Геолого-геофизический факультет Основы общей и

Геолого-геофизический факультет
Основы общей и неорганической химии I семестр
Экзаменационные вопросы 2012/2013 учебного года
1. Строение веществ
1.1. Атомное ядро. Атомный номер. Массовое число. Элемент. Изотопы, изобары. Магические ядра.
Природная и искусственная радиоактивность. Типы радиоактивного распада.
1.2. Ядерные реакции, нуклеосинтез в природе. Дефект массы m = E / c2. Радиоактивность. Представление о способах
определения геологического возраста при помощи анализа изотопного состава.
1.3. Квантовые числа (главное, орбитальное, магнитное, спиновое). Атомные орбитали s-, p-, d- и f-типа.
Энергетические уровни электрона в одноэлектронных и многоэлектронных частицах. Принцип Паули и первое
правило Хунда как основа порядка заполнения атомных орбиталей. Основное и возбужденные состояния электронов в
атоме.
1.4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева и электронное строение атомов: атомные и ионные радиусы,
потенциал (энергия) ионизации и периодичность их изменения. Положение элемента в Периодической системе как
его главная характеристика.
1.5. Ковалентная неполярная связь. Ковалентность атомов в основном и возбужденном состояниях. - и -связи,
кратность связи. Электронные и структурные формулы. Форма электронных облаков и геометрия молекул.
Гибридные атомные орбитали. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Сопряжение связей.
1.6. Различные аспекты валентности: ковалентность, степень окисления, координационное число. Геометрия молекул
по методу отталкивания электронных пар (метод Гиллеспи). Электроотрицательность, полярность связи. Дипольный
момент.
1.7. Нековалентные взаимодействия: ионная, межмолекулярная (вандерваальсовая), водородная связи и их роль в
агрегатных состояниях вещества. Ковалентные, ионные, молекулярные и металлические твердые вещества. Гомо- и
гетеродесмические кристаллы.
2. Химический процесс: энергетика и равновесие
2.1. Стехиометрическое уравнение химической реакции. Уравнения материального баланса, уравнение баланса
зарядов (электронейтральности). Молекулярная и ионная форма записи уравнения реакции. Тепловые эффекты
химических процессов, экзо- и эндотермические реакции. Закон Гесса.
2.2. Внутренняя энергия, теплота, работа. Энтальпия. 1-е начало термодинамики. Теплоемкость.
2.3. Энтропия – микроскопический и термодинамический подход. 2-е начало термодинамики. Зависимость энтропии
от температуры, давления, концентрации.
2.4. Стандартные условия. Стандартное состояние веществ. Стандартные термодинамические функции. Энтальпия
реакции и энтальпия образования вещества.
2.5. Энергия Гиббса. Энергия Гиббса реакции и энергия Гиббса образования вещества. Уравнение изотермы
химического процесса и константа равновесия.
2.6. Уравнение изотермы химического процесса и константа равновесия. Влияние на положение равновесия и
константу равновесия температуры и давления. Принцип Ле Шателье.
3. Классификация и номенклатура неорганических веществ
3.1. Классификация неорганических веществ: металлы и неметаллы; бинарные соединения металл – неметалл и
неметалл – неметалл, типы химических связей в них.
3.2. Классификация неорганических веществ:
несолеобразующие). Кислоты, основания, соли.
оксиды
по
Лавуазье
(кислотные,
основные,
3.3. Номенклатура неорганических соединений: бинарные соединения.
3.4. Номенклатура неорганических соединений: кислородсодержащие кислоты и их соли.
4. Ионные равновесия в водных растворах
4.1. Растворы электролитов и неэлектролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.
4.2. Кислоты и основания по Аррениусу и Бренстеду. Константы ионизации (кислотности и основности).
4.3. Ионное произведение воды, зависимость от температуры и давления. Водородный показатель – рН.
4.4. Гидролиз солей.
4.5. Растворимость, произведение растворимости. Условия осаждения – растворения.
амфотерные,
Процедура экзамена
1.
Экзамен проводится устно и состоит из ответа на вопросы билета (время подготовки 30 мин) и решения задач
(время дается отдельно) + при необходимости ответ на дополнительные вопросы/задачи.
2.
В билете содержатся два вопроса из приведенного выше списка и две задачи, таким образом, чтобы были
охвачены все четыре раздела курса. Образцы задач приведены в УМК по курсу [А.И. Губанов и др., Общая и
неорганическая химия. НГУ, 2012].
3.
Экзамен – устный; при подготовке нужно привести письменно только краткие тезисы ответов на вопросы
билета; в случае необходимости экзаменатор сам попросит осветить подробнее те или иные аспекты.
4.
Необходимые и достаточные знания и умения студента приведены, согласно указаниям МинОбра, в УМК.
Ниже даем выдержку из УМК – что необходимо знать и уметь для получения оценки
«УДОВЛЕТВОРИТЕЛЬНО». Соответственно, незнание/неумение чего-либо из данного списка оценивается
неудовлетворительной оценкой.
Для получения оценки «удовлетворительно» в I семестре студент должен:
1) знать символы и названия элементов ПС;
2) знать понятия атомный номер, массовое число, элемент, изотоп;
3) уметь определять состав ядра любого изотопа и записывать уравнения процессов радиоактивного распада;
4) уметь записывать электронные конфигурации атомов и ионов;
5) уметь пользоваться таблицей ПС (владеть понятиями группа, подгруппа, период, ряд, семейство, аналог,
предсказывать стехиометрию высших оксидов, галогенидов);
6) уметь определять ковалентность, степень окисления, записывать структурные формулы и предсказывать
геометрию неорганических молекул;
7) знать основные типы твердых веществ (ковалентные, ионные, металлические, молекулярные) и уметь
определять тип химической связи (для несложных соединений);
8) знать
определения
основных
термодинамических
функций:
внутренняя
энергия,
теплота,
работа,
теплоемкость, энтропия, энтальпия, энергия Гиббса, константа равновесия;
9) Знать и уметь использовать закон Гесса;
10) уметь рассчитывать энергии Гиббса реакций и константы равновесия из справочных данных по стандартным
термодинамическим функциям образования энтальпии, энтропии;
11) уметь рассчитывать из константы равновесия и начального состава равновесный состав и из равновесного
состава – константу равновесия;
12) знать основные способы выражения концентрации растворов (% мас., % мол., моль / л) и уметь производить
пересчет из одних единиц в другие;
13) уметь производить расчеты по стехиометрическим уравнениям реакций;
14) знать понятия кислота и основание по Бренстеду и Аррениусу. Уметь рассчитывать концентрации ионов и рН
растворов сильных и слабых кислот и оснований, солей;
15) уметь рассчитывать концентрацию ионов в насыщенных растворах из данных по растворимости или ПР и
наоборот.
Составил
Проф. каф. общей химии
А.П. Чупахин
03.12.2012 от Р.Х.
Материал размещен на сайте кафедры общей химии http://fen.nsu.ru/genchem/