1-31 80 06 - Могилевский государственный университет

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ
УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ «МОГИЛЕВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ ПРОДОВОЛЬСТВИЯ»
ПРОГРАММА
вступительного экзамена в магистратуру
по специальности 1-31 80 06 «Химия»
Могилев
I Общие методические рекомендации
Вступительный экзамен в магистратуру по специальности 1-31 80 06
«Химия» проводится с целью определения знаний специалиста в области
теоретических основ химических дисциплин.
II Примерный тематический план
1
2
Общие сведения
Атомно-молекулярное учение и стехиометрические законы химии
3
Строение вещества.
4
Общие закономерности протекания химических реакций.
5
Дисперсные системы. Растворы.
6
Ионно-молекулярные
электролитов.
7
Окислительно-восстановительные свойства веществ. Окислительновосстановительные процессы.
(обменные) реакции в водных растворах
III Содержание программы
1 Общие сведения
Требования, предъявляемые при поступлении в магистратуру по
1-31 80 06 «Химия»:
1.1 Иметь представление:
— о месте химии в системе естественных наук;
— о современной теории строения атома, природе и типах химической
связи, о взаимосвязи природы веществ, их строения, физических и
химических свойств и их реакционной способности;
— об основных закономерностях протекания химических реакций;
1.2 Знать и уметь использовать:
— основные законы и понятия фундаментальной химии;
— классификацию и номенклатуру неорганических соединений;
— основные типы химических реакций неорганических соединений и
закономерности их протекания;
— методы расчета концентраций и материального баланса
в
химических реакциях.
1.3 Иметь навыки:
— составления уравнений различных химических реакций;
— расчета материального баланса в химических реакциях;
—расчетов, связанных с приготовлением растворов
концентрации.
различной
2 Атомно-молекулярное учение и стехиометрические законы
химии
Основные положения атомно-молекулярного учения, диалектика его
развития: атом, молекула, элемент, вещество. Современная система атомных
масс; изотопы. Относительные молекулярные массы веществ. Закон
сохранения массы и его проявление в химических превращениях веществ:
закон постоянства состава (дальтониды и бертоллиды), закон Авогадро и
следствия из него.
Способы выражения количества вещества в химических расчетах:
единицы измерения массы, объема; моль, молярная масса, молярный объем;
химический эквивалент.
3 Строение вещества
3.1 Методы определения массы и размеров атомов и молекул, в том
числе с помощью числа Авогадро. Экспериментальные данные о сложности
строения атомов: радиоактивность, структура радиоактивного излучения
(исследования Резерфорда, Томпсона); основные выводы протоннонейтронной теории строения атомных ядер по Гейзенбергу-Иваненко.
Применение изотопного контроля в производстве химволокон.
Экологические аспекты эксплуатации атомных реакторов.
3.2 Составные части атомов, их масса и заряд. Пространственное
разделение зарядов и массы в атомах: планетарная модель атома по
Резерфорду. Противоречия в описании атомов законами классической
физики: проблема устойчивости атомов; дискретность изменения энергии
электронов (атомные спектры). Постулаты Бора. Двойственная природа
микрообъектов, описание их свойств уравнениями Эйнштейна и Планка.
Гипотеза де Бройля, волновое уравнение. Экспериментальное подтверждение
волновых свойств
электронов. «Неопределенность Гейзенберга» как
предпосылка вероятностной модели атома. Волновое уравнение Шредингера;
понятие о волновой функции; физический смысл квантовых чисел, связь их с
понятиями: энергетический уровень, подуровень (s -, p -, d -, f –), орбиталь.
Число энергетических состояний электронов в атоме. Относительная энергия
уровней, подуровней в атоме водорода и многоэлектронных атомах; правила
Клечковского. Принцип Паули и следствия из него: электронная емкость
атомной орбитали, подуровня, уровня. Правило Гунда. Электронные
формулы атомов; s- p-, d-, f- элементы; особенности электронного строения
атомов d-, f-элементов.
3.3 Физический смысл Периодического закона Д.И.Менделеева.
Физические принципы структуры таблицы элементов: периоды, группы,
подгруппы, семейства – связь их с электронным строением атомов.
Свойства атомов: радиус, потенциал ионизации, энергия сродства к
электрону; электроотрицательность атомов в соединениях. Периодичность в
изменении свойств атомов как следствие периодичности в изменении их
электронных структур. Свойства атомов и свойства элементов,
металлические (неметаллические). Металлы и неметаллы в периодической
таблице элементов. Металлические (неметаллические) свойства простых
веществ.
4 Общие закономерности протекания химических реакций.
4.1 Энергетика химических процессов. Закон сохранения энергии
применительно к химическим реакциям. Природа теплового эффекта
химических реакций. Понятие о внутренней энергии и энтальпии. Теплота
образования вещества. Закон Гесса и следствия из него. Примеры
применения закона Гесса для расчета
энергий химических связей,
аллотропных и агрегатных превращений веществ.
II закон термодинамики. Понятие об энтропии; изменение энтропии в
химических реакциях. Энтальпийный и этропийный факторы химических
процессов.
4.2 Элементы химической кинетики. Скорость химической реакции.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции: природа реагирующих
веществ, концентрация и давление (закон действия масс), температура
(правило Вант-Гоффа). Константа скорости химической реакции; уравнение
Аррениуса. Понятие об энергии активации, «активных частицах» и
«активированном комплексе».
Механизмы и основные типы химических реакций. Принципы выбора
наиболее эффективных способов изменения скорости химической реакции;
элементы теории катализа (гомогенного и гетерогенного).
4.3 Химическое равновесие. Обратимые и практически необратимые
химические реакции. Признаки истинного химического равновесия
(динамика), «ложное равновесие». Применение закона действия масс к
равновесным процессам; константа химического равновесия. Примеры
расчета материального баланса в равновесных и практически необратимых
реакциях. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье –
Брауна, примеры применения его для изменения выхода продуктов
химических реакций, в т.ч. в технологии производства химических волокон.
Расчет константы химического равновесия с помощью термодинамических
функций (н.у.).
5 Дисперсные системы. Растворы.
5.1 Классификация дисперсных систем: суспензии, эмульсии, растворы
(коллоидные и истинные). Растворитель и растворенное вещество. Способы
выражения соотношения компонентов в растворах: массовая и мольная доля
растворенного вещества, молярная, моляльная и нормальная концентрации,
титр раствора. Насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.
5.2 Применение принципа Ле Шателье к процессам растворения. Закон
Генри. Общие свойства растворов. Законы Рауля и Вант-Гоффа. Осмос.
Методы определения молярных масс растворенных веществ (эбуллио- и
криоскопический). Применение свойств растворов в технологии химических
волокон: регулирование температур кипения и затвердевания смесей
веществ.
Физико-химические процессы растворения
как результат
межмолекулярного (ионно-молекулярного) взаимодействия компонентов
раствора. Сольватация (гидратация). Сольватная (гидратная) теория
растворов – основные понятия. Факторы, влияющие на растворимость
веществ.
Растворы
электролитов.
Экспериментальное
подтверждение
электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа
как способ согласования свойств идеальных и реальных растворов.
Электролиты и неэлектролиты. Факторы, определяющие способность
веществ к электролитической диссоциации: тип химической связи в
соединении, особенности взаимодействия растворенного вещества с
растворителем, влияние температуры. Дифференцирующие и нивелирующие
растворители. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации,
степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда, границы его
применимости.
Расчет концентрации продуктов диссоциации в растворах сильных и
слабых электролитов. Кажущаяся степень диссоциации сильных
электролитов.
Применение принципа Ле Шателье к равновесиям диссоциации слабых
электролитов.
Электролитическая диссоциация воды; ионное произведение воды;
водородный и гидроксильный показатели водных растворов. Расчет рН и
рОН в растворах сильных и слабых кислот и оснований. Способы
определения рН; понятие о кислотно-основных индикаторах.
Основные понятия теории сольвосистем; кислоты и основания по
Брэнстеду и Льюису; теория «жестких» и «мягких» кислот и оснований.
6 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах
электролитов
6.1 Гидролиз солей. Ионно-молекулярный механизм реакций
гидролиза. Факторы, определяющие гидролизуемость соли. Степень
гидролиза. Изменение кислотности растворов в результате гидролиза.
Ионные и молекулярные уравнения реакций гидролиза.
Применение принципа Ле Шателье к равновесию гидролиза; усиление
и подавление гидролиза солей, влияние рН.
Константа
гидролиза
как
количественная
характеристика
гидролизуемости солей. Расчет константы и степени гидролиза, равновесных
концентраций продуктов гидролиза солей (средних), оценка реакции среды в
растворах кислых солей. Буферные растворы.
6.2 Гетерогенные равновесия в растворах малорастворимых солей.
Факторы, определяющие растворимость солей. Произведение растворимости
(ПР), применение его для сравнения растворимости солей.
Применение методов осаждения в процессах водоочистки и
регенерации металлов из сточных вод химических производств.
Расчет растворимости малорастворимых солей при заданной
концентрации добавок (сильных электролитов), содержащих одноименные
ионы; расчет pН начала и полного осаждения малорастворимых гидроксидов
металлов.
6.3 Координационные (комплексные) соединения. Особенности
строения и свойств комплексных соединений. Основные положения теории
строения комплексных соединений по А.Вернеру: комплексообразователи,
лиганды, внутренняя и внешняя сферы к.с. Типичные лиганды и
комплексообразователи. Изомерия комплексных соединений. Классификация
и номенклатура комплексных соединений.
Классификация и номенклатура комплексных соединений.
Электролитическая диссоциация комплексных соединений, первичная
и вторичная. Ионно-молекулярные уравнения реакций образования и
разрушения комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных
соединений; влияние влияние комплексообразования на кислотно-основные
и окислительно-восстанавительные свойства веществ.
Применение комплексных соединений в каталитических процессах.
Модели химических связей в комплексных соединениях: МВС, ТКП.
Магнитные и оптические свойства комплексных соединений.
Вклад отечественных ученых в развитие химии координационных
соединений.
6.4 Константа ионно-молекулярного (обменного) взаимодействия в
водных растворах электролитов; выбор вариантов для более полного
превращения (или получения) заданного вещества.
6.5 Особенности ионно-молекулярных реакций в неводных
растворителях.
7.
Окислительно-восстановительные
свойства
веществ.
Окислительно-восстановительные процессы
7.1 Отличительные особенности окислительно-восстановительных
реакций. Степени окисления элементов, закономерности в их изменении в
зависимости от положения элемента в периодической таблице; высшая,
низшая и промежуточная степени окисления элемента — прогнозирование
окислительно-восстановительных свойств элементов и их соединений.
Важнейшие окислители и восстановители.
Типы окислительно-восстановительных реакций. Прогнозирование
возможности окислительно-восстановительного взаимодействия заданных
веществ, исходя из степеней окисления элементов. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций (ионно-электронный метод).
7.2 Понятие об окислительно-восстановительном (электродном)
потенциале. Принцип работы гальванического элемента: поляризация и
деполяризация электродов. Факторы, влияющие на величину электродного
потенциала, уравнение Нернста. Стандартный электродный потенциал.
Использование таблиц электродных потенциалов для количественной
характеристики окислительно-восстановительных свойств
равновесных
систем, определения преимущественного направления окислительновосстановительных реакций.
7.3 Электрохимические процессы.
Составление уравнений катодного, анодного процессов. Законы
электролиза. Типы химической и электрохимической коррозии;
механические, химические и электрохимические способы защиты от
коррозии (основные принципы). Определение последовательности
окисления-восстановления веществ на электродах. Явление перенапряжения
в электрохимических процессах.
IV Рекомендуемая литература
Основная литература:
1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа,
2006.
2. Глинка Н.Л. Общая химия. — Л.: Химия, 1988-2008 г.г.
3. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.– М.: Высшая
школа, 1997.
4. Теоретические основы химии [Текст]: курс лекций для студентов
химико-технологических специальностей. Часть 1. Строение вещества.
Общие закономерности протекания химических реакций. Растворы.
/В.В.Ясинецкий. – Могилев: УО МГУП, 2006. – 86 с. 5/чзм(1), 29/аб(1).
5. Теоретические основы химии [Текст]: курс лекций для студентов
химико-технологических специальностей. Часть 2. Основные типы
химических реакций /В.В.Ясинецкий. – Могилев: УО МГУП, 2007. – 91
с. 5/чзм(1), 35/аб(1).
Дополнительная литература:
1. Суворов А.В., Никольский А.Б. Общая химия /Суворов А.В.,
Никольский А.Б.. — С-Пб.: Химия, 1995.
2. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия /
Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. — М.: Высшая школа, 1981.
3. Гольбрайх З.Е. Практикум по неорганической химии с элементами
качественного полумикроанализа.- М.: Высшая школа, 1986.
4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.-Л: Химия, 1988.
5. Общая химия в формулах, определениях и схемах /Шиманович В.Е.,
Павлович М.Л., Тикавый В.Ф. и др.– Мн.: Изд-во «Унiверситэцкае»,
1990.
6. Рабинович В.А. Краткий химический справочник /Рабинович В.А.,
Хавин З.Я.. — СПб: Химия, 1999