Элементы и операции симметрии .Классы кристаллов. Классификация кристаллов по симметрии внутренней структуры. Сингонии. Пространственная и кристаллическая решетки.

18.Сложные пространственные решетки на примере решеток кубической сингонии. Кратность, базис, координационное число.

19.Плотность упаковки частиц в кристаллах. Плотнейшие упаковки. Тетраэдрические и октаэдрические междуузлия.

20.Типы кристаллических решеток по видам связи. Ионные, атомные и молекулярные решетки. Металлические решетки.

21.Основные виды кубических структур.

22.Полиморфизм,аллотропия,энантиоморфизм.Изоморфизм.

23.Реальные кристаллы. Точечные и протяженные дефекты структуры. Влияние дефектов структуры на свойства твердых тел.

24.Стехиометрические законы химии и особенности их применения в кристаллах.

25.Предмет и задачи химической термодинамики. Система, фаза, компонент, параметры. Функции состояния: внутренняя энергия и энтальпия.

26.Теплота и работа.Обратимый процесс. Работа различных процессов. Максимальная работа. Теплота изобарического, изохорического изотермического процессов. Круговой процесс.

27.Первое начало темодинамики. Истинная и средняя теплоемкость. Соотношение между Cp и Сv для идеального газа.

28.Закон Гесса. Первое и второе следствия из закона Гесса. Теплота горения. Стандартные условия. Стандартная энтальпия образования вещества.

29.Зависимость теплового эффекта процесса от температуры (закон Кирхгоффа).ПодсчетыНиU.Приближения при расчетах.

30.Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Термодинамическая вероятность. Приведенное тепло.Неравенство Клаузиуса.

31.Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельмгольца. Связанная энергия. Условия самопроизвольного протекания процесса при постоянных р и Т и при постоянных V и Т.

32.Зависимость функций F и G от температуры (урвнение Гиббса-Гельмгольца).

34. Константы равновесия гомогенных и гетерогенных реакций. Различные способы выражения константы равновесия и соотношения между ними.

35. Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии. Изобара и изохора химической реакции.

36. Фазовые превращения. Уравнение Клапейрона- Клаузиуса. Теплота фазового превращения.

37. Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчет абсолютного значения энтропии.

38. Методы экспериментального определения и методы расчета термодинамических функций и констант равновесия. Приближения Улиха.

39. Сущность физико-химического анализа. Число составных частей компонентов системы. Правило фаз. Диаграмма состояния воды.

40. Термографический анализ: кривые нагревания и охлаждения. принципы построения диаграмм плавкости.

41. Диаграмма плавкости бинарной системы с эвтектикой. Правило «рычага».

42. Диаграмма плавкости бинарной системы с неограниченными твердыми растворами. Правило «рычага». Ликвидация, отжиг.

43. Диаграммы плавкости бинарной системы с ограниченными твердыми растворами – с эвтектикой и с перитектикой.

44. Диаграммы плавкости бинарной системы с устойчивым и с неустойчивым химическими соединениями.

45. Дальтониды и бертоллиды. Фазы постоянного и переменного состава.

46. Понятие о тройных диаграммах плавкости.

47. Истинная и средняя скорость реакций. Закон действия масс. Активные молекулы. Физический смысл константы скорости.

48. Молекулярность и порядок реакции. Интегрирование кинетических уравнений реакций первого, второго и третьего порядка. Период полураспада реакций первого и второго порядка.

49. Кинетическая классификация реакций по степени сложности. Обратимые и необратимые реакции. Связь константы равновесия с константами скоростей.

50. зависимость скорости реакций от температуры. Правило Вант-Гоффа. Эмпирической уравнение Аррениуса. Энергия активации.

51. Аналитический вывод уравнения Аррениуса. Физический смысл энергии активации, графический и аналитический расчеты этой энергии.

52.Принцип подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье). Разобрать на конкретных примерах.

53. Кинетика гетерогенных реакций. Много стадийность. Диффузионная и кинетическая области протекания процессов.

54. Скорость диффузии. Уравнение стационарной диффузии. Коэффициент массопередачи. Скорость гетерогенной химической реакции первого порядка при стационарном протекании. Скорость растворения твердого тела в жидкости.

55. Явление катализа. Катализаторы и ингибиторы. Механизм гомогенного и гетерогенного катализа.

56. Понятие «раствор». Разбавленные, концентрированные, насыщенные, пересыщенные растворы. Способы выражения концентрации растворов.

57. Физическая и химическая теории растворов. Сольватация. Теплота растворения. Растворение твердых тел в жидкости. Уравнение Шредера. Растворимость жидкостей в жидкостях.

58. Растворимость газов в жидкостях. Законы Генри и Дальтона. Уравнение Сивертса. закон распределению. Коэффициент распределения. Практические применения закона распределения.

60. Первый и второй законы Рауля. Определение молекулярных масс растворенных веществ (эбуллиоскопия и криоскопия).

61. Растворы электролитов. теория электролитической диссоциации. Диэлектрическая проницаемость различных растворителей.

62. Слабые электролиты. Степень диссоциации, определение ее через электропроводность. Константа диссоциации. Связь константы и степени диссоциации (закон распределения Оствальда).

63.Сильные электролиты. Ионные атмосферы. Кажущаяся степень диссоциации. Активность и коэффициент активности. Произведение растворимости.

64. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Понятие об индикаторах.

65. Гидролиз солей. Разобрать конкретные примеры. Константа гидролиза. Степень гидролиза.

66. Окислительно-восстановительные реакции. Ионно-электронный метод уравнивания коэффициентов реакций (примеры).

67. Возникновение скачка потенциала на границе «металл-раствор» Двойной электрический слой. Равновесный потенциал.

68. Медно-цинковый гальванический элемент. Процессы на электродах. ЭДС как алгебраическая сумма скачков потенциалов.

69. Термодинамика гальванического элемента : зависимость ЭДС от природы реагирующих веществ, температуры и концентрации. Стандартная ЭДС. Элемент Вестона.

70. Водородный электрод. Формула Нернста для электродного потенциала. Стандартный потенциал. Ряд напряжений. Подсчет ЭДС элемента.

71. Типы электродов и цепей. Концентрационные и амальгамные электроды и цепи. Окислительно-восстановительные электроды и цепи.

72. Электролиз. Последовательность разряда ионов на катоде и аноде в водных растворах. Выход по току. Привести примеры электролиза раствора солей с нерастворимым и растворимым анодом.

73. Законы электролиза. Число Фарадея. Электрохимический эквивалент. Удельный расход электроэнергии.

74. Химическая и концентрационная поляризация при электролизе. Напряжение разложения. Перенапряжение.

76. Классификация химических источников тока. Работа марганцево-цинкового и оксидно-ртутного гальванических элементов.

77. Свинцовый (кислотный) аккумулятор. Процессы при заряде-разряде, влияние примесей, ЭДС.

78. Щелочные аккумуляторы: железо- никелевый, кадмиево- никелквый, серебрянно- цинковый. Процессы при заряде-разряде, ЭДС.

79. Топливные элементы. Электрохимические генераторы. Работа водородно-кислородного топливного элемента. Высокотемпературный т.э. Процессы в метанольно- перекисноводородном т.э.

80. Коррозия металлов. Классификация процессов коррозии. Атмосферная и почвенная коррозия.

81. Химическая коррозия. Защитные пленки на поверхности металлов. «Пассивация» металлов.

82. Гальванокоррозия (микро и макро). Водородная и кислородная деполяризация. Влияние pH и температуры на процесс коррозии. Электрокоррозия.

83. Основные методы борьбы с коррозией. Протекторная защита. Электрозащита (катодная и анодная). Ингибиторы коррозии.

84. Поверхностное натяжение. Принцип Гиббса-Кюри. Адсорбция. Изотерма адсорбции. Лэнгмюра, уравнение Фрейндлиха. Практическое использование адсорбции. Основы хроматографии.

85. Глубокая очистка веществ. Вакуумная возгонка, дуговая плавка, электронно-лучевая плавка.

86. Глубокая очистка веществ: разложение летучих соединений на нагретой поверхности. Направленная кристаллизация и зонная плавка. Выращивание монокристаллов и их легирование.

87. Хранение и методы обращения с высокочистыми веществами. Получение воды высокой степени чистоты.

88. Глубокая очистка газов.

1.Строение электронных оболочек атома. Квантовые числа, s-, p-, d-, f- состояния электронов. Принцип Паули. Правило Гунда. Электронные формулы и энергетические ячейки.

Состояние любого электрона в атоме может быть охарактеризовано набором 4 квантовых чисел. n – главное квантовое число, l – побочное, m – магнитное, s – спиновое. Главное к.ч. характеризует собой общий запас энергии системы, если уподобить электрон облаку, то главное к.ч. характеризует собой размеры этого облака. Электроны одного и того же энергетического уровня образуют электронную оболочку. Г.к.ч принимает целочисленные значения от 1 до 7 (1 – K, 2 – L, 3 – M, 4 – N, 5 – O, 6 – P, 7 – Q). Электроны одного и того же уровня могут различаться по энергетическому состоянию. Электронные уровни подразделяются на подуровни. Электроны одного и того же подуровня различны по величине момента количества движения mvr (m – масса, v - скорость на орбите, r – радиус орбиты). Электроны различных подуровней имеют различную форму облака. Энергетическое состояние электрона на подуровне характеризуется с помощью побочного к.ч. (l=n-1). Max число подуровней-4 (K – s; L – s, p; M – s, p, d; N – s, p, d, f). m – магнитное к.ч. – ориентация электронного облака в пространстве ( –l,0,+l;summa=2l+1 ). Спиновое к.ч. – характеризует направление вращения электрона. Принимает два значения – _0h/2) и –_ов-h/2).

Принцип Паули: в атоме не может быть 2 электронов с одинаковым набором всех 4 к.ч. Максимальное число электронов на подуровне – 2(2l+1). Число электронов на уровне – 2n². Максимальное число электронов на уровне - 32.

Распределение электронов по уровням и подуровням изображается с помощью электронных формул или ячеек.

Правило Гунда: суммарный спин данного подуровня должен быть максимален. Электроны стремятся занять max возможное число свободных квантовых состояний.

0. Понятие о волновых свойствах электрона. Уравнение Л. де Бройля. Электронные облака s- и p- электронов.

О наличии волновых свойств электрона первым высказался французский учёный Л. де Бройль. Уравнение де Бройля: =h/mV. Если электрон обладает волновыми свойствами, то пучок электронов должен испытывать действие явлений дифракции и интерференции. Волновая природа электронов подтвердилась при наблюдении дифракции электронного пучка в структуре кристаллической решётки. Поскольку электрон обладает волновыми свойствами, положение его внутри объёма атома не определено. Положение электрона в атомном объёме описывается вероятностной функцией, если её изобразить в трёхмерном пространстве, то получим тела вращения (Рис).

0. Энергия ионизации атомов, энергия сродства к электрону, электроотрицательность.

Э.о. – энергия, которую необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от нейтрального атома и удалить его на бесконечно большое расстояние (эВ). Атом превращается в + ион. Потенциал ионизации – напряжение, которое необходимо приложить, чтобы оторвать электрон от атома. Существует несколько ионизирующих потенциалов (1-ый = энергии связи, 2-ой > энергии связи). Наиболее важный – 1 (Li 1 – 5,39 B; 2 – 75,62 B; 3 – 122,4 B). Скачкообразный характер потенциалов ионизации указывает на то, что электроны вокруг ядра расположены слоями. Чем больше э.о. тем более выражены неметаллические свойства элемента. Энергия сродства к электрону – энергетический эффект присоединения электрона к атому (атом превращается в – ион). Чем больше э.с.э. тем ярче неметаллические свойства. Электроотрицательность – количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе электроны. Сумма энергии сродства к электрону и энергии ионизации. Чем больше электроотрицательность, тем легче его атомы превращаются в – ион.