 |
Примерная тематика курсовых работ
|
|
|
|
Учебным планом ООП не предусмотрены.
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ СТУДЕНТОВ, ОЦЕНОЧНЫЕ СРЕДСТВА ДЛЯ ТЕКУЩЕГО КОНТРОЛЯ УСПЕВАЕМОСТИ, ПРОМЕЖУТОЧНОЙ АТТЕСТАЦИИ ПО ИТОГАМ ОСВОЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
Вопросы к экзамену
1. Основные понятия и законы стехиометрии. Атомные и молекулярные массы. Моль. Постоянная Авогадро.
2. Для всех ли соединений справедливы законы простых кратных отношений и постоянства состава? Ответ обосновать.
3. Закон эквивалентов. Фактор эквивалентности. Атомные и молярные массы эквивалентов.
4. Периодический закон. Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Физический смысл номера периода и группы. Правила Клечковского.
5. Развитие представлений о сложной структуре атома. Явление радиоактивности. Модели атома. Атомные спектры.
6. Нахождение электрона в атоме. Постулаты Бора. Уравнение Шредингера. Волновая функция.
7. Представление об электроне как о частице и волне. Принцип неопределенности Гейзенберга, уравнение волны Де-Бройля. Электронное облако.
8. Заполнение электронных оболочек в атомах. Принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Гунда (Хунда), правила Клечковского. Привести примеры.
9..Квантово-механическая теория строения атома. Квантовые числа. Форма и ориентация орбиталей. Принцип Паули. Правило Хунда.
10. s-, p-, d-элементы, их валентные электроны. Энергия ионизации, сродство к электрону. Электроотрицательность.
11. Как изменяется в группах энергия ионизации и сродство к электрону?
12. Основные типы химической связи. Отличительные особенности ионной связи от других связей (ковалентной, металлической). Существует ли в природе чистая ионная связь. Когда химическая связь считается ионной? Приведите примеры соединений с ионной связью.
|
|
|
13. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Понятие валентности.
14. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры. В чем ограниченность данной теории.
15. Основные положения теории гибридизации. Как теория гибридизации объясняет пространственное строение молекул (на примере молекулы аммиака)?
16. Направленность ковалентной связи. Перекрывание негибридных орбиталей. Изобразить перекрывание орбиталей в предложенных молекулах.
17. Основные характеристики связи: длина, энергия, валентные углы. Полярность связи. Дипольный момент связи.
18. Скорость химической реакции. Зависимость константы реакции от энергетического и стерического факторов. Понятие об активном комплексе. Энергия активации.
19. Каков физический смысл константы скорости реакции, от каких параметров она зависит.
20. Скорость химических реакций. Константа скорости. Факторы, влияющие на скорость реакции. Влияние температуры. Правило Вант-Гоффа.
21. Скорость химической реакции. Физический смысл константы скорости реакции. Ее зависимость от температуры. Правило Вант-Гоффа.
22. Зависимость скорости реакций от температуры. Правило Вант-Гоффа.
23. Обратимость химических реакций. Закон действия масс. Константа равновесия.
24. Константа равновесия в реакции гидролиза. Факторы, влияющие на равновесие реакции гидролиза. Пояснить на примерах.
25. Энергия активации. Пояснить понятие графически.
26. Катализаторы и ингибиторы. Механизм их действия. Пояснить графически.
27. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Биологические катализаторы. Принцип их действия. Ферменты, коферменты. Привести примеры.
28. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Понятие о механизме каталитической реакций.
29. Общие сведения о растворах. Классификация по агрегатному состоянию, другим признакам. Растворители. Растворимость. Растворы электролитов и неэлектролитов.
|
|
|
30. Осмос. Осмотическое давление. Зависимость осмотического давления от температуры и концентрации.
31. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Осмос в природе.
32. Растворы как фазы переменного состава. Понижение давления пара растворителя над раствором. Законы Рауля. Эбулиоскопия и криоскопия. Физический смысл эбулио- и криоскопических постоянных. Физико-химическое объяснение данных явлений.
33. Межмолекулярные взаимодействия: ориентационные, индукционные, дисперсионные.
34. Водородная связь. Образование, энергия связи. Внутримолекулярная и межмолекулярные связи. Водородная связь в биологических объектах.
35. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Активность и коэффициент активности.
36. Степень диссоциации электролитов. Сильные и слабые электролиты. Факторы, влияющие на степень диссоциации. Кажущаяся степень диссоциации.
37. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент, его физический смысл. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
38. Вода как важнейший растворитель. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели, их взаимосвязь.
39. Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН). Методы измерения рН.
40. Буферные растворы, их типы. Принцип действия буферных растворов. Буферная емкость.
41. Растворимость. Произведение растворимости. Их взаимосвязь.
42. Гидролиз солей. Ионные уравнения реакций гидролиза. Факторы, влияющие на степень гидролиза. Константа и степень гидролиза.
43. Гидролиз солей. Виды гидролиза. Привести примеры.
44. Вывод формулы для расчета рН раствора соли, подвергающейся гидролизу по катиону.
45. Вывод формулы для расчета рН раствора соли, подвергающейся гидролизу по аниону.
46. Гидролиз солей. Расчет рН растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой (с выводом).
47. Гидролиз солей образованных многозарядным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. По каким ступеням протекает гидролиз и почему?
|
|
|
48. Окислительно-восстановительные реакции, их классификация. Важнейшие окислители и восстановители.
49. Окислительно-восстановительные реакции. Направление протекания реакций. Окислительно-восстановительные потенциалы. Зависимость значений потенциалов от внешних условий. Уравнение Нернста. Пояснить на примере предложенной реакции.
50. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Уравнение Нернста. Направление окислительно-восстановительных реакций.
51. Электродные потенциалы. Водородный электрод. Ряд напряжений. Гальванические элементы. Химические источники электрической энергии.
52. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости. Условия образования и разрушения комплексных соединений.
53. Положение металлов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Физические свойства металлов.
54. Положение металлов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Химические свойства металлов.
55. Особенности строения атомов металлических элементов. Способы получения металлов.
56. Положение неметаллов в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Способы получения неметаллов.
57. Физические свойства и строение неметаллов.
58. Химические свойства неметаллов. Зависимость окислительных свойств неметаллов от положения внутри периода и группы.
59. Соединения неметаллов с водородом, их химические свойства.
60. Соединения неметаллов с кислородом, их химические свойства.
Вариант вопросов к коллоквиуму
1. В закрытом сосуде находятся два стакана: с чистой водой и с раствором сахара в воде. Какой процесс будет наблюдаться и до какого предела он будет проходить? Обсудите его причины.
2. Почему вода хорошо растворяет хлорид натрия, но не растворяет парафин, а бензин, наоборот, не растворяет хлорид натрия, но хорошо растворяет парафин.
3. К растворам аммиака прилили растворы, содержащие одноименные ионы: NaOH, NH4Cl, NH4CH3COO. Как изменится реакция среды раствора?
Вариант задач контрольной работы
1. Если растворить 25,5 г ВаСl2 в 750 г воды, то получится раствор, кристаллизующийся при -0,756оС. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли в растворе.
|
|
|
2. Рассчитайте концентрацию водородных ионов в водных растворах:
а) раствор получен разбавлением водой 50 см3 15-процентного раствора NН4ОН до 350 см3;
б) раствор, в 650 см3 которого содержится 4,8 г СН3СООН.
3. Какой объем воды необходим для растворения при 25оС 1 г BaSO4?
4. Укажите, какие соединения в водном растворе подвергаются гидролизу, а какие - не подвергаются. Напишите уравнения реакций гидролиза и объясните, почему протекает гидролиз, укажите среду растворов этих веществ: SbCl3, K2SO4, CH3COONH4.
5. Вычислить константу гидролиза по первой ступени фосфата калия. Какова степень гидролиза соли в 0,1 М растворе и рН раствора?
Варианты тестовых заданий
Тест № 1
1. Гидроксид натрия реагирует с
1) CaO 2) Al2O3 3) Mg(OH)2 4) K2SO4
2. Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции NaOH + H2S ® кислая соль + … равна
1) 4 2) 5 3) 6 4) 9
3. Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции получения сульфата алюминия действием кислоты на металл равна
1) 4 2) 5 3) 6 4) 9
4 Основание получают растворением в воде оксида
1) углерода (IV) 2) бария 3) меди (II) 4) кремния
5 Кислоту получают растворением в воде оксида
1) углерода (IV) 2) бария 3) меди (II) 4) кремния
Тест № 2
1. Для приготовления 500 г 7 %-ного раствора FeSO4 (М = 152 г/моль) необходимо взять железного купороса FeSO4·7Н2О (М = 278 г/моль) массой ______ г
1) 19 2) 35 3) 64 4) 89
2. 10 см3 2н раствора H2SO4 довели дистиллированной водой до 1 дм3. Молярная концентрация раствора стала равной (моль/л)
1) 0.001 2) 0.002 3) 0.010 4) 0.050
3. Смешали 600 см3 1.6н и 200 см3 2.5н H2SO4. Молярная концентрация эквивалента раствора составляет (моль/дм3)
1) 1.82 2) 1.20 3) 0.95 4) 0.62
4. 0.4М раствор серной кислоты является _______ нормальным
1) 0.2 2) 0.4 3) 0.8 4) 1.0
5. Раствор, содержащий 0.53 г карбоната натрия (М = 106 г/моль), нейтрализован согласно схеме Na2CO3 ® Na2HCO3. Для этого потребовалось 1н раствора НСl объемом _______ мл
1) 2.6 2) 3.7 3) 4.5 4) 5.0
Тест № 3
1. Используя метод электронно-ионных уравнений осуществите превращения (в среде HNO3): MoS2 ® H2MoO4 + SO42-
NO3- ® NO2
Сумма коэффициентов молекулярного уравнения реакции равна
1) 8 2) 19 3) 27 4) 46
2. КД(HNO2) = 4×10-4. Степень диссоциации (%) и величина рН 0.01М раствора HNO2 равна соответственно
1) 35; 1.9 2) 20; 2.7 3) 9.5; 3.3 4) 0.76; 4.1
3. КД(HNO2) = 4×10-4. Величина рН 0.01М раствора КNO2 равна
1) 11.7 2) 9.5 3) 8.3 4) 7.7
4. В системе 2SO2 + O2 Û 2SO3 исходные концентрации SO2 и O2 были соответственно равны 0.03 и 0.015 моль/л. В момент равновесия [SO2] = 0.01 моль/л. Константа равновесия равна
1) 180 2) 260 3) 525 4) 800
5. При повышении температуры на 20о скорость реакции, протекающей в газовой фазе, возросла в 9 раз. Температурный коэффициент скорости реакции равен
|
|
|
1) 1 2) 2 3) 2.5 4) 3
|
|
|
