Вопросы и задания к итоговой работе 1

Вопросы для подготовки к итоговой работе №1
Колледж, отделение «Фармация»
1. Классификация неорганических соединений. Простые и сложные соединения (металлы, неметаллы, оксиды, основания, кислоты, соли, бинарные соединения).
2. Номенклатура неорганических веществ в соответствии с правилами международной системы
ИЮПАК.
3. Основные реакции взаимосвязи между классами неорганических соединений. Генетическая связь
между классами неорганических соединений (на конкретных примерах: металл → оксид→ гидроксид→ соль и т.д.)
4. Основные законы химии: закон сохранения массы, закон постоянства состава, законы газового
состояния (закон Авогадро и следствия из него, закон Бойля-Мариотта, закон Гей-Люссака, объединённый газовый закон).
5. Химический эквивалент (молярная масса эквивалента) кислот, солей, оснований, оксидов; фактор
эквивалентности. Расчёт молярных масс эквивалентов на конкретных примерах.
6. Закон эквивалентов для массовых и объемных отношений реагентов.
7. Основные понятия: раствор, растворитель, растворенное вещество, концентрация. Виды растворов. Примеры.
8. Способы выражения состава раствора: массовая доля, молярная доля, молярная концентрация
(молярность), молярная концентрация эквивалента (нормальность), моляльная концентрация (моляльность), титрованная концентрация (титр).
9. Сущность процесса гидролиза и причины его протекания. Типы гидролиза в зависимости от
состава соли. Правила записи уравнений гидролиза солей. Условия протекания гидролиза. Смещение гидролитического равновесия в соответствие с принципом Ле-Шателье. Значение
гидролиза.
10. Основные понятия: окислительно-восстановительные реакции, окислитель, восстановитель,
окисление, восстановление.
11. Типы Red-Ox реакций. Примеры реакций различных типов
12. Типичные окислители. Типичные восстановители.
13. Вещества, проявляющие окислительно-восстановительную двойственность. Причины двойственности. Примеры реакций с участием соединений, проявляющих окислительно-восстановительную
двойственность.
14. Методы уравнивания Red-Ox реакций. Роль реакции среды на примере реакций с перманганатом
калия.
15. Атом как сложная микросистема. История развития представлений об атоме. Прежние теории
строения атома.
16. Основные положения квантовой механики. Уравнения Луи Де-Бройля, Шрёдингера и принцип
неопределенности Гейзенберга. Квантово-механическая модель атома.
17. Характеристики энергетического состояния электрона в системе квантовых чисел.
18. Последовательность заполнения электронных оболочек в многоэлектронных атомах. Принцип
минимума энергии, принцип Паули и правило Гунда.
19. Периодический закон и периодическая таблица Д .И. Менделеева.
20. Строение Периодической таблицы. Физический смысл порядкового номера элемента, номера
периода, группы.
21. Доказательства периодичности изменения свойств элементов (изменение радиусов атомов и
ионов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, относительной электроотрицательности,
физических и химических свойств элементов в периодах и группах).
22. Ковалентная связь и её свойства: энергия, длина, насыщаемость, направленность, полярность.
23. Метод валентных связей. Механизмы образования ковалентной связи на конкретных примерах.
Ионная связь.
24. Понятие о гибридизации атомных орбиталей и виды гибридных состояний атома: sp3, sp2, sp, sp3d2,
sp2d. Геометрическая форма молекул.
25. Водородная связь, механизм образования. Разновидности водородной связи, примеры. Роль
водородной связи в процессах ассоциации, в поддержании структур биополимеров.
26. Комплексные соединения, основные положения координационной теории Вернера. Основные
понятия: комплексообразователь, лиганды, координационные числа, дентатность, внешняя сфера,
внутренняя сфера.
27. Классификация (примеры соединений различных типов) и номенклатура комплексных соединений.
28. Изомерия комплексных соединений. Пространственная изомерия (цис-, транс- изомеры), координационная, ионизационная изомерия. Примеры изомеров различных типов.
29. Природа химической связи в комплексных соединениях с точки зрения метода валентных связей.
Связь между внутренней и внешней сферами. Роль комплексообразователя и лигандов в образовании химической связи в комплексных ионах (внутренняя сфера).
30. Устойчивость комплексных соединений: константа устойчивости ( КУ ) и константа нестойкости
(КН). Связь между константой нестойкости и устойчивостью комплексных соединений.
31. Биологическая роль комплексных соединений. Применение КС в медицине и фармации.
Практические задания
для подготовки к итоговой работе №1. Колледж, Фармация
1. Вычислите мольные доли спирта и воды в 96%-ом (по массе) растворе этилового спирта.
2. Определите массу нитрата натрия и объем воды, необходимые для приготовления: а) 200 г 15%
раствора; б) 50 г 8% раствора?
3. К 150 г 8% раствора прибавили 50 г воды. Какова массовая доля растворенного вещества в новом
растворе? Рассчитайте молярность раствора , учитывая, что ρ =1,045 г/мл.
4. Найдите массу CuSO4 · 5 H2O и объем воды, необходимые для приготовления 200 г 8% раствора
сульфата меди (II).
5. Рассчитайте молярную массу эквивалента ортофосфорной кислоты H3PO4 в реакциях с гидроксидом натрия с образованием NaH2PO4, Na2HPO4, Na3PO4.
6. Определите массу Na2CO3 · 10 Н2О (кристаллической соды), необходимую для приготовления 500
мл 0,5 N раствора.
7. Сколько миллилитров 38% раствора хлороводородной кислоты (ρ=1,19 г/мл) нужно взять для
приготовления 500 мл 0,3 N раствора?
8. Укажите, какие из приведенных процессов представляют собой окисление, а какие – восстановление, уравняв схемы с помощью метода полуреакций. Определите функции соединений в данных
процессах:
S  SO2 - ; Sn  Sn 4  ; Br  2Br  ;
4
2



Cl  ClO ; IO  I ; MnO   MnO 2 
3
3
2
4
4
9. Расставьте коэффициенты, используя метод полуреакций, укажите Оx и Red. Рассчитайте молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя.
MnCl2 + KBrO3 + KOH → + KBr + …
K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 → S + …
KClO3 + Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + …
K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → I2 + …
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + …
H2O2 + CrCl3 + KOH → K2CrO4 + …
10. Выберите из предложенных комплексных соединений те, которые относятся к катионному, а
какие к анионному типу. Назовите указанные соединения:
а) Ca [Al (OH) 5 H2O],
б) [Ti (H2O)6]Cl3,
в) [Co SO4(NH3)5]Br,
г) Cu (NH3)4]SO4 .
11. Определите степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных соединениях:
[Cr(H2O)Br2]Cl, K2[PtCl6], [Ni(CO)4]
а)+2,
б)+3,
в)+4,
г)+6 ,
д)0 ,
е) +1,
ж) –1.
12. Определите степень окисления комплексообразователя в следующих комплексных соединениях:
Назовите данные комплексные соединения
[Cr(H2O)Br2]Cl; K2[PtCl6]; [Ni(CO)4]
13. Выберите правильное название комплексного соединения: [Сu (NH3)2 (H2O)2] SO4
а) сульфат акваамминмеди (ІІ),
б) сульфатдиаквадиаммин меди (ІІ),
в) сульфат диаквадиамминмеди (ІІ),
г) сульфит диаквадиамминмеди (ІІ),
д) сульфат диаквадиамминмеди (І),
е) сульфат диаквадиамминкупрума (ІІ)
Укажите комплексообразователь, его степень окисления, координационное число, лиганды,
внутреннюю и внешнюю сферы.
14. Определите тип комплексного иона в следующих соединениях. Расставьте степени окисления всех
частиц. Назовите все приведенные комплексные соединения:
K4[Fe (CN)6], [Pt(NH3)2Cl2 ], [CoBr(NH3)5]SO4, [Ag (NH3)2]Cl
а) катионный,
б) электронейтральный,
в) анионный
15. Из приведенных ниже комплексных соединений выберите те, координационное число которых
равно 6. Назовите эти соединения и укажите к какому типу они относятся.
а) K[Cr (H2O)2 (SCN)4]
б) [Co (H2O)4 (NO3)2]Cl
в) Ca[Al (OH)5 H2O]
г) [Pt (NH3)2Cl2]
16. Выберите формулу константы неустойчивости комплексного соединения: [Cu(NH3)4]SO4. Назовите данное комплексное соединение, укажите К.О., к.ч., лиганды и их дентатность, внутреннюю и
внешние сферы К.С.
[Cu (NH3)4]2+ [SO42-]
а) Кн=
[ Cu2+(NH3)4]4
б) Кн =
[Cu (NH3)4 ]2+
[Cu (NH3)4]SO4
[ Cu 2+ ] ][ NH3] 4
в) Кн.=
[Cu (NH3)4]2+
г) Кн.=
[Cu (NH3)4]
2+
[ Cu 2+ ][ NH3]4