Вопросы для подготовки. Образцы задач

Направление подготовки/специальности _36.05.01 Ветеринария

Название дисциплины____Неорганическая и аналитическая химия____

ФИО преподавателя___Бдюхина О.Е.________

Вопросы для подготовки

1. Основные законы и понятия химии: атом, молекула, относительная атомная и относительная молекулярная массы, моль, постоянная Авогадро, молярная масса, химический эквивалент, фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента.

2. Основные законы и понятия химии: законы сохранения массы, постоянства состава, закон Авогадро, закон эквивалентных отношений.

3. Современные представления о строении атома. Квантовые числа (n, l, m, s). Атомные орбитали (s, p, d, f). Принципы заполнения АО на примерах (s-, p-, d-, f). Ядро атома. Изотопы.

4. Закономерности распределения электронов в атомах: принцип Паули, электронная емкость атомной орбитали, энергетических уровней и подуровней, принцип наименьшей энергии, правило Клечковского, правило Хунда.

5. Периодичность изменения свойств атомов (радиуса, энергии ионизации, сродства к электрону, электроотрицательности) с увеличением порядкового номера в группах и подгруппах.

6. Природа химической связи. Теории образования ковалентной связи:. метод валентных связей (МВС), теория гибридизации атомных орбиталей.

7. Кратность и полярность ковалентной связи. Свойства ковалентной связи: длина и энергия, насыщаемость и направленность.

8. Ионная связь, природа образования и свойства ионной связи и соединений с этим типом связи. Отличие от ковалентной связи. Выпишите из предложенного ряда веществ ионные соединения: C₂H₄, CaS, O₂, CS₂, Na₂S, BaCl₂.

9. Металлическая связь, природа образования и свойства. Межмолекулярное взаимодействие, водородная связь.

10. Периодический закон и его современная формулировка. Природа периодичности свойств элементов. Структура периодической системы элементов. Изменение строения и свойств элементов в периоде, в группе (радиуса атома, энергий ионизации и сродства к электрону, электроотрицательности). Понятия валентности и степени окисления.

11. Основные понятия химической термодинамики. Виды систем и функции состояния. Внутренняя энергия. Первое начало термодинамики и его следствия.

12.Энтальпия. Закон Гесса и следствия из него. Термохимические уравнения.

13. Второй закон термодинамики. Энтропия. Изменение энтропии при фазовых переходах. Определение (расчет) изменения энтропии в химическом процессе.

14. Свободные энергии Гиббса и Гельмгольца. Критерий самопроизвольного протекания процесса. Энтальпийный и энтропийный фактор. Термодинамическая устойчивость химических соединений.

15. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Понятие об активных молекулах и энергии активации. Уравнение Вант-Гоффа и С. Аррениуса. Закон действия масс, константа скорости реакции.

16. Скорость химической реакции и её зависимость от концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс для гомо- и гетерогенных реакций . Напишите уравнение для скорости прямой реакции СО_2(Г) + С_(Т)↔ 2СО_(Г).

17. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Энергетический профиль реакции.

18. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Механизм действия катализаторов. Энергетический профиль каталитической реакции.

19. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые по направлению реакции. Термодинамическое и кинетическое условие химического равновесия. Константа химического равновесия. Расчет константы равновесия.

20. Химическое равновесие. Прогнозирование направления смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. В каком направлении сместится равновесие в системе СО_2(г) + С_(тв)↔ 2СО_(г)– Q при уменьшении температуры, давления? Напишите уравнение для скорости прямой реакции.

21. Химическое равновесие, Прогнозирование направления смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Записать константу химического равновесия для реакций: Fe₂O_3(к)+ 3CO_(г)→ 2Fe_(к)+ 3CO_2(г); N_2(г)+ 3H_2(г)→ 2NH_3(г).

22. Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости. Равновесие в биологических системах.

23. Причины образования растворов. Физические и химические силы, обусловливающие образование растворов. Физико-химическая теория образования растворов Д.И. Менделеева.

24. Типы растворов. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, моляльная концентрация, титр).

25. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов. Первый и второй законы Рауля. Температуры кипения и замерзания растворов. Эбулиоскопия и криоскопия.

26. Диффузия и осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Гипо-,гипер- и изотонические растворы. Биологическое значение осмотического давления.

27. Теория электролитической ассоциации Аррениуса. Свойства растворов электролитов. Сильные электролиты. Активность, ионная сила раствора.

28. Слабые электролиты, степень и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

29. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидрооксильный показатели. Роль концентрации ионов водорода в биологических организмах.

30. Кислоты и основания. Электролитическая диссоциация кислот и оснований. Сильные и слабые кислоты и основания. рН водных растворов кислот и оснований.

31. Растворы солей. Средние (нормальные), кислые и основные соли. Электролитическая диссоциация солей (на примере диссоциации фосфата натрия, гидросульфата калия и хлорида дигидроксоалюминия).

32. Ионные реакции в растворах. Характеристика ионных реакций. Условие протекания реакции ионного обмена. Молекулярное и ионно-молекулярное уравнение реакции ионного обмена (на примере реакции взаимодействия сульфата меди (II) и гидроксида натрия).

33. Соли, классификация. Гидролиз солей. Реакция среды водных растворов солей. Степень и константа гидролиза, их взаимосвязь, влияние на них различных факторов. Роль гидролиза в организме человека и животных.

34. Окислительно-восстановительные свойства элементов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Степень окисления. Расчёт степеней окисления. Важнейшие окислители и восстановители.

35. Окислительно-восстановительные реакции. Классификация. Важнейшие окислители и восстановители. Эквиваленты окислителя и восстановителя. Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР (методом электронного баланса на примере реакции FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O).

36. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал. Окислительно-восстановительное равновесие. Уравнение Нернста. ЭДС и направление протекания ОВР.

37. Ряд напряжений металлов. Гальванический элемент. Анодный и катодный процессы. Уравнение электрохимического процесса в гальваническом элементе. ЭДС и ее определение.

38. Влияние среды и внешних условий на направление ОВР и характер продуктов. Диффузионный и мембранный потенциалы, их биологическое значение. Роль ОВР в живом организме.

39. Какие реакции (окисления или восстановления) протекают на каждом электроде гальванического элемента? Почему одна и та же окислительно-восстановительная реакция в гальваническом элементе дает электрический ток, а в растворе без элементов – нет?

40. Координационная теория строения комплексных соединений Вернера. Строение координационной сферы: комплексообразователь, координационное число, лиганды-ионы, донорные атомы лигандов, дентатность. Геометрия координационной сферы, внешнесферные ионы.

41. Устойчивость комплексных соединений в растворах. Константы устойчивости, константы нестойкости. Факторы, влияющие на устойчивость комплексных соединений в растворах.

42. Комплексные соединения. Природа химической связи. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости. Катионные, анионные и нейтральные комплексы (примеры). Значение комплексных соединений в химических и биологических системах.

43. Водород (своеобразие строения атома водорода, уникальность физических и химических свойств водорода, бинарные соединения водорода, гидратация протона, водородная связь, геометрия и свойства молекулы воды, структура льда и жидкой воды).

44. Элементы IA-подгруппы (общие свойства натрия, калия и других элементов подгруппы, восстановительные свойства щелочных металлов, гидроксиды, соли, комплексные соединения щелочных металлов, ионный обмен, роли натрия и калия в живой клетке, передаче нервного импульса у животных и человека).

45. Элементы IIA-подгруппы (общие свойства магния, кальция и других элементов подгруппы; гидроксиды, соли, комплексные соединения магния и кальция; жесткость воды; роли магния и кальция в живой клетке, в растительных и животных организмах, в питании человека и кормлении животных).

46. Элементы VA-подгруппы (общие свойства азота, фосфора и других элементов подгруппы; химические свойства молекулярного азота; аммиак, гидразин, гидроксиламин, мочевина; оксиды азота; азотистая и азотная кислоты и их соли, токсичность нитритов и нитратов; особенности азота как биогенного элемента; значение азота в питании животных и человека).

47. Элементы VA-подгруппы (аллотропные модификации фосфора; оксиды, кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли, особенности фосфора как биогенного элемента; значение фосфора в питании человека и животных; кормовые фосфаты; фосфор в аденозинтрифосфате).

48. Элементы VIIA-подгруппы (общие свойства элементов подгруппы; фтороводород, фториды; роль фтора в жизнедеятельности человека и животных; хлороводород, хлориды; роль хлороводородной кислоты и хлоридов в жизнедеятельности человека и животных; применение бромидов и других соединений брома в ветеринарии; применение иода, иодидов и других соединений иода в ветеринарии).

49. Химия биогенных d-элементов: общие свойства и особенности переходных металлов; роль соединений хрома, молибдена, марганца, железа, никеля, меди и цинка в жизнедеятельности человека и животных.

50. Химия биогенных d-элементов: общие свойства и особенности переходных металлов; роль соединений хрома, молибдена, марганца, железа, никеля, меди и цинка в жизнедеятельности человека и животных; токсичность соединений кадмия и ртути.

51. Основные понятия аналитической химии: метод и методика анализа; качественный и количественный анализ; элементный, функциональный, молекулярный и фазовый анализ.

52. Основные стадии химического анализа. Подготовка образца к анализу. Отбор средней пробы жидкости и твердого вещества. Растворение пробы, примеры.

53. Химические, физико-химические и физические методы анализа, их сущность. Аналитический сигнал. Преимущества и недостатки, области применения химических и инструментальных методов.

54. Методы анализа катионов. Кислотно-основной метод анализа катионов: состав аналитических групп, групповые реагенты и их действие. Специфические реагенты в качественном анализе. Примеры.

55. Качественные реакции катионов Fe²⁺, Fe³⁺ (общие и специфические).

56. Аналитическая классификация анионов: состав аналитических групп, групповые реагенты и их действие.

57. Качественные реакции анионов Cl^-, NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3-.

58. Методы определения химического состава веществ. Качественный и количественный анализ.

59. Классификация ошибок количественного анализа, их причины и влияние на результаты анализа. Правильность и воспроизводимость результатов анализа и их количественная характеристика.

60. Методы определения химического состава веществ. Количественный анализ. Методы количественного анализа (химические, физико-химические, физические).

61. Лабораторное оборудование, используемое при качественном анализе веществ.

62. Весы и взвешивание. Правила работы с аналитическими весами.

63. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков.

64. Разделение, выделение и концентрирование веществ в химическом анализе. Применение химического осаждения, ионного обмена, экстрагирования и других методов разделения веществ.

65. Гравиметрический анализ, сущность метода. Метод осаждения. Основные этапы гравиметрического определения. Осаждаемая и гравиметрическая формы и требования к ним. Примеры гравиметрических определений. Достоинства и недостатки гравиметрического метода анализа, области его применения.

66. Титриметрический анализ. Характеристика метода. Основные понятия (аликвота, титрант, титрование, точка эквивалентности, конечная точка титрования). Требования, предъявляемые к реакциям в титриметрическом анализе.

67. Требования, предъявляемые к стандартным веществам. Растворы стандартные и стандартизированные. Способы приготовления стандартных растворов.

68. Измерительная посуда, применяемая в объёмных методах анализа. Принципы прямого, обратного титрования и титрования заместителя. Методы определения точки эквивалентности.

69. Титриметрический анализ. Классификация методов по характеру химической реакции, по способу титрования. Расчёты в объёмном анализе. Преимущества и недостатки, практическое применение титриметрического анализа.

70. Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации) - ацидиметрия и алкалиметрия. Рабочие растворы, стандартные вещества. Определяемые вещества, примеры. Ограничения кислотно-основного титрования в водной среде.

71. Индикаторы кислотно-основного титрования. Кривые титрования. Выбор индикатора.

72. Метод перманганатометрии: сущность метода; титрант, его свойства, приготовление и стандартизация; установление конечной точки титрования; важнейшие определяемые вещества, условия их титрования, уравнения реакций.

73. Комплексонометрия: сущность метода, строение и свойства ЭДТА, химизм комплексонометрического титрования, Практическое применение комплексонометрического титрования.

74. Какие соли обусловливают жёсткость природной воды? Какую жёсткость называют постоянной, временной? Написать уравнения реакций, с помощью которых можно устранить карбонатную и некарбонатную жёсткость.

75. Определение общей жёсткости воды методом комплексонометрического титрования.

76. Классификация физико-химических методов анализа по природе аналитического сигнала. Значение инструментальных методов анализа, их преимущество.

77. Оптические методы анализа. Основной закон светопоглощения (закон Бугера-Ламберта-Бера). Фотоколорометрия и спектрофотометрия. Сущность и область применения. Классификация методов. Метод калибровочного графика.

78. Физико-химические методы анализа. Рефрактометрия. Сущность метода, область применения, аппаратура, принцип действия.

79. Потенциометрический анализ. Сущность метода, область его применения, применяемая аппаратура, ионселективные электроды. Примеры использования потенциометрии для определения содержания различных ионов в растворе.

80. Хроматографический анализ. Классификация методов хроматографии.

Образцы задач

1. Какие значения может иметь молярная масса эквивалента сульфата алюминия в реакциях с гидроксидом калия? Ответ подтвердить уравнениями реакций и расчётами.

2. Возможность самопроизвольного образования этанола в живых организмах по реакции 2СО_{2 газ}+ 3Н₂О _ж→ С₂Н₅ОН _ж+ 3О_{2 газ} можно оценить по величине изменения стандартной энергии Гиббса (ΔG⁰). Определите эту величину и оцените возможность самопроизвольного протекания процесса в прямом направлении, если ΔG⁰_обр.(СO_{2 газ}) = -395 кДж/моль; ΔG⁰_обр(Н₂O_ж) = -237 кДж/моль, ΔG⁰_обр.(С₂Н₅ОН _ж) = -174 кДж/моль.

3. Константа скорости распада пенициллина при температуре 36⁰С равна 6ž10^-6 с^-1, а при 41⁰С – 1,2ž10^-5 с^-1. Чему равен температурный коэффициент реакции?

4. Во сколько раз изменится скорость химической реакции горения водорода, если концентрации исходных веществ увеличить в 3 раза?

5. При 20⁰С реакция протекает за 2 минуты. За какое время будет протекать эта же реакция при 50⁰С? Температурный коэффициент равен 2,5.

6. Что произойдёт с эритроцитами при 310 К в 3%-ном растворе глюкозы (ρ=1,01 г/мл), если учесть, что в гипотонических растворах за счёт эндоосмоса эритроциты лопаются (гемолиз), а в гипертонических - сморщиваются (цитолиз) за счёт экзоосмоса (Р_осм крови равно 740-780 кПа).

7. Составить ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между электролитами: а) растворами нитрата свинца (II) и сульфида натрия, б) карбоната натрия и соляной кислоты.

8. Для улучшения кроветворной функции назначают малые дозы водного раствора 1%-ного водного раствора сульфата меди (II) (ρ=1,009 г/мл). Сколько надо взять соли и воды для приготовления 2 л такого раствора.

9. Рассчитать чему равна массовая доля соли в растворе, полученном при смешении 250 г раствора с массовой долей 8% и 750 г раствора с массовой долей 4%.

10. Какой нормальности получился раствор Na₂SO₄, если к 500 мл 0,3н раствора прибавили 250 мл воды ?

11. Чему равна моляльная концентрация раствора, содержащего 18 г глюкозы (C₆H₁₂O₆ ) в 1 кг воды.

12. Уравнять реакцию методом электронного баланса, указать окислитель и восстановитель: I₂ + HNO₃ → HIO₃ + NO + H₂О

13. В ротовой полости при комбинированном протезировании железом и золотом предположительно может протекать реакция 2Au³⁺ + 3Fe → 2Au + 3Fe²⁺ , для которой ΔG_р-и < 0. Допустимо или нет комбинирование этих металлов при протезировании? Ответ обосновать.

14. Сокращенная электронная формула элемента изображена в виде: ..5s²5p³. Какой это элемент? Написать полную электронную формулу этого элемента.

15. Чему равна массовая доля (%) серы в угле, если после соответствующей обработки навески 4,6180 г каменного угля и осаждения получили 0,4184 г сульфата бария.

16. Написать уравнение гидролиза по I ступени солей: K₃PO₄, Al₂(SO₄)₃, FeOHCl₂. Определить рН среды.

17. Определить значение рН раствора, полученного при смешивании равных объёмов 0,4 М КОН и 0,6 М HCl.

18. Чему равна концентрация ионов серебра в насыщенном растворе хлорида серебра (ПР_AgCl = 1,8∙10^-10)?

19. При титровании 10 мл раствора азотной кислоты израсходовано 20 мл раствора гидроксида калия с молярной концентрацией эквивалента 0,03 моль/л. Чему равна масса кислоты в 500 мл этого раствора?