МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ДАЛЬНЕВОСТОЧНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ

МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА
РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
ДАЛЬНЕВОСТОЧНЫЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ
ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ
Алатырцева И.И.
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Методические рекомендации
для организации самостоятельной работы
студентов технологических специальностей
Благовещенск
Издательство ДальГАУ
2006
1
УДК 378 (072)
Методические рекомендации для организации самостоятельной работы
студентов технологических специальностей по неорганической химии
составлены Алатырцевой И.И. (к. с.-х. н., доцента кафедры общей химии).
Рецензент: Колотова Г.К. (к.б.н., доцент, зав.кафедрой общей химии)
Данные методические рекомендации необходимо использовать для изучения
неорганической
химии
студентами
первого
курса
технологических
советом
технологического
специальностей.
Рекомендовано
к
изданию
методическим
института (протокол № 8 от 26.05.2006г.)
Издательство ДальГАУ
2006
2
ПРЕДИСЛОВИЕ
Методические
рекомендации
содержат
государственный
образовательный стандарт и программу по неорганической химии для
студентов
технологических
специальностей,
список
основной
и
дополнительной литературы, семестровый график, вопросы к коллоквиумам,
образцы тестов по основным разделам химии, вопросы для подготовки к
экзамену по неорганической химии, образцы экзаменационных билетов.
Данные методические рекомендации помогут студентам наиболее
эффективно организовать внеаудиторную самостоятельную работу и освоить
курс неорганической химии.
3
РАЗДЕЛ I СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
1.1 ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ОБРАЗОВАТЕЛЬНЫЙ СТАНДАРТ И
Государственный образовательный стандарт высшего
профессионального образования по неорганической химии (ЕН.Ф.04.01.)
Периодическая система и строение элементов; химическая связь;
ковалентная связь; метод валентных связей; гибридизация; метод
молекулярных орбиталей; ионная связь; химическая связь в комплексных
соединениях; строение вещества в конденсированном состоянии; растворы;
способы выражения концентрации; идеальные и неидеальные растворы,
активность; растворы электролитов; равновесия в растворах; окислительновосстановительные реакции: протолитическое равновесие; гидролиз солей;
скорость химических реакций; химия элементов групп периодической
системы.
Примерная программа дисциплины по неорганической химии.
(Утверждена департаментом образовательных программ и стандартов
профессионального образования, Москва 2001 г. Составлена в соответствии с
данным Государственным образовательным стандартом)
Содержание разделов дисциплины
1.Введение. Место неорганической химии в изучении дисциплин
химического цикла. Краткий обзор работ основоположников химии.
Значение приобретения знаний для формирования специалиста в области
пищевых технологий. Философское значение основных химических понятий.
Основные количественные законы химии. Химический эквивалент. Закон
эквивалентов. Определение молярных масс газов.
2.Строение атома. Принципы квантовой механики. Характеристика
состояния электрона в атоме квантовыми числами. Составление электронных
формул.
3.Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева.
Связь электронного строения элемента с местоположением в периодической
системе. Общий обзор изменения свойств элементов в периодах и группах.
4
4.1.Химическая связь. Строение и свойства молекул. Основные виды
химической связи. Ковалентная связь. Метод валентных связей, основные
положения метода валентных связей. Механизмы образования связи.
Количественные характеристики химической связи: энергия, длина. Свойства
ковалентной связи: насыщаемость, направленность, кратность, полярность.
Гибридизация атомных орбиталей. Пространственное строение молекул,
валентные углы.
4.2.Метод молекулярных орбиталей (МО). Энергетические диаграммы
распределения электронной плотности.
Порядок связи. Применение метода МО к описанию связи между
атомами элементов1 и 2 периодов периодической системы.
4.3.Ионная связь. Свойства ионной связи, отличие в свойствах
соединений с ионной и ковалентной связью.
Металлическая связь. Водородная связь. Влияние вида связи на
химическую активность веществ.
4.4.Силы
индукционное,
межмолекулярного
дисперсионное.
взаимодействия:
Агрегатное
состояние
ориентационное,
веществ
как
проявление взаимодействия между атомами и молекулами. Строение веществ
в конденсированном состоянии. Типы кристаллических решеток.
5. Энергетика химических реакций. Закон Гесса и следствие из него.
Расчет тепловых эффектов различных реакций. Внутренняя энергия и
энтальпия. Энтропия. Энергия Гиббса, направление химических процессов.
6.1.Химическая кинетика и равновесие. Скорость химических реакций.
Влияние различных факторов на скорость реакции: концентрации веществ,
давления (для реакций, протекающих в газовой фазе), температуры,
катализатора. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Понятие об
энергии активации. Гомогенный и гетерогенный катализы, их механизмы.
6.2.Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое
равновесие. Константа равновесия. Смещение химического равновесия.
5
Принцип Ле-шателье. Факторы, влияющее на равновесие: концентрация,
температура, давление.
7.1.Основные характеристики дисперсных систем и их классификация.
Истинные растворы. Образование растворов. Тепловые эффекты при
растворении. Гидратная теория Д.И. Менделеева. Гидраты, сольваты,
кристаллогидраты. Растворимость газов, жидкостей, твердых веществ в воде.
Качественная
характеристика
ненасыщенные
и
характеристики
растворимости
перенасыщенные
растворимости
–
веществ.
растворы.
способы
Насыщенные,
Количественные
выражения
концентрации
растворов:
массовая доля (%), нормальная, молярная, моляльные концентрации, мольная
доля.
7.2.Растворы электролитов и неэлектролитов. Свойства растворв
неэлектролитов.
Осмос.
Осмотическое
давление.
Давление
насыщенного
пара
растворителя над раствором. Понижение давления пара. Повышение
температуры кипения растворов и понижение температуры замерзания
растворов. Закон Рауля.
7.3.Свойства растворов электролитов. Электролитическая диссоциация.
Теория Аррениуса. Механизмы диссоциации электролитов с различными
видами связи. Изотонический коэффициент. Сильные и слабые электролиты.
Степень
электролитической
диссоциации.
Связь
изотонического
коэффициента со степенью диссоциации. Константа диссоциации. Связь
степени
диссоциации и константы диссоциации. Закон разбавления
Оствальда.
Активность
Кажущаяся
ионов.
степень
диссоциации
Произведение
сильных
растворимости
электролитов.
труднорастворимых
веществ.
7.4.Обменные реакции в растворах электролитов. Ионное произведение
воды. Водородный показатель рН. Индикаторы. Гидролиз солей. Влияние
различных факторов на гидролиз солей.
6
8.Комплексообразование в растворах. Состав, структура, номенклатура
и
классификация
соединений.
Комплексообразователи,
лиганды,
координационное число. Изомерия комплексных соединений. Диссоциация
комплексных соединений. Устойчивость комплексного иона. Применение
комплексных соединений в технологических процессах. Образование
химической связи между комплексообразователем и лигандами по методу
валентных связей (ВС). Определение типа гибридизации орбиталей
комплексообразователя и пространственного строения иона, его магнитные
свойства.
9.1.Окислительно-восстановительные
процессы.
Важнейшие
окислители и восстановители. Степень окисления, определение степени
окисления.
Изменение
окислительно-восстановительных
характеристик
элементов в периодах и группах периодической системы Д.И. Менделеева.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод
ионно-электронного баланса.
9.2.Химические источники электрического тока. Элемент ЯкобиДаниэля.
Электродвижущая
сила
(ЭДС)
гальванического
элемента.
Стандартные электродные потенциалы, и их определение с помощью
водородного
электрода
сравнения.
Расчет
потенциалов
различных
электродных процессов. Уравнение Нернста. Влияние концентрации,
реакции среды на электродные потенциалы. Направление протекания
окислительно-восстановительных процессов.
9.3.Электролиз. Электролиз расплавов и их растворов. Законы
электролиза. Электрохимический эквивалент. Коррозия. Виды и механизмы
коррозии. Основные методы защиты от коррозии.
10.Химия
элементов
групп
периодической
системы.
Свойства
элементов и их важнейших соединений в соответствии с положением
элементов в периодической системе. Следует рассматривать по следующему
плану:
10.1.Степени окисления элементов.
7
10.2.Химическая и электрохимическая активность.
10.3.Отношение к соде и кислотам t.
10.4.Взаимодействие с кислородом. Химический характер оксидов и
гидроксидов.
10.5.Соли
катионного
и
анионного
типа,
растворимость,
гидролизуемость.
10.6.Окислительно-восстановительная активность элемента и его
соединений.
10.7.Использование важнейших соединений в технологии продуктов
питания и в технологическом контроле пищевого сырья и продуктов
питания.
При
обзоре
элементов
уделяется
особое
внимание
свойствам
важнейших макроэлементов (калия, натрия, кальция, магния, кремния, азота,
фосфора, серы, хлора), микроэлементов (алюминия, железа, цинка, меди,
олова, хрома, марганца, сурьмы, йода, фтора), токсичных элементов
(мышьяка, ртути, свинца, кадмия).
8
1.2 СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
Автор
Название
Год издания
Основная литература
Ахметов Н.С.
Общая и неорганическая химия
2003
Коровин Н.В.
Общая химия (для технических спец-й).
2000
Глинка Н.Л.
Общая химия
2002
Павлов Н.Н.
Общая и неорганическая химия
2002
Глинка Н.Л.
Задачи и упражнения по общей химии
2003
Дополнительная литература
Угай Я.А.
Колотова
Общая и неорганическая химия
Г.К.,
2002
Полякова Лабораторный практикум по общей и 1999
С.Н., Димиденок Ж.А.
неорганической химии
Колотова Г.К. и др.
Учебное пособие для решения задач по 2003
общей и неорганической химии
Ахметов Н.С.
Лабораторные и семинарские занятия по 2003
общей и неорганической химии
Артеменко А.И.
Справочное руководство по химии
2002
Коровин Н.В.
Лабораторные работы по химии
2001
9
1.3 СЕМЕСТРОВЫЙ ГРАФИК
всего
200
60
ткон
2
200
200
110
тпоп
1
200
200
60
тпоп
2
200
200
110
молоко
1
200
200
60
молоко
2
200
200
110
мясо
1
200
200
60
мясо
2
200
200
110
хлеб
1
200
200
60
хлеб
2
200
200
110
вино
1
200
200
60
вино
2
200
200
110
60
60
50
60
60
50
60
60
50
60
60
50
60
60
50
60
60
50
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
лек
лаб
30
30
16
34
30
30
16
34
30
30
16
34
30
30
16
34
30
30
16
34
30
30
16
34
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
3
4
5
6
7
8
9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
З
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
экзамен
по
учеб.плану
200
по
видам 1
занятий
зачет
по ГОС
1
Виды
контроля
Распределение часов по неделям
в наст.
семестр
ткон
в прош.
специальность
Число часов
Э
З
Э
З
Э
З
Э
З
Э
З
Э
10
1.4 РАБОЧИЙ ПЛАН
лабораторных занятий на I семестр (примерный)
№
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
10
тема
Знакомство с работой в лаборатории и
техникой безопасности.
Основные понятия и законы химии.
Лабораторная работа № 1. УИРС*:
Определение молярной массы эквивалента
цинка. Математическая обработка результата
опыта.
Лабораторная
работа
№2.
Типы
окислительно-восстановительных
реакций
(ОВР). Частные случаи ОВР.
Коллоквиум «Строение вещества».
Энергетика химических процессов
Калорийность пищевых продуктов
Лабораторная работа № 3. УИРС:
Скорость
химических
реакций.
Математическая
обработка
результатов
опытов. Построение графиков.
Лабораторная работа №4. Химическое
равновесие в гомогенных системах и факторы
его смещения.
Лабораторная работа №5. Катализ и его
влияние на скорость химических реакций.
Коллоквиум «Закономерности протекания
химических процессов».
Лабораторная работа № 6. УИРС:
Химическое равновесие в гетерогенных
системах. Условия образования и растворения
осадка и расчеты произведения концентрации
ионов малодиссоциирующих электролитов.
Способы выражения состава растворов
11 ИТОГОВОЕ ЗАНЯТИЕ (зачет)
Итого:
Самостоятель
Кол-во
ная работа
часов
2
№1
2
№2,
тест №1
4
2
2
2
тест №2
2
2
2
тест №3
*
2
типовой
расчет №1
4
2
2
30
Примечание: *типовой расчет №1 необходимо сдать до 20 ноября.
11
1.5 РАБОЧИЙ ПЛАН
лабораторных занятий на II семестр (примерный)
№
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
тема
Лабораторная работа № 7. Реакции обмена в
растворах электролитов.
Лабораторная работа № 8. Гидролиз солей.
Амфотерные гидроксиды.
Лабораторная работа №9. Комплексные
соединения.
Образование
и
разрушение
комплексов.
Коллоквиум «Растворы электролитов»
Лабораторная работа №10. Гальванические
элементы. Коррозия металлов.
Лабораторная работа №11. Электролиз водных
растворов.
Коллоквиум «Электрохимия»
Лабораторная работа №12.
Щелочные и щелочно-земельные металлы
Лабораторная работа №13.
Р-металлы и их соединения (Al, Pb, Sn).
Лабораторная работа №14.
Переходные металлы VI – VII групп(Cr, Mn, Fe)
Коллоквиум «Химия металлов»
Лабораторная работа №15.
Азот, фосфор и их соединения.
Лабораторная работа №16.
Сера и ее соединения.
Лабораторная работа №17.
Галогены.
Коллоквиум «Химия неметаллов»
Кол- Самостоятель
во
ная работа
часов
2
4
4
2
тест №4
2
2
тест №5
*
2
типовой
расчет №2
2
2
2
2
2
2
2
2
тест №6
Итого:
34
Примечание: *типовой расчет №2 необходимо сдать до 20 апреля.
12
1.6 ПЛАН
лекций на I семестр (примерный)
№
1
Название темы лекции
Введение. Основные понятия и стехиометрические законы
химии
Кол-во
часов
2
Раздел I: «Строение вещества»
2
3
4
Современные представления о строении атомов
Периодический закон и периодическая система
Д.И. Менделеева
Химическая связь и строение молекул
4
2
4
Раздел II: «Закономерности протекания химических процессов»
5
Энергетика химических процессов
2
6
Химическая кинетика
2
7
Химическое равновесие и условия его смещения
Раздел III: «Растворы»
2
8
2
9
Общая характеристика растворов
Свойства растворов неэлектролитов
4
10
Свойства растворов электролитов
2
11
12
Ионное произведение воды, водородный
показатель.Гидролиз солей. Амфотерные гидроксиды
2
Произведение растворимости труднорастворимых веществ
2
ВСЕГО
30
13
1.7 ПЛАН
лекций занятий на II семестр (примерный)
Колтемы II
во
часов
Раздел III: «Растворы»
Комплексные соединения
2
Раздел IV: «Электрохимия»
Окислительно-восстановительные реакции. Гальванические элементы
2
Коррозия металлов
2
Электролиз веществ
2
Раздел V: «Свойства металлов»
Металлы. Общие свойства и методы их получения
2
Свойства s-, р- ,d - металлов
2
Раздел VI: «Свойства неметаллов»
Общие свойства неметаллов
2
Свойства неметаллов 4,5,6,7,8 групп периодической системы
2
ВСЕГО
16
14
РАЗДЕЛ II
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Студент должен знать:
1. Символы наиболее важных химических элементов и их произношение.
2. Формулы и названия важнейших кислот и кислотных остатков.
3. Классификацию, номенклатуру, свойства и способы получения основных
классов неорганических соединений.
Студент должен уметь:
1. Определять степени окисления атомов элементов по формулам.
2. Составлять молекулярные и структурные (графические) формулы веществ
(оксидов, кислот, оснований, солей), исходя из известных степеней
окисления.
3. Производить расчеты по химическим формулам и уравнения реакций.
РАЗДЕЛ III ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Студент должен знать:
1. основные понятия химии: химический элемент, относительная атомная
масса (Ar), относительная молекулярная масса (Mr), моль, молярная
масса (М), эквивалент (Э(х), эквивалентное число (Z(x), фактор
эквивалентности (fэкв. (х), молярная масса эквивалента (M(f(х).
2. Стехиометрические законы химии: сохранения массы вещества,
постоянства состава вещества, кратных отношений, эквивалентов,
объемных отношений, Авогадро и следствия из него.
Студент должен уметь:
1. Вести расчеты на основные понятия и законов химии.
ТЕСТ № 1
1.Какая из кислот является одноосновной?
а) хромовая
б) сернистая
в) марганцевая
2.Два типа кислых солей образует кислота:
а) H 2 CO 3
б) Н 3 PO 4
в) H 2SO 3
г) кремниевая
г) H 2S
3.Какая из приведенных ниже кислот не соответствует оксиду фосфора (V)?
15
б) HPO 3
а) H 3 PO 3
в) H 3 PO 4
г) H 4 P2 O 7
4.Амфотерные свойства проявляет высший оксид элемента:
а) хлора
б) кальция
в) углерода
г) цинка
5.Оксид серы (IV) тяжелее кислорода:
а) в 22 раза
б) в 20 раз
в) в 2 раза
6.В каком из указанных случаев образуется соль:
а) N2O5 + SO3
б) CO2 + C
в) CaO + K2O
г) H2SO4 + NH3
7.Молярная масса серной кислоты равна:
а) 97 г/моль б) 25 г/моль
в) 50 г/моль
г) 98 г/моль
8.Основной солью является:
а) гидрокид висмута (III)
б) дигидроксохлорид висмута (III)
в) дигидрофосфат кальция
г) гидрокарбонат натрия
9.В результате, каких реакций получают сульфат бария:
а)Ba + S
б)Ba(OH)2 + Na2СO3
в)BaO + SO2
г)Ba(OH)2 + H2SO4
10.Какие из элементов образуют основные оксиды:
а) B, Si
б) S, N
в) Ba, Na
г) C, P
11.Соли кремниевой кислоты называют:
а) нитраты б) силикаты
в) карбонаты
г) ацетаты
12.Какие из указанных гидроксидов могут образовывать основные соли:
а)NaOH
б)Ca(OH)2
в)LiOH
г) NH4OH
13.Формула дихромата калия:
а) CaCrO4
б) K2Cr2O7
в) CaCl2
г) KCl
14.К реакциям замещения относят реакцию:
а) HgO → 2Hg + O2
в) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
б) 2Mg + O2 → 2MgO
г) KOH + HCl → KCl + H2O
15.Какой объем займет 0,1 моль CO2 при нормальных условиях?
а) 4,4 л
б) 2,24 л
в) 2,24 мл г) 44 л
16.Выразить в молях 6,02 · 1021 молекул СО2:
а)1 моль
б) 0,1 моль в) 0,01 моль
г) 0,0001 моль
17.В какой массе NaOH содержится тоже количество эквивалентов, что и в
140 г КОН:
а)100 г
б)40 г
в)56 г
г)140 г
18.Сколько молекул содержится в 14 г N2 ?
16
а)3,01 · 1023
19.Для
б) 6,02 · 1023
какого
а) NaOH
основания
б) Al(OH)3
в) 11,2 · 1023
г) 22,4 · 1023
фактор
эквивалентности
в) Ca(OH)2
г) KOH
(fэкв)
равен
½?
20.Сколько молей HCl прореагирует с тремя молями Ba(OH)2?
а) 2
б) 4
в) 3
г) 6
21.Объем оксида серы (IV), выделившегося при взаимодействии 0,5 моль
сульфита натрия с избытком соляной кислоты равен:
а) 22,4 л
б)2,24 л
в) 11,2 л
г) 1,12 л
22.Масса молекулы воды равна:
а)3 · 10 ⎯ 23 г б) 3 · 10
23
г в)1,1 · 10 ⎯ 25 г г)1,1 · 10 23 г
23.Массовая доля серы в оксиде серы (IV) равна:
а) 50%;
б) 25%;
в) 10%;
г) 15%
24.Сколько г железа содержится в 50 г сульфата железа (II):
а) 56 г б)36,8 г в) 18,4 г г) 152 г
25.В оксиде одновалентного металла массовая доля кислорода 53,3%.
Формула этого оксида:
а) Li2O
б) Na2O
в) Ag2O
г) CaO
17
РАЗДЕЛ IV СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Студент должен знать:
1. Квантовую теорию строения атома.
2. Изменение свойств атомов и общих химических свойств элементов и их
соединений в периодах и группах.
3. Природу, виды и механизмы образования химических связей.
Студент должен уметь:
1. Дать полную характеристику элементу по его положению в
периодической системе.
2. По величине относительной электроотрицательности (ОЭО) и природе
атомов определить тип связи и составить схему молекулы.
3. Определить тип гибридизации и форму молекулы.
4. Составить энергетическую диаграмму молекулы по методу молекулярных
орбиталей (ММО), определить порядок связи.
ВОПРОСЫ К КОЛЛОКВИУМУ
I.Современные представления о строении атома:
1.Основные принципы квантовой теории строения вещества: представления о
корпускулярно-волновом
дуализме
явлений
микромира,
принцип
неопределенности Гейзенберга, уравнение Шредингера, волновая функция,
атомная орбиталь.
2.Квантовые числа и их характеристика.
3.Принципы заполнения орбиталей многоэлектронных атомов в основном
состоянии.
II.Периодическая система Д.И. Менделеева:
4.S-, p-,
d-, f-элементы и их расположение в периодической системе..
Особенности заполнения электронами электронных оболочек у атомов данных
электронных семействах.
5.Закон Мозли, современная формулировка периодического закона.
18
6.Структура периодической системы. Свойства атомов химических элементов и
периодичность их изменения (атомный радиус, энергия ионизации, энергия
сродства к электрону, электроотрицательность).
7.Значение периодического закона и системы элементов Д.И.Менделеева.
III. Химическая связь:
8.Природа химической связи, ее виды и основные характеристики (энергия и
длинна связи).
8.Ковалентная связь, теории ее образования (методы валентных связей и
молекулярных орбиталей).
9.Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, кратность,
полярность.
10.Гибридизация атомных орбиталей, типы гибридизации, геометрия
молекул.
11.Донорно-акцепторная связь, механизм ее образования.
12. Ионная связь и ее свойства.
13.Металлическая связь и ее особенности.
14. Водородная связь и ее роль в биологических процессах.
15. Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Вальса).
ПЛАН ХАРАКТЕРИСТИКИ ЭЛЕМЕНТА
(по положению в периодической системе)
1. Положение элемента в периодической системе (порядковый номер,
период, группа, подгруппа).
2. Число протонов ( 11 р ), нейтронов ( 10 n ) и электронов ( e ) в атоме
(формула атома).
3. Принадлежность к электронному семейству (s-, p-, d-, f-элемент).
4. Распределение электронов по энергетическим уровням (электронным
оболочкам).
5. Электронные формулы (полная и сокращенная) валентных уровней.
6. Электронно-графические формулы валентных уровней для основного и
возбужденных состояний атома, валентность для этих состояний.
7. Тип элемента (металл или неметалл).
8. Формулы высшего оксида и гидроксида.
19
ТЕСТ №2
1. Геометрическую форму атомных орбиталей характеризуют:
а) главное квантовое число
в) магнитное квантовое число
б) побочное квантовое число
г) спиновое квантовое число
2. Сила притяжения валентных электронов к ядру атома уменьшается в
ряду элементов:
а) Na→Mg→Al→Si
в)Sr→Ca→Mg→Be
б)Rb→K→Na→Li
г)Li→Na→K→Rb
3. Электроотрицательность элементов-неметаллов уменьшается в ряду:
а) O, S, P, Si
4. Наиболее
б) P, S, Se, Br
активным
в) As, P, S, Cl
является
металл,
г) S, Cl, Br, F
имеющий
электронную
конфигурацию атома:
а) 1s2 2s2 2p6 3s1
в) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
б) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
г) 1s2 2s2 2p6 3s2
5. Электронная формула внешнего электронного слоя атомов элементов,
имеющих формулы высшего оксида ЭО3 и газообразного водородного
соединения Н2Э:
а) ns2np1
б) ns2np2
в) ns2np3
г) ns2np4
6. В основном состоянии конфигурацию внешнего электронного слоя
4s24p4 имеют атомы элемента-неметалла:
а) Si
б) Se
в) S
г) Kr
7. Формула водородного соединения с электронной конфигурацией атома
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3:
а) ЭН2
б) ЭН
в) ЭН3
г) ЭН4
8. Прочность связи наименьшая в молекуле:
а) фтора
б) брома
в) хлора
г) иода
9. Укажите соединение, в котором ковалентные связи неполярные:
а) SiH4
б) Fe2O3
в) I2
г) SO3
10. Какой тип гибридизации орбиталей центрального атома наиболее
вероятен для молекул CH4, NH3, H2O:
а) sp
б) sp3
в) sp2
г) sp3d
20
РАЗДЕЛ V ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ
ПРОЦЕССОВ
Студент должен знать:
1. Основные термодинамические, понятия и величины.
2. Законы термодинамики и термохимии.
3. Понятие о скорости химической реакции и факторах влияющих на
скорость реакции. Закон действующих масс.
4. Химическое равновесие и условия его смещения.
Студент должен уметь:
1. Рассчитать изменение термодинамических функций состояния веществ
(∆H0, ∆S0, ∆G0) при химических реакциях.
2. Определить направление и возможность самопроизвольного протекания
химического процесса.
3. Рассчитать изменение скорости реакции при изменении концентрации
реагентов.
4. Определить направление смещения химического равновесия, рассчитать
константу равновесия.
ВОПРОСЫ К КОЛЛОКВИУМУ
I. Энергетика химических процессов:
1. Термодинамические системы, их классификации.
2. Термодинамические параметры и функции состояния системы.
3. Внутренняя энергия, I-ый закон термодинамики.
4. Стандартная энтальпия образования химического соединения – мера
его термодинамической устойчивости.
5. Термохимические уравнения. Закон Гесса и следствие из него.
6. Самопроизвольные
процессы,
энтропия
химической
реакции,
второй закон термодинамики как критерий направления химической
реакции для изолированных систем.
7. Энергия Гиббса, как критерий определения возможности и
направления реакций.
21
8. Энтальпийный и энтропийный вклады в свободную энергию
Гиббса. Их относительная роль.
II. «Скорость химических реакций и химическое равновесие»
1. Скорость химических реакций: факторы, влияющие на скорость
химической реакции; влияние концентрации реагирующих веществ;
закон действующих масс; влияние температуры; правило Вант-Гоффа;
энергия активации, уравнение Аррениуса;
2. Химическое
равновесие
и
условия
его
смещения,
константа
равновесия.
3. Скорость
химических
реакций
и
химическое
равновесие
в
гетерогенных системах: особенности кинетики гетерогенных реакций;
химическое равновесие в гетерогенных системах; фазовые равновесия.
4. Механизмы химических реакций: одностадийные реакции; сложные
реакции;колебательные реакции; цепные реакции.
11.Катализ. Механизмы действия гомогенного и гетерогенного катализа.
ТЕСТ №3
1. Реакция, уравнение которой: N2 + O2 → 2NO – Q
относится к реакциям:
а)разложения, эндотермическим
б)соединения, экзотермическим
в)соединения, эндотермическим
г)разложения, экзотермическим
2. В экзотермической реакции …
а) энтальпия реакционной системы повышается (∆Н > 0);
б) тепловой эффект реакции отрицательный (Qp < 0);
в) энтальпия реакционной системы уменьшается (∆Н < 0);
г) давление реакционной системы повышается.
3. Известно термохимическое уравнение реакции горения:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 896 кДж
Какое количество вещества метана расходуется при выделении 89,6 кДж
теплоты? а) 0,1 моль
б) 0,2 моль
в) 0,25 моль
г) 0,5 моль
22
4. Термохимическое уравнение реакции горения углерода:
С (тв.) + О2 (г) = СО2 (г) + 402 кДж.
При сгорании какой массы углерода выделяется 20100 кДж теплоты?
а) 600 г
б) 400 г
в) 200 г
г) 100 г
5. Какое количество теплоты выделится при сгорании в кислороде 12 г
водорода.Термохимическое уравнение горения водорода:
2H2 + O2 = 2H2O + 571,6 кДж
а) 1714,8 кДж
б) 190,53 кДж
в) 3429,6 кДж
г) 95,27 кДж
6. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении
температуры от 50 до 800С, температурный коэффициент реакции γ
(гамма) равен 2?
а) 4 раза
б) 16 раз
в) 8 раз
г) 6 раз
7. Влияние различных внешних воздействий на смещение равновесия
описывается:
а) правилом Клечковского
в) законами Фарадея
б) принципом Ле-Шателье
г) законом Гесса
8. В каком случае увеличение давления вызовет смещение равновесия
влево:
а) CO2(г) + C(т) → 2CO(г)
б) CO(г) + Cl2(г) → COCl2(г)
в) 2CO(г) + O2(г) → 2CO2(г)
г) C(т) + O2(г) → CO2(г)
9. В каком случае повышение давления и понижение температуры в
системе приводит к повышению выхода продукта реакции?
а) 2H2O → 2H2 +Q
в) H2 + I2 → 2HI - Q
б) N2 + 3H2 → 2NH3 + Q
г) N2O4 → 2NO2 - Q
10. Процесс перехода вещества из одной фазы в другую без изменения
химического состава вещества называется:
а) фазовым равновесием
б) адсорбцией
б) разложением
г) диссоциация
23
РАЗДЕЛ VI
РАСТВОРЫ
Студент должен знать:
1. Классификацию дисперсных систем, химическую теорию растворов
Д.И. Менделеева, термодинамику процесса растворения.
2. Способы выражения состава растворов.
3. Диссоциацию, степень диссоциации, слабые и сильные электролиты.
Студент должен уметь:
1. Вести расчеты на основные способы выражения состава растворов.
2. Составлять ионные уравнения реакций.
3. Рассчитать рН растворов слабых и силиных кислот и оснований
4. Рассчитать ионную силу раствора и активность ионов в растворе
сильного электролита
5. Определить растворимость вещества по величине ПР и наоборот.
Определить условия образования и растворения осадка.
6. Составить уравнения гидролиза той или иной соли, рассчитать степени
гидролиза и концентрацию ионов водорода и гидроксид-ионов в
растворе гидролизованной соли.
7. Составить уравнения ступенчатой диссоциации комплексных ионов,
записать выражение константы нестойкости для комплексного иона и
рассчитать концентрацию ионов в растворе комплексной соли.
ВОПРОСЫ К КОЛЛОКВИУМУ
1. Строение молекулы воды. Вода как растворитель. Химия воды.
Жесткость воды и методы ее устранения. Применение воды.
2. Классификации
дисперсных
систем,
растворов,
физическая
и
химическая теории растворов.
3. Термодинамика растворения, растворимость веществ, растворимость
жидких, твердых и газообразных веществ в воде.
4. Способы выражения состава растворов.
24
5. Свойства разбавленных растворов неэлектролитов (давление пара
растворителя над раствором, температура кипения, температура
замерзания, осмотическое давление).
6. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.
Гидратация (сольватация) ионов. Степень диссоциации. Факторы,
влияющие на степень электролитической диссоциации.
7. Соли, кислоты, основания с точки зрения теории электролитической
диссоциации.
8. Слабые электролиты. Константа диссоциации. Закон разбавления
Оствальда.
9. Сильные электролиты, теория сильных электролитов Дебая-Хюккеля,
активность, коэффициент активности, ионная сила растворов.
10. Ионные уравнения реакций.
11. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение
воды. Водородный показатель и гидроксильный показатели.
12. Произведение растворимости. Условия образования и растворения
осадков.
13. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Константа и степень гидролиза.
Значение гидролиза. Амфотерные гидроксиды, их свойства.
14. Комплексные
Классификация
Диссоциация
соединения.
и
Структура
номенклатура
комплексных
комплексных
комплексных
соединений.
Константа
соединений.
соединений.
нестойкости
комплексного иона. Факторы, влияющие на устойчивость комплексных
соединений в растворах.
25
ТЕСТ №4
1.С образованием осадка идет реакция:
а) K2SO4 + NaCl →
в) K2SO4 + BaCl2 →
б) HNO3 + NaOH →
г) K2SO4 + CuCl2 →
2.Сокращенное ионное уравнение: SiO32- + 2H+ → H2SiO3 ↓
соответствует взаимодействию:
а) SiO2 и
H2O
б) SiO2 и
H2SO4
в) Na2SiO3 и H2SO4
г) CaSiO3 и
H2SO4
3.Кислотный характер амфотерных гидроксидов проявляется в:
а) щелочной среде
б) кислой среде
в) нейтральной среде
4. Константа диссоциации указывает на:
а) прочность молекулы в данном растворе, б) давление в данном растворе
в) химическое равновесие
г) температуру кипения раствора
5.Какая соль гидролизу не подвергается:
а) Fe(NO3)3
б) NaNO3
в) Na2SO3
г) Na2CO3
6.Сколько г вещества содержится в 100 г 10%-го раствора:
а) 5
б) 20
в) 2
г) 10
7. Формула диамминдихлороплатина - это:
а) [Pt(NH3)2Cl2]
б) [Pt(NH3)4]Cl2
в) K2[PtCl4]
г) [Pt(H2O)2Cl2]
8.Какова молярная концентрация щелочи, если в 500 мл раствора содержится
28 г КОН?
а) 5 м
б) 2 м
в) 1 м
г) 0,1 м
9.Определить рН раствора, содержащего [H+] = 10-3 моль/л:
а) 11
б) 3
в) 14
г) 0,3
10.Произведение растворимости CaСO3 при 25 0С равно 1,7·10-8. Какова
концентрация ионов Ca2+ и СO32- в насыщенном растворе CaСO3?
а)1,3 · 10-4 моль/л б) 1,7 · 10-4 моль/л
в) 1,3 · 10-8 моль/л г) 2,89 · 10-4моль/л
26
РАЗДЕЛ VII ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ
Студент должен знать:
1. Типы окислительно-восстановительных реакций (ОВР).
2. Механизм возникновения двойного электрического слоя.
3. Стандартные электродные потенциалы, ряд напряжений.
4. Гальванические элементы и их виды.
5. Коррозию металлов. Способы защиты металлов от коррозии.
6. Электролиз растворов и расплавов веществ. Законы Фарадея. Выход по
току.
Студент должен уметь:
1. Составить схему уравнения ОВР, схему электронных превращений,
расставить коэффициенты по методу электронного баланса.
2.Записать электронные уравнения реакций, протекающих на электродах
гальванического элемента и рассчитать ЭДС.
3. Определить вид и продукты коррозии в кислой среде и во влажном воздухе.
Записать уравнения реакций, протекающих на электродах при
гальванокоррозии.
4. Определить продукты электролиза, записать уравнения реакций,
протекающих на электродах при электролизе. Вести расчеты на законы Фарадея.
ВОПРОСЫ К КОЛЛОКВИУМУ
1. Окислительно-восстановительные реакции. Типы окислительновосстановительных реакций.
2. Молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя.
Степень
окисления.
Процессы
окисления
и
восстановления.
Окислители и восстановители (привести примеры).
3. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных
реакций (метод электронного баланса, метод полуреакций).
4. Предмет электрохимии. Стандартные электродные потенциалы. Ряд
напряжений. Урвнение Нернста.
27
5. Химические источники электрического тока. Электродвижущая
сила (ЭДС) гальванического элемента.
6. Электролиз растворов и расплавов. Последовательность разрядки
ионов; анодное окисление и катодное восстановление.
7. Законы Фарадея. Практическое применение электролиза.
8. Коррозия металлов. Виды коррозии. Механизм электрохимической
коррозии.
9. Защита металлов от коррозии.
ТЕСТ №5
1. Какая реакция возможна:
а) Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb
б) Cu + Ni2+ → Cu2+ + Ni
2. Процесс окисления иона – это:
а) MnO4- → Mn2+
б) SO32- → SO42-
в) Fe3+ → Fe2+
г) NO3-→ NH4+
3. В окислительно-восстановительных реакциях только в роли окислителя
может выступать:
а)дихромат калия
б)сульфит натрия
в)магний
г)пероксид водорола
4. В любом замкнутом гальваническом элементе на положительном
электроде происходит: а)процесс окисления
б)процесс восстановления
5. К каким типам покрытий относится оцинкованное железо:
а) катодное
б) анодное
6. Коррозия металлов всегда представляет собой процесс:
а)процесс окисления
б)процесс восстановления
7. Металл, который не может быть получен при электролизе водного
раствора его соли:
а) цинк
б) свинец
в) калий
г) серебро
8. Электролиз водного раствора поваренной соли – это способ получения:
а) натрия и кислорода
в) гидрида натрия, хлора и кислорода
б) натрия, хлора и кислорода
г) гидроксида натрия, хлора и водорода
28
9. В растворе содержатся хлорид и иодид натрия Какой из галогенов будет
выделяться на аноде первым, если φ0 Cl2/Cl- = + 1,35 B
а) хлор
φ0 I2/I- = + 0,5 B?
б) иод
10. В какой последовательности восстанавливаются данные металлы при
электролизе растворов их солей:
а) Au, Fe, Cu, Ag
б) Cu, Ag, Fe, Au
в) Fe, Cu, Ag, Au
г)Au, Ag, Cu, Fe
РАЗДЕЛ VII ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
Студент должен знать:
1.Характерные свойства металлов и неметаллов
2.Важнейшие природные соединения металлов и неметаллов и их
распространенность в природе. Аллотропные модификации.
3.Основные закономерности химии s-, p-, d-элементов.
4.Основные способы получения металлов и неметаллов и применение.
5.Макро-, микроэлементы и их биологическое значение.
6.Экологические проблемы общества. Роль химии в решении экологических
проблем. Охрана воздушного и водного бассейна. Твердые отходы и
безотходное производство.
Студент должен уметь:
Написать уравнения реакций, характеризующие свойства данного элемента.
ТЕСТ №6
1.Соединения металла с водородом называют:
а) пероксиды
в) гидриды
б) сульфиды
г) хлориды
2.Соль, присутствие которой в природной воде обуславливает ее временную
жесткость, - это:
а) CaCl2
в)Na2CO3
б) Ca(HCO3)2
г)NaHCO3
29
3.Для всех металлов характерно твердое агрегатное состояние кроме:
а) ртути
б) лития
в) хрома
г) кобальта
4.Аллотропной модификацией углерода не является:
а) алмаз
б) графит
в) карунд
г) карбин
5.Даны: мрамор, доломит, гипс, глинозем, кварц, малахит. Среди них число
природных соединений углерода равно:
а) 3
б) 5
в) 4
г) 6
6.Металл, который образует оксиды трех типов (основной, амфотерный,
кислотный), - это:
а) натрий
б) марганец
в) серебро
г) ртуть
7.Какой газ тяжелее воздуха?
а) углекислый
в) фтороводород
б) угарный
г) неон
8.Протий, дейтерий, тритий – это изотопы:
а) водорода
в) кислорода
б) азота
г) хлора
9.Азотные удобрения называют:
а) сульфатами
б) силикатами
в) селитрами
г) фосфатами
10.По современной номенклатуре одно из важнейших фосфорных удобрений
– двойной суперфосфат – называется:
а) дигидрофосфат кальция
в) гидрофосфат кальция
б) ортофосфат кальция
г) метафосфат кальция
30
Вопросы для подготовки к экзамену по неорганической химии
1. Основные понятия
химии: атом, молекула, элемент, относительная
атомная масса, относительно молекулярная масса, моль, эквивалент,
эквивалентное число, фактор эквивалента, молярная масса эквивалента,
основные законы химии: закон сохранения массы, постоянства состава
вещества, закон кратных отношений, эквивалентов, закон Авогадро и
следствия из него.
2. Основные
принципы
представления
о
квантовой
теории
корпускулярно-волновом
строения
вещества:
дуализме
явлений
микромира, принципе неопределенности, уравнении Шредингера,
волновой функции, атомной орбитали.
3. Квантовые числа и их характеристика.
4. Строение многоэлектронных атомов элементов. Законы, лежащие в
основе распределения электронов в атоме: принцип Паули, правило
Гунда, правило Клечковского.
5. Расположение в периодической системе s-, p-, d-, f-элементы.
Особенности заполнения электронами электронных оболочек у
элементов данных электронных семейств.
6. Открытие
периодического
закона
Д.И.Менделеевым.
Структура
периодической системы. Периодическое изменение свойств элементов
в соответствии с электронным строением атомов. Закон Мозли.
Значение периодического закона и периодической системы.
7. Свойства электронейтральных атомов: атомный радиус, энергия
ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Изменение
свойств элементов в группах и периодах.
8. Природа химической связи, и ее виды. Энергия и длинна связи.
9. Ковалентная связь: виды (обменная и донорно-акцепторная), механизм
образования по методу валентных связей. Свойства ковалентной связи
(насыщаемость, направленность, кратность, полярность).
31
10. Основные положения метода молекулярных орбиталей.
11. Ионная связь. Свойства ионной связи. Поляризация.
12. Гибридизация. Виды гибридизации и геометрия молекул (рассмотреть
на примерах).
13. Металлическая связь, ее особенность.
14. Взаимодействия
между
молекулами:
вандерваальсовы
силы,
водородная связь. Влияние водородных связей на свойства веществ.
Значение водородных связей.
15. Термодинамика.
Система,
Термодинамические
виды
процессы.
систем.
Теплота
и
работа.
Внутренняя
энергия.
Тепловые
Применение
первого
закона
эффекты реакций. Энтальпия.
16. Первый
закон
термодинамики.
к
различным процессам.
17. Закон Гесса и следствие из него. Фазовые превращения.
18. Второй
закон
термодинамики.
Энтропия. Изменение
энтропии.
Факторы, определяющие направленность процессов.
19. Химическая кинетика. Понятие о скорости химических реакций.
Факторы,
влияющие
на
скорость
химической
реакции.
Закон
действующих масс. Влияние температуры на скорость.
20. Энергия активации. Изменение энергии реагирующей системы.
Активированный комплекс.
21. Механизмы
химических
мономолекулярные и
реакций:
простые
и
сложные,
бимолекулярные, колебательные и цепные
реакции.
22. Гомогенный и гетерогенный катализ. Механизм гомогенного катализа.
Адсорбция. Термодинамика адсорбции. Автокатализ. Катализаторы.
Промоторы. Ингибиторы. Каталитические яды.
23. Химическое равновесие. Правило Ле-Шателье. Смещение равновесия
при изменении концентрации, температуры, давления. Константа
равновесия.
32
24. Растворы. Классификация растворов. Термодинамика растворения.
25. Растворимость
веществ.
Растворимость
жидких,
твердых
и
газообразных веществ в воде.
26. Химическая теория растворов. Свойства разбавленных растворов
неэлектролитов (давление пара над раствором, температура кипения,
температура замерзания, осмотическое давление).
27. Концентрация. Виды концентраций.
28. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.
Гидратация (сольватация) ионов. Степень диссоциации. Факторы,
влияющие на степень электролитической диссоциации.
29. Соли, кислоты, основания с точки зрения теории электролитической
диссоциации.
30. Произведение растворимости. Условия образования и растворения
осадка.
31. Сильные и слабые электролиты. Ионные уравнения реакций.
32. Константа диссоциации. Закон разбавления.
33. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение
воды. Водородный показатель и гидроксильный показатель. Значение
рН в пищевых продуктах.
34. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Константа и степень гидролиза.
Значение гидролиза. Амфотерные гидроксиды, их свойства.
35. Теория сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности.
Ионная сила раствора.
36. Комплексные
Диссоциация
соединения.
комплексных
Структура
комплексных
соединений.
Константа
соединений.
нестойкости
комплексного иона. Номенклатура.
37. Образование и разрушение комплексов.
38. Предмет электрохимии. Стандартные электродные потенциалы. Ряд
напряжений.
33
39. Окислительно-восстановительные
реакции.
Типы
окислительно-
восстановительных реакций.
40. Молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя. Степень
окисления. Процессы окисления и восстановления. Окислители и
восстановители.
41. Методы
составления
уравнений
окислительно-восстановительных
реакций (метод электронного баланса, метод полуреакций).
42. Гальванические элементы, механизм их действия. Уравнение Нернста.
43. Электролиз растворов и расплавов. Последовательность разрядки
ионов. Анодное окисление и катодное восстановление.
44. Законы Фарадея. Практическое применение электролиза.
45. Коррозия металлов. Виды коррозии. Механизм электрохимической
коррозии. Защита металлов от коррозии.
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
46. Металлы. Физические и химические свойства металлов. Способы
получения металлов. Разнообразие степеней окисления, устойчивых
при обычных условиях.
47. Элементы I группы. Главная и побочная подгруппы. Щелочные
металлы. Свойства, соединения. Щелочи. Поваренная соль и ее
применение в кондитерском деле.
48. Щелочно-земельные металлы. Оксиды, гидроксиды. Применение солей
кальция, магния, бария. Жесткость воды. Способы ее устранения.
49. Цинк: физические и химические свойства. Биологическая роль цинка.
50. Ртуть, кадмий: физические и химические свойства.
51. Медь. Получение, свойства, применение. Сплавы меди, соли меди их
применение. Растворимость и гидролизуемость солей меди.
52. Элементы III-А группы. Алюминий, свойства, получение, применение.
Соединения алюминия. Применение солей алюминия.
34
53. Главная и побочная подгруппы IV группы. Углерод, свойства и
применение. Угольная кислота и ее соли. Гидрокарбонат натрия в
кондитерском деле.
54. Свинец, получение, свойства, применение. Оксиды, гидроксиды.
Окислительно-восстановительные свойства свинца.
55. Олово, получение, свойства, применение. Оксиды, гидроксиды и соли
олова. Применение олова при упаковке пищевых продуктов.
56. Общие свойства элементов V- А группы. Фосфор и его соединения.
57. Элементы V -A группы. Азот. Свойства. Аммиак. Соли аммония.
Азотная кислота и азотистая кислота, их свойства. Азотные удобрения.
58. Элементы VI группы. Сопоставьте свойства элементов главной и
побочной подгруппы. Сера: физические и химические свойства.
Оксиды серы, сероводород, серная, сернистая и тиосерная кислоты их
свойства.
59. Хром, свойства,
применение. Сплавы хрома. Хромовые защитные
покрытия. Оксиды и гидроксиды хрома. Соли хрома. Окислительные
свойства хрома (YI).
60. Сопоставьте свойства элементов главной и побочных подгрупп VII
группы. Хлор, свойства, применение. Указать его кислородные и
водородные соединения, их свойства.
61. Марганец. Природные соединения марганца. Соединения марганца со
степенями окисления +2, +4, +6, +7. Оксиды. гидроксиды. Соли.
Окислительно-восстановительные
свойства
марганца
(VII)
в
зависимости от рН Среды.
62. Железо, получение, свойства, применение. Оксиды, гидроксиды. Соли
железа. Комплексные соединения, их применение.
35
Образцы экзаменационных билетов:
Дальневосточный Государственный Аграрный Университет
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ
1.Комплексные соединения. Структура, классификация и номенклатура
комплексных соединений. Диссоциация комплексных соединений. Константа
нестойкости комплексного иона. Образование и разрушение комплексов.
2.Железо, получение, свойства, применение. Оксиды, гидроксиды. Соли
железа. Комплексные соединения железа, их применение.
3. Составить уравнения гидролиза для карбоната натрия, сульфата марганца
(II) и сульфида аммония. Определить реакцию среды (указать рН раствора).
Дальневосточный Государственный Аграрный Университет
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ
1.Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Факторы, влияющие на
смещение химического равновесия. Константа равновесия.
2.Предмет электрохимии. Стандартные электродные потенциалы. Ряд
напряжений. Уравнение Нернста.
3.В 500 мл воды при 18 0С растворяется 0,0165 г хромата серебра. Найти
произведение растворимости этой соли.
Дальневосточный Государственный Аграрный Университет
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ
1.Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости (ПР),
правило ПР, образование осадка с точки зрения ПР.
2.Элементы V -A группы. Азот. Свойства. Аммиак. Соли аммония. Азотная
и азотистая кислоты, их свойства. Азотные удобрения.
3. На окисление 1,4 г четырехвалентного элемента пошло 1,12 л кислорода
(н.у.). Определить, какой это элемент.
36