Экзаменационные вопросы и ответы на них. Экзаменационные вопросы по курсу физической химии
 Скачать 386 Kb.
|
|
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).Подсчеты  Н и U.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.
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).
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. 5) Порядок заполнения электронных слоев. 1s2à 2s2à2p6à 3s2à3p6à4s2à 3d10à4p6à 5s2à 4d10à 5p6à 6s2à 5d1à 4f14à 5d2à10à 6p6à7s2à6d1à 5f14à 6d2à10à 7p6. C т.з. поступления электрона на тот или иной п/уровень все элементы в системе элементов могут подразделяться на 4 семейства. K S-семейству. отн. гл. п/гр. 1, 2 гр., а также Н и Не. К Р-семейству отн. элементы 3-8 группы (эл. поб. п/групп). d-все трех. элементы. f-28 элементов, лантаниды и актиниды. П.С. отражает порядок заполнения электронами квантовых слоев атомов различных элементов. Причины периодичности повторяемости свойств различных элементов в том, что в ряду элементов, расположеннчх в порядке возрастания зарядов их ядер возникает периодически повторяемый процесс застройки новых электронных оболочек. Чем меньше энергия ионизации, тем ярче проявляются Ме св-ва элементов. Однако по мере возрастания электронов на внешней оболочке атом с трудом теряет электроны и более охотно их приобретает. Если к нейтральному атому присоединить электрон, то атом превратится в положительно заряженный ион. Чем больше энергия сродства, тем ярче выраженны неметаллические св-ва. Сумма Еионизации с Есродства к электрону носит название электроотрицательности элемента.(Li-1, Na-0.9, K-0.8, Al-1.5, Sc-1.8, o-3.5, F-4) Чем больше ЭО, тем легче атомы превращаются в отрицательно заряженные ионы. Т.о. основной характеристикой элементов в системе элементов Менделеева Еи, Еср. к .эл. и ЭО.
При возникновении химической связи выделяется энергия. Чем больше энергии выделится, тем прочнее связь. Потенциальная энергия образования многоатомных объектов всегда меньше суммарной потенциальной энергии атомов, вступающих в связь. Длинна связи – кратчайшее межъядерное расстояние в невозбуждённой молекуле 1-2 А, 1А=10-8см). Энергия связи – кол-во энергии выделившейся при её возникновении. Насыщенность химической связи – ограничение числа валентных связей у атомов в соединениях с ковалентной связью. Ориентация связи – прочность связи зависит от взаимной ориентации электронных облаков валентных электронов. Химическая связь есть результат той или иной перегруппировки электронов. Два основных вида химической связи – передача одного или нескольких электронов от атома к атому или смещение электронов от атома к атому в результате возникновения электронной пары. Различные виды связи:
|