Шесть правил, соблюдение которых позволяет понравиться людям

Общая и неорганическая химия

Вопросы для подготовки к экзамену

 

"Проваливай!" – буркнул студент экзаменатору.

anekdot.ru 28.08.01

Определения и понятия, которые лучше знать, чем наоборот...

0. Вещество.

Атомная, молекулярная, молярная масса.

 

1. Система открытая, закрытая, изолированная.

Функция состояния. Внутренняя энергия.

Стандартная энтальпия образования. Закон Гесса. Энтропия.

Изобарно-изотермический потенциал (энергия Гиббса) как критерий самопроизвольной реакции.

Константа равновесия. Принцип Ле-Шателье.

 

2. Скорость химической реакции. Элементарные реакции и уравнение скорости.

Порядок реакции, молекулярность реакции.

Температурный коэффициент (Вант-Гоффа).

Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

 

3. Дисперсная система, коллоидный раствор, золь, гель.

Идеальный раствор, реальный раствор. Процентная, молярная, моляльная концентрация.

Неэлектролиты, сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации.

Кислоты и основания по Аррениусу, Бренстеду, по Льюису.

рН, ПР, буферные растворы, буферная емкость раствора. Природные буферы.

Степень окисления. Стандартные электродные потенциалы, водородный электрод, уравнение Нернста. Гальванические элементы, аккумуляторы.

 

4. Элементы главных и побочных подгрупп

Переходные металлы, лантаноиды, тяжелые металлы

Правило 8-и электронов и правило 18-ти электронов

Комплексные соединения, лиганды, внутренняя сфера и внешняя сфера комплекса.

Полидентатные лиганды, хелаты

 

Элементы химической термодинамики

 

5. Как связаны между собой: работа, совершаемая химической реакцией, ее тепловой эффект, энтальпия и внутренняя энергия? Приведите формулы.

Как вычислить на основании закона Гесса DН⁰ такой реакции, для которой невозможны прямые измерения? Приведите пример.

 

6. Как связан изобарно-изотермический потенциал реакции с ее направлением? Как влияют на направление реакции ее энтальпия и энтропия? Приведите три разных примера.

 

7. Как на основании изобарно-изотермического потенциала определить направление химической реакции? Как вычислить изобарно-изотермический потенциал для реакции по табличным данным для стандартных энтальпии и энтропии? Приведите пример.

 

8. Что характеризует энтропия реакции? Для какой из реакций изменение энтропии может быть более значительным:

NH₄HCO₃ = H₂O + CO₂ + NH₃ или 2 NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O?

Приведите пример эндотермической самопроизвольной реакции, идущей за счет изменения энтропии.

 

Элементы химической кинетики

 

9. Кинетическое уравнение. Элементарные и сложные реакции. Поясните на примере: H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3 H₂O

Порядок по реагентам и суммарный порядок химической реакции. Мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции.

 

10. Температурный коэффициент (Вант-Гоффа). Энергия активации, предэкспоненциальный множитель в уравнении Аррениуса. Почему при понижении температуры реакции становятся более селективными (избирательными)?

 

Строение вещества

 

11. Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное, спиновое), численные соотношения между ними и “физический смысл”; принцип Паули. Что такое “одноэлектронное приближение”?

 

12. Валентность и степень окисления. Границы применимости правила 8-и электронов. Приведите два примера соединений, в которых у одного и того же элемента не совпадают численно валентность и степень окисления.

 

13. Орбитали и их "гибридизация" как математический уровень описания строения вещества. Ограничения представлений о гибридизации. Опишите тип гибридизации и пространственное строение молекулы ___.

 

14. Полярность химической связи (примеры соединений с ковалентной неполярной, ковалентной полярной и ионной связью). Почему не имеет дипольного момента молекула ___, хотя связь ___ имеет дипольный момент ___ D?

 

15. Водородные и “трехцентровые” связи. Примеры соединений (трехцентровая связь – соединения бора и алюминия). Донорно-акцепторное образование связи.

 

16. Комплексные соединения и двойные соли. Константа нестойкости комплексного иона. Важнейшие неорганические лиганды (примеры сильных и слабых). Порфирины.

 

17. Комплексные соединения. Константа устойчивости комплексного иона. Полидентатные и хелатные лиганды. Схема активного центра хлорофилла и гемоглобина.

 

Растворы

 

18. Растворимость. Насыщенные растворы. Способы выражения растворимости в справочных изданиях. Пересчет растворимости в процентную и молярную концентрацию.

 

19. Правило фаз. Фазовая диаграмма воды (вблизи н.у.). Влияние растворенного вещества на фазовую диаграмму воды.

 

20. Законы Рауля и Генри. В чем состоит сущность методов эбуллиоскопии и криоскопии? Какое из средств более эффективно против гололеда – MgCl₂ или мочевина CO(NH₂)₂ (в кг на 10 м² асфальта)?

 

21. Осмотическое давление и его физиологическая роль. Формула для расчета осмотического давления. Примеры лекарственных средств, действующих на основе осмотического эффекта.

 

22. Сильные и слабые электролиты (определение). Степень и константа диссоциации (определения и формулы). Закон разбавления Оствальда (вывод).

 

23. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Изотонический коэффициент и его роль в создании теории электролитической диссоциации.

 

24. Активность и концентрация сильных электролитов. Способы экспериментального определения активности и приближенного вычисления коэффициента активности.

 

25. Протолитические равновесия. Кислотность по Аррениусу. Кислотность по Бренстеду-Лоури (пример равновесия кислота-основание). Кислотность по Льюису.

 

26. Константа диссоциации и ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) – определение и границы применимости. Буферные растворы, причина стабильности их рН при малых добавках кислот и оснований на примере аммиачного буфера.

 

27. Буферные системы в живом организме. Буферная емкость. Вывод формулы для определения рН ацетатного буфера, использованные при выводе допущения.

 

28. Ионное произведение воды, рН. Примеры определения рН слабой кислоты и слабого основания по справочным данным о константе диссоциации, использованные при этом допущения.

 

29. Гидролиз водных растворов солей. Примеры трех типов гидролиза. Константа и степень гидролиза для одной соли по выбору (определение и формулы для расчета, использованные допущения).

 

30. Произведение растворимости. Определение, связь с молярной концентрацией (привести пример). Влияние одноименного иона и границы применимости учета ПР (на примере систем галогенид серебра – галогенид щелочного металла).

 

31. Электрохимический потенциал. Водородный электрод (схема). Уравнение Нернста. Какие свойства металла характеризует его положение в ряду стандартных потенциалов?

 

32. Ряд стандартных электродных потенциалов. Гальванические элементы и аккумуляторы (по 1 примеру). Топливные элементы. Электрохимическая коррозия.

 

33. Коллоидные растворы. Золь и гель. Строение и причины устойчивости коллоидных частиц. Коагуляция.

 

Химия элементов: H, O, F, Cl, Br, I, S, N, P, As, C, Si, Sn, Pb, Li, Na, K, Be, Mg, Ca, B, Al, Ga, Zn, Cd, Hg, Cu, Ag, Au, Cr, Mo, W, Mn, Fe, Co, Ni.

 

34. Водород. Атом и молекула водорода, изотопы водорода. Гидриды металлов и неметаллов. Водород как окислитель и восстановитель. Получение водорода в лаборатории и в промышленности.

 

35. Кислород. Бирадикальный характер молекулы кислорода, объяснение с помощью энергетической диаграммы. Получение кислорода в лаборатории и в промышленности. Озон, роль озонового слоя атмосферы.

 

36. Вода. Фазовая диаграмма воды. Физические и химические свойства. Автопротолиз. Горение водорода в кислороде. Топливные элементы.

 

37. Пероксид водорода. Окислительно-восстановительные свойства, получение и применение пероксида водорода. Пероксиды металлов.

 

38. Галогены. Атомы, молекулы и простые вещества. Закономерности изменения прочности связи в молекулах галогенов. Проявляемые степени окисления. Реакции диспропорционирования молекулярных галогенов.

 

39. Галогеноводороды. Физические и химические свойства (температуры кипения, сила кислот и восстановительная способность). Особенности фтороводорода. Биологическая роль галогенов.

 

40. Кислородные кислоты галогенов. Кислотно-основные и окислительные свойства оксокислот хлора. Устойчивость кислородных кислот хлора и их солей, применение солей оксокислот хлора.

 

41. Сера. Строение молекул и свойства простого вещества. Сероводород и сульфиды. Полисульфиды. Восстановительные свойства сероводорода и сульфидов, растворимость сульфидов металлов.

 

42. Оксиды серы. Получение и свойства оксидов серы (IV) и (VI). Сернистая и серная кислота, сульфиты и сульфаты. Окислительно-восстановительные свойства сульфитов и сульфатов.

 

43. Общая характеристика элементов VА группы. Свойства простых веществ. Выбор стандартного состояния фосфора. Водородные соединения элементов VА группы, сравнение их электронодонорных свойств.

 

44. Степени окисления азота. Физические и химические свойства аммиака. Взаимодействие аммиака с водой и кислотами. Соли аммония. Гидразин.

 

45. Оксиды азота. Источники оксидов азота (II) и (IV) в атмосфере, их роль в природе. Получение азотной кислоты. Роль NO как информона.

 

46. Азотистая и азотная кислота, нитриты и нитраты. Окислительно-восстановительные свойства нитритов и нитратов. Применение нитратов.

 

47. Кислородсодержащие кислоты фосфора. Полифосфорные кислоты, АТФ. Растворимость солей ортофосфорной кислоты и их гидролиз.

 

48. Углерод. Полиморфные модификации. Карбиды металлов. Оксиды углерода. Угольная кислота и ее соли. Роль карбонатов в углекислотном балансе атмосферы. “Парниковый” эффект.

 

49. Кремний. Силициды металлов. Силаны. Кремниевые кислоты и силикаты. Стекло.

 

50. Металлы IА группы. Получение и применение свободных металлов и их соединений. Оксиды, пероксиды и надпероксиды щелочных металлов. Гидроксиды и гидриды. Биологическая роль соединений натрия и калия.

 

51. Металлы IIА группы. Свойства и применение простых веществ. Свойства оксидов и гидроксидов, сульфатов и карбонатов. Жесткость воды и способы ее устранения. Биологическая роль соединений элементов IIА группы.

 

52. Бор. Бороводороды, трехцентровые связи. Боразотные аналоги углеводородов. Борная кислота, пероксобораты.

 

53. Алюминий. Свойства, получение и применение алюминия и его сплавов. Оксид и гидроксид алюминия. Безводный хлорид алюминия. Гидролиз солей алюминия. Алюмотермия. Биологическая роль алюминия; производство алюминия и окружающая среда.

 

54. Олово и свинец. Простые вещества, соединения в низших и высших степенях окисления. Кислотно-основные свойства гидроксидов в зависимости от степени окисления. Свинцовый аккумулятор. Биологическая роль олова и свинца.

 

55. Общая характеристика переходных металлов. Строение атомов. Степени окисления, зависимость свойств соединений от степени окисления (на примере 2-х элементов). Комплексные соединения переходных металлов (3 примера).

 

56. Металлы IВ группы. Свойства простых веществ. Устойчивые степени окисления. Свойства соединений меди (3 примера реакций). Комплексные соединения меди, серебра, золота (по 1 примеру). Биологическая роль соединений меди.

 

57. Металлы IIВ группы. Свойства простых веществ. Степени окисления, свойства гидроксидов, сульфидов. Биологическая роль соединений элементов IIВ группы.

 

58. Элементы VIВ группы. Свойства простых веществ. Степени окисления, свойства гидроксидов в зависимости от степени окисления. Гидролиз солей хрома (III). Биологическая роль соединений элементов VIВ группы.

 

59. Кислоты и соли, образуемые элементами VIВ группы в высших степенях окисления. Сравнение кислотных и окислительных свойств.

 

60. Марганец. Проявляемые степени окисления (примеры устойчивых соединений). Свойства гидроксидов в зависимости от степени окисления. Окислительно-восстановительные свойства соединений (3 примера ОВР). Биологическая роль соединений марганца.

 

61. Железо, кобальт, никель. Свойства простых веществ. Степени окисления, свойства гидроксидов в зависимости от степени окисления. Кадмиево-никелевый аккумулятор. Биологическая роль соединений железа, кобальта, никеля.

 

62. Железо. Чугун и сталь. Степени окисления. Окислительно-восстановительные свойства соединений (по 1 примеру ОВР для железа (II), железа (III), железа (VI)). Примеры комплексных соединений железа с монодентатными лигандами и хелатами.

 

 

Биоинженеры и биофизики 2005/2006

Задачи для подготовки к экзамену: (см. домашние задания к семинарам и коллоквиумам).

1. Нарисуйте энтальпийную диаграмму превращений

CuSO_4(к) ® CuSO₄^.5H₂O_(к) ® CuSO₄ (водный раствор),

если энтальпия растворения безводного сульфата меди и его пентагидрата равны соответственно - 73,2 и + 7,15 кДж/моль. Вычислите энтальпию реакции образования кристаллогидрата из безводной соли: CuSO_4(к) + 5 H₂O_(ж) = CuSO₄^.5H₂O_(к)

2. Рассчитайте энтальпию образования ацетилена по энтальпиям реакций (тепловые эффекты указаны при постоянном давлении):

2 C₂H₂ + 5 O₂ = 4 CO₂ + 2 H₂O_ж + 2610 кДж

C + O₂ = CO₂ + 394 кДж

2 H₂ + O₂ = 2 H₂O_ж + 572 кДж

3. Константа равновесия системы СО + Н₂О Û CO₂ + H₂ при некоторой температуре равна 1. Вычислите объемный процентный состав смеси в состоянии равновесия, если начальные концентрации СО и Н₂О равны 1 моль/л.

4. Исходные концентрации окиси азота и хлора в системе: 2 NO + Cl₂ Û 2 NOCl

составляют соответственно 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% окиси азота.

5. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

2 NO + Cl₂ «2 NOCl составляли: оксид азота (II) 0,02 моль/л; хлор 0,03 моль/л; хлористый нитрозил 0,01 моль/л. Каким будет направление процесса при быстром смешении реагентов в концентрациях, равных для всех веществ 0,01 моль/л при той же температуре?

6. Приведите расчетные формулы для вычисления константы равновесия реакции

2H₂S + 3O₂ Û 2H₂O + 2SO₂

при стандартных условиях и при 1000°С, пренебрегая температурной зависимостью энтальпий образования веществ и их энтропий. Вычислите К_р при ст.у. Как будет отличаться от полученного значения К_р при 1000⁰С - будет больше или меньше?

 

7. Для реакции [Mn(H₂O)₆]²⁺ + Cl^– = [Mn(H₂O)₅Cl]⁺ + H₂O

получены следующие значения скорости при заданных концентрациях:

C([Mn(H2O)6]2+), моль/л	C(Cl–), моль/л	r, моль/л·c
0,1	0,05	1,58·106
0,05	0,1	7,92·105
0,02	0,05	3,16·105

а) Определите вид кинетического уравнения.

б) Вычислите константу скорости реакции.

 

8. Энергия активации некоторой реакции в диапазоне температур 260-300 К равна 50 кДж/моль. В каком из двух случаев скорость реакции увеличится в большее число раз: при нагревании от -11⁰ С до 0⁰ С или при нагревании от 0⁰ С до +11⁰ С? Ответ обоснуйте расчетной формулой.

 

9. Вычислите рН 2 М раствора уксусной кислоты CH₃COOH?.

Константа диссоциации уксусной кислоты: К_дис. = 1,8*10^-5.

 

10. В литровую мерную колбу налили 0,1 мл 0,0001 М раствора гидроксида лития и довели до метки дистиллированной водой. Определите рН полученного раствора.

 

11. При 200⁰С ионное произведение воды: K_w = 4*10^–12. Какова величина рН чистой воды при 200⁰ С? Какова величина рН раствора 0,4 г гидроксида натрия в 1 л воды при 200⁰С?

 

12. Дождевая вода в промышленном районе имеет рН = 3. Считая, что вся кислотность создается серным ангидридом SO₃, определите концентрацию серной кислоты (моль/л) в дождевой воде.

 

13. При какой концентрации (моль/л) синильной кислоты HCN в растворе ее степень диссоциации равна 0,0001? При какой концентрации степень диссоциации увеличится в два раза? К_дис. = 7,2*10^–10.

 

14. В 1 л воды растворили 6 г уксусной кислоты и 2,8 г гидроксида калия. Определите точное значение рН полученного раствора. К_дис (CH₃COOH) = 1,8*10^–5

 

15. Вычислите рН 0,02 М раствора ацетата калия (с точностью до 0,1).

К_дис (CH₃COOH) = 1,8*10^–5

 

16. В литровую колбу поместили 6 г уксусной кислоты и 4,0 г едкого натра, затем довели объем раствора до 1 л. Определите рН получившегося раствора. Укажите, какие допущения сделаны при расчетах. К_дис (CH₃COOH) = 1,8*10^–5

 

17. Произведение растворимости PbSO₄ равно 2,3^.10^-8. Сколько литров воды нужно для растворения при данной температуре 1 г сульфата свинца?

 

18. Произведение растворимости хромата серебра Пр_Ag2CrO4 = 1,1*10^-12. Сколько граммов серебра содержится в 1 л раствора над осадком хромата?

 

19. Произведение растворимости хлорида серебра Пр = 1,8*10^-10.

Какова растворимость хлорида серебра в г/л?

 

20. Какое пространственное строение имеют молекулы BF₃ и NF₃? Чем определяется геометрическое строение данных молекул (теория гибридизации, теория ОЭПВО)? Равны ли валентные углы F-B-F и F-N-F в этих молекулах? Почему? Трехфтористый бор и трехфтористый азот бурно реагируют друг с другом. Чему равны валентные углы F-B-F и F-N-F в продукте реакции?

 

21. В 1,12 л озонированного, т.е. смешанного с озоном, кислорода (плотность 1,643 г/л) сожгли эквивалентное (стехиометрическое) количество угля, при этом получено 1,288 л углекислого газа. Вещества прореагировали полностью, объемы даны при н.у. Сколько % озона (по объему) содержится в кислороде? Напишите уравнения реакций.

 

22. Кусок металлического рубидия массой 42,75 г сожгли в атмосфере кислорода. Продукт сгорания поместили в сосуд, содержащий 44 г диоксида углерода. Какой газ при этом получился? Какова его масса? Напишите уравнения реакций.

 

23. 8,4 г белого порошка растворяется в избытке соляной кислоты с выделением 2,24 л газа (н.у.), который в 11 раз тяжелее гелия. Какой состав может иметь данный порошок? Напишите уравнения реакций.

24. 50 г 15,6% раствора сульфида натрия прокипятили с 5 г серы. Раствор охладили и отфильтровали. К фильтрату прилили 200 г 20% раствора нитрата свинца. Какова может быть масса полученного при этом осадка? Напишите уравнения реакций.

25. Вопреки данным ряда стандартных электрохимических потенциалов, медь растворяется в концентрированной соляной кислоте с выделением водорода. Почему? Докажите возможность такого процесса, пользуясь справочными данными и уравнением Нернста.

26. Серебро растворяется, вопреки “ряду активности металлов”, в насыщенной сероводородом воде с выделением водорода. Почему? Докажите возможность такого процесса, пользуясь справочными данными и уравнением Нернста. ПР (Ag₂S) = 2*10^–50

27. Хлорид железа (III) используют для травления печатных плат (растворения медной фольги), а также для нейтрализации (связывания) пролитой ртути. Нитрат железа (III) реагирует только с одним из двух указанных металлов. Объясните причину такого различия. Стандартные электродные потенциалы:

Fe³⁺ + e = Fe²⁺ E⁰ = 0,77 B

Cu²⁺ + 2e = Cu E⁰ = 0,34 B

Hg₂²⁺ + 2e = 2Hg E⁰ = 0,79 B

Hg²⁺ + 2e = Hg E⁰ = 0,85 B

28. Кристаллический иод растворили при нагревании в растворе NaOH. Щелочь полностью прореагировала. Полученный раствор выпарили досуха и прокалили при 500⁰ С. К сухому остатку после прокаливания прилили концентрированную серную кислоту. Напишите все возможные уравнения реакций.

29. Какая реакция пойдет в кислой среде: окисление Cr⁺³ до Cr₂O₇^2– азотной кислотой, которая восстановится до NO, или окисление NO₂ до азотной кислоты бихроматом? Напишите уравнение реакции, возможной из соотношения стандартных потенциалов.

30. Вычислите D_r G ° реакции СН₃СООН + Н₂О = СН₃СОО^- + Н₃О⁺.

Необходимые данные в таблице:

Молекула или ион	D fG °, кДж/моль
СН3СООН· aq	-393,9
Н2О	-237,2
СН3СОО-	-366,9
Н3О+	-237,2

Не противоречит ли полученный результат тому факту, что раствор уксусной кислоты имеет кислую среду?

 

 

Пример билета: БИЛЕТ номер 13 (тринадцать)

(Из №№5-33)

1. Как связан изобарно-изотермический потенциал реакции с ее направлением? Как влияют на направление реакции ее энтальпия и энтропия? Приведите три разных примера.

(Из №№34-62)

2. Общая характеристика переходных металлов. Строение атомов. Степени окисления, зависимость свойств соединений от степени окисления (на примере 2-х элементов). Комплексные соединения переходных металлов (3 примера).

3. Задача (см. выше)

 

Пошлые и вульгарные, но работающие на устном экзамене советы:

Дейл Карнеги

Как завоевывать друзей и оказывать влияние на людей (Часть вторая)

Шесть правил, соблюдение которых позволяет понравиться людям

Правило I.

Искренне интересуйтесь другими людьми.

Правило 2.

Улыбайтесь.

Правило 3.

Помните, что имя человека,— это самый сладостный и самый важный для него звук на любом языке.

Правило 4.

Будьте хорошим слушателем. Поощряйте других говорить о самих себе.

Правило 5.

Говорите о том, что интересует вашего собеседника.

Правило 6.

Внушайте вашему собеседнику сознание его значительности и делайте это искренне.

 

http://ptu-z.narod.ru/lib/karn2/2-6.html

 

 

Типичные психологические ошибки слишком умных студентов:

Человеку с развитым с детства интеллектом трудно поставить себя на место окружающих – психологи называют это детским эгоцентризмом (не путать с эгоизмом!). Высокий интеллект только усугубляет проблему — способности ребенка для него самого нормальны, и он не понимает, почему ровесники и даже более старшие дети делают что-то медленнее и хуже, чем он. С возрастом это явление может усиливаться.

Основные проявления, раздражающие окружающих:

— стремление прервать собеседника благодаря очень быстрому "схватыванию" его недосказанной мысли;

— привычка поправлять других, часто связанная с искренним желанием помочь;

— издевательское высмеивание окружающих как ответ на явную или кажущуюся обиду; развитое у интеллектуально одаренных чувство юмора превращается при этом в сарказм — жестокое оружие интеллекта. Вот за это и не любят "ботаников"…

 

http://censor.ru/01.12.2003/6