gos3.neorganika - Саратовский государственный университет
advertisement
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Саратовский государственный университет имени Н.Г. Чернышевского Институт химии УТВЕРЖДАЮ Проректор по учебно-методической работе профессор_________________ЕЛИНА Е.Г. "______" __________________2011 г. Рабочая программа дисциплины НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ (модуль – Химия элементов) Направление подготовки 020100 «Химия» Профиль подготовки Аналитическая химия Квалификация (степень) выпускника Бакалавр Форма обучения очная Саратов, 2011 год 1. Цели освоения дисциплины Целью освоения дисциплины является овладение способами экспериментального исследования и теоретической интерпретации строения и свойств неорганических веществ на основе умений планировать и организовывать свою учебную деятельность, обсуждать учебные задачи, анализировать учебную литературу и самостоятельно приобретать знания. 2. Место дисциплины в структуре ООП бакалавриата Курс «Неорганическая химия (модуль - химия элементов)», является первой базовой профессиональной дисциплиной, которая преподается во 2 семестре 1 курса. Ее изучение базируется на знаниях школьного курса химии и важнейших фундаментальных теориях, изучаемых в первом модуле – общая химия, таких как «Строение атома», «Химическая связь и строение молекул», «Химическая термодинамик и химическая кинетика». Для успешного усвоения курса студент должен: знать закономерности написания электронных конфигураций атомов элементов, изменения основных атомных характеристик и предсказания изменений металлических и неметаллических свойств простых веществ, кислотно-основных свойств сложных соединений в группах и периодах периодической системы Д.И. Менделеева; знать термодинамические характеристики реакций и методы их расчета, определяющие возможность и направление протекания химических реакций любого типа; знать типы, параметры и свойства химической связи и закономерности предсказания реакционной способности химических веществ; уметь составлять уравнения базовых реакций кислотно-основного и окислительновосстановительного взаимодействий и расставлять стехиометрические коэффициенты; иметь навыки решения теоретических и экспериментальных задач; иметь навыки самообучения и самооценки. Освоенные закономерности химического поведения неорганических веществ, методы прогнозирования реакционной способности, расчета количественных характеристик химических реакций необходимы для освоения последующих базовых курсов профессионального цикла «Органическая химия», «Физическая химия», «Аналитическая химия», «Химическая технология» 3 Компетенции обучающегося, формируемые в результате освоения дисциплины «Неорганическая химия (модуль – химия элементов)». умеет логически верно, аргументированно и ясно строить устную и письменную речь умеет работать с компьютером на уровне пользователя и способен применять навыки работы с компьютерами как в социальной сфере, так и в области познавательной и профессиональной деятельности настойчив в достижении цели с учетом моральных и правовых норм и обязанностей понимает сущность и социальную значимость профессии, основных перспектив и проблем, определяющих конкретную область деятельности владеет основами теории фундаментальных разделов химии (прежде всего (ОК-5) (ОК-7) (ОК-13) (ПК-1) (ПК-2) неорганической, аналитической, органической, физической, химии высокомолекулярных соединений, химии биологических объектов, химической технологии) владеет способностью применять основные законы химии при обсуждении полученных результатов, в том числе с привлечением информационных баз данных владеет навыками химического эксперимента, основными синтетическими и аналитическими методами получения и исследования химических веществ и реакций (ПК-3) (ПК-4) В результате освоения дисциплины студент должен знать: общую характеристику группы элементов периодической системы и отличительную особенность как отдельного элемента, так и группы в целом; изменение металлических и неметаллических свойств простых веществ во всех группах и периодах периодической системы; изменение кислотно-основных свойств важнейших соединений всех элементов в группах и периодах периодической системы и с ростом степени окисления элемента в соединении; физические и химические свойства всех простых веществ и их важнейших соединений; способы получения важнейших неорганических соединений. уметь: записывать электронные конфигурации атомов всех элементов периодической системы в основном и возбужденном состоянии, образуемых ими ионов и предсказывать их возможные устойчивые валентные состояния и степени окисления в соединениях; рассчитывать термодинамические характеристики кислотно-основных, окислительно-восстановительных реакций и реакций комплексообразования в стандартных условиях и предсказывать возможность их протекания; иллюстрировать на примере химических реакций изменение металлических, кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в группах и периодах, с ростом степени окисления элемента в соединении; устанавливать корреляции между строением и свойствами ковалентных соединений и иллюстрировать их на примере химических реакций; расставлять коэффициенты в любых уравнениях протекающих химических реакциях. владеть: экспериментальным навыкам получения и исследования свойств неорганических веществ; навыками работы с большим объемом литературы; навыками самоконтроля и самооценки. 4. Структура и содержание дисциплины «Неорганическая химия (модуль – химия элементов)» Общая трудоемкость дисциплины составляет 20 зачетных единиц 720 часов. 4.1 Структура лекционного курса № Раздел дисциплины Неп/п деля семест ра 1. 2 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10 11 12 13 Модуль «Общая химия» Химия фосфора и его важнейших соединений Химия мышьяка, сурьмы и висмута и их важнейших соединений Химия углерода и его важнейших соединений Химия кремния и его важнейших соединений Химия германия, олова и свинца и его важнейших соединений Химия бора и его важнейших соединений Химия алюминия, галлия, индия и таллия и их важнейших соединений Химия редкоземельных элементов и их важнейших соединений Химия титана, циркония и гафния и их важнейших соединений Химия ванадия, ниобия и тантала и их важнейших соединений Химия хрома, молибдена и вольфрама и их важнейших соединений Химия марганца, технеция и рения и их важнейших соединений Химия железа, кобальта и никеля и их важнейших соединений Виды учебной работы, включая самостоятельную работу студентов и трудоемкость (в часах) лекции самост. работа 72 1 4 2-3 6 3-4 6 5 4 6-7 6 7 2 8 4 9 2 9 2 10 4 11 4 12 4 13 4 36 Формы текущего контроля успеваемости (по неделям семестра) Формы промежуточной аттестации (по семестрам) экзамен 14 15 16 17 18 19. Химия платиновых металлов и их важнейших соединений Химия меди, серебра и золота и их важнейших соединений Химия цинка, кадмия и ртути и их важнейших соединений Химия щелочноземельных элементов и их важнейших соединений Химия щелочных металлов и их важнейших соединений Неорганическая химия в задачах 14 2 1415 4 1516 4 16 2 17 2 1718 6 Всего 144 36 72 4.2 Структура лабораторного практикума № Раздел дисциплины Не- Виды учебной работы, п/п деля включая самостоясетельную работу стумест дентов и трудоемкость ра (в часах) лаб. работы самост. работа 1. 2. 3. 4. 5. 6. Модуль «Обшая химия» Химия азота и его важнейших водородных соединений Химия азота и его важнейших кислородных соединений Химия фосфора и его важнейших соединений Химия сурьмы и висмута и их важнейших соединений Обзор химии элементов V группы главной подгруппы ПС Химия углерода и его важнейших соединений 144 108 1 8 6 2 8 6 3 8 6 4 8 6 5 8 6 6 8 6 экзамен 216 Формы текущего контроля успеваемости (по неделям семестра) Формы промежуточной аттестации (по семестрам) зачет Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Контрольная работа Тест, письменный отчет в лабора- 7. Химия кремния и его важнейших соединений 7 8 6 8. Химия олова и его важнейших соединений 8 8 6 9. Химия свинца и его важнейших соединений 9 8 6 10. Обзор химии элементов IV группы главной подгруппы ПС Химия хрома и его важнейших соединений 10 8 6 11 8 6 12. Химия марганца и его важнейших соединений 12 8 6 13. Химия железа и его важнейших соединений 13 8 6 14. Химия кобальта и никеля и их важнейших соединений Обзор химии элементов VI, VII. VIII группы побочной подгруппы ПС Химия меди и серебра и их важнейших соединений Химия цинка, кадмия и ртути и их важнейших соединений Обзор химии элементов I. II группы побочной подгруппы ПС Всего 14 8 6 15 8 6 16 8 6 17 8 6 18 8 6 288 216 11. 15. 16. 17. 18. торном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Коллоквиум Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Контрольная работа Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Тест, письменный отчет в лабораторном журнале Контрольная работа зачет 4.3 Содержание дисциплины Химия p-элементов V группы Периодической системы элементов. Общая характеристика p-элементов V группы: электронные конфигурации атомов; закономерности в изменении атомных и ионных радиусов, потенциалов ионизации, электроотрицательности. Прогноз свойств соединений элементов V группы: особенность химии азота; общность химии фосфора и мышьяка; сурьмы и висмута. Эффект инертной па- ры: влияние 6s2-электронной конфигурации на устойчивость валентных состояний висмута. Особенность группы: ярко выраженный переход от свойств типичного неметалла к свойствам металла. АЗОТ Нахождение азота в природе. Строение молекулы азота (метод МО). Кратность, длина и энергия связи. Химическая инертность молекулярного азота, эндотермичность бинарных соединений азота. Энергия одинарной и двойной связи азот - азот, сопоставление с энергиями связи углерод - углерод. Причины неустойчивости связей азот - азот и азот кислород в молекулах гидразина, гидроксиламина, оксида азота (III) и оксида азота (V), азотной и азотистой кислот. Физические свойства и получение азота в лаборатории и промышленности. Применение молекулярного азота. Аммиак. Строение молекулы (энергия, длина связи, валентный угол и гибридное состояние валентных орбиталей, кратность, насыщаемость, направленность) и реакционная способность аммиака. Электронодонорные свойства аммиака; дипольный момент и прочность водородных связей. Основные типы химических реакций: окисления, замещения, присоединения. Водный раствор аммиака. Основные свойства водного раствора аммиака, константа диссоциации. Соли аммония. Гидролиз солей аммония. Кислотно-основный и окислительно-восстановительный термолиз солей аммония. Термодинамика образования аммиака из простых веществ. Получение аммиака в лаборатории и промышленности. Ионные нитриды. Получение. Устойчивость. Гидролиз нитридов металлов. Гидразин, гидроксиламин. Термодинамическая неустойчивость молекул. Строение молекул. Физические свойства. Основные типы химических реакций: присоединения, окисления, восстановления. Основные свойства водных растворов гидразина и гидроксиламина, константы диссоциации. Гидролиз солей. Стандартные окислительновосстановительные потенциалы: зависимость окислительно-восстановительных свойств от кислотности среды. Сравнение основных и восстановительных свойств в ряду аммиак гидразин - гидроксиламин. Оксиды азота N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5. Строение молекул и закономерности в изменении свойств (дипольный момент, термическая устойчивость, кислотные свойства, окислительные свойства). Получение оксидов азота. Азотистая кислота. Строение молекулы и реакционная способность. Гибридное состояние валентных орбиталей центрального атома. Устойчивость. Кислотные свойства, константа диссоциации. Нитриты. Строение нитрит-иона. Устойчивость азотистой кислоты и ее солей. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов в кислой и щелочной средах. Окислительно-восстановительная двойственность азотистой кислоты и ее солей. Получение. Азотная кислота. Строение молекулы. Гибридное состояние валентных орбиталей центрального атома. Устойчивость. Кислотные свойства. Константа диссоциации. Окислительные свойства: влияние природы взаимодействующего вещества и концентрации азотной кислоты на продукты ее восстановления. "Царская водка", ее окислительное действие. Нитраты. Строение нитрат-иона (кратность, длина, энергия связи и валентный угол). Устойчивость азотной кислоты и ее солей. Термическая устойчивость нитратов. Окислительные свойства. Получение. ФОСФОР Устойчивые валентные состояния и степени окисления. Основные типы перекрывания атомных орбиталей. d-p связывание и причины горизонтального сходства фосфора с хлором, серой и кремнием, примеры. Нахождение в природе. Получение. Аллотропные модификации, термодинамическая устойчивость. Строение. Физические и химические свойства. Термодинамика реакций взаимодействия белого фосфора со щелочью. Применение. Фосфин. Строение молекулы (энергия, длина связи, валентный угол, кратность, насыщаемость, направленность) и реакционная способность фосфина. Сравнение со строением и реакционной способностью аммиака. Физические свойства. Основные типы химических реакций: окисления, замещения и присоединения. Сравнительный анализ с аналогичными реакциями аммиака. Соли фосфония, их термическая и гидролитическая устойчивость. Получение. Фосфиды металлов. Классификация по типу химической связи. Гидролиз ионных фосфидов. Получение. Фосфорноватистая кислота. Строение молекулы (валентность, координационное число и степень окисления фосфора, геометрия молекулы и гибридное состояние валентных орбиталей). Устойчивость. Кислотные свойства, константа диссоциации. Гипофосфиты. Строение гипофосфит-иона. Сравнение устойчивости фосфорноватистой кислоты и ее солей. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и окислительно-восстановительные свойства. Получение. Оксид фосфора (III). Строение молекулы в газовой и твердой фазах. Физические и химические свойства. Получение. Фосфористая кислота. Строение молекулы (валентность, координационное число и степень окисления фосфора, геометрия и гибридное состояние валентных орбиталей).Устойчивость. Кислотные свойства, константа диссоциации. Фосфиты. Строение фосфит-иона. Сравнение устойчивости фосфористой кислоты и ее солей. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и окислительновосстановительные свойства. Получение. Галогениды фосфора (III). Строение молекул. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика гидролитической устойчивости PF3 и PCl3. Оксид фосфора (V). Строение кристаллических модификаций. Физические и химические свойства. Получение. Фосфорные кислоты (мета-, пиро- и орто-кислоты). Строение молекулы H3РO4 (валентность, координационное число и степень окисления фосфора, геометрия и гибридное состояние валентных орбиталей). Устойчивость. Кислотные свойства, константа диссоциации. Получение. Соли фосфорных кислот. Строение фосфатиона. Сравнение устойчивости фосфорной кислоты и ее солей. Термолиз и растворимость средних и кислых фосфатов. Причина многообразия кислородных соединений фосфора. Галогениды и оксогалогениды фосфора (V). Строение молекул. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика гидролитической устойчивости PCl3 и PCl5. Сравнительная характеристика кислотных и окислительно-восстановительных свойств фосфорноватистой, фосфористой и фосфорных кислот. МЫШЬЯК, СУРЬМА, ВИСМУТ Устойчивые валентные состояния и степени окисления мышьяка, сурьмы и висмута. Значения стандартных энтальпий образования и изменение устойчивости соединений в степенях окисления +3 и +5. Природные соединения и принципы их переработки. Аллотропные модификации и физические свойства. Химические свойства. Положение в ряду стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Отношение к про- стым и сложным веществам. Изменение металлических свойств в ряду мышьяк сурьма висмут. Гидриды мышьяка, сурьмы и висмута. Строение молекул. Сравнительная характеристика термической устойчивости и химических свойств гидридов. Получение. Оксиды Э2О3. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика устойчивости, кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в ряду N2O3 – P2O3 – As2O3 – Sb2O3 – Bi2O3. Получение оксидов. Гидроксиды. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика устойчивости и кислотно-основных свойств в ряду HNO2 – H3PO3 – H3AsO3 – Sb(OH)3 Bi(OH)3. Влияние кислотности среды и силы окислителя на восстановительные свойства гидроксидов. Получение гидроксидов. Галогениды ЭCl3. Сравнительная характеристика строения, характера химической связи и кислотно-основных свойств в ряду PCl3 – AsCl3 – SbCl3 – BiCl3. Термодинамика реакций гидролиза хлоридов. Оксосоли сурьмы и висмута. Получение. Сульфиды Э2S3. Получение. Изменение кислотно-основных и восстановительных свойств. Тиосоли, получение, устойчивость. Оксиды Э2О5. Получение. Растворимость в воде и термическая устойчивость. Мышьяковая и сурьмяная кислоты. Получение и кислотно-основные свойства. Арсенаты, антимонаты, висмутаты. Получение и окислительные свойства. Сравнительная характеристика кислотных и окислительных свойств в ряду HNO3 – H3PO4 – H3AsO4 – Sb2O5nH2O - [HВiO3 ]. Сульфиды Э2S5. Получение. Изменение кислотных и окислительно-восстановительных свойств. Тиосоли, получение, устойчивость. Изменение кислотных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов подгруппы мышьяка с ростом их степени окисления. Качественные реакции на p-элементы V группы. Химия p-элементов IV группы Периодической системы элементов Общая характеристика p-элементов IV группы: электронные конфигурации атомов; закономерности в изменении атомных и ионных радиусов, потенциалов ионизации, электроотрицательности. Прогноз свойств соединений элементов IV группы: особенность химии углерода; общность химии кремния и германия. Эффект инертной пары: влияние 6s 2электронной конфигурации на устойчивость валентных состояний свинца. Особенность группы - ярко выраженный переход от свойств типичного неметалла к свойствам металла. УГЛЕРОД Устойчивые валентные состояния и степени окисления углерода. Особенности электронного строения атома углерода в основном и возбужденном состоянии и его способность образовывать связи углерод - углерод различной кратности. Аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерены, шварцит. Аморфные формы углерода. Нахождение углерода в природе. Химические свойства углерода. Углерод как потенциальный восстановитель металлов из их оксидов. Соединения углерода с неметаллами и металлами. Оксид углерода (II). Термодинамика образования из простых веществ. Получение оксида углерода (II) в промышленности и лаборатории. Строение молекулы (метод МО), причины совпадения свойств со свойствами молекулярного азота и реакционная способность. Физические свойства. Основные типы химических реакций: окисления и присоединения. Причина токсичности оксида углерода (II). Оксид углерода (IV). Термодинамика образования из простых веществ. Получение углекислого газа в промышленности и лаборатории. Строение молекулы, реакционная спо- собность и физические свойства. Химические свойства. Растворимость оксида углерода (IV) в воде. Угольная кислота. Строение молекулы (кратность связей, координационное число, геометрия молекулы и гибридное состояние валентных орбиталей). Устойчивость и реакционная способность.. Истинная и кажущаяся константы диссоциации угольной кислоты. Карбонаты. Строение карбонат-иона. Сравнение устойчивости угольной кислоты и ее солей. Растворимость карбонатов, гидрокарбонатов и гидроксокарбонатов, гидролитическая устойчивость и способы получения. Мочевина, получение, свойства. Окислительные свойства оксида углерода (IV): восстановление металлами и неметаллами. Сероуглерод, тиоугольная кислота и ее соли. Получение. Физические и химические свойства. Эфиры дитиоугольной кислоты - ксантогеновые кислоты. Галогениды углерода. Термодинамика образования из простых веществ в стандартных условиях и при высоких температурах. Получение. Химическая инертность. Применение. Соединения углерода с азотом (псевдогалогены). Строение молекулы CN (метод МО). Дициан. Строение молекулы, причины сходства химии дициана и хлора, реакционная способность. Получение, физические и химические свойства. Строение цианид-иона (метод МО) и обоснование возможности образования таутомерных форм циановодородной кислоты. Устойчивость таутомерных форм. Кислотные свойства циановодородной кислоты. Восстановительные и комплексообразующие свойства ионных цианидов. Получение циановодородной кислоты и ионных цианидов в промышленности и лаборатории. Хлорциан и цианамиды. Важнейшие реакции и способы получения. Оксоциан, тиоциан, циановая и тиоциановая кислоты. Сравнение кислотных свойств в ряду HCN – HNCO – HNCS. Важнейшие реакции цианатов и тиоцианатов. Термическая устойчивость тиоцианатов. Получение. Карбиды металлов. Получение. Классификация по типу химической связи. Гидролиз ионных карбидов. Применение. КРЕМНИЙ Сравнительная характеристика электронных конфигураций углерода и кремния. Устойчивые валентные состояния и степени окисления кремния. Различие строения однотипных соединений углерода и кремния. Характерные типы реакций. Максимальное координационное число углерода и кремния. Нахождение кремния в природе. Кислородные соединения кремния – основа земной коры. Получение технического и сверхчистого кремния. Физические и химические свойства кремния. Применение. Оксид кремния (IV). Природные разновидности кристаллического, скрытокристаллического строения и аморфной формы. Кристаллические модификации кремнезема, кварцевое стекло. Химические свойства оксида кремния (IV). Термодинамика реакций взаимодействия оксидов углерода (IV) и кремния (IV) с оксидом кальция и сравнение кислотных свойств оксидов. Кремниевые кислоты и их соли. Условия получения ортокремниевой кислоты, геля и золя метакремниевой кислоты. Растворимое стекло. Гидролиз. Кремнекислородный тетраэдр основная структурная единица кристаллических решеток силикатов; причины многообразия кислородных соединений кремния. Островные и полимерные (цепочечные, ленточные и сетчатые) структуры. Примеры природных силикатов. Искусственные силикаты, стекла. Термическая и химическая устойчивость. Принципы промышленного получения стекла. Применение различных стекол в технике. Галогениды кремния. Получение. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика гидролитической устойчивости галогенидов углерода и кремния, фторида и хлорида кремния. Гексафторокремниевая кислота и ее соли. Силициды металлов. Методы получения. Классификация по типу химической связи. Гидролиз силицидов. Силаны. Строение. Получение. Физические и химические свойства. Карборунд. Строение. Получение. Физические и химические свойства. Применение. ГЕРМАНИЙ, ОЛОВО, СВИНЕЦ Устойчивые валентные состояния и степени окисления германия, олова и свинца. Нахождение германия, олова и свинца в природе. Принципы переработки природных минералов. Аллотропные модификации олова, их особенности. Физические свойства германия, олова и свинца. Отношение к простым веществам. Значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов и отношение металлов к кислотам. Взаимодействие со щелочами. Изменение металлических свойств в ряду германий олово свинец. Применение. Оксиды ЭО. Получение. Полиморфные модификации PbO. Физические и химические свойства. Гидроксиды Э(ОH)2. Получение. Кислотно-основные свойства. Термодинамика реакций взаимодействия гидроксида олова (II) с соляной кислотой и щелочами. Сравнительная характеристика восстановительных свойств в ряду гидроксидов элементов подгруппы германия. Галогениды ЭГ2. Получение. Восстановительные и комплексообразующие свойства хлоридов. Сульфиды ЭS. Получение. Изменение кислотно-основных и восстановительных свойств. Тиосоли, получение, устойчивость. Оксиды ЭО2. Получение. Физические и химические свойства. Изменение устойчивости и стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Сравнительная характеристика кислотных и окислительных свойств в ряду CO2 – SiO2 – GeO2 SnO2 – PbO2. Гидроксиды Э(ОH)4. - и -Оловянные кислоты. Кислотно-основные свойства гидроксидов. Получение. Свинцовый сурик, свойства, получение. Галогениды ЭГ4. Получение. Сравнительная характеристика гидролитической устойчивости SnCl2 и SnCl4, термодинамическое обоснование. Изменение кислотно-основных свойств соединений с ростом степени окисления центрального атома. Сульфиды ЭS2. Получение. Кислотно-основные и восстановительные свойства. Тиосоли, получение, устойчивость. Изменение кислотных и окислительно-восстановительных свойств соединений элементов подгруппы германия с ростом степени окисления их атомов. Качественные реакции на p-элементы IV группы. Химия p-элементов III группы Периодической системы элементов Общая характеристика p-элементов III группы: электронные конфигурации атомов; закономерности в изменении атомных и ионных радиусов, потенциалов ионизации, электроотрицательности. Прогноз свойств соединений элементов III группы: особенность химии бора и диагональное сходство химии бора и кремния; общность химии алюминия, галлия и индия. Возможные валентные состояния и степени окисления бора, алюминия, галлия, индия и таллия. Эффект инертной пары: влияние 6s2-электронной конфигурации на устойчивость валентных состояний таллия. Особенность группы – амфотерность соединений p-элементов III группы периодической системы. БОР Природные соединения бора. и принципы их переработки. Получение бора. Физические и химические свойства. Возможные валентные состояния и степень окисления атома бора в соединениях. Координационная ненасыщенность соединений бора и условия их стабилизации. Кислородные соединения бора. Оксид бора (III). Получение. Физические и химические свойства. Борные кислоты и их соли. Бура. Кислотные свойства ортоборной кислоты, константа диссоциации. Сложные эфиры борной кислоты и их применение. Галогениды бора. Получение. Строение молекул (кратность связи, геометрия и гибридное состояние валентных орбиталей) и реакционная способность. Устойчивость. Физические и химические свойства. Тетрафтороборная кислота и ее соли. Сравнение со свойствами галогенидов кремния. Соединения бора с азотом. Нитрид бора. Полиморфные модификации. Боразол изоэлектронный аналог бензола. Строение молекулы. Общие и специфические свойства. Гидриды бора. Получение. Строение молекулы диборана. Природа химической связи в бороводородах. Физические и химические свойства. Сравнение со свойствами силана. Гидридобораты и бориды металлов. Свойства. Получение. АЛЮМИНИЙ, ГАЛЛИЙ, ИНДИЙ, ТАЛЛИЙ Нахождение алюминия, галлия, индия и таллия в природе. Получение металлов. Физические свойства. Отношение к простым веществам. Значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов и отношение металлов к кислотам. Взаимодействие со щелочами. Сравнительная характеристика восстановительных свойств алюминия в кислых и щелочных средах. Алюмотермия. Применение. Оксиды Э2О3 и гидроксиды Э(ОН)3. Получение. Физические и химические свойства. Соли алюминия, алюминаты и гидроксоалюминаты. Гидролитическая устойчивость солей алюминия. Термодинамика реакций взаимодействия оксида алюминия с основными и кислотными оксидами, амфотерность оксида алюминия. Сравнительная характеристика кислотно-основных свойств гидроксидов в ряду H3BO3 Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3. Гидрид алюминия и гидридоалюминаты щелочных металлов. Соединения таллия (I). Сходство химии таллия (I), рубидия (I) и серебра (I). Окислительно-восстановительные свойства соединений таллия. Химия s-элементов II группы Периодической системы элементов Общая характеристика s-элементов II группы: электронные конфигурации атомов; закономерности в изменении атомных и ионных радиусов, потенциалов ионизации, электроотрицательности. Прогноз свойств соединений s-элементов II группы: особенность химии бериллия и диагональное сходство химии бериллия и алюминия, основные свойства кислородных соединений. Формальная валентность и степень окисления бериллия, магния, кальция, стронция и бария. Нахождение в природе. Получение металлов. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды s-элементов II группы периодической системы. Получение. Термическая устойчивость. Физические и химические свойства. Сравнительная характеристика основных свойств оксидов и гидроксидов в ряду бериллий магний кальций стронций барий. Пероксид бария, получение и применение. Соли s-элементов II группы периодической системы. Растворимость и гидролитическая устойчивость солей. Изменение термической устойчивости карбонатов, сульфатов и нитратов в ряду бериллий магний кальций стронций барий. Образование средних, кислых и основных карбонатов. Гидриды s-элементов II группы. Получение. Физические и химические свойства. Химия s-элементов I группы Периодической системы элементов Общая характеристика s-элементов I группы: электронные конфигурации атомов; закономерности в изменении атомных и ионных радиусов, потенциалов ионизации, электроотрицательности. Характер химических связей в соединениях. Немонотонность изменения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. Прогноз свойств соединений s-элементов I группы: особенность химии лития и диагональное сходство химии лития и магния, основные свойства кислородных соединений. Формальная валентность и степень окисления щелочных металлов в соединениях. Нахождение в природе. Методы получения металлов. Физические свойства щелочных металлов. Химическая активность и ее изменение в ряду литий цезий. Отношение металлов к простым и сложным веществам. Оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды. Получение. Отношение к воде. Окислительные свойства пероксидов и надпероксидов. Гидроксиды щелочных металлов. Свойства. Сравнительная характеристика основных свойств гидроксидов в ряду литий цезий. Принципы получения гидроксидов натрия и калия. Меры техники безопасности при работе со щелочами. Соли щелочных металлов. Растворимость и гидролитическая устойчивость солей. Изменение термической устойчивости карбонатов, сульфатов и нитратов в ряду литий натрий калий – рубидий цезий. Особенность свойств солей лития. Гидриды щелочных металлов. Получение. Химические свойства. Химия d-элементов Периодической системы элементов Особенности химии d-элементов Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальные валентности, многообразие степеней окисления и окислительновосстановительные свойства. Изменение устойчивости соединений в высших степенях окисления с увеличением порядкового номера элемента. Причины устойчивости соединений в низших степенях окисления (на примере соединений хрома и марганца). Характер химических связей в соединениях. Комплексообразующие свойства dэлементов. Окраска соединений. Характерные физические свойства. Химическая активность и ее изменение по группам, периодам. Горизонтальное сходство химии элементов V и VI периодов. РЕДКОЗЕМЕЛЬНЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ Общая характеристика d-элементов III группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальная валентность и степени окисления. Лантаноидное сжатие. Нахождение в природе и способы получения металлов. Физические и химические свойства. Оксиды, гидроксиды и соли редкоземельных элементов. Получение, физические и химические свойства. Сравнительная характеристика кислотно-основных свойств гидроксидов в ряду скандий лютеций. Соединения церия (IV), европия (II) и иттербия (II). Получение. Важнейшие свойства. ТИТАН, ЦИРКОНИЙ, ГАФНИЙ Общая характеристика d-элементов IV группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальная валентность и степени окисления. Изменение в группе атомных радиусов и прогноз свойств соединений титана, циркония и гафния: общность химии кремния(IV) и титана(IV), циркония(IV) и гафния(IV). Закономерности в изменении устойчивости и свойств в ряду соединений углерод кремний титан цирконий гафний. Нахождение в природе и основные способы получения металлов. Физические и химические свойства простых веществ. Применение. Оксиды, гидроксиды и галогениды титана, циркония, гафния (IV). Получение. Сравнительная характеристика кислотно-основных свойств соединений в ряду титан цирконий гафний. ВАНАДИЙ, НИОБИЙ, ТАНТАЛ Общая характеристика d-элементов V группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальные валентности и степени окисления. Изменение по группе атомных радиусов и прогноз свойств соединений ванадия, ниобия и тантала: общность химии фосфора (V) и ванадия (V), ниобия(V) и тантала(V). Нахождение в природе и основные способы получения металлов. Физические и химические свойства простых веществ. Применение. Оксиды и гидроксиды ванадия, ниобия, тантала (V). Получение Кислотно-основные свойства. Ванадаты, поливанадаты, пероксованадаты, гетерополиванадаты. Окислительные свойства. Качественная реакция на ванадий (V). Соединения ванадия, ниобия, тантала (IV). Получение. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений ванадия (IV). Особенность строения и устойчивость аквакомплекса ванадия (IV). Соединения ванадия (III) и ванадия (II). Получение. Окислительно-восстановительные свойства. ХРОМ, МОЛИБДЕН, ВОЛЬФРАМ Общая характеристика d-элементов VI группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Изменение по группе атомных радиусов и прогноз свойств соединений хрома, молибдена и вольфрама: общность химии серы (VI) и хрома (VI), молибдена и вольфрама. Формальная валентность и характерные степени окисления. Изменение по группе устойчивости соединений в высших степенях окисления. Нахождение в природе и способы получения металлов. Физические и химические свойства. Значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов и отношение металлов к кислотам. Применение. Карбонилы хрома, молибдена, вольфрама. Получение. Строение молекул. Свойства. Применение. Соединения хрома (II): оксид, гидроксид. Основные свойства соединений хрома (II). Строение и устойчивость аквакомплекса хрома (II). Получение солей хрома (II): хлорида, сульфата, ацетата. Значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала и восстановительные свойства солей хрома (II) на воздухе и в инертной атмосфере. Соединения хрома (III). Оксид хрома (III). Получение. Физические свойства. Термодинамика взаимодействия с основными и кислотными оксидами. Амфотерные свойства. Гидроксид хрома (III). Получение. Физические свойства. Амфотерные свойства в растворе и твердой фазе. Соли хрома (III). Строение аквакомплекса хрома (III). Гидролитическая устойчивость солей. Гидратная изомерия хлорида хрома (III). Окислительновосстановительные свойства соединений хрома (III). Влияние кислотности среды и силы окислителя на восстановительные свойства соединений хрома (III). Соединения хрома, молибдена и вольфрама (VI). Оксиды. Получение. Отношение к воде, кислотам и щелочам. Сравнительная характеристика устойчивости, окислительных и кислотных свойств в ряду CrO3 – MoO3 – WO3. Хромовая, молибденовая и вольфрамовая кислоты. Сравнительная характеристика устойчивости, кислотных и окислительных свойств в ряду H2CrO4 – H2MoO4 – H2WO4. Полимеризация в кислых растворах. Влияние кислотности среды на равновесие в водных растворах хроматов и дихроматов. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и окислительные свойства хроматов и дихроматов в различных средах. Пероксосоединения хрома. Пероксид хрома. Качественная реакция на соединения хрома (VI) Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений хрома с ростом степени окисления атома. МАРГАНЕЦ, ТЕХНЕЦИЙ, РЕНИЙ Общая характеристика d-элементов VII группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Изменение по группе атомных радиусов и прогноз свойств соединений марганца, технеция и рения: общность химии хлора (VII) и марганца (VII), технеция(VII) и рения(VII). Формальные валентности и характерные степени окисления. Нахождение в природе и способы получения металлов. Физические и химические свойства. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и отношение металлов к кислотам. Применение. Карбонилы марганца, технеция, рения. Получение. Строение молекул. Химические свойства. Применение. Соединения марганца (II): оксид, гидроксид, соли. Получение. Строение и устойчивость аквакомплекса марганца (II). Основные свойства соединений марганца (II). Сравнительная характеристика устойчивости в твердой и водной фазах. Влияние кислотности среды и силы окислителя на восстановительные свойства соединений марганца (II). Соединения марганца (III): оксид, гидроксид, соли. Получение. Устойчивость и окислительные свойства соединений марганца (III). Соединения марганца (IV): оксид, соли. Получение. Устойчивость соединений марганца (IV). Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений марганца (IV). Применение оксида марганца (IV). Соединения марганца, технеция и рения (VI). Устойчивость. Манганаты, технаты и ренаты. Окислительно-восстановительные свойства. Значения констант равновесия реакций диспропорционирования и устойчивость манганатов в нейтральной и кислой средах. Соединения марганца, технеция и рения (VII): оксиды, кислоты, соли. Получение. Сравнительная характеристика кислотных свойств. Устойчивость и окислительные свойства. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и окислительные свойства перманганат-иона в кислой, нейтральной и щелочной средах. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений марганца с ростом степени окисления его атома. ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ Общая характеристика d-элементов VIII группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальные валентности и характерные степени окисления. Нахождение в природе и способы получения металлов. Физические и химические свойства простых веществ. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и отношение металлов к кислотам. Применение. Оксиды ЭО. Получение. Физические и химические свойства. Гидроксиды Э(ОН)2. Получение. Кислотно-основные свойства. Значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов и восстановительные свойства. Комплексообразующие свойства. Термодинамика растворения гидроксидов в водных растворах аммиака. Соли. Строение и устойчивость аквакомплексов железа, кобальта, никеля (II). Комплексные и соли. Восстановительные свойства средних и комплексных солей. Оксиды железа и кобальта Э2О3. Получение. Физические и химические свойства. Термодинамика реакций взаимодействия оксида железа (III) с основными и кислотными оксидами. Амфотерные свойства. Гидроксиды Э(ОН)3. Получение. Кислотно-основные свойства в растворе и твердой фазе. Значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов и окислительно-восстановительные свойства. Соли железа (III). Строение и устойчивость аквакомплекса железа (III). Гидролитическая устойчивость солей. Комплексные соли железа (III) и кобальта (III). Окислительновосстановительные свойства средних и комплексных солей железа (III). Сравнительная характеристика окислительных свойств в ряду соединений железа (III) кобальта (III) никеля (III). Соединения железа (VI). Ферраты. Получение. Влияние кислотности среды на окислительные свойства феррат-иона. Изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений железа с ростом степени окисления его атома. Качественные реакции на железо, кобальт, никель. ПЛАТИНОВЫЕ МЕТАЛЛЫ Общая характеристика d-элементов VIII группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальные валентности и характерные степени окисления. Нахождение в природе и основные принципы переработки платиновых концентратов. Физические и химические свойства платиновых металлов. Обзор кислотно-основных, окислительно-восстановительных и комплексообразующих свойств важнейших соединений платиновых металлов. Применение. МЕДЬ, СЕРЕБРО, ЗОЛОТО Общая характеристика d-элементов I группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальные валентности и характерные степени окисления. Нахождение в природе и способы получения металлов. Физические свойства меди, серебра, золота. Химические свойства. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и отношение металлов к кислотам. Селективное растворение в растворах аммиака, щелочных цианидов. Оксиды меди и серебра Э2О. Получение. Физические свойства. Кислотно-основные, окислительно-восстановительные и комплексообразующие свойства. Термодинамика растворения оксидов в водных растворах аммиака, цианид- и тиосульфат-ионов. Соли. Константы равновесия реакций диспропорционирования ионов Э1+ и устойчивость солей в водных растворах. Термодинамика растворения галогенидов в водных растворах аммиака, цианид- и тиосульфат-ионов. Реакция «серебряного зеркала». Оксиды меди и серебра ЭО. Получение. Физические свойства. Устойчивость. Кислотно-основные, окислительные и комплексообразующие свойства оксида меди (II). Гидроксид меди (II). Получение. Кислотно-основные, восстановительные и комплексообразующие свойства. Термодинамика растворения в водных растворах аммиака. Соли. Строение и устойчивость аквакомплекса меди (II). Средние и комплексные соли. Термическая и гидролитическая устойчивость. Оксид и гидроксид золота (III). Получение. Устойчивость и кислотно-основные свойства. Соли золота (III). Константа равновесия реакции диспропорционирования иона Au1+ и устойчивость солей в водных растворах. Тетрахлорозолотая кислота. Получение. Свойства. Качественные реакции на медь, серебро, золото. ЦИНК, КАДМИЙ, РТУТЬ Общая характеристика d-элементов II группы Периодической системы. Электронные конфигурации атомов. Формальные валентности и характерные степени окисления. Нахождение в природе и способы получения металлов. Физические и химические свойства цинка, кадмия, ртути. Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и отношение металлов к кислотам. Сравнительная характеристика восстановительных свойств цинка в кислой и щелочной средах. Селективное растворение цинка в водных растворах аммиака, нитритов и нитратов металлов. Амальгамы. Применение. Оксиды ЭО. Получение. Физические свойства. Полиморфные модификации оксида ртути (II). Кислотно-основные свойства. Основание Миллона. Соли основания Миллона. Получение. Гидроксиды цинка и кадмия Э(OH)2. Получение. Физические свойства. Кислотно-основные и комплексообразующие свойства. Термодинамика взаимодействия гидроксидов цинка и кадмия с кислотами и щелочами. Сульфиды ЭS. Оптимальные условия осаждения. Свойства. Комплексные соединения. Аммино- и галогенокомплексы. Их устойчивость в ряду цинк кадмий ртуть. Оксид ртути (I). Получение. Физические и химические свойства. Средние и комплексные соли ртути (I). Получение. Константа равновесия реакции диспропорционирования иона Hg22+ в водном растворе и устойчивость солей ртути (I). Окислительновосстановительные свойства. Качественные реакции на цинк, кадмий, ртуть. 5. Образовательные технологии Организация учебного процесса предполагает использование как традиционных, так и новых педагогических технологий. К первым относятся лекции и лабораторные занятия, способствующие формированию у студентов базовых знаний по неорганической химии, химического языка, основных мыслительных операций, необходимых для понимания химических дисциплин. Новые педагогические технологии применяются преимущественно при проведении лабораторных занятий и предполагают в основном выполнение исследовательских лабораторных работ. Занятия обзорного характера проводятся в виде письменного круглого стола. Интерактивные формы обучения дисциплины «Неорганическая химия» применяются при проведении лабораторных занятий в следующих темах: № п/п Раздел дисциплины Неделя семестра Трудоемкость (в часах) Формы игтерактивных занятий 1. Химия азота и его важнейших водородных соединений Химия азота и его важнейших кислородных соединений Химия фосфора и его важнейших соединений Химия сурьмы и висмута и их важнейших соединений Обзор химии элементов V группы главной подгруппы ПС Химия углерода и его важнейших соединений 1 4 2 4 3 4 4 4 5 4 6 4 Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Письменный круглый стол «карусель» Исследовательская лабораторная работа 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. Химия кремния и его важнейших соединений Химия олова и его важнейших соединений Химия свинца и его важнейших соединений Обзор химии элементов IV группы главной подгруппы ПС Химия хрома и его важнейших соединений Химия марганца и его важнейших соединений Химия железа и его важнейших соединений Химия кобальта и никеля и их важнейших соединений Обзор химии элементов VI, VII. VIII группы побочной подгруппы ПС Химия меди и серебра и их важнейших соединений Химия цинка, кадмия и ртути и их важнейших соединений Обзор химии элементов I. II группы побочной подгруппы ПС Всего 7 4 8 4 9 4 10 4 11 4 12 4 13 4 14 4 15 4 16 4 17 4 18 4 Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Письменный круглый стол «карусель» Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Письменный круглый стол «карусель» Исследовательская лабораторная работа Исследовательская лабораторная работа Письменный круглый стол «карусель» 72 6. Учебно-методическое обеспечение самостоятельной работы студентов. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости, промежуточной аттестации по итогам освоения дисциплины. Самостоятельная работа студентов предполагает работу с лекциями, учебной литературой и другими информационными ресурсами по подготовке к лабораторным занятиям. Лабораторный практикум является практико-ориентированной основой теоретических знаний по неорганической химии и его безопасное и успешное выполнение и оформление отчета в лабораторном журнале предполагает наличие глубоких теоретических знаний. Вопросы для самостоятельной подготовки к лабораторным занятиям приведены в приложении 1. Текущий контроль успеваемости студентов проводится на каждом занятии в виде тестовых заданий. Тестовые задания включают 10 вариантов по 5 заданий в каждом. Варианты тестовых заданий представлены в приложении 2. По обзорным темам текущий контроль осуществляется в виде контрольных работ и коллоквиумов. Варианты заданий представлены в приложении 3. Промежуточная аттестация включает зачет и экзамен. Зачет выставляется по итогам балльно-рейтинговой оценки пекущей работы в семестре. Балльно-рейтинговая система оценивания знаний представлена в приложении 4. Экзаменационные билеты приведены в приложении 5. По данному курсу предусмотрена курсовая работа, углубляющая и закрепляющая знания по дисциплине. Курсовые работы выполняются в виде научно-исследовательской работы, практических расчетных задач и рефератов. Примерные темы курсовых работ приведены в приложении 6. 7. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины (модуля) «Неорганическая химия (модуль – химия элементов)» а) основная литература: 1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 2006, 742с. 2. Неорганическая химия: учебник. в 3-х т. / под ред. Ю.Д. Третьякова – М.: Академия, 2007. б) дополнительная литература: 1. Лидин Р.А. Константы неорганических веществ: справочник/ Р.А. Лидин, Л.Л. Андреева, В.А. Молочко; под ред. Р.А. Лидина – М.: Дрофа, 2008. – 685с. 2. Р.А. Лидин, Л.Л. Андреева, В.А. Молочко Химические свойства неорганических веществ/ под ред. Р.А. Лидина – М.: КолосС, 2006. – 480с. в) программное обеспечение и Интернет-ресурсы _http://www.fptl.ru/Chem block.html – различные учебно-научные материалы по химии; http://chemistry-chemists.com/Uchebniki.html учебники, практикумы и справочники по химии; http://www.chem.msu.su/rus/teaching/inorg.html учебные материалы по неорганической химии сайта химического факультета МГУ; http://www.ebdb.ru/ - поиск книг по электронным библиотекам ________________________________________________________________ 8. Материально-техническое обеспечение дисциплины 1. Оверхед-проектор и прозрачные пленки. 2. Лабораторная посуда и химические реактивы для проведения лекционного демонстрационного эксперимента. 3. Лабораторная посуда и химические реактивы для проведения учебного лабораторного эксперимента. Программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС ВПО с учетом рекомендаций и Примерной ООП ВПО по направлению «Химия» Автор к.х.н., доцент Кузнецова И.В. Программа одобрена на заседании кафедры общей и неорганической химии протокол № ______от ___________года Подписи: Зав. кафедрой общей и неорганической химии Профессор, д.х.н., чл.-корр. РАЕН Директор Института химии Профессор, д.х.н. Муштакова С.П. Федотова О.В. Приложение 1 Вопросы для самостоятельной подготовки к лабораторным работам: 1. Рассмотрите строение соединений азота и объясните их свойства: a) Обсудите энергию одинарной, двойной и тройной связей азот - азот. Каковы причины большей прочности -связей по сравнению с -связью между атомами азота? Назовите соединения, содержащие связи азот - азот различной кратности. Предскажите устойчивость этих соединений. Сформулированные выводы подтвердите соответствующими уравнениями химических реакций. б) Между атомами каких элементов следует ожидать аналогичные закономерности? Приведите энергии этих связей и формулы соответствующих соединений. Какова их устойчивость? Сформулированные выводы подтвердите уравнениями химических реакций. 2. Сравните термодинамическую устойчивость аммиака и гидразина: a) Рассчитайте значения H0298, S0298 и G0298 реакций синтеза аммиака и гидразина. б) Как влияет температура на величины Кр и rG0Т, состояние равновесия и скорость протекания реакции синтеза аммиака? в) Обоснуйте выбор условий, при которых осуществляется синтез аммиака в промышленности. г) Объясните, почему тепловой эффект реакции синтеза аммиака возрастает с ростом температуры (92, 106 и 110 кДж при 20, 500 и 7000С, соответственно). 3. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства водородных соединений азота: a) Приведите уравнения реакций протолитических равновесий в водных растворах аммиака, гидразина и гидроксиламина; укажите реакцию среды и условия смещения равновесия. б) Приведите выражения и значения констант протолитических равновесий в водных растворах аммиака, гидразина и гидроксиламина. Рассчитайте рН 1 моль/л водных растворов этих веществ и сравните их основность. в) Напишите уравнения реакций гидролиза хлоридов аммония, гидразония и гидроксиламмония в молекулярной и ионно-молекулярной форме, укажите реакцию среды. Какая из солей наиболее гидролизована в водном растворе? г) Приведите выражение и значение константы диссоциации азотистоводородной кислоты. Рассчитайте степень ее диссоциации в растворе с концентрацией 1 моль/л и укажите силу электролита. 4. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства водородных соединений азота: a) Напишите возможные реакции окисления аммиака кислородом воздуха. Какая из приведенных реакций термодинамически наиболее вероятна в стандартных условиях; при высокой температуре (учитывая, что изменение энтальпии и энтропии не зависит от температуры)? Каким образом достигают окисления NH3 до NO в промышленности? б) Сравните значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов гидразина и гидроксиламина в кислой и щелочной средах. В какой среде гидразин и гидроксиламин проявляют преимущественно окислительные; преимущественно восстановительные свойства? Приведите соответствующие уравнения реакций и рассчитайте их ЭДС в стандартных условиях. в) Объясните, почему азотистоводородная кислота аналогична по свойствам азотной кислоте? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций. 5. Охарактеризуйте термодинамическую устойчивость оксидов азота при различных температурах: a) Приведите значения H0298 и S0298 образования оксидов азота. Полагая, что в интервале температур 298 - 2000К значения изменений энтальпии и энтропии реакции мало зависит от температуры, постройте график зависимости rG0Т = f(T) для каждого из оксидов. б) Какие условия необходимы для окисления азота кислородом? в) Какой из оксидов может образоваться при непосредственном окислении азота кислородом? г) Приведите уравнения реакций промышленных и лабораторных способов получения оксидов азота. 6. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства оксидов азота: a) Оксиды N2O и NO иногда называют "безразличными" оксидами. Какой смысл вкладывают в этот термин? Можно ли назвать "безразличным" оксид NO2 и почему? б) Напишите возможные реакции взаимодействия оксидов азота с водой и щелочью и укажите условия их протекания. 7. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства оксидов азота: a) Рассмотрите строение оксидов азота. Какой из оксидов наиболее устойчив; обладает наиболее сильными окислительными свойствами? Сопоставьте полученные выводы со значениями G0298 образования и стандартных окислительно-восстановительных потенциалов этих оксидов. Приведите соответствующие уравнения реакций. б) Какие оксиды могут проявлять восстановительные свойства? В подтверждение ответа приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и уравнения возможных реакций. 8. Рассмотрите строение кислородных кислот азота и объясните их свойства : a) Объясните различие в строении азотистой кислоты и нитрит-иона, азотной кислоты и нитрат-иона. Сформулируйте вывод об их устойчивости. б) Сравните кислотные свойства этих кислот. В подтверждение ответа приведите значения констант диссоциации и уравнения соответствующих реакций. 9. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства азотистой и азотной кислот: a) Сравните значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов азотистой кислоты в кислой и щелочной средах. Приведите примеры реакций, иллюстрирующие окислительные, восстановительные свойства, а также примеры диспропорционирования иона NO2- . Рассчитайте ЭДС приведенных реакций в стандартных условиях. б) Какие из соединений азота могут получаться в качестве продуктов при восстановлении азотной кислоты металлами; неметаллами? в) Как влияет концентрация азотной кислоты на ее окислительные свойства? В подтверждение ответа рассчитайте значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов полуреакции NO3- + 2H+ + e = NO2 + H2O при концентрациях [H+] = 10, 5, 1 и 0,5 моль/л. в) Как влияет активность восстановителя на характер продуктов их взаимодействия с азотной кислотой? Напишите уравнения возможных реакций взаимодействия цинка и меди с разбавленной (3-5%), крепкой (30%) и концентрированной азотной кислотой. г) Напишите уравнение реакции взаимодействия фосфора с концентрированной HNO3. 10. Назовите продукты термолиза нитратов металлов различной активности. Напишите уравнения реакций термического разложения нитратов магния и меди. Какие справочные данные необходимы для мотивированного ответа? Нитраты каких металлов можно использовать для получения NO2? 11. Оцените термодинамическую вероятность двух возможных направлений протекания реакции: a) Напишите уравнения реакций диспропорционирования фосфора в растворе щелочи до фосфина и гипофосфита; водорода и гипофосфита. б) Рассчитайте значения G0298 и констант равновесия этих реакций. Какая из реакций термодинамически наиболее выгодна? (для полуреакции H2PO2- + e = Pбел + 2OH- E0298 = 2,05 B) в) Какова степень чистоты фосфина, получаемого по реакции взаимодействия фосфора со щелочью? 12. Сравните термодинамическую устойчивость аммиака и фосфина: a) Приведите значения H0298, S0298 и G0298 образования аммиака и фосфина. б) Объясните различие в устойчивости аммиака и фосфина, используя значения длины и энергии связей, валентного угла. в) Как изменение устойчивости фосфина проявляется в кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойствах? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций. 13. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства фосфорноватистой и фосфористой кислот: a) Сравните значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов фосфорноватистой кислоты в кислой и щелочной средах. В какой среде фосфорноватистая кислота проявляет преимущественно окислительные; преимущественно восстановительные свойства? Приведите соответствующие уравнения реакций и рассчитайте их ЭДС в стандартных условиях. б) Сравните значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов фосфористой кислоты в кислой и щелочной средах. В какой среде фосфористая кислота проявляет преимущественно окислительные; преимущественно восстановительные свойства? Приведите соответствующие уравнения реакций и рассчитайте их ЭДС в стандартных условиях. 14. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства оксидов и галогенидов фосфора: a) Напишите уравнения реакций взаимодействия оксида фосфора (III) с холодной и горячей водой. Какая из этих реакций позволяет отнести оксид фосфора (III) к кислотным оксидам? Можно ли считать, что в данной реакции оксид фосфора (III) проявляет кислотные свойства? Ответ обоснуйте. б) Какие продукты могут образоваться при растворении оксида фосфора (V) в воде? Напишите соответствующие уравнения реакций и укажите условия их протекания. в) Сравните гидролизуемость PCl3 и PCl5; в ряду PF3 – PCl3 – PBr3 – PJ3. Какой из галогенидов гидролизуется легче и почему? 15. Рассмотрите строение кислородных кислот фосфора и объясните их свойства: a) Что такое d -p -связывание и как оно влияет на строение кислородных кислот фосфора? Чему равны координационное число, валентность и степень окисления фосфора? Укажите тип гибридизации атомных орбиталей фосфора. Определите основность фосфорных кислот. Объясните многообразие образуемых фосфором кислот. б) Как и почему меняется устойчивость в ряду кислот H3PO2 – H3PO3 – H3PO4? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций. в) Как и почему меняется сила кислот в ряду H3PO2 – H3PO3 – H3PO4? В подтверждение ответа приведите значения соответствующих констант диссоциации. г) Как и почему меняются окислительно-восстановительные свойства в ряду H3PO2 – H3PO3 – H3PO4? В подтверждение ответа приведите значения соответствующих стандартных окислительно-восстановительных потенциалов. 16. Проиллюстрируйте изменение металлических свойств простых веществ в ряду P - As Sb - Bi: a) на примере изменения межьядерных расстояний устойчивых при обычных условиях модификаций; б) на примере их взаимодействия с разбавленной (30%) и концентрированной азотной кислотой. 17. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений мышьяка, сурьмы и висмута (+3): a) Напишите уравнения реакций взаимодействия оксидов мышьяка, сурьмы и висмута (+3) с гидроксидом натрия и соляной кислотой. Какая из функций - кислотная или основная - преобладает у каждого из оксидов? б) Напишите уравнения реакций взаимодействия сульфидов мышьяка, сурьмы и висмута (+3) с гидроксидом, карбонатом, сульфидом натрия и соляной кислотой. Какая из функций - кислотная или основная - преобладает у каждого из сульфидов? в) Сравните гидролизуемость хлоридов фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута (+3). Рассчитайте rG0298 и константу их гидролиза. В каком случае гидролиз обратим, а в каком протекает практически необратимо? Какой вывод можно сделать о характере изменения кислотно-основных свойств в ряду PCl3 – AsCl3 – SbCl3 – BiCl3? 18. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений мышьяка, сурьмы и висмута (+3): a) Рассчитайте ЭДС и константу равновесия реакции: H3AsO4 + 2HJ H3AsO3 + J2 + H2O при концентрациях [H+] = 1,0 и 0,1 моль/л. В какой среде мышьяковистая кислота проявляет восстановительные свойства? б) В какой среде соединения сурьмы (+3) проявляют преимущественно восстановительные свойства? Какие окислители могут быть для этого использованы? Ответ проиллюстрируйте соответствующими уравнениями реакций. в) Какие соединения висмута (+3) и в какой среде могут проявлять восстановительные свойства? Какие окислители могут быть для этого использованы? Ответ проиллюстрируйте соответствующими уравнениями реакций. г) Как изменяется восстановительная активность в ряду P(+3) - As(+3) - Sb(+3) - Bi(+3)? д) Проиллюстрируйте изменение окислительных свойств на примере взаимодействия оксидов мышьяка, сурьмы и висмута (+3) с углеродом. Ответ подтвердите соответствующими термодинамическими данными. 19. Рассмотрите строение мышьяковой кислоты и объясните ее свойства: a) Почему мышьяк, в отличие от сурьмы и висмута, образует кислоту состава H 3AsO4 подобно ортофосфорной кислоте? б) Какова устойчивость, кислотные и окислительные свойства мышьяковой кислоты? Ответ подтвердите соответствующими справочными данными и уравнениями реакций. в) Как меняется сила кислот с увеличением степени окисления центрального атома? 20. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений мышьяка, сурьмы и висмута (+5): a) Напишите уравнения реакций взаимодействия соединений мышьяка, сурьмы и висмута (+5) с сероводородом. Какой сульфид – Э2S3 или Э2S5 - образуется в каждой из реакций? В какой среде они протекают и почему? б) Как изменяется окислительная активность в ряду P(V) - Аs(V) - Sb(V) - Bi(V)? В обоснование ответа приведите значения E0298 соответствующих полуреакций и полные уравнения окислительно-восстановительных реакций. 21. Рассмотрите строение аллотропных модификаций углерода и объясните их свойства: a) Опишите строение алмаза, графита, карбина и их физические свойства. б) Приведите значения H0298, S0298 и G0298 образования алмаза и графита. Какая из этих модификаций термодинамически наиболее устойчива? Какое полиморфное превращение может протекать самопроизвольно при стандартных условиях? Приведите условия взаимного превращения модификаций. в) Чем объясняется различное поведение кристаллических и аморфных модификаций углерода в химических реакциях, например, по отношению к фтору и кислотамокислителям? 22. Охарактеризуйте восстановительные свойства углерода: a) Рассчитайте значения H0298 и S0298 реакций получения оксидов углерода (II) и (IV). Полагая, что в интервале температур 298 - 2000К изменение энтальпии и энтропии реакции мало зависит от температуры, постройте график зависимости rG0Т = f(T) для каждого из оксидов. Образование какого оксида - CO или CO2 - наиболее вероятно при сгорании угля? б) Постройте аналогичный график зависимости для оксидов магния и висмута (III). в) Почему повышение температуры по-разному сказывается на характере изменения G0Т образования оксидов металлов и оксидов углерода? г) Почему при соответствующих условиях углерод может быть потенциальным восстановителем почти всех металлов из их оксидов? Сформулируйте правило выбора восстановителя в реакции получения металлов из их оксидов. 23. Рассмотрите строение кислородных соединений углерода (IV) и объясните их свойства: a) Обсудите строение молекулы оксида углерода (IV). Приведите значения порядка, длины связи, дипольного момента молекулы, температуры сублимации. Объясните агрегатное состояние оксида углерода (IV) и его плохую растворимость в воде. б) Опишите, что происходит при растворении CO2 в воде. Приведите уравнения реакций протолитических равновесий в водном растворе оксида углерода (IV). Укажите условия их смещения. в) Приведите выражения константы протолитического равновесия в водном растворе оксида углерода (IV), константы диссоциации угольной кислоты и их численные значения. Обсудите кислотные свойства угольной кислоты. г) Объясните, почему карбонаты щелочных металлов, в отличие от угольной кислоты, устойчивы в водных растворах? 24. Рассмотрите строение соединений углерода с азотом и объясните их свойства: a) Напишите электронную конфигурацию молекулы CN по методу молекулярных орбиталей. Объясните легкость ее превращения в молекулу (CN)2 и цианид-ион CN- ? б) Чем объяснить, что дициан часто называют псевдогалогеном? В обоснование ответа приведите уравнения соответствующих реакций. в) Напишите электронную конфигурацию иона CN- по методу молекулярных орбиталей. Какая структурная формула - H-CN или H-NC - наиболее вероятна? Приведите значение константы диссоциации циановодородной кислоты. Рассчитайте степень ее диссоциации в растворе с концентрацией 1 моль/л и укажите силу электролита. г) Приведите эффективные заряды на атомах водорода, углерода и азота. Какие степени окисления Вы приписали бы этим атомам? Какие свойства - окислительные или восстановительные- характерны для циановодородной кислоты? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций и рассчитайте их ЭДС в стандартных условиях. 25. Сравните кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства циановодородной, циановой и тиоциановой кислот: a) Как и почему меняется сила кислот в ряду HCN - HNCO - HNCS? Ответ подтвердите справочными данными. б) Охарактеризуйте восстановительные свойства кислот HCN, HNCO, HNCS и их солей. Ответ подтвердите соответствующими уравнениями химических реакций. 26. Охарактеризуйте комплексообразующие свойства оксида углерода (II) и цианид-иона: a) Опишите строение оксида углерода (II) и цианид-иона по методу молекулярных орбиталей. Чему равны длина и энергия связей? Объясните термин "изоэлектронность". Приведите примеры молекул и ионов, изоэлектронных оксиду углерода (II) и цианид-иону. б) Чем обусловлена способность оксида углерода (II) и цианид-иона входить во внутренние координационные сферы комплексных соединений? Приведите формулы соответствующих соединений и способы их получения. 27. Охарактеризуйте отношение кремния к простым и сложным веществам и приведите соответствующие уравнения реакций. a) Чем объясняется, что кремний, в отличие от фосфора, серы и галогенов, не диспропорционирует в водных растворах щелочей? б) Почему кремний, в отличие от фосфора и серы, не растворяется в крепкой и концентрированной азотной кислоте? в) Чем объясняется, что кремний не растворяется в "царской водке", но растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот? 28. Рассмотрите строение кислородных соединений кремния и объясните их свойства: a) Как соотносятся между собой энергии связей EC-O и ESi-O и как это сказывается на агрегатном состоянии CO2 и SiO2? б) Чем объясняется многообразие образуемых кремнием соединений? в) Почему в ряду Cl(VII) - S(VI) - P(V) - Si(IV) резко возрастает число возможных оксосоединений? Si(IV) P(V) S(VI) Cl(VII) 432SiO4 PO4 SO4 ClO4Si2O76P2O74S2O72Cl2O7 2(SiO3)n (PO3)n (SO3) n (Si2O5) n2- (P2O5) n (SiO2) 29. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений кремния (IV): a) Составьте схемы гидролиза SiF4 и SiCl4. Объясните, почему CF4 и CCl4 не гидролизуются, а гидролиз SiF4 и SiCl4 протекает активно? б) Сравните гидролизуемость SiF4 и SiCl4. в) Какие побочные продукты могут образовываться при гидролизе SiF4? г) Приведите примеры реакций, подтверждающие кислотные свойства оксида и сульфида кремния (IV). 30. Сравните кислотные свойства CO2 и SiO2. a) Вычислите G0298 реакций получения CaCO3 (к) и CaSiO3 (к) из оксидов. б) Какой из оксидов – CO2 или SiO2 - проявляет кислотные свойства в большей степени? в) Вычислите G0298 реакции взаимодействия CaCO3 (к) с SiO2 (к). При каких условиях возможно ее протекание? При какой температуре давление p(CO2) = 101,325 кПа? Какой из оксидов – CO2 или SiO2 - проявляет в этом случае кислотные свойства в большей степени и чем это объясняется? 31. Рассмотрите строение силанов и объясните их свойства: a) Как соотносятся между собой энергии связей EC-C и ESi-Si? Сопоставьте их с энергиями связей EN-N и EP-P ; EO-O и ES-S ; EF-F и ECl-Cl. Объясните наблюдаемую закономерность. б) Чем объясняется, что кремневодородов существует значительно меньше, чем углеводородов? Как объяснить, что аналоги этилена, ацетилена, бензола для кремния неустойчивы? в) Как соотносятся между собой энергии связей EC-H и ESi-H ? Как это сказывается на термодинамической устойчивости силана и метана и способах их получения? г) Как меняется химическая активность при переходе от углеводородов к силанам; с увеличением молярной массы силанов? Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций. 32. Сравните свойства карбидов и силицидов. a) Приведите способы классификации карбидов и силицидов по типу химической связи и укажите причину их различия. б) Какие свойства - кислотные или основные - характерны для ионных и ковалентных карбидов; ионно-ковалентных силицидов? 33. Проиллюстрируйте усиление металлических признаков в ряду Ge - Sn - Pb: a) на примере их взаимодействия с азотной, соляной и серной кислотами; б) на примере их взаимодействия с гидроксидом натрия. в) Выберите оптимальный растворитель для металлических германия, олова и свинца. г) Предложите схему полного растворения сплава из олова и свинца, содержащего некоторое количество кремния. 34. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений германия, олова и свинца (+2): a) Рассчитайте значения G0298 реакций: Sn(OH)2(р-р) + OH -(р-р) = Sn(OH)3(р-р) Sn(OH)2(р-р) + 2H+(р-р)+ 3Cl-(р-р) = SnCl-3(р-р) + 2H2O(р-р) Какая из функций - кислотная или основная - преобладает у гидроксида олова (II)? б) Напишите уравнения реакций взаимодействия гидроксида свинца (II) с гидроксидом натрия и азотной кислотой. Какая из функций - кислотная или основная - преобладает у гидроксида свинца (II)? в) Сравните условия взаимодействия гидроксидов олова и свинца (II) с гидроксидом натрия и сформулируйте вывод об изменении кислотно-основных свойств в ряду Sn(OH)2 - Pb(OH)2. г) Каким способом можно разделить GeS, SnS и PbS? 35. Сравните кислотно-основные свойства соединений германия, олова и свинца (+2) и (+4): a) Напишите уравнения реакций гидролиза хлоридов олова (+2) и (+4). б) Рассчитайте значения G0298 реакций и константы их равновесия. в) Какой вывод можно сделать о характере изменения кислотно-основных свойств с ростом степени окисления элемента? г) Каким способом можно разделить GeS и GeS2 , SnS и SnS2 , 36. Сравните кислотно-основные свойства соединений олова (+2) и сурьмы (+3): a) Сравните значения G0298 и констант равновесия реакций гидролиза хлоридов олова (+2) и сурьмы (+3). б) Какой вывод можно сделать о характере изменения кислотно-основных свойств с уменьшением номера группы периодической системы? в) Сравните кислотно-основные свойства сульфидов олова (+2) и сурьмы (+3). 37. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений германия, олова и свинца (+2): a) В какой среде соединения олова (+2) проявляют преимущественно восстановительные свойства? Ответ подтвердите справочными данными и соответствующими уравнениями химических реакций. б) Почему соли олова (II) в солянокислом растворе являются более сильными восстановителями, чем в сернокислом? в) Какие соединения свинца (+2) и в какой среде могут проявлять восстановительные свойства? Какие окислители могут быть для этого использованы? Ответ проиллюстрируйте соответствующими уравнениями реакций. 38. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений германия, олова и свинца (+4): a) Вычислите значения G0298 следующих реакций: Ge (к) + GeO2 (к) = 2 GeO (к) Sn (к) + SnO2 (к) = 2 SnO (к) Pb (к) + PbO2 (к) = 2 PbO (к) и определите, в каком направлении они протекают. б) Что можно сказать о характерных степенях окисления германия, олова и свинца на основании знака и значений найденных G0298 реакций? в) Приведите значения G0298 образования однотипных соединений германия, олова и свинца (+2) и (+4) в растворе. Совпадает ли устойчивость соединений германия, олова и свинца в растворе и твердой фазе? г) Как изменяется окислительная активность в ряду Ge(+4) - Sn(+4) - Pb(+4)? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций. 39. Рассмотрите строение карбонила хрома и объясните его свойства: a) Объясните, почему межъядерное расстояние d(CO) в карбониле хрома (0,116 нм) больше, чем в молекуле CO (0,113 нм), а эффективный заряд на атоме хрома положительный ( = 0,4+). б) Какова устойчивость карбонилов? Ответ подтвердите соответствующими справочными данными. в) Какие типы реакций характерны для карбонилов? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций. г) Какое практическое значение имеет карбонил хрома? 40. Рассмотрите строение аквакомплекса хрома (II) и объясните его свойства: a) Какое координационное число и какая геометрия характерны для аквакомплекса хрома (II)? б) Какова устойчивость соединений хрома (II) в водных растворах? В обоснование ответа приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и соответствующие уравнения реакций. в) Почему окраска даже изолированных от воздуха растворов соединений хрома (II) при стоянии изменяется? В обоснование ответа приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и соответствующее уравнение реакции. г) Приведите способы получения соединений хрома (II). Объясните, почему при растворении металлического хрома в кислотах-неокислителях вначале образуются соли хрома (II), а потом - соли хрома (III). 41. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений Cr(III): a) Вычислите значения G0298 реакций образования Ca(CrO2)2 и Cr2(SO4)3 из оксидов. Какие свойства - кислотные или основные - преобладают у Cr2O3? б) В какой форме ионы Cr(III) существуют в кислом и щелочном растворах? Приведите уравнения реакций, иллюстрирующих кислотно-основные свойства гидроксида хрома (III). в) Для какого элемента характерны аналогичные реакции и с чем это может быть связано? 42. Рассмотрите строение аквакомплекса хрома (III) и объясните его свойства: a) Какое координационное число и какая геометрия характерны для аквакомплекса хрома (III)? б) В какой среде соединения хрома (III) проявляют окислительные свойства? Какие восстановители могут быть для этого использованы? Ответ проиллюстрируйте соответствующими уравнениями реакций. б) Соединения хрома (III) можно окислить либо в кислой среде пероксодисульфатом калия, либо в щелочной среде хлором, бромом, иодом, пероксидом водорода и т.п. Напишите уравнения реакций и рассчитайте, в какой среде и с каким окислителем окисление протекает легче? 43. Рассмотрите строение кислородных кислот хрома (VI) и объясните их свойства: a) Чему равны координационное число, валентность и степень окисления хрома в кислородных кислотах хрома (VI)? Объясните многообразие образуемых хромом кислот. б) Как и почему меняется устойчивость в ряду кислот H2CrO4 – H2Cr2O7 – H2Cr3O10? в) Как и почему меняется сила кислот в ряду H2CrO4 – H2Cr2O7 – H2Cr3O10? г) Учитывая значение константы равновесия 2 CrO42- + 2 H+ = Cr2O72- + H2O K = 4,2 1014 , рассчитайте, при каком значении рН в 0,1 моль/л растворе соли хрома (VI) концентрации хромат и дихромат-ионов одинаковы; при каком значении рН 99% соли хрома содержится в виде дихромат-ионов? д) Почему при использовании нейтрального раствора дихромата не происходит количественного осаждения хроматов (например, хромата бария)? 44. Охарактеризуйте окислительные свойства соединений хрома (VI): a) В какой среде соединения хрома (VI) проявляют наиболее сильные окислительные свойства? В подтверждение ответа приведите значения стандартных окислительновосстановительных потенциалов и соответствующие уравнения реакций. б) Как изменяются окислительно-восстановительные свойства соединений хрома c ростом степени окисления элемента? 45. Рассмотрите строение комплексов марганца (II) и объясните их свойства: a) Какое координационное число и какая геометрия характерны для аква- и гидроксокомплексов марганца (II)? б) Какова их устойчивость в водных растворах? Приведите уравнения реакций и условия получения аква- и гидроксокомплексов марганца (II). в) Приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов реакций окисления соединений марганца (II) и восстановления воды до молекулярного водорода. Сформулируйте вывод о возможности разложения воды соединениями марганца (II). Сопоставьте восстановительные свойства ионов Mn2+ и ионов Cr2+ в растворах и объясните их различие. г) До каких продуктов соединения марганца (II) окисляются в кислой, нейтральной и щелочной средах? Какие окислители могут быть для этого использованы? В обоснование ответа приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов и соответствующие уравнения реакций. 46. Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства оксида марганца (IV). 47. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений марганца (VI): a) Рассчитайте константы равновесий реакций: 3 MnO42- + 2 H2O 2 MnO4- + MnO2 + 4 OH3 MnO42- + 4 H+ 2 MnO4- + MnO2 + 2 H2O в стандартных условиях и сделайте вывод о сравнительной устойчивости манганатов в нейтральной и кислой средах. б) Какая среда благоприятствует реакциям перехода ионов MnO42- в Mn(H2O)62+ , MnO2 и MnO4- ? Приведите соответствующие уравнения реакций. 48. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений марганца (VII): a) Сравните значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов перманганат-иона в кислой, нейтральной и щелочной средах. б) Какая среда благоприятствует реакциям перехода ионов MnO4- в Mn(H2O)62+ , MnO2 и MnO42- ? Приведите соответствующие уравнения реакций. в) В какой среде перманганат-ион проявляет наиболее сильные окислительные свойства? г) Рассчитайте значение ЭДС реакции взаимодействия перманганата калия с соляной кислотой и сделайте вывод о возможности ее протекания в стандартных условиях. Рассчитайте значения ЭДС при различных концентрациях соляной кислоты и перманганат-иона. Какие условия благоприятствуют протеканию этой реакции? 49. Объясните, почему железо, кобальт и никель, различающиеся по количеству электронов на (n-1)d-орбиталях атомов, близки по наиболее характерным и определяющим их химию валентным состояниям? 50. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений Fe(II), Co(II) и Ni(II): a) Приведите значения условных радиусов ионов Э2+. б) Вычислите рН насыщенных растворов Fe(OH)2, Co(OH)2 и Ni(OH)2. в) Приведите уравнения реакций, подтверждающих основные свойства оксидов, гидроксидов и сульфидов Fe(II), Co(II) и Ni(II). г) Проявляют ли соединения Fe(II), Co(II) и Ni(II) кислотные свойства? В подтверждение ответа приведите уравнения и условия протекающих реакций. д) Обобщите справочные и экспериментальные данные и сформулируйте вывод об изменении основных свойств в ряду Fe(OH)2 - Co(OH)2 - Ni(OH)2. 51. Рассмотрите строение аквакомплексов Fe(II), Co(II) и Ni(II) и объясните их свойства: a) Какое координационное число и какая геометрия характерны для аквакомплексов Fe(II), Co(II), Ni(II) и какова их устойчивость? б) Какие из гидроксидов Fe(II), Co(II) и Ni(II) могут окисляться кислородом воздуха? В обоснование ответа приведите значения соответствующих стандартных окислительновосстановительных потенциалов. в) Подберите два окислителя, которые могут быть использованы для получения Fe(OH)3 из Fe(OH)2 таким образом, чтобы продукт реакции не загрязнялся твердыми продуктами восстановления окислителя. Напишите соответствующие уравнения реакций. г) В какой среде соединения Fe(II), Co(II) и Ni(II) проявляют восстановительные свойства? Какие окислители могут быть для этого использованы? В обоснование ответа приведите соответствующие уравнения реакций. 52. Охарактеризуйте комплексообразующие свойства соединений Fe(II), Co(II) и Ni(II): a) Что произойдет, если к водным растворам сульфатов Fe(II), Co(II) и Ni(II) на воздухе прилить избыток раствора аммиака? б) Учитывая ПР гидроксида кобальта (II) и константу устойчивости аммичного комплекса кобальта (II), определите, растворим ли осадок Co(OH)2 в концентрированном растворе аммиака? в) Объясните, почему при добавлении щелочи к водному раствору [Ni(NH3)6]Cl2 выпадает зеленый осадок, а при добавлении щелочи к водному раствору K2[Ni(CN)4] осадок не выпадает. 53. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений Fe(III): a) В какой форме ионы Fe(III) существуют в кислом и щелочном растворах? б) Вычислите G0298 реакций образования Fe2(SO4)3 и LiFeO2 из бинарных оксидов в расчете на 1 моль Fe2O3. Какие свойства - кислотные или основные - преобладают у Fe2O3 в этих реакциях? в) Приведите уравнения реакций, иллюстрирующих кислотно-основные свойства гидроксида железа (III). г) Как различаются рН насыщенных растворов Fe(OH)2 и Fe(OH)3? Какое основание сильнее? Сформулируйте вывод об изменении кислотно-основных свойств с ростом степени окисления элемента. д) Какие соли железа, Fe(II) или Fe(III), гидролизуются сильнее? Какие продукты могут образоваться при гидролизе солей Fe(III)? 54. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений Fe(III), Co(III) и Ni(III): a) Напишите уравнения реакций взаимодействия гидроксидов Fe(III), Co(III) и Ni(III) с концентрированными растворами соляной и азотной кислот. Для каких элементов взаимодействие протекает по кислотно-основному, а для каких - по окислительновосстановительному типу? б) Приведите значения E0298 полуреакций восстановления ионов Э+3 до Э+2. Как меняются окислительные свойства в ряду Fe+3 – Co+3 – Ni+3? в) Каковы условия превращения Fe2O3 и FeCl3 в производные железа (VI)? В обоснование ответа приведите соответствующие уравнения реакций. г) Сравните условия окисления Fe2O3 и FeCl3 с однотипными соединениями хрома. Предложите возможное объяснение этому факту. 55. Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства соединений Fe(VI): a) Ферраты (VI) изоструктурны сульфатам (VI) и хроматам (VI) и образуют с ними твердые растворы. Какой вывод о растворимости BaFeO4 и K2FeO4 можно сделать на основании этих данных? Приведите способ получения BaFeO4. б) Каковы окислительно-восстановительные свойства ферратов (VI)? Как влияет рН на устойчивость ферратов (VI)? В обоснование ответа приведите соответствующие уравнения реакций. 56. Проиллюстрируйте изменение металлических свойств в ряду Cu - Ag - Au: a) Приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов Cu+2/Cu, Ag+/Ag и Au+3/Au. б) Приведите по три реакции, с помощью которых можно перевести в раствор медь, серебро и золото. в) Используя значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, объясните причину растворения меди, серебра и золота в водных растворах щелочных цианидов на воздухе. Возможен ли процесс растворения металлов в инертной атмосфере? В чем заключается роль цианид-ионов в растворе? г) Обобщите справочные и экспериментальные данные и сформулируйте вывод об изменении активности металлов в ряду Cu - Ag - Au. 57. Охарактеризуйте комплексообразующие свойства соединений Cu(I), Ag(I) и Au(I): a) Сравните растворимость хлорида и сульфида серебра в водном растворе аммиака. б) Сравните растворимость хлоридов меди, серебра и золота в водном растворе цианида калия. в) Сравните растворимость хлорида серебра в водных растворах аммиака и цианида калия. г) От каких факторов зависит растворимость осадков в водных растворах комплексообразователей? 58. Охарактеризуйте устойчивость в растворах соединений Cu(I), Ag(I) и Au(I): a) Как изменяется устойчивость степени окисления +1 в ряду Cu - Ag - Au, если энергия перехода электрона d10 d9s1 составляет (кДж/моль): 262,5 (Cu), 469,9 (Ag) и 180,5 (Au). б) Рассчитайте константы равновесия реакций диспропорционирования ионов Cu+, Ag+ и Au+ в растворе. в) Какие лиганды вызывают смещение равновесия 2Cu+ Cu + Cu+2 вправо, а какие - влево? Приведите соответствующие уравнения реакций. г) Какие лиганды вызывают смещение равновесия 3Au+ Au + Au+3 вправо, а какие - влево? Приведите соответствующие уравнения реакций. д) Какой вывод о сравнительной устойчивости степеней окисления Cu, Ag и Au можно сделать на основании полученных данных? 59. Сравните кислотно-основные свойства соединений Cu(I) и Cu(II): a) Приведите уравнения реакций, иллюстрирующих кислотно-основные свойства оксида меди (I). б) Приведите уравнения реакций, иллюстрирующих кислотно-основные свойства оксида меди (II). в) Приведите уравнения реакций, иллюстрирующих кислотно-основные свойства гидроксида меди (II). г) Какие свойства - кислотные или основные - преобладают для соединений Cu(I) и Cu(II)? д) Как изменяются кислотно-основные свойства соединений с ростом степени окисления элемента? 60. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений Au(III): a) Напишите уравнение реакции гидролиза AuCl3. б) Напишите уравнения реакций взаимодействия Au2O3 и Au(OH)3 с кислотами и щелочами. в) Напишите уравнение реакции взаимодействия тригалогенидов золота с галогенидами щелочных металлов. г) Сформулируйте вывод о кислотно-основных свойствах соединений золота (III). 61. Чем объяснить, что для ртути в отличие от цинка и кадмия характерна переменная степень окисления (+1 и +2)? 62. Проиллюстрируйте изменение металлических свойств в ряду Zn - Cd - Hg: a) Приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов системы Zn+2/Zn в кислой и щелочной средах и полные уравнения химических реакций. б) Приведите значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов систем M+2/M для кадмия и ртути в кислой среде и полные уравнения химических реакций. в) Как изменяется химическая активность в ряду Zn - Cd - Hg? 63. Охарактеризуйте термическую устойчивость соединений Zn(II), Cd(II) и Hg(II): a) Приведите температуры разложения оксидов Zn(II), Cd(II) и Hg(II). б) Рассмотрите особенности термолиза нитратов Zn(II), Cd(II) и Hg(II). в) Как меняется термическая устойчивость в ряду соединений Zn(II), Cd(II) и Hg(II)? Где находит применение термическая неустойчивость этих соединений? 64. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений Zn(II), Cd(II) и Hg(II): a) Вычислите G0298 реакций взаимодействия Zn(OH)2 и Cd(OH)2 с ионами H+ и OH- в растворе. б) Охарактеризуйте отношение оксидов Zn(II), Cd(II) и Hg(II) к щелочам. В обоснование ответа приведите соответствующие уравнения реакций. в) Обобщите расчетные и экспериментальные данные и сформулируйте вывод об изменении кислотно-основных свойств в ряду соединений Zn(II) - Cd(II) - Hg(II). 65. Охарактеризуйте комплексообразующие свойства соединений Zn(II), Cd(II) и Hg(II): a) Сравните растворимость гидроксидов Zn(II) и Cd(II) в водном растворе аммиака. б) Объясните увеличение координационного числа центрального атома в аммино- и гидроксокомплексах. в) Аналогичны ли по природе и составу продукты, образующиеся при пропускании аммиака в растворы нитратов Zn(II), Cd(II) и Hg(II)? 66. Охарактеризуйте устойчивость и окислительно-восстановительные свойства соединений (Hg2)+2: a) Рассчитайте константу равновесия реакции диспропорционирования иона (Hg2)+2 в растворе. б) В каком направлении должно сместиться равновесие реакции при добавлении к раствору Hg2(NO3)2 сульфид-ионов, хлорид-ионов и иодид-ионов? в) Какие свойства - окислительные или восстановительные - проявляют соединения (Hg2)+2? г) Как можно предотвратить диспропорционирование соединений ртути (I) в растворе? Вариант № 1 1. Какая или какие соли при нагревании разлагаются до азота? 1) NH4NO2 3) NH4NO3 5) (NH4)2Cr2O7 2) (NH4)2SO4 4) N2H5Cl 6) (NH4)2НРO4 2. В какой или каких реакциях газообразный аммиак проявляет восстановительные свойства? 1) NH3 + Mg 2) NH3 + CuO 3) NH3 + H2O 4) NH3 + O2 (в прис. кат.) 3. Охарактеризуйте строение молекулы гидразина: 1) молекула полярна; 3) атомы водорода располагаются в одной плоскости; 2) связь N-N неустойчива; 4) атомные орбитали азота sp-гибридизованы. 4. Какую реакцию среды имеет водный раствор гидроксиламина? 1) кислую; 2) нейтральную; 3) слабощелочную; 4) сильнощелочную. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: N2H4 + KMnO4 + H2SO4 → Вариант № 2 1. Охарактеризуйте строение молекулы азота: 1) кратность связи равна 3, 2) связь ковалентная неполярная; 3) атом азота насыщен; 4) низкое значение энтальпии диссоциации; 5) связь слабо поляризуема; 6) межмолекулярные силы взаимодействия слабые. 2. Какие реакции можно использовать для получения аммиака в лаборатории? 1) Ca(OH)2 (тв) + NH4Cl (тв) → 3) NH3 (водн, конц) → (нагревание) 2) Ca(OH)2 (р-р) + NH4Cl (р-р) → 4) N2 + H2 → (нагревание) 3. В какой или каких реакциях безводный гидразин проявляет восстановительные свойства? 1) N2H4 + I2 → 3) N2H4 + Н2О → t0 2) N2H4 4) N2H4 + О2 → 4. Причинами неограниченной растворимости гидроксиламина в воде являются: 1) полярность N-H – связи; 3) способность к образованию водородных связей; 2) полярность молекулы; 4) локализованные пары электронов на атоме азота. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NH2OH + Zn + HCl → Вариант № 3 1. Какую или какие реакции используют для получения азота в лаборатории? 1) NH4NO2 → 3) N2H4 + СuСl2 + NaOH (разб) → 2) CaOCl2 + NH3 (конц.р-р) → 4) NН3 + 02 → 2. Какие свойства ковалентной связи в молекуле аммиака являются причиной его высокой реакционной способности? 1) кратность связи N-H равна 1; 2) ненасыщенность атома азота в молекуле аммиака; 3) высокая полярность N-H – связи; 4) между молекулами аммиака образуются водородные связи 3. Какую реакцию среды имеет водный раствор гидразина? 1) кислую; 2) нейтральную; 3) слабощелочную; 4) сильнощелочную. 4. Какое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала необходимо выбрать для расчета Кравн реакции NH2OH + CuCl2 + NaOH → N2 + Cu2O + NaCl + H2O ? 1) N2 + 2H2O + 4H+ + 2e = 2NH3OH+ E0 = - 1,87 B; 2) N2 + 4H2O + 2e = 2NH2OH + 2OH E0 = - 3,04 B; 3) NH3OH+ + 2H+ + 2e = NH4+ + 2H2O E0 = + 1,35 B; 4) NH2OH + 2H2O + 2e = NH3 H2O + 2OH E0 = + 0,42 B. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NH3 + O2 → Вариант № 4 1. При получении азота в лаборатории его собирают под водой т.к.: 1) между молекулами азота возникают слабые межмолекулярные связи; 2) связь в молекуле азота ковалентная неполярная; 3) азот - химически малоактивное вещество; 4) азот не растворяется в воде. 2. Слабые основные свойства водный раствор аммиака проявляет в реакции или реакциях: 1) NH3 + Mg 2) NH3 + CuO 3) NH3 + CuSO4 4) NH3 + H2SO4 3. Какие свойства ковалентной связи являются причиной высокой реакционной способности гидразина? 1) кратность N-N - связи равна 1; 4) атом азота в молекуле ненасыщен; 2) молекула полярна; 5) N-N - связь слабо поляризуема; 3) неустойчивость одинарной N-N – связи; 6) неплоское строение молекулы. 4. В каких из перечисленных ниже реакций гидроксидамин проявляет окислительные свойства? 1) NH2OH + I2 → 3) NH2OH + SnCl2 + HCl → t0 2) NH2OH + CuCl2 + NaOH 4) NH2OH + Zn + H2SО4 → 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: (NH4)2Cr2O7 Вариант № 5 1. В результате какой или каких реакций получается азот? 1) (NH4)2Cr2O7 → 3) NH3 + O2 → (в прис. катализатора) 2) N2H4 + СuС12 + NaOH (разб) → 4) Sn + HN03 → 2. Какая из солей аммония гидролизуется в наибольшей степени? 1) NH4NO3 2) NH4NO2 2) (NH4)2CO3 3) (NH4)3PO4 3. Какое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала необходимо выбрать для расчета Кравн реакции N2H4 + SnCl2 + HCl → NH4Cl + SnCl4 ? 1) N2 + 5H+ + 4e = 2N2H5+ E0 = - 0,23 B; 2) N2 + 4H2O + 4e = N2H4 + 4OHE0 = - 1,16 B; + + + 3) N2H5 + 3H + 2e = 2NH4 E0 = + 1,275 B; 4) N2H4 + 4H2O + 2e = 2NH3 H2O + 2OHE0 = + 0,10 B. 4. Наиболее слабыми основными свойствами характеризуется водный раствор: 1) аммиака 2) гидразина 3) гидроксиламина 4) все свойства одинаковы 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: N2H4 + I2 → Вариант № 6 1. Для азота характерны реакции: 1) N2 + O2 → 3) N2 + H2 → 2) N2 + S → 4) N2 + CaC2 → 5) N2 + Cl2 → 6) N2 + Li → 2. В какой или каких реакциях образуется аммиак? 1) Mg3N2 + H2O → 3) (NH4)2НРO4 → 2) (NH4)2Cr2O7 4) N2 + H2 → 3. Для гидразина характерны реакции: 1) окисления 3) диспропорционирования 2) гидролиза 4) присоединения 5) замещения 6) разложения 4. Образование какого продукта и в какой среде наиболее вероятно при окислении гидроксиламина, если: N2 + 2H2O + 4H+ + 2e = 2NH3OH+ E0 = - 1,87 B; N2 + 4H2O + 2e = 2NH2OH + 2OH E0 = - 3,04 B; N2O + 5H2O + 4e = 2NH2OH + 4OHE0 = - 1,05 B; + + NO3 + 8H + 6e = NH3OH + 2H2O E0 = + 0,73 B. 1) азота в кислой среде; 2) азота в щелочной среде; 3) оксида азота (I) в щелочной среде; 4) азотной кислоты в кислой среде. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NH4NO3 Вариант № 7 1. Какую максимальную ковалентность проявляет азот в соединениях? l) 2 2) 3 3) 4 4) 5 5) 6. 2. Какое значение стандартного окислительно-восстановительного потенциала необходимо выбрать для расчета Кравн реакции NH3H2O + KMnO4 N2 + MnO2 + KOH + H2O ? 1) N2 + 6H2O + 6e = 2NH3 + 6OHE0 = - 0,74 B; + + 2) N2 + 8H + 6e = 2NH4 E0 = + 0,275 B; 3) N2H4 + 2H2O + 2e = 2NH3 + 2OHE0 = + 0,10 B; + 4) NO + 5H + 5e = NH3 + 2H2O E0 = + 0,727 B. 3. Укажите реакции присоединения, характерные для гидразина в водном растворе: 1) N2H4 + I2 → 3) N2H4 + Н2О → t0 2) N2H4 + CuCl2 4) N2H4 + НСl → 4. Какие свойства проявляет в химических реакциях гидроксиламин? 1) окислительные 2) восстановительные 3) кислотные 4) основные 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NH2OH + CuCl2 + NaOH → Вариант № 8 1. Азот является типичным неметаллом, т.к.: 1) число валентных электронов равно 5; 3) значение электроотрицательности равно 3,0; 2) атомный радиус равен 0,07 нм; 4) количество энергетических уровней n=2. 2. Причинами высокой растворимости аммиака в воде являются: 1) высокая полярность N-H – связи; 2) тригонально-пирамидальное строение молекулы; 3) высокая полярность молекулы; 4) образование гидратов. 3. В какой среде восстановительные свойства гидразина выражены сильнее, если: N2 (газ) + 5Н+ + 4е = N2Н5+ Е° = -0,23В N2 (газ) + 4Н2О + 4е = N2Н4 + 4OH Е° = -1,16В 1) в кислой; 2) в щелочной; 3) кислотность среды не влияет на свойства. 4. Какой из разбавленных растворов одинаковой молярной концентрации имеет наибольшее значение рН? 1) NH3 2) NH2OH 3) N2Н4 4) N2Н5Сl 5) NH3OHCl 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: N2H4 + HI → Вариант № 9 1. Какие свойства ковалентной связи являются причиной низкой реакционной способности N2? 1) кратность связи равна 3; 3) атом азота в молекуле ненасыщен; 2) связь неполярная, 4) -связь слабее связи. 2. Какие из условий синтеза аммиака в промышленности используются для повышения выхода продукта реакции? 1) высокая температура синтеза; 4) добавки активаторов; 2) высокое давление в системе; 5) обогащение реакционной смеси азотом; 3) использование катализатора; 6) отрицательное значение обрH0298 аммиака. 3. В какой или каких реакциях гидразин проявляет окислительные свойства? 1) N2H4 + I2 + Н2О → 3) N2H4 + Zn + НС1 → 2) N2H4 + CuCl2 + NaOH (разб.) → 4) N2H4 + SnCl2 + HC1 → 4. Для всех водородных соединений азота характерно: 1) взаимодействие с водой и кислотами; 2) окисление до молекулярного азота в щелочной среде; 3) восстановление до аммиака в кислой среде; 4) реакции комплексообразования. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: t0 NH2OH Вариант № 10 1. Опишите физические свойств молекулярного азота: 1) инертное вещество; 3) вещество, плохо растворимое в органических растворителях; 2) газ, хорошо растворимый в воде; 4) газ без цвета и запаха; 5) вещество с низкими температурами кипения и плавления 2. Какая или какие соли аммония подвергаются обратимому термолизу? 1) NH4NO2 2) (NH4)2CO3 3) (NH4)2HPO4 4) (NH4)2Cr2O7 5) NH4NO3 3. Какая или какие реакции применяются для получения гидразина? электролиз 1) NH3 + O2 2) NH3 + NaOCl 3) HNO3 4) N2 + O2 4. Непрочность одинарной N-O – связи в молекуле гидроксиламина является причиной: 1) твердого агрегатного состояния вещества; 2) хорошей растворимости в воде; 3) термодинамической неустойчивости вещества; 4) высокой реакционной способности вещества. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NH2OH + I2 → Вариант № 11 1. Азот химически инертен, т.к.: 1) кратность связи равна 3; 2) термически устойчив; ионизации; 3) не растворим в воде; 4) энергия связи очень высокая; 5) характеризуется высоким значением потенциала 6) не образует прочных межмолекулярных связей.. 2. В какой или каких реакциях аммиак проявляет электронодонорные свойства? 1) NH3 + Na 2) NH3 + CuSO4 3) NH3 + H2O 4) NH3 + O2 3. Какие свойства проявляет в химических реакциях гидразин? 1) окислительные 2) восстановительные 3) кислотные 4) основные 4. Гидроксиламин проявляет восстановительные свойства в реакции (-ях): 1) NH2OH + I2 → 3) NH2OH + SnCl2 + HCl → t0 2) NH2OH + CuCl2 + NaOH 4) NH2OH + Zn + H2SО4 → 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: N2H4 + SnCl2 + HCl → Вариант № 12 1. Укажите промышленные способы получения азота: 1) фракционная перегонка жидкого воздуха; 3) NH3 + Cl2 2) NH3 + O2 4) N2H4 + CuCl2 + NaOH 2. Какие физические свойства аммиака можно наблюдать в процессе получения по реакции взаимодействия твердого Ca(OH)2 с твердым NH4Cl при нагревании? 1) низкая температура кипения tкип = - 33,30С; 3) отсутствие цвета; 2) газообразное агрегатное состояние; 4) легче воздуха. 3. Выберите утверждения, правильно отражающие связь между строением и свойствами гидразина 1) слабоосновные свойства гидразина в водном растворе обусловлены sp3гибридизацией атомных орбиталей азота ; 2) водные растворы гидразина имеют слабо щелочную реакцию среды, т.к. атомы азота являются донорами электронных пар; 3) гидразин - соединение с высокой реакционной способностью, т.к. одинарная связь между атомами азота неустойчивая; 4) гидразин – термодинамически неустойчивое соединения вследствие неустойчивости одинарной N-N – связи. 4. В какой или каких реакциях вместо гидразина может быть использован гидроксиламин? 1) N2H4 + I2 → 3) N2H4 + SnCl2 + HCl → 0 t 2) N2H4 + CuCl2 + NaOH 4) N2H4 + Zn + H2SО4 → 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → Вариант № 1 1. Оксид азота (I) при нагревании легко разлагается до кислорода, т.к.: 1) N-O – связь менее прочная, чем N-N – связь; 2) центральный атом азота координационно насыщен; 3) кратность N-N – связи равна 2,5; 4) молекула линейна. 2. В какой или каких реакциях NO проявляет окислительные свойства? 1) NO + O2 2) NO + P 3) NO + KMnO4 + H2SO4 4) NO + [Fe(H2O)6]SO4 3. В какой или каких реакциях азотистая кислота проявляет кислотные свойства? 1) HNO2 + BaO 2) HNO2 + NaOH 3) HNO2 + Na2CO3 4) HNO2 + KI + H2SO4 4. Какие утверждения справедливы для описания строения нитрат-иона? 1) кратность концевых N-O – связей равна 2; 2) кратность концевых N-O – связей равна 1,3; 3) атомные орбитали азота sp2-гибридизованы; 4) молекула имеет геометрию искаженного плоского треугольника; 5) молекула имеет геометрию правильного плоского треугольника. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: HNO3 + HCl + Au → Вариант № 2 1. Оксид азота (I) в лаборатории получают по реакции: 1) NH4NO2 нагревание 3) Mg + HNO3 (3-5%) 2) NH4NO3 нагревание 4) Mg(NO3)2 нагревание 2. Оксид азота (II) димеризуется при низкой температуре, т.к.: 1) кратность N-O – связи равна 2,5; 2) молекула линейна и димеризация не вызывает стерических затруднений; 3) на -разрыхляющей орбитали находится 1 электрон; 4) молекула полярна. 3. Оксид азота (II) растворяется в воде при комнатной температуре по схеме: 1) NO2 + Н2О → HNO3 + HNO2 3) NO2 + Н2О → HNO3 2) NO2 + Н2О → HNO3 + NO 4) NO2 + Н2О + O2 → HNO3 4. Крепкая (30%, разб. 1:1) азотная кислота восстанавливается преимущественно до NO веществами: 1) Ba 2) Fe 3) S 4) HBr 5) ZnS 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: KNO2 + KMnO4 + H2SO4 → Вариант № 3 1. Оксид азота (I) можно собирать методом вытеснения воды, т.к.: 1) оксид азота (I) – это газ; 3) оксид азота (I) не растворим в воде; 2) оксид азота (I) тяжелее воздуха; 4) оксид азота (I) термодинамически неустойчив. 2. Оксид азота (II) в промышленности получают: 1) Cu + HNO3 (крепкая) 3) NH3 + O2 → (to, катализатор) 2) NH3 + O2 → (to) 4) KNO2 + KI + H2SO4 → 3. Выберите правильные утверждения: 1) азотистая кислота проявляет окислительно-восстановительную двойственность, т.к. соединение неустойчиво; 2) в стандартных условиях азотистая кислота более сильный окислитель, чем азотная кислота; 3) азотная кислота является более устойчивым соединением, чем азотистая кислота вследствие большей насыщенности атома азота; 4) нитраты термически более устойчивы, чем нитриты. 4. Азотная кислота проявляет окислительные свойства в реакции или реакциях: 1) HNO3 + Zn 2) HNO3 + PbO 3) HNO3 + Cu(OH)2 4) HNO3 + CH3COONa 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: KNO2 + Zn + KOH → Вариант № 4 1. Оксид азота (I) термодинамически неустойчив, т.к.: 1) N-N – связь непрочная; 3) N-O – связь менее прочная, чем N-N – связь; 2) N-O – связь непрочная; 4) продукты разложения более устойчивы, чем реагенты. 2. Оксид азота (II) не проявляет кислотные свойства, т.к.: 1) не растворим в воде; 3) молекула мало полярна; 2) одинарная N-OH–связь неустойчива; 4) не может образовывать прочные водородные связи. 3. Какие реакции используют для получения оксида азота (IV) в лаборатории? t0 1) Pb(NO3)2 3) Сu + HNO3 (конц) → t0 2) Сu + HNO3 (30%) 4) N2 + O2 → 4. В стандартных условиях наиболее сильными окислительными свойствами обладает: 1) HNO2 2) NaNO2 3) HNO3 4) NaNO3 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NO + K2Cr2O7 + H2SO4 → Вариант № 5 1. Какие свойства проявляет в химических реакциях оксид азота (I)? 1) кислотные 2) основные 3) сильные окислительные 4) слабые восстановительные 2. Тлеющая лучинка не загорается в NO, т.к.: 1) оксид азота (II) способен к димеризации; 2) оксид азота (II) не может проявлять окислительных свойств; 3) быстро окисляется до NO2; 4) не разлагается до кислорода в данных экспериментальных условиях. 3. Оксиды азота проявляют восстановительные свойства в реакции (реакциях): 1) NO2 + Н2S → 3) N205 + Сu → 2) NO2 + KMnO4 + H2SO4 → 4) NO2 + О3 → 4. Неустойчивость молекулы азотной кислоты обусловлена: 1) полярностью N-O – связей; 2) ненасыщеннсотью атома азота; 3) неустойчивостью одинарной N-OH – связи; 4) sp2 - гибридным состоянием атомных орбиталей азота. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: HNO2 + FeSO4 + H2SO4 → Вариант № 6 1. Какие физические свойства N2O можно наблюдать при термолизе нитрата аммония? 1) низкую температуру кипения t = -88,50С; 2) низкую температуру плавления t = -91,00С; 3) газообразное агрегатное состояние; 4) отсутствие цвета; 5) плохую растворимость в воде. 2. Охарактеризуйте строение оксида азота (III): 1) все атомы лежат в одной плоскости; 3) связь N-N неустойчивая; 2) связь между атомами азота одинарная; 4) атомные орбитали азота sp2гибридизованы. 3. В какой среде окислительная функция солей азотистой кислоты выражена сильнее, если НNO2 + Н+ + е NO + Н2О Е° = + 0,98 В NO2 + Н2O + е NO + 2OН Е° = + 0,46 В 1) в кислой, 2) щелочной, 3) кислотность среды не влияет на свойства. 4. Азотная кислота проявляет кислотные свойства в реакции или реакциях: 1) HNO3 + Mg 2) HNO3 + CuO 3) HNO3 + Fe(OH)2 4) HNO3 + CaCO3 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: NO2 + Zn + HCl → Вариант № 7 1. В какой или каких реакциях оксид азота (I) проявляет окислительные свойства? 1) N2O нагревание 2) N2O + C 3) N2O + Mg 4) N2O + P 2. Оксид азота (II) в лаборатории можно получить: 1) Сu + HNO3 (конц) → 3) NH3 + O2 → (to, катализатор) t0 2) Сu + HNO3 (30%) 4) KNO2 + KI + H2SO4 → 3. Охарактеризуйте свойства азотистой кислоты: 1) электролит средней силы 2) существует только в водных растворах; 3) проявляет восстановительные свойства преимущественно в щелочной среде; 4) является сильным окислителем в щелочной среде. 4. Какие утверждения справедливы для описания строения молекулы азотной кислоты? 1) кратность концевых N-O – связей равна 2; 2) кратность концевых N-O – связей равна 1,5; 3) атомные орбитали азота sp3-гибридизованы; 4) молекула имеет геометрию искаженного плоского треугольника; 5) молекула имеет геометрию правильного плоского треугольника. 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: HNO3 (3-5%) + Zn → Вариант № 8 1. Оксид азота (I) не проявляет кислотные свойства, т.к.: 1) не растворим в воде; 3) молекула мало полярна; 2) одинарная N-OH – связь неустойчива; 4) не может образовывать прочные водородные связи. 2. Оксид азота (II) собирают только методом вытеснения воды, т.к.: 1) оксид азота (II) – это газ; 3) оксид азота (II) не растворим в воде; 2) относительная плотность по воздуху = 1; 4) оксид азота (II) термодинамически неустойчив. 3. Укажите реакцию или реакции, которые используются для получения азотистой кислоты: 1) NaNO3 + Pb 3) Ba(NO2)2 + H2SO4 2) NaNO2 + H2SO4 4) N2О3 + H2О 4. Укажите наиболее термически устойчивое соединение. 1) HNO3 2) NaNO3 3) Mg(NO2)2 4) Cu(NO2)2 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: HNO3 + H2S → Вариант № 9 1. Оксид азота (I) плохо растворим в воде, т.к.: 1) атомные орбитали центрального атома sp-гибридизованы; 2) не образуются термодинамически устойчивые продукты; 3) молекула мало полярна; 4) центральный атом азота координационно насыщен. 2. Какие физические свойства NO можно наблюдать при взаимодействии меди с крепкой HNO3? 1) низкую температуру кипения; 2) газообразное агрегатное состояние; 3) отсутствие цвета; 4) плохую растворимость в воде. 3. Какие оксиды азота растворяются в щелочах? 1) N2O, 2) NO, 3) N2O3, 4) NO2, 5) N2O5 4. Более сильные окислительные свойства «царской водки» по сравнению с азотной кислотой объясняются: 1) более высокой концентрацией азотной кислоты; 2) образованием комплексных хлоридов; 3) образованием в смеси атомарного хлора; 4) образованием в смеси оксида азота (II). 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: KNO2 + KI + H2SO4 → Вариант № 10 1. NO термически более устойчив, чем N2O, т.к.: 1) кратность N-O – связи в NO больше, чем кратность N-O – связи в N2O; 2) молекула NO более полярна, чем молекула N2O; 3) N-O – связь в N2O менее прочная, чем N-O – связь в NO; 4) молекула NO – парамагнитна. 2. Охарактеризуйте строение оксида азота (IV): 1) молекула диамагнитна; 3) атомные орбитали азота sp2 гибридизованы; 2) молекулы склонны к димеризации; 4) молекула имеет угловую форму. 3. В результате какой или каких реакций получается оксид азота (V) ? t0 1) NO2 + O2 3) NO2 + O3 → t0 2) H2SO4 + NaNO3 4) HNO3 (конц) + P2O5 → 4. Разбавленная (3-5 %) азотная кислота восстанавливается преимущественно до NH4NO3 веществом или веществами: 1) Ca 2) Ag 3) S 4) HBr 5) ZnS 5. Напишите уравнение реакции и расставьте коэффициенты: KNO2 + H2O + Br2 → КОНТРОЛЬНАЯ КАРТОЧКА ПО ТЕМЕ «КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА» 1 2 3 4 5 №1 1 2 123 235 №2 2 3 1 2345 №3 3 3 123 1 №4 4 2 3 1 № 5 34 4 24 3 № 6 345 123 1 234 №7 234 24 23 24 № 8 2 23 34 2 №9 2 234 345 23 № 10 13 123 34 1 КОНТРОЛЬНАЯ КАРТОЧКА ПО ТЕМЕ «КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА» 1 2 3 4 5 №1 1 2 123 235 №2 2 3 1 2345 №3 3 3 123 1 №4 4 2 3 1 № 5 34 4 24 3 № 6 345 123 1 234 №7 234 24 23 24 № 8 2 23 34 2 №9 2 234 345 23 № 10 13 123 34 1 КОНТРОЛЬНАЯ КАРТОЧКА ПО ТЕМЕ «КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА» 1 2 3 4 5 №1 1 2 123 235 №2 2 3 1 2345 №3 3 3 123 1 №4 4 2 3 1 № 5 34 4 24 3 № 6 345 123 1 234 №7 234 24 23 24 № 8 2 23 34 2 №9 2 234 345 23 № 10 13 123 34 1 Вариант 1 1. Для какого элемента наиболее устойчива степень окисления +3? 1) Р 2) As 3) Sb 4) Bi 2. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения сурьмы (III) проявляют восстановительные свойства: 1) Sb2O3 + HClконц 3) Ag[(NH3)2]OH + Na[Sb(OH)4] 2) SbCl3 + HNO3 конц + H2O 4) Sb2O3 + Zn + HCl 3. В результате, каких реакций получается арсин? 1) Zn3As2 + HCl 3) As + H2 2) AsCl3 + Zn + HCl 4) As + NaOH 4. В какой среде следует осаждать сульфиды мышьяка (III) и (V)? 1) сильнокислой 2) слабокислой 3) слабощелочной 4) щелочной 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Bi(OH)3 + KOH + K2S2O8 1) 2 2) 3 3) 4 4) 5 5) 6 Вариант 2 1. В какой или каких кислотах растворяется сурьма: 1) HCl 2) H2SO4 конц 3) HNO3 конц. 4) HNO3 крепк 2. При взаимодействии с какими веществами сульфид сурьмы (III) проявляет кислотные свойства? 1) NaOH 2) Na2CO3 3) (NH4) 2S 4) (NH4) 2S2 3. В какой или каких реакциях соединения висмута (III) проявляют восстановительные свойства: 1) Bi(NO3)3 + H2S 3) Bi(OH)3 + KOH + K2S2O8 2) Bi(NO3)3 + NaOH 4) Bi(OH)3 + HNO3 разб 4. Какое из указанных соединений является наиболее сильным оксилителем? 1) Na3AsO4 2) Na[Sb(OH)6] 3) KBiO3 4) KNO3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: AsH3 + HNO3 крепк. 1) 11 2) 12 3) 13 4) 15 5) 16 Вариант 3 1. Какие признаки указывают на увеличение металлических свойств атомов элементов V группы главной подгруппы? 1) увеличение устойчивости серой модификации; 2) немонотонное изменение стандартных окислительновосстановительных потенциалов; 3) природа продукта окисления элемента кислотой-окислителем; 4) уменьшение электроотрицательности. 2. Какая или какие реакции могут быть использованы для получения Sb2S3? 1) Sb(тв) + S(тв) 3) Na3SbS3раствор+ НClраствор 2) SbCl3 + Na2Sраствор 4) SbCl3раствор + Н2Sраствор 3. В какой или каких реакциях соединения Э3+ проявляют кислотные свойства 1) As2S3 + NaOH 3) Sb2O3 + NaOH 2) Sb(OH)3 + HCl 4) As2O3 +HCl 4. Какие галогениды относятся к солям? 1) PCl3 2) AsF5 3) SbBr3 4) BiI3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: KBiO3 + HCl конц. 1) 4 2) 6 3) 7 4) 10 5) 12 Вариант 4 1. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения сурьмы (V) проявляют кислотно-основные свойства: 1) H3SbO4+ NaOH 2) H3SbO4+ HCl 3) SbCl5+ KI 4) SbCl5+ H2O 2. В результате какой или каких реакций получатся соединения висмута (V)? 1) Bi(NO3)3 + H2S 3) Bi(OH)3 + K2S2O8 2) KBiO3 + MnSO4 + H2SO4 4) Bi(NO3)3 + H2O 3. Продуктом реакции Э + HNO3 конц. является кислота если: 1) Э = As 2) Э = Bi 3) Э = Sb 4) Э = P 4. С помощью каких реакций можно разделить сульфиды As2S3 и Sb2S3: 1) Э2S3 + HCl конц 3) Э2S3 +Na2S раствор 2) Э2S3 + NaOH раствор 4) Э2S3 +Na2CO3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: As2O3 тв + NaOH тв + NaNO3 тв 1) 4 2) 6 3) 9 4) 10 5) 12 Вариант 5 1. В каком ряду кислотные свойства соединений увеличиваются: 1) Bi2O3-Sb2O3-As2O3 3) H3AsO3-H3SbO4-H3AsO4 2) As2S3- Sb2S3-Bi2S3 4) As2O5- Sb2O5- Bi2O5 2. При помощи каких реакций можно разделить сульфиды As2S3 и Bi2S3: 1) Э2S3 + HCl конц 3) Э2S3 +Na2Sраствор 2) Э2S3 + NaOH раствор 4) Э2S3 +HNO3конц. 3. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения висмута (III) проявляют восстановительные свойства? 1) Bi(OH)3 + KOH + K2S2O8 3) Bi(NO3)3 + HNO3 2) Bi(OH)3 + KOH + Cl2 4) Bi(NO3)3 + H2S 4. Какие галогениды относятся к галогенангидридам? 1) PCl3 2) AsF5 3) SbBr3 4) BiI3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: As + HNO3 конц. 1) 4 2) 6 3) 7 4) 10 5) 12 Вариант 6 1. Укажите соединение с преимущественно ионным характером связи? 1) AsF5 2) SbF3 3) SbCl5 4) BiF3 2. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения сурьмы (V) проявляют окислительные свойства: 1) H3SbO4+ NaOH 2) H3SbO4+ HCl 3) SbCl5+ KI 4) SbCl5+ H2O 3. Какие или какая реакции могут быть использованы для качественного обнаружения соединений As (III)? 1) Na3AsO3 + AgNO3 3) H3AsO3 + CaCl2 2) As2O3 + NaOH 4) H3AsO4 + (NH4)2MoO4 + HNO3 4. При взаимодействии с какими веществами сульфид мышьяка (III) проявляет кислотные свойства? 1) NaOH 2) Na2CO3 3) (NH4) 2S 4) (NH4) 2S2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: As + NaOH + NaClO 1) 4 2) 6 3) 13 4) 10 5) 12 Вариант 7 1. В какой или каких кислотах растворяется висмут? 1) HCl 2) H2SO4 разб 3) HNO3 конц. 4) HNO3 крепк 2. Какой хлорид наименее гидролизован в водном растворе? 1) PCl3 2) AsCl3 3) SbCl3 4) BiCl3 3. Сурьмяную кислоту можно получить: 1) Sb + HNO3 конц. 3) SbCl5 + H2O 2) Sb2O5 + H2O 4) Sb + + H2SO4 конц. 4. При взаимодействии с какими веществами сульфид сурьмы (III) проявляет восстановительные свойства? 1) NaOH 2) Na2CO3 3) (NH4) 2S 4) (NH4) 2Sn 5) HNO3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: NaBiO3 + SO2. + H2SO4 1) 4 2) 5 3) 6 4) 7 5) 8 Вариант 8 1. Какая структурная модификация As, Sb и Bi обладает металлическими свойствами? 1) тетраэдрическая 2) слоистая гексагональная 3) аморфная 2. Как меняется устойчивость оксидов в ряду N2O5 - P2O5 - As2O5 - Sb2O5 Bi2O5? 1) увеличивается 3) имеет экстремум 2) уменьшается 4) не меняется 3. Какие реакции могут быть использованы для получения As2S3? 1) Asтв + Sтв 3) Na3AsS3 раствор + НCl раствор 2) AsCl3 + Na2Sраствор 4) AsCl3 раствор + Н2S раствор 4. Какие свойства характерны для сурьмяной кислоты? 1) кислотные 3) окислительные 5) комплексообразующие 2) основные 4) восстановительные 6) гидролиз 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Sb + HNO3 конц 1) 6 2) 10 3) 12 4) 7 5) 8 Вариант 9 1. Укажите основные причины общности химии фосфора и мышьяка: 1) близость значений электроотрицательностей; 2) близость значений атомных радиусов; 3) образование 3d -2р- связей; 4) близость значений энергий сродства к электрону. 2. Какая из приведенных реакций подтверждает отсутствие неметаллических свойств у висмута: 1) Bi + Cl2 3) Bi+ H2SO4 конц 2) Bi + HNO3 крепк. 4) Bi + NaOH 3. Сульфид висмута (III) можно осадить из водных растворов его солей: 1) H2S 2) Na2S 3) Na2S2O3 4) S 4. Какие реакции могут быть использованы для качественного обнаружения соединений As (V)? 1) H3AsO4 + AgNO3 3) H3AsO4 + MgCl2 2) Na3AsO4 + AgNO3 4) H3AsO4 + (NH4)2MoO4 + HNO3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: AsCl3 + HNO3 конц. +H2O. 1) 4 2) 5 3) 6 4) 7 5) 8 Вариант 10 1. Укажите общий способ получения As, Sb и Bi: 1) ЭCl3 + H2 3) Э2O3 + C 2) Э2S3 + Э2O3 4) Э2S3 + Na2CO3 + C 2. Учитывая геометрию молекул, укажите какой тип реакций наиболее характерен для хлоридов ЭCl3: 1) присоединения 2) замещения 3) окисления 4) гидролиз 3. Какие свойства характерны для соединений As (V): 1) кислотные 3) восстановительные 2) окислительные 4) гидролиз 4. С помощью каких реакций можно разделить сульфиды Sb2S3 и Bi2S3: 1) Э2S3 + HCl конц 3) Э2S3 +Na2S раствор 2) Э2S3 + NaOH раствор 4) Э2S3 +Na2Sn 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: SbCl3 + HNO3 конц 1) 10 2) 4 3) 8 4) 6 5) 12 Мышьяк, сурьма, висмут 1 1 4 2 3 4 2, 3 1, 3, 4 1, 2 5 6 7 8 9 10 1, 3 4 4 2 1, 2, 4 3 1, 2, 3 3 4 3 4 3, 4 1, 2 1, 2, 4, 6 2 2, 3 1, 3 1 3 3 1, 2 3 1, 3 1, 3, 4 1, 2 1 4 1 3 3, 4 1, 4 1, 2 1, 2, 3 4, 5 1, 2, 3, 5 2, 4 2, 3, 4 5 5 1 2 3 3 5 4 1, 3 1, 3, 4 1 3 3 Мышьяк, сурьма, висмут 1 1 4 2 3 4 2, 3 1, 3, 4 1 5 6 7 8 9 10 1, 3 4 3 2 1, 2, 5 3 1, 2, 3 3 4 3 4 1, 3 2 1, 3, 4 1, 3 1, 3, 5, 6 2 2, 3 1, 2, 3 1 3 3 1, 2 3 1, 3 1, 4 1, 2 1 4 1 3 3, 4 1, 4 1, 2 1, 2, 3 4, 5 1, 2, 3, 5 2, 4 2, 3, 4 5 5 1 2 3 5 4 3 1 3 3 Вариант 1. Максимальная насыщаемость атомов углерода и кремния в соединениях равна соответственно: 1) 2 и 4 2) 4 и 4 3) 4 и 6 4) 2 и 6 2. Какая из перечисленных кислот является наиболее сильной: 1) HCN 2) H2CO3 3) HNCO 4) HNCS 3. При взаимодействии газообразных аммиака и оксида углерода (IV) при обычных условиях образуется: 1) (NH4)2CO3 2) NH4HCO3 3) (NH2)2CO 4) H2N-COO-NH 2 4. Протекание каких реакций возможно при указанных условиях? 1) SiO2 + NaOHраствор 3) SiO2 + C + Cl2 t 2) SiO2 + NaOH 4) SiO2 + Cl2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Si + HNO3 конц. + HF конц. 1) 7 2) 12 3) 15 4) 6 t , сплав t Вариант 1. Какие из перечисленных факторов позволяют объяснить существование углерода в нескольких аллотропных модификациях: 1) возможность гибридизации атомных орбиталей углерода; 2) устойчивость р-р -связей; 3) вариативность координационного числа, равного 2, 3 и 4; 4) число валентных электронов равно числу валентных орбиталей; 5) отсутствие d-орбиталей в валентной оболочке атома. 2. Какая или какие реакции могут быть использованы для получения SiH4? 1) Si + H2 3) Cа2Si + H2О 2) SiCl4 + H2 4) Mg2Si + NH4Br NH 3 3. Какие молекулы и/или ионы присутствуют в водном растворе CO2: 1) CO2∙aq 2) H2CO3 3) CO324) C2O425) H+ 4. Какие из перечисленных силикатов растворимы в воде: 1) CaSiO3 2) Na2SiO3 3) K2SiO3 4) MgSiO3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Si аморф + NaOH конц. 1) 4 2) 5 3) 2 4) 8 Вариант 1. Какая соль термически наиболее устойчива? 1) Na2CO3 2) BaCO3 3) MgCO3 4) Cu2(OH)2CO3 2. Какое или какие вещества следует добавить к раствору KCN, чтобы усилить его гидролиз? 1) Na2CO3 2) NaOH 3) NaNCS 4) CH3COOH 3. В результате какого или каких взаимодействий образуется SiСl4? 1) Si + HCl раствор t 3) SiO2 + Cl2 + C t 2) Si + Cl2 газ 4) Si + Cl2 раствор 4. В какой или каких реакциях цианид-ион проявляет восстановительные свойства? 1) NaCN + CO2 + H2O 3) NaCN + S 2) NaCN + O2 4) NaCN + H2O 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: SiH4 + NaOH конц. 1) 4 2) 6 3) 5 4) 10 5) 12 Вариант 1. Какие из перечисленных факторов позволяют объяснить устойчивость «силоксановых» связей: 1) высокое значение энтальпии SiO-связей; 2) высокое значение энергии ионизации кремния; 3) способность кремния к образованию гомоцепей; 4) возможность sp3-гибридизации атомных орбиталей кремния; 5) участие 3d-орбиталей кремния в образовании связей. 2. Оксид углерода (IV) проявляет кислотные свойства в реакциях: 1) СО2 + С 3) СО2 + NaOH 2) СО2 + Mg 4) СО2 + H2O + CaCO3 3. Какое или какие из указанных соединений могут быть получены путем непосредственного взаимодействия простых веществ: 1) CF4 2) (CN)2 3) SiCl4 4) SiS2 4. Технический кремний в промышленности получают: 1) SiCl4 + H2 3) SiO2 + C t 2) SiO2 + Mg t 4) SiI4 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: (CN)2 + KOH раствор 1) 4 2) 5 3) 3 4) 6 Вариант 1. Молекула HCN устойчива, т.к.: 1) атом азота в молекуле координационно насыщен; 2) атом углерода в молекуле координационно насыщен; 3) кратность CN-связи равна 3; 4) молекула полярна. 2. Образующийся при дегидратации щавелевой кислоты оксид углерода (II) можно очистить от примеси оксида углерода (IV), пропуская смесь через раствор: 1) [Ag(NH3)2]OH 2) H2SO4 3) NaOH 4) Na2CO3 3. Гель кремниевой кислоты образуется: 1) Na2SiO3 конц + HСl разб 3) Na2SiO3 разб + CO2 + H2O 2) Na2SiO3 разб + HСl конц 4) SiO2 + NaOH разб 4. Какие вещества образуются при действии на стекло избытком плавиковой кислоты? 1) SiF4 2) Ca[SiF6] 3) Na2[SiF6] 4) CaF2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Ag(NH3)2OH + СО 1) 2 2) 4 3) 3 4) 6 Вариант 1. Какие из перечисленных факторов позволяют объяснить способность цианид иона входить в состав комплексных соединений? 1) степень окисления атома углерода равна +2; 2) энергетическая доступность несвязывающей C-молекулярной орбитали; 3) энергетическая доступность несвязывающей N-молекулярной орбитали; 4) sp-гибридное состояние атомных орбиталей углерода. 2. В какой форме существуют циановая и тиоциановая кислоты в водных растворах: 1) HOCN 2) HNCO 3) HCNO 4) HSCN 5) HNCS 3. Какие реакции могут быть использованы для получения поликремниевых кислот? 1) SiO2 + H2O 3) SiГ4 + H2O 2) SiН4 + H2O 4) Na2SiO3 + HCl 4. Какие молекулы и/или ионы присутствуют в водном растворе гексафторокремниевой кислоты? 1) H2SiF6 2) HSiF63) SiF624) SiF55) SiF4∙H2O 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2CO3 + C + NH3 1) 3 2) 5 3) 7 4) 11 5) 13 Вариант 1. Углекислый газ в лаборатории можно получать: t 1) CaCO3 t 3) C + O2 2 SO4 , t 2) CaCO3 + HCl 4) H2C2O4 H 2. Охарактеризуйте строение молекулы оксида углерода (IV): 1) молекула имеет линейное строение; 2) кратность СО-связи равна 2; 3) атомные орбитали центрального атома sp2 гибридизованы; 4) атом углерода в молекуле ненасыщен. 3. Какие вещества образуются в результате полного гидролиза SiCl4: 1) Н2SiO3 золь 2) Н2SiO3 гель 3) HCl 4) SiOHCl3 4. В какой или каких реакциях оксид кремния (IV) проявляет кислотные свойства? 1) SiO2 + K2CO3 раствор 3) SiO2 + (HF)n t 2) SiO2 + K2CO3 тв 4) SiO2 + HNO3 + HF 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: CaCN2 тв+ С + Na2CO3 1) 3 2) 5 3) 6 4) 7 Вариант 1. Какие из перечисленных факторов объясняют увеличение химической активности силана в сравнении с метаном? 1) уменьшение энергии ЭН-связи; 2) наличие у кремния вакантных d-орбиталей; 3) отрицательный эффективный заряд на атомах водорода; 4) повышение изменения стандартной энергии Гиббса образования. 2. Какие реакции соединений углерода позволяют отнести их к классу псевдогалогенов? 1) (CN)2 + O2 3) (CN)2 + NaOH 2) HNCO + H2O 4) MnO2 + HNCS 3. Какие вещества образуются при полном гидролизе SiF4 в воде? 1) SiOHF3 2) SiO2∙nH2O 3) HF 4) H2SiF6 5) SiF4∙H2O 4. При помощи каких реакций можно перевести SiO2 в растворимое состояние? 1) SiO2 + NaOH раствор 3) SiO2 + NaOH тв 2) SiO2 + C + Cl2 4) SiO2 + Na2CO3 тв 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: С + HNO3 конц 1) 8 2) 7 3) 12 4) 13 5) 18 Вариант 1. Укажите координационно насыщенные соединения углерода: 1) CO 2) CO2 3) H2CO3 4) KNCS 2. Какие реакции можно использовать для получения в лаборатории оксида углерода (II)? 2 SO4 , t 1) HCOOH H 2 SO4 , t 3) H2C2O4 H t t 2) CO2 + C 4) C + O2 3. С какими веществами взаимодействует кремний? 1) HСl конц. 2) NaOH раствор 3) HNO3 конц. 4) HNO3 + (HF)n 4. Качественной реакцией на СО2 является: 1) СO2 + NaOH изб. 3) СO2 + Mg 2) СO2 + Са(OH)2 недост. 4) СO2 + CaCO3 + H2O 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: 1) 4 t SiO2 + C + Cl2 2) 6 3) 5 4) 8 Вариант 1. В какой или каких реакциях СО проявляет восстановительные свойства? 1) Cr + CO 3) [Ag(NH3)]2OH + CO t, p 2) NaOH + CO 4) CO + Cl2 2. Охарактеризуйте строение молекулы H2CO3: 1) кратность концевой СO-связи равна 2; 2) кратность концевой СO-связи равна 1,5; 3) атомные орбитали углерода sp3-гибридизованы; 4) молекула имеет геометрию искаженного плоского треугольника; 5) молекула имеет геометрию правильного плоского треугольника. 3. Поликонденсация орто-кремниевой кислоты усиливается: 1) при разбавлении раствора; 3) с увеличением рН раствора; 2) при нагревании раствора; 4) во времени. 4. Какие реакции используют для получения высокочистого кремния? t 1) SiO2 +Al t 3) SiI4 t t 2) SiCl4 + H2 4) SiCl4 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: С2H5OH + K2Cr2O7 + H2SO4 1) 12 2) 11 3) 13 4) 10 Углерод, кремний 1 3 1, 2, 3, 4 1 1, 4, 5 2, 3 2 2 2 4 3, 4 3, 4 1, 2 3, 4 1, 3 1, 4 3 4 1, 2, 3, 5 1, 3, 4 1, 2 1, 3 2, 3, 4 2, 3 2, 4 2, 4 2, 3, 4 4 3, 4 2, 5 1, 2, 3, 4 2, 3, 4 3, 4 4 2, 3 2, 3 2, 3 2, 3 2, 3 3, 4, 5 2 2, 3, 4 2, 4 2, 3 5 3 3 3 3 2 1 2 (3) 2 2 3 Вариант № 1. Какие соединения получаются при взаимодействии свинца с 30%-ным раствором азотной кислоты? 1) Pb(NO3)2 2) PbO2 3) NO 4) NH4NO3 5) NO2 2. Для какого гидроксида наиболее характерны кислотные свойства? 1) Sn(OH)2 2) SnO2nH2O 3) GeOnH2O 4) GeO2nH2O 3. В результате какой или каких реакций образуется -оловянная кислота? 1) SnCl4 + H2O 3) SnCl4 + NH3 + H2 O 2) Sn + HNO3 конц. 4) SiCl4 + NaOH избыт. 4. Какие соли свинца хорошо растворимы в воде? 1) PbCl2 2) PbCrO4 3) Pb(CH3COO)2 4) PbI2 5) Pb(NO3)2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Sn + HNO3 конц. + HCl конц. 1) 16 2) 22 3) 24 4) 15 t Вариант № 1. Какие соединения получаются при взаимодействии германия с концентрированной азотной кислотой? 1) GeO∙nH2O 2) GeO2∙nH2O 3) N2O 4) NO2 2. Какие реакции подтверждают основные свойства соединений олова (II)? 1) SnCl2 + H2O 3) Sn(OH)2 + HCl 2) SnCl2 + NH3∙H2O 4) Sn(OH)2 + NaOH. 3. Между какими соединениями не протекает химическое взаимодействие? 1) SnS2 + (NH4)2S 3) SnS + (NH4)2S 2) SnS + (NH4)2S2 4) SnS2 + (NH4)2S2 4. Оксид свинца (IV) получается в результате реакций: 1) Pb + O2 3) PbO + Na2O2 , сплав t t 2) Na2[Pb(OH)6] 4) Pb(OH)2 + K2S2O8 + KOH 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Pb3O4 + HNO3 разб. 1) 8 2) 7 3) 5 4) 11 Вариант № 1. Для какого гидроксида наиболее характерны основные свойства? 1) Ge(OH)2 2) Sn(OH)2 3) Pb(OH)2 4) GeO2∙nH2O 5) Sn(OH)4 2. Оксогерманаты по составу и строению разнообразнее, чем силикаты, так как: 1) у германия меньше значение энергии ионизации; 2) у германия возможно большее значение координационного числа; 3) степень окисления +4 для германия менее устойчива; 4) оксогерманаты более растворимы, чем силикаты. 3. Какие свойства проявляет PbCl2 в реакции с конц. НСl? 1) кислотные 3) восстановительные 2) основные 4) комплексообразующие 4. Какие реакции могут быть использованы для получения SnO? возд 1) Sn + O2 3) Sn(OH)2 t, SnC2O2 5) возд t, инерт. атм 2) Sn(NO3)2 t, инерт. атм t, 4) Sn(OH)2 инерт. атм t, 6) SnC2O2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: SnCl2 + NH2OH + HCl конц 1) 3 2) 6 3) 5 4) 10 5) 12 Вариант № 1. Металлический германий взаимодействует с: 1) HCl конц 2) H2SО4 конц 3) HNО3 конц 4) NaOH конц 2. Гидроксид олова (II) можно получить: 1) SnCl2 + H2O 3) Sn + NaOH конц 2) SnCl2 + NH3∙H2O 4) SnCl2 + NaOH конц 3. В чем можно растворить Pb(OH)2? 1) HNО3 2) NH3 3) Na2CO3 4) NaOH конц 4. В результате каких реакций получается SnS? 1) SnCl2 + H2S 3) Na2[Sn(OH)4] + (NH4)2S t 2) SnCl2 + (NH4)2S2 изб. 4) Sn + S 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: 1) 11 t PbO2 + MnSO4 + H2SO4 2) 9 3) 14 4) 12 Вариант № 1. Германиевую кислоту можно получить: 1) Ge + H2SО4 конц 3) GeCl4 + H2O 2) Ge + HNО3 конц 4) GeCl4 + NH3∙H2O 2. Какое соединение олова проявляет наиболее сильные восстановительные свойства? 1) SnCl2 2) SnCl4 3) SnO2 4) Na2[Sn(OH)4] 3. Какие соединения образуются при взаимодействии олова с 5 %-ным раствором азотной кислоты: 1) SnO 2) Sn(NO3)2 3) Sn(NO3)4 4) NO 5) NH4NO3 4. Чем надо подействовать на смесь SnS и PbS, чтобы одновременно перевести их в раствор? 1) HCl разб 2) HNО3 конц 3) (NH4)2S 4) (NH4)2S2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Pb + H2SO4 конц 1) 4 2) 6 3) 10 4) 11 Вариант № 1. Какие металлы вытесняют свинец из растворов его солей? 1) Zn 2) Fe 3) Cu 4) Ag 5) Mg 2. Оксид свинца (II) можно получить: 1) Pb + O2 t 2) PbO2 t 3) PbSO4 4) PbCO3 t 3. В результате какой или каких реакций в водном растворе образуется оловянная кислота? 1) SnCl4 + H2O 3) SnCl4 + NH3 + H2 O 2) Sn + HNO3 конц. 4) SiCl4 + NaOH избыт. 4. Какие сульфиды растворяются в водном растворе сульфида аммония? 1) GeS2 2) SnS 3) PbS 4) GeS 5) SnS2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Na2[Sn(OH)4] + Bi(NO3)2 +NaOH 1) 13 2) 10 3) 11 4) 17 Вариант № 1. Какая или какие реакции могут быть использованы для получения германия? 1) GeO2 + Ge 2) GeS2 + H2 3) GeO2 + H2 4) GeO t t 2. Какие свойства характерны для соединений олова (IV)? 1) кислотные 3) окислительные 5) комплексообразующие 2) основные 4) восстановительные 6) гидролиз 3. Для качественного обнаружения ионов Pb2+ можно использовать: 1) PbS+ H2O2 3) Pb(NO3)2 + K2Cr2O7 2) Pb(NO3)2 + KI 4) Pb(NO3)2 + KOH 4. Смесь хлорида олова (II) и нитрата свинца (II) обработали последовательно (NH4)2S, (NH4)2Sn и разб. HCl. Укажите состав осадка: 1) SnS 2) SnS2 3) PbS 4) SnS + PbS 5) SnS2 + PbS 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Ge + NaOH конц+ H2O2 1) 3 2) 5 3) 6 4) 7 Вариант № 1. Соединения германия проявляют кислотные свойства в: 1) H2GeO3 + HCl 3) GeCl2 + NH3∙H2O 2) GeH4 + O2 4) H2GeO3 + NaOH 2. -Оловянная кислота более реакционноспособна, чем -оловянная кислота, т.к.: 1) в структуре -оловянной кислоты преобладают SnOH-связи; 2) -оловянная кислота имеет меньшую молекулярную массу; 3) -оловянная кислота плохо растворима в воде; 4) связи Sn-O-Sn прочнее, чем Sn-OH связи. 3. Оксид свинца (IV) получается: t 1) Pb + O2 t 3) PbO + O2 t 2) Pb3O4+ HNO3 конц 4) Pb + HNO3 конц 4. Чем надо подействовать на смесь SnS и PbS, чтобы разделить их? 1) (NH4)2S 2) HNО3 конц 3) HNО3 разб 4) (NH4)2S2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Pb(CH3COO)2 + CaOCl2 + H2O 1) 4 2) 7 3) 8 4) 12 Вариант # 1. Получить оксид германия (IV) можно: 1) прямым синтезом из простых веществ; 2) разложением германиевой кислоты; 3) разложением солей германиевой кислоты; 4) окислением оксида германия (II). 2. Оксид свинца (IV) проявляет кислотные свойства: 1) PbO2 + HCl конц. 3) PbO2 + MnSO4 + H2SO4 , сплав 2) PbO2 + NaOH конц. 4) PbO2 + Na2O тв t 3. В каких реакциях соединения олова являются окислителями? 1) SnCl2 + HgCl2. 3) SnCl4 + Fe t 2) SnO2 + С 4) Na2[Sn(OH)4] + Bi(NO3)2 +NaOH 4. В чем можно растворить PbS? 1) HCl разб 2) HNО3 конц 3) (NH4)2S 4) (NH4)2S2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Ge + HNO3 конц 1) 10 2) 12 3) 14 4) 16 5) 18 Вариант № 1. В каком ряду кислотные свойства соединений увеличиваются: 1) GeO-SnO-SnO2-PbO 3) PbO-PbO2-SnO2-GeO2 2) PbS-SnS-GeS- GeS2 4) Ge(OH)4-Ge(OH)2-Sn(OH)2Pb(OH)2 2. Чем нужно подействовать на тиостаннат (IV) аммония, чтобы получить SnS2? 1) NaOH 2) HCl 3) NH3 4) NH4Cl 3. Сплав олова и свинца нагревают с избытком крепкого раствора HNO3 до прекращения реакции. Выпавший осадок отфильтровывают, высушивают и прокаливают. Каков состав твердого осадка после прокаливания? 1) PbO 2) PbO2 3) SnO2 4) SnO2∙nH2O 4. Какое вещество следует добавить к раствору хлорида олова (II), чтобы уменьшить гидролиз? 1) NaCl 2) CH3COONa 3) HCl 4) NaOH 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: PbS + H2O2 1) 8 2) 6 3) 10 4) 5 Германий, олово, свинец 1 1, 3 2, 4 3 2, 3 1, 2, 3, 4 1, 2, 5 3 2 4 1, 3 2 2 3 2 3 1, 4 2, 5 1, 2, 4 2, 3 1, 2, 4 1, 2, 3, 5, 6 1, 4 2, 4 2 2 2, 3, (1) 2 2, 3 1, 3 4 3, 5 3, 4 2, 4, 6 1, 4 2 1, 5 5 4 2 3 5 4 3 1 4 4 3 4 1 2 4 4 1 Вариант № 1. С какими из указанных веществ взаимодействует металлический хром? 1) Н2O 3) H2SO4 разб. 5) НNO3 конц. 2) H2SO4 конц. 4) HCl разб. 6) НNO3 крепк 2. Какие реакции подтверждают основные свойства гидроксида хрома (III): 1) Cr(OH)3 + Zn + HCl 3) Cr(OH)3 + HCl 2) Cr(OH)3 + NaOH 4) Cr(OH)3 + Br2 + NaOH 3. В результате каких реакций получается сульфид хрома (III)? 1) CrCl3 водн + H2S водн. 3) CrCl3 водн. + (NH4)2S водн. t 2) CrCl3 тв. + H2S газ 4) Cr + S 4. Какое соединение или ион хрома образуется при восстановлении Cr2O72- в кислой среде? 1) Cr(OH)3 2) [Cr(OH)4]3) [Cr(H2O)6]3+ 4) 2+ [Cr(H2O)6] 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Cr2O3 + KOH тв. + KClO3 тв. 1) 5 2) 3 3) 7 4) 9 Вариант № 1. В виде какого иона присутствует хром в растворе, полученном при растворении хрома в разбавленной серной кислоте (при отсутствии воздуха)? 1) [Cr(H2O)6]2+ 2) [Cr(H2O)6]3+ 3) CrO424) Cr2O722. Оксид хрома (III) проявляет основные свойства при взаимодействии с: 1) K2S2O7 тв. 2) NaOH водн. 3) NaОН тв. 4) HCl водн. 3. В результате какой или каких реакций получают оксид хрома (VI)? 1) K2Cr2O7 + HCl конц. 3) K2Cr2O7 + H2SO4 разб. 2) K2Cr2O7 + H2SO4 конц. 4) K2Cr2O7 + KOH раcтв 4. Необратимый гидролиз протекает при взаимодействии: 1) CrCl3 + H2O 3) CrCl3 + Na2CO3 + H2O 2) CrCl3 + NH3∙H2O 4) CrCl3 + (NH4)2S + H2O 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2Cr2O7 + HCl конц. 1) 16 2) 11 3) 17 4) 14 Вариант № 1. Какое соединение образуется при прокаливании хрома в кислороде? 1) CrO 2) Cr2O3 3) CrO3 4) CrO5 2. Растворы каких веществ осаждают гидроксид хрома (III) из водного раствора хлорида хрома (III): 1) Na2CO3 2) NH3 3) Na2SO4 4) (NH4)2S 3. В каком или каких из указанных смесей веществ не идет химическое взаимодействие? 1) Na[Cr(OH)4] + HCl 3) K2Cr2O7 + H2SO4 2) Na3[Cr(OH)6] + NaOH 4) K2Cr2O7 + (NH4)2S + H2O 4. Хлорид хрома (II) можно получить: 1) Cr + Cl2 3) CrCl3 + Zn + HCl 2) Cr + HCl 4) Cr(OH)2 + HCl 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2Cr2O7 + K2SO3 + H2SO4 1) 6 2) 9 3) 12 4) 10 Вариант № 1. Охарактеризуйте строение молекулы карбонила хрома: 1) координационное число центрального атома хрома равно 6; 2) -связь образована по донорно-акцепторному механизму; 3) кратность связи равна 1; 4) степень окисления центрального атома хрома равна 0. 2. Какая или какие соли хрома подвергаются необратимому гидролизу? 1) CrCl3 2) Cr2S3 3) Cr2(SO4)3 4) NaCrO2 3. Какой или какими реакциями можно воспользоваться, чтобы перевести оксид хрома (III) в соединения, растворимые в воде? t t 1) Cr2O3 + KOH тв. 3) Cr2O3 + KOH тв. + KNO3 тв. t t 2) Cr2O3 + K2СО3 тв. 4) Cr2O3 + K2S2O7 тв. 4. Какие из указанных соединений хрома существуют в кислой среде 1) [Cr(H2O)6]Cl3 2) K3 [Cr(OH)6] 3) K2CrO4 4) K2Cr2O7 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: o o o o 1) 10 t Cr2O3 + KNO3 тв. + K2СО3 тв. 2) 5 3) 7 4) 8 Вариант № 1. Какое из кислородных соединений хрома имеет наиболее сильные кислотные свойства? 1) CrO 2) Cr2O3 3) CrO3 4) CrO5 2. Соединения хрома (II) можно получить: 1) K2Cr2O7 + HCl конц. 3) CrCl2 + CH3COONa 2) K2Cr2O7 + HCl + Zn 4) CrCl3 + HCl + Zn 3. Какую или какие реакции можно использовать, чтобы перевести соединения хрома (VI) в хром (III)? 1) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 3) K2Cr2O7 + H2SO4 разб. 2) K2Cr2O7 + (NH4)2S + H2O 4) K2Cr2O7 + Na2CO3 водн. 4. Чтобы усилить гидролиз хлорида хрома (III), необходимо добавить: 1) NH4Cl 2) NaOH 3) Na2SO4 4) CO2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Na3[Cr(OH)6] + Br2 + NaOH водн. 1) 18 2) 12 3) 16 4) 15 Вариант № 1. Охарактеризуйте свойства хромовой кислоты: 1) сильная кислота; 3) неустойчивая кислота; 2) сильный окислитель; 4) двухосновная кислота. 2. Соединения хрома (II) проявляют восстановительные свойства в реакциях: 1) CrCl2 + H2O 3) CrCl2 + NaOH 2) CrCl2 + H2O + O2 4) CrCl2 + CH3COONa 3. Какую или какие реакции можно использовать, чтобы перевести соединения хрома (III) в хром(VI)? 1) CrCl3 + Na2CO3 водн. 3) CrCl3 + KOH + Br2 2) CrCl3 + KOH водн. 4) Na[Cr(OH)4] + NaOCl +NaOH 4. Какое или какие из указанных соединений хрома существует в щелочной среде? 1) [Cr(H2O)6]Cl3 2) K3 [Cr(OH)6] 3) K2CrO4 4) K2Cr2O7 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 1) 13 2) 10 3) 11 4) 17 Вариант № 1. Подберите восстановитель для реакции: CrO42- + 4H2О + 3 e Cr(OH)4- + 4OH- E0 = - 0,13 B 1) Sn+4 + 2 e Sn+2 E0 = +(0,1520,206) B 2) SO42- + 4H+ + 2 e H2SO3 + H2О E0 = + 0,158 B 3) N2 + 4H2О + 4 e N2H4 + 4OHE0 = - 1,16 B 4) H3PO4 + 8H+ + 8 e PH3 + 4H2О E0 = - 0,281 B 2. В результате какой или каких реакций образуется оксид хрома (III)? t 1) Cr + О2 t 3) (NH4)2Cr2O7 тв. t t 2) Cr(NO3)3 тв. 4) K2Cr2O7 тв. + С 3. Карбонил хрома проявляет восстановительные свойства в: t 1) Cr(СО)6 3) Cr(СО)6 + Сl2 2) Cr(СО)6 + Na 4) Cr(СО)6 + NO 4. Для обнаружения хрома (VI) в растворе используют: 1) K2Cr2O7 + Pb(NO3)2 3) K2Cr2O7 + H2О2 + H2SO4 диэтил. эф ир 2) K2Cr2O7 + BaCl2 4) CrO3 + С2H5OH + H2SO4 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 1) 8 2) 13 3) 12 4) 10 Вариант № 1. Каков состав осадка, образующегося при взаимодействии водных растворов хлорида хрома (III) и карбоната аммония? 1) Cr(CO3)2 2) Cr(OH)3 3) Cr(OH)2 4) Cr(OH)Cl2 2. Термодинамически наиболее выгодна окислительно-восстановительная реакция: 1) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 3) K2CrO4 + H2S + H2O 2) K2Cr2O7 + Na2S + H2O 4) K2Cr2O7 + H2SO4 конц. 3. Какие реакции подтверждают кислотные свойства гидроксида хрома (III): 1) Cr(OH)3 + Zn + HCl 3) Cr(OH)3 + HCl 2) Cr(OH)3 + NaOH 4) Cr(OH)3 + Br2 + NaOH 4. Для получения технического хрома используют: t 1) Cr2O3 + Al t 3) CrI3 t 2) Cr(CO)6 4) K2Cr2O7 + HCl + Zn 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: CrO3 + С2H5OH + H2SO4 1) 4 2) 7 3) 8 4) 14 Вариант № 1. Подберите окислитель для реакции: Cr2O72- + 14H+ + 6 e 2Cr2+ + 7H2O E0 = + 1,33 B 1) Br2 + 2 e 2BrE0 = +1,087 B 2) 2IO3- + 12H+ + 10 e I2 + 6H2О E0 = + 1,195 B 3) PbO2 + 4H+ + 2 e Pb2+ + 2H2O E0 = + 1,468 B 4) O2 + 2H2О + 2 e H2O2 + 2ОHE0 = - 0,076 B 2. Оксид хрома (III) проявляет кислотные свойства: t 1) Cr2O3 + KOH тв. 3) Cr2O3 + KOH тв. + KNO3 тв. o o t t t 2) Cr2O3 + K2СО3 тв. + KClO3 тв. 4) Cr2O3 + K2S2O7 тв. 3. Гидролизом являются: 1) CrCl3 + H2O 3) CrCl3 + Na2CO3 + H2O 2) CrCl3 + NH3∙H2O 4) CrCl3 + (NH4)2S + H2O 4. Голубая окраска растворов обусловлена присутствием: 1) [Cr(H2O)6]2+ 2) [Cr(OH)6]33) [Cr(H2O)6]3+ 4) Cr2O72- 5) CrO425. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2CrO4 + (NH4)2S + H2O 1) 15 2) 12 3) 14 4) 16 5) 18 o o Вариант № 1. Чистый хром можно получить: t 1) Cr2O3 + Al t 3) CrI3 t 2) Cr(CO)6 4) K2Cr2O7 + HCl + Zn 2. Сходство соединений хрома (III) с соединениями алюминия проявляется в: 1) окислительно-восстановительной двойственности; 2) амфотерности кислородных соединений; 3) окраске однотипных соединений; 4) идентичном гидролизе солей. 3. Какие соединения хрома проявляют окислительные свойства? 1) CrCl2 2) CrCl3 3) K2CrO4 4) Cr(CH3COO)2 3) CrO5 4. Какое вещество следует добавить к раствору хлорида хрома (III), чтобы уменьшить гидролиз? 1) NaCl 2) CH3COONa 3) HCl 4) NaOH 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2Cr2O7 + NH2OH 1) 8 2) 12 3) 10 4) 5 Хром 1 3, 4, 1 2 1, 2, 4 3 1, 2, 3, 4 3 2 3 2, 3 6 2 3 1 1, 2, 4 2, 4 2, 3, 1, 2 1, 2, 3, 4 1 1, 4 2, 4 4 3 2, 4 2 2, 3 1, 2, 3, 4 1, 2 3, 4 3 2 1, 2, 3, 2, 3, 5 4 4 3 2, 3, 2, 3 1, 4 2 2, 3 1, 2, 3 1 1 3 3 3 3 (1) 3 4 1 2 4 5 1 4 3 Вариант № 1. Металлический марганец растворяется при обычных условиях: 1) Н2O 3) H2SO4 разб. 5) НNO3 конц. 2) H2SO4 конц. 4) HCl конц. 6) НNO3 крепк 2. Качественной реакций на соединения марганца (II) является: , AgNO3 1) MnSO4 + PbO2 + H2SO4 t 3) Mn(OH)2 + O2 + NaOH тв. 2) MnSO4 + K2S2O8 + H2SO4 4) MnCl2 + H2S водн. 3. Добавление какого вещества усиливает разложение манганата (VI) калия: 1) KOH 2) HCl 3) NH4Cl 4) CO2 5) CH3COOH 2+ 4. Подберите окислитель для окисления иона Mn в стандартных условиях, если: MnO4- + 8H+ + 5 e Mn2+ + 4H2O E0 = + 1,507 B 1) Br2 + 2 e 2BrE0 = +1,087 B 2) 2IO3- + 12H+ + 10 e I2 + 6H2О E0 = + 1,195 B 3) PbO2 + SO42- + 4H+ + 2 e PbSO4 + 2H2O E0 = + 1,698 B 4) NaBiO3 + 4H+ + 2 e 2BiO+ + 2H2O + Na+ E0 = > +1,8 B 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: MnO2 + KClO3 тв. + КОН тв 1) 9 2) 7 3) 5 4) 11 t , AgNO3 Вариант № 1. Охарактеризуйте строение молекулы карбонила марганца: 1) координационное число центрального атома марганца равно 5; 2) -связь образована по донорно-акцепторному механизму; 3) кратность связи равна 1; 4) степень окисления центрального атома марганца равна 0; 5) является димером. 2. Термодинамически наиболее устойчив: 1) MnO2 2) Mn3O4 3) Mn2O3 4) Mn2O7 5) MnO 3. В результате какой или каких реакций в растворе образуются соединения марганца (II)? 1) MnO2 + HCl конц. 3) KMnO4 + K2SO3 + H2SO4 2) KMnO4 + KI + H2O 4) K2MnO4 + H2C2O4 + H2SO4 4. Соединения марганца (IV) проявляют окислительные при взаимодействии с: 1) HClконц. 2) CaO 3) H2SO4 конц. 4) KClO3 + KOH 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: KMnO4 + KBr + CH3COOH 1) 27 2) 30 3) 24 4) 18 Вариант № 1. Каким или какими окислителями соединения марганца (II) могут быть окислены до соединений марганца (VI)? 1) KNO3 тв. + KOH тв. 2) Br2 + KOH водн. 3) О2 + Н2O 4) K2S2O8 + H2O 2. Какие из указанных гидратов оксидов марганца взаимодействуют с разбавленными растворами щелочей? 1) Mn(OH)2 2) Mn(OH)3 3) Mn(OH)4 4) HMnO4 3. В какой или каких из указанных смесей веществ не идет химическое взаимодействие? 1) K2MnO4 + H2O 3) KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 2) KMnO4 + C2H5OH + H2O 4) KMnO4 + CO2 + H2O 4. Окислительно-восстановительной двойственностью обладают: 1) MnO2 2) MnO 3) K2MnO4 4) Mn3O4 5) KMnO4 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: KMnO4 + MnSO4 + H2O 1) 10 2) 6 3) 8 4) 12 Вариант № 1. Чистый оксид марганца (II) можно получить: t 1) Mn + O2 3) MnCO3 t, инертн.атм . t 2) Mn(OH)2 4) MnO2 t, инертн.атм . 2. Какими реагентами можно перевести сульфид марганца (II) в растворимое состояние? 1) H2O 2) HCl разб. 3) HCl конц. 4) Na2S 5) Na2S 2 3. Атом марганца в оксиде марганца (VII) является окислителем в: 1) Mn2O7+ С2H5OH 3) Mn2O7 2) Mn2O7+ H2O хол. 4) Mn2O7 + NaOH 4. В результате какой или каких реакций в растворе образуются соединения марганца (II)? 1) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 3) MnO2 + H2SO4 конц. o o o o 2) KMnO4 + C2H5OH + H2O 4) K2MnO4 + K2SO3 + H2O 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: t MnSO4 + PbO2 + HNO3 1) 11 2) 9 3) 10 4) 7 Вариант № 1. Наиболее сильные окислительные свойства перманганат калия проявляет в реакции: 1) KMnO4 + N2H4 + H2SO4 3) KMnO4 + K2S + KOH 2) KMnO4 + N2H4 + H2O 4) KMnO4 + K2S + H2O 2. Основные свойства оксид марганца (III) проявляет в реакции: 1) Mn2O3 + H2SO4 конц. 3) Mn2O3 + CH3COOH 2) Mn2O3 + HClконц. 4) Mn2O3 + KOH 3. В результате какой или каких реакций образуется манганат (VI) калия? t t 1) KMnO4 тв. 3) MnO2 + KClO3 тв. + KOH тв. 2) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 4) KMnO4 + С6H12O6 + KOH конц. 4. Какие соединения марганца проявляют восстановительные свойства? 1) KMnO4 2) K2MnO4 3) MnO2 4) MnSO4 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: KMnO4 + H2С2O4 + H2SO4 1) 4 2) 8 3) 6 4) 11 Вариант № 1. Какие соединения марганца неустойчивы на воздухе? 1) Mn(OH)2 водн. 2) MnCl2 водн. 3) K2MnO4 тв. 4) MnO2 5) K2MnO4 водн. 2. В результате какой или каких реакций образуется оксид марганца (IV)? t t 1) KMnO4 тв. 3) MnO2 + KClO3 тв. + KOH тв. 2) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 4) KMnO4 + С6H12O6 + KOH конц. 3. Подберите восстановитель для восстановления иона MnO4-, если: MnO4- + 8H+ + 5 e Mn2+ + 4H2O E0 = + 1,507 B 1) Br2 + 2 e 2BrE0 = +1,087 B 2) N2 + 5H+ + 4 e N2H5+ E0 = - 0,23 B 3) N2 + 4H2О + 4 e N2H4 + 4ОHE0 = - 1,16 B 4) CrO42- + 4H2О + 3 e Cr(OH)4 + 4ОHE0 = - 0,13 B 4. Гидролиз сульфата марганца (II) усиливается в присутствии: 1) Na2SO4 2) CH3COONa 3) HCl 4) NaOH 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: K2MnO4 + K2SO3 1) 3 2) 7 3) 8 4) 5 Вариант № 1. Подберите восстановитель для восстановления иона MnO4-, если: MnO4- + 2 H2O + 3 e MnO2 + 4OHE0 = + 0,60 B 1) H3AsO4 + 2H+ +2 e H3AsO3 + H2O E0 = + 0,559 B 2) MnO2 + 2H2O + 2 e Mn(OH)2 + 2OHE0 = - 0,05 B 3) N2 + 4H2О + 4 e N2H4 + 4ОHE0 = - 1,16 B 4) N2 + 5H+ + 4 e N2H5+ E0 = - 0,23 B 2. Реакцией окислительно-щелочного сплавления можно получить: 1) MnО2 2) Mn3O4 3) K2MnO4 4) KMnO4 3. В результате какой или каких реакций в растворе образуется перманганатион? t 1) MnO2 + KNO3 тв. + KОН тв. 3) K2MnO4 + PbO2 + HNO3 2) MnSО4 + Br2 + KОН 4) K2MnO4 + Cl2 + H2O 4. Соединения марганца (II) проявляют основные свойства в: 1) MnCl2 + H2O 3) Mn(OH)2 + Br2 +H2O 2) MnO + HCl 4) Mn(OH)2 +H2SO4 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: 1) 11 MnO2 + O2 + KOH сплав 2) 10 3) 9 4) 8 Вариант № 1. Подберите окислитель для окисления иона Mn2+, если: MnO2 + 4H+ + 2 e Mn2+ + 2H2О E0 = + 1,23 B 1) Cl2 + 2 e 2ClE0 = +1,396 B 2) MnO4- + 2 H2O + 3 e MnO2 + 4 OHE0 = + 0,60 B 2) 2IO3- + 12H+ + 10 e I2 + 6H2О E0 = + 1,195 B 3) NO3- + 10H+ + 8 e NH4+ + 3H2O E0 = + 0,87 B 2. Гидроксид марганца (II), наиболее устойчивый на воздухе, можно получить: t 1) MnOOH 2) MnCl2 разб. + NaOH разб. 3) MnCl2 конц. + NaOH конц. 4) MnCl2 разб. + NH3∙H2O 3. Какие реакции подтверждают кислотные свойства оксида марганца (VII): 1) Mn2O7+ С2H5OH 3) Mn2O7 2) Mn2O7+ H2O хол. 4) Mn2O7 + NaOH 4. Для получения технического марганца в промышленности используют: t 1) MnO2 + Al t 3) MnO2 + C 2) MnSO4 электролиз 4) MnO2 + H2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Mn(CH3COO)3 + H2O 1) 6 2) 7 3) 8 4) 14 Вариант № 1. Для получения оксида марганца (VII) используют: 1) MnO2 + O2 3) KMnO4 + H2SO4 конц. t t 2) KMnO4 4) HMnO4 2. Для обнаружения марганца (VI) используют: t 1) K2MnO4 3) K2MnO4 + BaCl2 2) K2MnO4 + H2O 4) K2MnO4 + CH3COOH 3. Добавление какого или каких веществ повышает устойчивость манганата (VI) калия в водном растворе? 1) KOH 2) HCl 3) NH4Cl 4) CO2 5) K2CO3 4. В результате какой или каких реакций получается сульфид марганца (II)? 1) MnSO4 водн + H2S водн. 3) MnSO4 водн. + (NH4)2S водн. o o o t 2) KMnO4 тв. + H2S водн. 4) Mn + S 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K3MnO4 + H2O 1) 11 2) 9 3) 8 4) 6 5) 12 Вариант № 1. Соединения марганца (V) можно получить: сплав 1) MnO2 + O2 + KOH 3) MnO2 + KNO3 + KOH. сплав 2) MnCl2 + KClO3 + KOH 4) MnCl2 + O2 + KOH 2. Карбонил марганца проявляет окислительные свойства в: 1) Mn2(СО)10 + C6H6 3) Mn2(СО)10 + Br2 2) Mn2(СО)10 + Na 4) Na[Mn2(СО)10] + HCl 3. Окислителями в реакции окислительно-щелочного сплавления могут являться: 1) KClO3 2) KNO3 3) KNO2 4) KClO4 5) Na2CO3 4. Металлический марганец взаимодействует: 1) O2 2) S 3) Cl2 4) C 5) H2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Mn(CH3COO)3 + HCl конц. 1) 8 2) 12 3) 10 4) 5 сплав сплав Марганец 1 3, 4, 6 2, 4, 5 1 3 1 2 1, 2 2 4 2, 3 1 3 2, 3, 4, 5 1, 3 4 1, 3 1, 3, 4 1, 2 3, 4 2, 4 1, 5 1, 2 4 4, 3 1, 3 1, 2, 3, 4 1, 3 2, 3, 4 2 2, 4 1, 3 3, 4 1, 2, 3, 4 5 2 1 3 1 2 3 1, 5 2, 3 1 3 1, 4 1 3 2 1 3 3 1 4 4 Вариант № 1. Качественной реакцией на кобальт (II) является: 1) CoCl2 + H2S водн. 3) CoSO4 + NaOH 2) Co(NO3)2 + KNO2 + CH3COOH 4) Co(OH)2 + O2 + NaOH 2. Соединения железа (III) проявляют основные свойства в: t 1) Fe(OH)3 + HCl 3) Fe2O3 + NaOH тв. t 2) Fe2O3 + NaNO3 тв. + NaOH тв. 4) Fe2O3 + H2SO4 3. Подберите окислитель для окиcления Ni(OH)2 в стандартных условиях, если: Ni(OH)3 + e Ni(OH)2 + OHE0 = + 0,48 B 1) Br2 + 2 e 2BrE0 = + 1,087 B 2) Cr2O72- + 14H2О + 6 e 2Cr3++ 7H2O E0 = + 1,36 B 3) O2 + 2H2О + 4 e 4ОHE0 = + 0,401 B 4) CrO42- + 4H2О + 3 e Cr(OH)4 + 4ОHE0 = - 0,13 B 4. Какие реакции можно использовать для получения феррата (VI) калия: t 1) Fe2O3 + NaNO3 тв. + NaOH тв. 3) FeCl3 + Br2 + KOH конц. t 2) Fe2O3 + K2CO3 тв. 4) Fe2O3 + KClO3 тв. + NaOH тв. o o o o o t 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Ni(OH)3 + НCl конц. 1) 14 2) 9 3) 10 4) 12 Вариант № 1. Металлический кобальт растворяется при комнатной температуре в: 1) Н2O 3) H2SO4 разб. 5) НNO3 конц. 2) H2SO4 конц. 4) HCl конц. 6) НNO3 крепк. 2. В результате каких реакций получается сульфид железа (II)? 1) FeCl3 водн + H2S водн. 3) FeCl2 водн. + (NH4)2S водн. t 2) FeCl2 водн. + H2S водн. 4) Fe + S 3. Соединения никеля проявляют основные свойства в: 1) NiO + H2SO4 3) Ni(OH)2 + NaOH конц. 2) Ni(OH)3 + HCl конц. 4) Ni(OH)2 + HCl конц. 4. Какой из приведенный гидроксидов обладает наиболее сильными восстановительными свойствами? 1) Fe(OH)2 2) Co(OH)2 3) Ni(OH)2 4) Fe(OH)3 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Co(OH)2 + Br2 + КОН водн. 1) 4 2) 2 3) 6 4) 8 Вариант № 1. Качественной реакцией на никель (II) является: 1) NiCl2 + HON=C(CH3)- C(CH3)=NOH 3) NiCl2 + NaOH 2) NiCl2 + H2S 4) NiCl2 + NH3∙H2O 2. Для получения чистого оксида железа (II) используют: , инертн.атм . t 1) FeCO3 t 3) FeCO3 t 2) Fe + O2 4) Fe2O3 + C 3. Изменение окраски соединений Со (II) с розовой на синюю обусловлено: 1) изменение координационного числа с 4 на 6; 2) изменение координационного числа с 6 на 4; 3) окислением до Со (III); 4) реакцией обмена лигандов. 4. Подберите окислитель для окиcления иона Fe3+ в стандартных условиях, если: FeO42- + 4H2O + 3 e Fe(OH)3 + 5OНE0 = + 0,72 B 1) S2O82- + 2Н+ + 2 e 2HSO4E0 = +2,08 B 2) Cr2O72- + 14H2О + 6 e 2Cr3+ + 7H2O E0 = + 1,36 B 3) ClO- + H2O + 2 e Cl-+ 2OНE0 = + 0,890 B 4) HO2- + H2О + 2 e 3OHE0 = + 0,867 B 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: CoCl2 + H2O2 + NaOH разб. 1) 4 2) 8 3) 7 4) 9 o o o Вариант № 1. Соединения железа (III) проявляют кислотные свойства в: t t 1) Fe(OH)3 + NaOH конц. 3) Fe2O3 + NaOH тв. t t 2) Fe2O3 + NaNO3 тв. + NaOH тв. 4) Fe2O3 + Na2CO3 тв. 2. Для получение никеля высокой степени чистоты используют: t t 1) NiO + Mg 3) NiCl2 водн. + H2 t t 2) Ni(CO)4 4) NiCO3 3. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения кобальта (II) проявляют восстановительные свойства: 1) Co(OH)2 + Br2 + NaOH 3) CoO + NaOH тв. o o o o o o o o 2) Co(OH)2 + HNO3 конц 4) CoO + O2 4. Какой комплексный ион наиболее устойчив в водном растворе? 1) [Fe(H2O)6]2+ 2) [Fe(NH3)6]2+ 3) [Co(NH3)6]2+ 4) [Ni(NH3)6]2+ 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2FeO4 + H2SO4 1) 19 2) 22 3) 17 4) 15 Вариант № 1. Наиболее устойчивая степень окисления железа: 1) +2 2) +3 3) +6 4) +8 2. В растворе наиболее сильно гидролизована? 1) FeCl2 2) FeCl3 3) К3[Fe(CN)6] 4) К4[Fe(CN)6] 3. Какую или какие реакции можно использовать для получения гидроксида кобальта (III)? 1) СoCl2 + O2 + NaOH 3) СoCl2 + H2O2 + NaOH 2) СoCl2 + NaClO + NaOH 4) СoCl2 + Br2 + NaOH –14 4. Гидроксид никеля (II) (ПР=1,6∙10 ) можно растворить в стандартных условиях: 1) NH3 (Kуст=2,0.108) 3) Na2S2O3 (Kуст=1,1.102) 2) КCN (Kуст=1,0.1031) 4) КNCS (Kуст=65) 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: 1) 24 t FeCl3 + Br2 + KOH конц. 2) 20 3) 17 4) 22 Вариант № 1. С какими веществами взаимодействует железо при комнатной температуре: 1) Н2O 3) H2SO4 разб. 5) НNO3 конц. 2) H2SO4 конц. 4) HCl конц. 6) НNO3 крепк. 2. При помощи каких соединений можно обнаружить в растворе ион железа (III)? 1) К4[Fe(CN)6] 2) К3[Fe(CN)6] 3) H2S 4) NH4NCS 3. Какую или какие реакции можно использовать для получения гидроксида никеля (III)? 1) NiCl2 + O2 + NaOH 3) NiCl2 + NaClO + NaOH 2) NiCl2 + Cl2 + NaOH 4) NiCl2 + Br2 + NaOH 4. Равновесие в реакции [Э(NH3)6]Cl2 + 2H2O ↔ Э(OH)2 + 4NH3 + 2NH4Cl наиболее сильно смещено вправо для: 1) железа 2) кобальта 3) никеля 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: СoCl2 + KNO2 + CH3COOH разб. 1) 9 2) 11 3) 7 4) 8 Вариант № 1. Металлический никель растворяется при комнатной температуре в: 1) Н2O 3) H2SO4 разб. 5) НNO3 конц. 2) H2SO4 конц. 4) HCl конц. 6) НNO3 крепк. 2. Какую или какие реакции можно использовать для получения оксида кобальта (II)? , вакуум 1) Со + O2 3) СоC2O4 t t t 2) Со(OH)2 4) Со2O3 3. Какая или какие реакции протекают по кислотно-основному типу? 1) Fe(OH)3 + H2SO4 3) Co2О3nH2O + H2SO4 2) Ni2О3nH2O + H2SO4 4) Э(OH)2 + H2SO4 4. Подберите восстановитель для восстановления иона FeO42- в стандартных условиях, если: FeO42- + 8Н+ + 3 e Fe3+ + 4H2O E0 = + 1,9 B 1) N2 + 4H2O + 4 e N2H4 + 4OНE0 = - 1,16 B 2) Cr2O72- + 14H+ + 6 e 2Cr3+ + 7H2O E0 = + 1,36 B 3) Sn(OH)62- + 2 e Sn(OH)3- + 3OHE0 = - 0,93 B 4) MnO4- + 2 H2O + 3 e MnO2 + 4 OHE0 = + 0,60 B 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Сo(ОН)3 + H2SO4 конц. 1)30 2) 15 3) 29 4) 13 o o o Вариант № 1. Охарактеризуйте строение молекулы карбонила железа: 1) координационное число центрального атома железа равно 4; 2) -связь образована по донорно-акцепторному механизму; 3) кратность связи равна 1; 4) количество -связей равно 4 . 2. Растворимую берлинскую лазурь можно получить: 1) FeCl3 разб. + K4[Fe(CN)6] разб. 3) FeCl3 конц. + K4[Fe(CN)6] конц., изб. 2) Cl2 + K4[Fe(CN)6] разб. 4) FeCl2 разб. + K3[Fe(CN)6] разб. 3. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения элементов подгруппы железа проявляют окислительные свойства: 1) FeO + O2 3) Co3O4 + C t 2) Ni(OH)2 4) Co2(CO)8 + Na 4. В какой или каких средах следует осаждать сульфиды Э (II)? 1) сильнокислой 2) слабокислой 3) нейтральной 4) щелочной 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Fe2(SO4)3 + SnCl2 + HCl конц. 1) 6 2) 4 3) 8 4) 10 Вариант № 1. Какую или какие реакции можно использовать для получения оксида никеля (II)? , вакуум 1) Ni + O2 3) NiC2O4 t t t 2) Ni(NO3)2 4) Ni(ОН)2 2. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения Э (III) проявляют окислительные свойства: 1) К3[Fe(CN)6] + Н2SO4 3) FeCl3 + H2S 2) Ni(ОН)3 + HNO3 конц. 4) Co(OH)3 + HCl конц. 3. Реагентом для обнаружения железа (II) в водном растворе является: 1) К4[Fe(CN)6] 2) К3[Fe(CN)6] 3) H2S 4) NH4NCS 4. Какие реакции подтверждают основные свойства оксида железа (II): 1) FeO + O2 3) FeO + NaOH тв. сплав 2) FeO + NaOH разб. 4) FeO + HCl 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: СoCl2 + NH3 водн. + О2 + NH4Cl 1)30 2) 26 3) 29 4) 27 o o o o Вариант № 1. Нерастворимую берлинскую лазурь можно получить: 1) FeCl3 разб. + K4[Fe(CN)6] разб. 3) FeCl3 конц. + K4[Fe(CN)6] конц., изб. 2) Cl2 + K4[Fe(CN)6] разб. 4) FeSO4 конц. + K3[Fe(CN)6] конц., изб. 2. Реакциями необратимого гидролиза являются: 1) FeCl2 + H2O 3) CoCl2 + Na2CO3 + H2O 2) FeCl3 + Na2CO3 + H2O 4) NiSO4 + Na2CO3 + H2O 3. Подберите окислитель для окиcления Co(OH)2 в стандартных условиях, если: Co(OH)3 + e Co(OH)2 + OHE0 = + 0,17 B 1) Br2 + 2 e 2BrE0 = + 1,087 B 2) Cr2O72- + 14H2О + 6 e 2Cr3++ 7H2O E0 = + 1,36 B 3) O2 + 2H2О + 4 e 4ОHE0 = + 0,401 B 4) CrO42- + 4H2О + 3 e Cr(OH)4 + 4ОHE0 = - 0,13 B 4. Сульфиды Э(II) осаждаются из водных растворов их солей: 1) H2S 2) Na2S 3) Na2S2O3 4) S 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: K2FeO4 + H2S водн. + H2O 1) 10 2) 6 3) 8 4) 9 Железо, кобальт, никель 1 2 2 1, 4 2, 3, 4, 1 1, 3, 2 3, 4, 2, 3, 4, 2, 1, 2, 3, 3, 4 6 4 6 6 4 4 1, 4 3 1, 2, 3, 4 3, 4 1 2 2 4 3 1 1, 4 4 1, 3, 1 4 5 2 2 3, 1, 4 4 (1), 2, 3, 2, 3, 1, 4 3, 4 4 4 2 1 2 4 1 3 3, 2, 3, 4 2 1, 3 4 2 2 4 4 1 4 3 2 2 Вариант № 1. Металлическое серебро растворяется в: 1) HNO3 крепк. 3) H2SO4 конц. 5) HNO3 конц. 2) НСl разб. 4) H2SO4 разб. 6) KCN + Н2О + O2 2. Оксид меди (II) проявляет основные свойства в: t 1) CuO + NaOH конц. 3) CuO + NН3 + Н2О t 2) CuO + НСl разб. 4) CuO + H2 3. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения золота (III) являются окислителями: 1) Au(OH)3 + HNO3 3) HAuCl4+ KI 2) Au(OH)3 + KOH 4) HAuCl4 + KOH +1 4. В водном растворе равновесие 2Cu Cu0 + Cu+2 смещается вправо при добавлении растворов: 1) H2SO4 2) НI 3) HCN 4) NaOH 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Au + HNO3 конц. + НСl конц. 1) 4 2) 3 3) 7 4) 8 Вариант № 1. Гидроксид золота (III) проявляет основные свойства в: t 1) Au(OH)3 3) Au(OH)3 + SnCl2 HCl 2) Au(OH)3 + KOH 4) Au(OH)3 + HCl изб. 2. В результате каких реакций получается оксид серебра (II): t t 1) Ag + O3 3) AgNO3 t 2) AgNO3 водн. + K2S2O8 + KOH 4) Ag2O + O2 3. Устойчивость соединений меди (II) в водном растворе обусловлена: 1) высокой энергией гидратации аквакомплекса; 2) минимальным значением 1-го потенциала ионизации атома меди в подгруппе; 3) минимальным значением 1-го и 2-го потенциалов ионизации атома меди в подгруппе; 4) большим значением ионного радиуса аквакомплекса. 4. При помощи каких соединений можно обнаружить в растворе ион Сu2+? 1) K4[Fe(CN)6] 2) NН3 водн. 3) H2O2 4) K3[Fe(CN)6] 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: СuCl2 + N2H4 + NaOH 1) 14 2) 17 3) 19 4) 22 Вариант № 1. Металлическое золото растворяется при комнатной температуре в: 1) HNO3 крепк. 3) H2SеO4 5) NН3 + Н2О + O2 2) НСl конц. 4) HNO3 конц. + НСl конц. 6) KCN + Н2О + O2 2. Гидроксид меди (II) проявляет кислотные свойства в: t 1) Cu(OН)2 + NaOH конц. 3) Cu(OН)2 + NН3 водн. 2) Cu(OН)2 + НСl разб. 4) Cu(OН)2 + K2S2O8 + KOH +1 3. В водном растворе равновесие 2Cu Cu 0 + Cu +2 смещается влево, если: 1) образуется малорастворимое соединение Cu (I); 2) образуется малорастворимое соединение Cu (II); 3) образуется устойчивый комплекс Cu (I); 4) образуется устойчивый комплекс Cu (II). 4. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения серебра проявляют восстановительные свойства: t 1) Ag2O + O3 3) Ag2O + С 2) AgNO3 водн. + K2S2O8 + KOH 4) AgNO3 + Н2S 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Ag + KCN + Н2О + O2 1) 14 2) 17 3) 19 4) 22 Вариант № 1. Оксид меди (II) растворяется в: 1) HNO3 разб. 3) NaOH разб. 5) NН3 + Н2О 2) НСl разб. 4) NaOH конц., t 6) Н2О 2. Устойчивость соединений серебра (I) в водном растворе обусловлена: 1) высокой энергией гидратации аквакомплекса; 2) минимальным значением 1-го потенциала ионизации атома серебра в подгруппе; 3) минимальным значением 1-го и 2-го потенциалов ионизации атома серебра в подгруппе; 4) большим значением ионного радиуса аквакомплекса. 3. Гидроксид золота (III) проявляет окислительные свойства в: t 1) Au(OH)3 3) Au(OH)3 + SnCl2 HCl 2) Au(OH)3 + KOH 4) Au(OH)3 + FeSO4 HCl 4. Для получения технической меди используют: t 1) CuSO4 водн. + Hg 3) CuSO4 тв. + Na2CO3 тв. + C t 2) Cu(NO3)2 4) CuSO4 водн. + Zn 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Ag + H2S + O2 1) 5 2) 9 3) 7 4) 12 Вариант № –10 1. Хлорид серебра (ПР=1,78∙10 ) можно растворить в стандартных условиях в водных растворах: 1) NH3 (Kуст=1,6.107) 3) Na2S2O3 (Kуст=2,9.1013) 2) КCN (Kуст=7,1.1019) 4) КNCS (Kуст=1,7.108) 2. В результате каких реакций получается оксид меди (I): t 1) CuS + O2 3) CuSO4 + N2H4 +NaOH t t 2) CuSO4 + KOH 4) CuSO4 + C6H12O6 +NaOH 3. Устойчивость соединений золота (III) в водном растворе обусловлена: 1) устойчивостью четырехкоординационных плоскоквадратных комплексов; 2) минимальным значением 1-го потенциала ионизации атома золота в подгруппе; 3) минимальным значением 1, 2 и 3-го потенциалов ионизации атома золота в подгруппе; 4) амфотерными свойствами Au(OH)3. 4. Качественной реакций для обнаружения серебра (I) в водном растворе является: 1) AgNO3 + К4[Fe(CN)6] 3) AgNO3 + К3[Fe(CN)6] 2) AgNO3 + KCl 4) AgCl + NH3 водн. 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: CuSO4 + KI 1) 7 2) 5 3) 11 4) 8 Вариант № 1. В результате каких реакций получается гидроксид меди (II): 1) CuO + H2O 3) CuSO4 + NaOH разб. 2) CuSO4 + NH3H2O конц. 4) CuSO4 + Na2СО3 + H2O 2. В водном растворе равновесие AgBr + 2NH3 водн. [Ag(NH3)2]Br смещается вправо при: 1) введении избытка NH3 3) введении избытка KBr 2) введении избытка AgNO3 4) введении NaOH 3. Качественной реакций для обнаружения золота (III) в водном растворе является: t 1) HAuCl4 3) Au(OH)3 + KOH 2) AuCl3 + SnCl2 4) Au(OH)3 + FeSO4 4. Укажите реакцию или реакции, в которых соединения серебра проявляют окислительные свойства: t 1) Ag2O + KCN 3) Ag2O + С 2) AgCl + HCl конц. 4) K[Ag(CN)2]+ Zn 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: [Сu(NH3)2]OH + NH3 + H2O + O2 1) 21 2) 18 3) 13 4) 15 Вариант № 1. Сильные основные свойства гидроксида серебра (I) можно подтвердить: 1) реакцией взаимодействия Ag2O с водой; 2) реакцией взаимодействия Ag2O с водным раствором аммиака; 3) нейтральным значением рН водного раствора AgNO3; 4) хорошей растворимостью AgNO3. 2. Укажите реакцию или реакции внутримолекулярного окислениявосстановления: t t 1) Au2O3 3) HAuCl4 2) Au(OH)3 + KOH 4) HAuCl4 + KOH +1 3. В водном растворе равновесие 2Ag Ag 0 + Ag +2 смещается вправо при добавлении растворов: 1) H2SO4 2) НI 3) NH3 4) NaOH 5) К2S2O8 4. Подберите восстановитель для восстановления иона Cu2+ в стандартных условиях, если: 2Cu(ОН)2 + 2 e Cu2O + 2ОН- + H2O + 1) SO42- + 10H+ + 8 e H2S + 4H2O 2) SO42- + 2H+ + 2 e SO32- + H2O 3) Zn(OH)42- + 2 e Zn +4OH4) N2 + 4H2O + 2 e 2NH2OH + 2OH- E0 = - 0,08 B E0 = + 0,311 B E0 = - 0,10 B E0 = - 1,285 B E0 = - 3,04 B 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Au + H2SeO4 1) 10 2) 8 3) 11 4) 12 Вариант № 1. В результате каких реакций получается гидроксид золота (III): 1) AuCl3 + NaOH изб. 3) Au2O3 + H2O 2) HAuCl4 + NaOH недост. 4) HAuCl4 + NaOH изб. 2. Какая или какие реакции протекают по кислотно-основному типу? 1) Ag2O2 + Н2SО4 разб. 3) Ag2O + HNO3 разб. t t 2) AgNO3 + KOH 4) Ag2O + NaOH конц. + H2O 3. Оксид меди (I) проявляет комплексообразующие свойства в: 1) Cu2O + HNO3 разб. 3) Cu2O + Н2SО4 разб. 2) Cu2O + НBr конц., изб. 4) Cu2O + NH3 водн. 4. Подберите окислитель для окиcления меди в кислой среде в стандартных условиях, если: Сu2+ + 2 e Cu E0 = + 0,337 B 1) NO3- + 2H2O + 3 e NO + 2OHE0 = - 0,46 B 2) 2H+ + 2 e H2 E0 = 0 B 3) O2 + 4H+ + 4 e 2H2О E0 = + 1,228 B 4) NO3- + 2H+ + e NO2 + H2О E0 = + 0,78 B 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Ag + HNO3 крепк. 1) 5 2) 7 3) 8 4) 11 Вариант № 1. Металлическая медь растворяется в: 1) Н2О 3) H2SO4 конц., t 5) HNO3 крепк. 2) НСl разб. 4) H2SO4 разб. 6) NН3 + Н2О + O2 +1 0 2. В водном растворе равновесие 2Ag Ag + Ag +2 смещается влево, если образуется: 1) малорастворимое соединение Ag(I) 3) устойчивый комплекс Ag(I) 2) малорастворимое соединение Ag(II) 4) устойчивый комплекс Ag(II) 3. В результате каких реакций получается тетрахлораурат (III) водорода: 1) Au + HNO3 конц. + HCl конц. 3) Au + Сl2 + H2O 2) Au + Сl2 + HCl 4) Au(OH)3 + HCl 4. В какой или каких реакциях соединения меди (II) проявляют окислительные свойства? t 1) CuSO4 + C6H12O6 + NaOH 3) Cu(OН)2 + K2S2O8 + KOH t 2) СuCl2 + N2H4 + NaOH 4) CuO + H2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: AgNO3 водн. + K2S2O8 + KOH 1) 5 2) 9 3) 7 4) 12 Вариант № 1. Оксид меди (I) (ПР=1,2∙10 ) можно растворить в стандартных условиях в водных растворах: 1) HCl (Kуст=2,6.105) 3) Na2S2O3 (Kуст=5,1.1013) 2) КCN (Kуст=2,0.1030) 4) NН3 (Kуст=7,2.1010) 2. В какой или каких реакциях соединения меди (II) проявляют восстановительные свойства? t 1) CuSO4 + C6H12O6 + NaOH 3) Cu(OН)2 + K2S2O8 + KOH 2) СuCl2 + N2H4 + NaOH 4) CuSO4 + NaOH разб. 3. Какая или какие реакции протекают по кислотно-основному типу? 1) Cu2O + HCN изб. 3) Сu(OH)2 + HNO3 разб. 2) Cu2O + НNO3 конц. 4) СuCl2 + Na2CO3 H2O 4. Подберите восстановитель для восстановления HAuCl4 в стандартных условиях, если: –15 AuCl4- + 3 e Au + 4ClE0 = + 1,0 B 1) N2 + 5H+ + 4 e N2H5+ E0 = - 0,23 B 2) I2 + 2 e 2IE0 = + 0,54 B 3) S + 2H+ + 2 e H2S газ E0 = + 0,17 B 4) IO3- + 3H2O + 6 e I- + 6OHE0 = + 0,25 B 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Ag2О2 + H2SO4 конц. 1) 5 2) 7 3) 8 4) 4 Медь, серебро, золото 1 1, 3, 6 4 3, 4, 6 1, 2, 4 2, 3 3 3 2 2 2 1, 2 1 2 3, 4 1 3, 4 2, 3 1, 3 3 3 1, 3 1, 3 3, 4 1, 3 2 1, 2, 3 2, 4 1, 2, 4 3, 4 4 1 1, 2, 4 1. 2 3, 4 1, 2, 3 3, 4 1, 2 3, 4 1, 2, 4 1, 2, 3 5 1 2 3 1 2 1 4 2 3, 5, 6 1, 3, 5 3 3 4 Вариант № 1. Металлический цинк растворяется в: 1) HNO3 крепк. 3) NaOH конц. 5) HNO3 конц. 2) НСl разб. 4) H2SO4 разб. 6) NH3H2О конц. 2. Соединения ртути (I) образуются: 1) Hg изб. + HNO3 крепк. 3) Hg2(NO3)2 + HCl 2) Hg + HNO3 конц., изб. 4) Hg2(NO3)2 + HI 3. В результате каких реакций получается сульфид цинка: O H t 1) ZnCl2 + H2S 2 O H H O 4) Zn(CH3COO)2 + H2S 3) ZnCl2 + (NH4)2S 2 2 2) Zn + S 4. Оксид кадмия проявляет кислотные свойства в: t 1) CdO + NaOH сплав 3) CdO + CO2 . 2) CdO + НСl разб. 4) CdO + SO2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Cd + HNO3 30%. 1) 12 2) 9 3) 10 4) 6 Вариант № 1. Металлический кадмий растворяется в: 1) HNO3 крепк. 3) NaOH конц. 5) HNO3 конц. 2) НСl разб. 4) H2SO4 разб. 6) NH3H2О разб. 2. В результате каких реакций получается желтый оксид ртути (II): t 340C 1) HgCl2 + NH3 водн. 3) Hg + O2 t 340C 2) Hg(NO3)2 4) Hg(NO3)2 + NaOН разб. 3. Оксид цинка проявляет основные свойства в: 1) ZnO + NaOH конц. сплав 3) ZnO + Na2CO3 сплав . . 2) ZnO + NaOH водн. 4) ZnO + H2SO4 4. Сульфид ртути (II) растворяется в: 1) HNO3 разб. 2) НСl разб. 3) HNO3 конц. + НСl конц. 4) (NH4)2S водн. 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Zn + H2SO4 конц. 1) 7 2) 9 3) 5 4) 4 Вариант № 1. Металлическая ртуть растворяется в: 1) Н2О 3) H2SO4 конц. 5) HNO3 конц. 2) НСl разб. 4) H2SO4 разб. 6) HNO3 крепк. 2. Комплексные соединения цинка образуются в растворе в результате взаимодействий: 1) ZnCl2 + NaOH недост. 3) ZnCl2 + NH3H2О конц. 2) ZnCl2 + NaOH изб. 4) ZnCl2 + Na2СO3 + H2O 3. Какую или какие реакции можно использовать для получения сульфида кадмия? t O 1) СdSO4+ H2S H 3) Cd + S t O 2) CdO + S 4) СdSO4+ (NН4)2S H 4. Соединения ртути (I) в водном растворе устойчивы, если: 1) образуется малорастворимое соединение Hg (II); 2) образуется хорошо растворимое соединение Hg (I); 3) присутствует избыток металлической ртути; 4) образуется устойчивый комплекс Hg (II). 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Zn + KNO3 + KOH 1) 7 2) 8 3) 5 4) 4 2 2 Вариант № 1. Общность химии d-элементов II группы с химией элементов главных подгрупп проявляется в: 1) отсутствии окислительно-восстановительных реакций; 2) отсутствии окраски водных растворов; 3) амфотерности оксидов и гидроксидов; 4) комплексообразующих свойствах соединений. 2. Амфотерность гидроксида цинка подтверждается реакциями: 1) Zn(ОН)2 + HCl конц. 3) Zn(ОН)2 + NН3∙H2O конц. 2) Zn(ОН)2 + NaOH разб. 4) Zn(ОН)2 + Na2СO3 сплав 3. Кадмий в промышленности можно получить: 1) разложением иодида кадмия; 2) методом обжига-восстановления сульфида кадмия; 3) электролизом водного раствора соли кадмия; 4) вытеснением более активным металлом из раствора соли. 4. Соединения Hg(I) являются восстановителями в: 1) Hg2(NО3)2 + HCl 3) Hg2Cl2 + SnCl2 2) Hg2Cl2 + Cl2 4) Hg2(NО3)2 + NaOH 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: Zn + NH3∙Н2О конц. 1) 7 2) 8 3) 5 4) 11 Вариант № 1. Соединения ртути (II) образуются: 1) Hg + HNO3 конц, изб. 3) Hg2(NО3)2 + HCl 2) Hg изб. + HNO3 крепк, 4) Hg2(NО3)2 + KI 2. Гидроксид кадмия (II) проявляет основные свойства в: t 1) Cd(OН)2 + NaOH конц. 3) Cd(OН)2 + NН3∙H2O изб. 2) Cd(OН)2 + НСl 4) Cd(OН)2 + HNО3 3. Смесь сульфидов цинка, кадмия и ртути можно одновременно растворить в: 1) (NН4)2S 2) HNО3 разб. 3) HCl конц. 4) HNО3 конц. + HCl конц. 4. В результате какой или каких реакций получается оксид цинка: t t 1) Zn + O2 3) ZnS + O2 t t 2) ZnCO3 тв. 4) Zn(NO3)2 тв. 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: K2[HgI4] + NН3∙Н2О + KOH 1) 8 2) 17 3) 6 4) 13 Вариант № 1. Общность химии d-элементов II группы с химией элементов побочных подгрупп проявляется в: 1) отсутствии окислительно-восстановительных реакций; 2) отсутствии окраски водных растворов; 3) амфотерности оксидов и гидроксидов; 4) комплексообразующих свойствах соединений. 2. В результате какой или каких реакций получается хлорид ртути (I): 1) Hg(NО3)2 водн. + NaCl водн. 3) Hg(NО3)2 водн + SnCl2 р-р, изб. 2) Hg(NО3)2 водн. + SnCl2 р-р, недост. 4) Hg(NО3)2 водн. + НCl разб. 3. Гидроксид цинка проявляет: 1) очень слабые кислотные свойства 3) амфотерные свойства 2) очень слабые основные свойства 4) восстановительные свойства 4. Гидроксид кадмия растворяется в: 1) Н2О 3) H2SO4 конц. 5) NН3∙H2O конц. 2) НСl разб. 4) H2SO4 разб. 6) КOH разб. 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Hg + HNО3 конц., изб. 1) 10 2) 8 3) 5 4) 4 Вариант № 1. Гидроксид цинка растворяется в: 1) Н2О 3) H2SO4 конц. 5) NН3∙H2O конц. 2) НСl разб. 4) H2SO4 разб. 6) NaOH конц. 2. В результате каких реакций получается красный оксид ртути (II): 1) HgCl2 + NH3 водн. 340 C 3) Hg + О2 t 0 340 C 2) Hg(NО3)2 t 4) Hg(NО3)2 + Na2СО3 3. Общность химии d-элементов II группы с химией элементов главной подгруппы объясняется: 1) незаполненными валентными орбиталями; 2) полностью заполненным предвнешним энергетическим уровнем; 3) отсутствием окислительно-восстановительных реакций; 4) отсутствием комплексообразования. 4. Смесь сульфидов цинка и кадмия можно одновременно растворить в: 1) (NН4)2S водн. 2) СН3СООН 3) HCl разб. 4) HCl конц. 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: Hg2Сl2 + NH3 водн. 1) 3 2) 4 3) 5 4) 6 0 Вариант № 1. Цинк в промышленности можно получить: t t 1) ZnО + С 3) ZnS + ZnO t 2) ZnSO4 + H2O электролиз 4) ZnSO4 + Mg 2. Сульфид цинка можно выделить из смеси сульфидов цинка, кадмия и ртути растворением в: 1) (NН4)2S водн. 2) СН3СООН 3) HCl разб. 4) HCl конц. 3. Соединения ртути (II) в водном растворе устойчивы, если: 1) образуется малорастворимое соединение Hg (II); 2) образуется хорошо растворимое соединение Hg (I); 3) присутствует избыток металлической ртути; 4) образуется устойчивый комплекс Hg (II). 4. Укажите реакцию или реакции, в которых оксид кадмия проявляет основные свойства: 1) CdO + NaOH сплав 3) CdO + NaCN конц. 2) CdO + НСl разб. 4) CdO + Н2 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: t 340 0 C HgS + O2 1) 2 2) 5 3) 4 4) 6 Вариант № 1. Очень слабые основные свойства гидроксида цинка можно доказать реакциями: 1) Zn(ОН)2 + Na2CO3 + H2O 3) Zn(ОН)2 + NН3∙H2O 2) Zn(ОН)2 + NaOH разб., изб. 4) Zn(ОН)2 + H2SO4 22. Реакция обмена хлорид ионов в [CdCl4] (Kуст=7,94.102) возможна на лиганды: 1) NH3 (Kуст=1,38.105) 3) OH- (Kуст=1,78.109) 2) CN- (Kуст=1,29.1017) 4) NCS- (Kуст=8,13.102) 3. Соединения ртути проявляют окислительные свойства в: 1) HgCl2 + NH3 водн. 3) Hg2Сl2 + SnCl2 + HCl конц 2) Hg2 (NO3)2 + HCl разб 4) Hg(NO3)2 + NaOH водн. 4. Какую или какие реакции можно использовать для получения сульфида ртути (II)? t 1) Hg2(NО3)2 + H2S насыщ 3) Hg + S O 2) HgCl2 + H2S насыщ 4) Hg2(NО3)2 + (NН4)2S H 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в левой части уравнения: ZnS + H2SO4 конц. 1) 9 2) 7 3) 3 4) 5 2 Вариант № 1. Какую или какие реакции можно использовать для получения гидроксида цинка? 1) ZnSO4 + KOH разб., недост. 3) Na2[Zn(OH) 4] + CO2 2) ZnO + H2O 4) ZnSO4 + KOH конц. 2. Сульфиды цинка и кадмия можно отделить от сульфида ртути растворением в: 1) (NН4)2S водн. 2) СН3СООН 3) HCl разб. 4) HCl конц. 3. Желтый оксид ртути (II) проявляет: 1) кислотные свойства 3) комплексообразющие свойства 2) основные свойства 4) восстановительные свойства 4. В какой или каких реакциях кадмий (II) проявляет комплексообразующие свойства? 1) Cd(OН)2 + NaOH конц. 3) CdSO4 + NН3∙H2O разб. 2) CdO + НСl разб. 4) CdCl2 + NН3∙H2O конц. 5. Напишите уравнение реакции и подсчитайте сумму коэффициентов в правой части уравнения: CdS + HNO3 конц. 1) 3 2) 7 3) 9 4) 11 Цинк, кадмий, ртуть 1 1, 2, 3, 4, 5, 1, 2, 4, 3, 5, 6 6 5 2 1, 3 4 2, 3 1, 2 1, 4 1, 2, 2, 4 4 2, 3, 4, (5), 1, 2, 1, 2 1, 3 6 (3) 2 2, 3, 4 3 1, 2, 3 4 1, 2, 3 2 1, 4 3 2, 3 2 1, 2, 3, 1, 3, 4 3 1, 2, 3, 4 4 1 5 2 4 3 2 1, 2, 3, 2, 3, 4 4 4 3 2 3 3 1, 2, 3, 2, 3, 4, 4 4 (5) 3 3 1, (4) 3, (1) 4 4 1 3, (4) Вариант №3 1. Рассмотрите строение аллотропных модификаций углерода и объясните их свойства: a) Опишите строение алмаза, графита, карбина и их физические свойства. б) Приведите значения H0298, S0298 и G0298 образования алмаза и графита. Какая из этих модификаций термодинамически наиболее устойчива? Какое полиморфное превращение может протекать самопроизвольно при стандартных условиях? Приведите условия взаимного превращения модификаций. в) Чем объясняется различное поведение кристаллических и аморфных модификаций углерода в химических реакциях, например, по отношению к фтору и кислотамокислителям? 2. Сравните кислотные свойства CO2 и SiO2. a) Вычислите G0298 реакций получения CaCO3 (к) и CaSiO3 (к) из оксидов. б) Какой из оксидов – CO2 или SiO2 - проявляет кислотные свойства в большей степени? в) Вычислите G0298 реакции взаимодействия CaCO3 (к) с SiO2 (к). При каких условиях возможно ее протекание? Какой из оксидов – CO2 или SiO2 - проявляет в этом случае кислотные свойства в большей степени и чем это объясняется? 3. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений германия, олова и свинца (+4): а) Вычислите значения G0298 следующих реакций: Ge (к) + GeO2 (к) = 2 GeO (к) Sn (к) + SnO2 (к) = 2 SnO (к) Pb (к) + PbO2 (к) = 2 PbO (к) и определите, в каком направлении они протекают. б) Что можно сказать о характерных степенях окисления германия, олова и свинца на основании знака и значений найденных G0298 реакций? в) Приведите значения G0298 образования однотипных соединений германия, олова и свинца (+2) и (+4) в растворе. Совпадает ли устойчивость соединений германия, олова и свинца в растворе и твердой фазе? г) Как изменяется окислительная активность в ряду Ge(+4) - Sn(+4) - Pb(+4)? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций. Вариант №5 1. Охарактеризуйте восстановительные свойства углерода: a) Рассчитайте значения H0298 и S0298 реакций получения оксидов углерода (II) и (IV). Полагая, что в интервале температур 298 - 2000К изменение энтальпии и энтропии реакции мало зависит от температуры, постройте график зависимости rG0Т = f(T) для каждого из оксидов. Образование какого оксида - CO или CO2 - наиболее вероятно при сгорании угля? б) Постройте аналогичный график зависимости для оксидов магния и висмута (III). в) Почему повышение температуры по-разному сказывается на характере изменения G0Т образования оксидов металлов и оксидов углерода? г) Почему при соответствующих условиях углерод может быть потенциальным восстановителем почти всех металлов из их оксидов? Сформулируйте правило выбора восстановителя в реакции получения металлов из их оксидов. 2. Рассмотрите строение кислородных соединений кремния и объясните их свойства: a) Как соотносятся между собой энергии связей EC-O и ESi-O и как это сказывается на агрегатном состоянии CO2 и SiO2? б) Чем объясняется многообразие образуемых кремнием соединений? в) Почему в ряду Cl(VII) - S(VI) - P(V) - Si(IV) резко возрастает число возможных оксосоединений? Si(IV) P(V) S(VI) Cl(VII) 432SiO4 PO4 SO4 ClO4642Si2O7 P2O7 S2O7 Cl2O7 2(SiO3)n (PO3)n (SO3) n 2(Si2O5) n (P2O5) n (SiO2) 3. Охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства соединений германия, олова и свинца (+2): a) В какой среде соединения олова (+2) проявляют преимущественно восстановительные свойства? Ответ подтвердите справочными данными и соответствующими уравнениями химических реакций. Рассчитайте G0298 и константу равновесия одной из реакций. б) Почему соли олова (II) в солянокислом растворе являются более сильными восстановителями, чем в сернокислом? в) Какие соединения свинца (+2) и в какой среде могут проявлять восстановительные свойства? Какие окислители могут быть для этого использованы? Ответ проиллюстрируйте соответствующими уравнениями реакций. Вариант №1 1. Рассмотрите строение кислородных соединений углерода (IV) и объясните их свойства: a) Обсудите строение молекулы оксида углерода (IV). Приведите значения кратности, длины связи, дипольного момента молекулы. Объясните агрегатное состояние оксида углерода (IV) и его плохую растворимость в воде. б) Опишите, что происходит при растворении CO2 в воде. Приведите уравнения реакций протолитических равновесий в водном растворе оксида углерода (IV). Укажите условия их смещения. в) Приведите выражения константы протолитического равновесия в водном растворе оксида углерода (IV), константы диссоциации угольной кислоты и их численные значения. Обсудите кислотные свойства угольной кислоты. г) Объясните, почему карбонаты щелочных металлов, в отличие от угольной кислоты, устойчивы в водных растворах? 2. Рассмотрите строение силанов и объясните их свойства: а) Как соотносятся между собой энергии связей EC-C и ESi-Si? Сопоставьте их с энергиями связей EN-N и EP-P ; EO-O и ES-S ; EF-F и ECl-Cl. Объясните наблюдаемую закономерность. б) Чем объясняется, что кремневодородов существует значительно меньше, чем углеводородов? Как объяснить, что аналоги этилена, ацетилена, бензола для кремния неустойчивы? в) Как соотносятся между собой энергии связей EC-H и ESi-H ? Как это сказывается на термодинамической устойчивости силана и метана и способах их получения? г) Как меняется химическая активность при переходе от углеводородов к силанам; с увеличением молярной массы силанов? Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций. 3. Проиллюстрируйте усиление металлических признаков в ряду Ge - Sn - Pb: a) на примере их взаимодействия с азотной, соляной и серной кислотами; б) выберите оптимальный растворитель для металлических германия, олова и свинца и рассчитайте G0298 и константы равновесия этих реакций. в) предложите схему полного растворения сплава из олова и свинца, содержащего некоторое количество кремния. Вариант №2 1.. Рассмотрите строение соединений углерода с азотом и объясните их свойства: a) Напишите электронную конфигурацию молекулы CN по методу молекулярных орбиталей. Объясните легкость ее превращения в молекулу (CN)2 и цианид-ион CN- ? б) Чем объяснить, что дициан часто называют псевдогалогеном? В обоснование ответа приведите уравнения соответствующих реакций. в) Какая структурная формула - H-CN или H-NC - наиболее вероятна и почему? Приведите значение константы диссоциации циановодородной кислоты. Рассчитайте степень ее диссоциации в растворе с концентрацией 1 моль/л и укажите силу электролита. г) Приведите эффективные заряды на атомах водорода, углерода и азота. Какие степени окисления Вы приписали бы этим атомам? Какие свойства - окислительные или восстановительные- характерны для циановодородной кислоты? В подтверждение ответа приведите соответствующие уравнения реакций и рассчитайте их ЭДС в стандартных условиях. 2. Охарактеризуйте отношение кремния к простым и сложным веществам и приведите соответствующие уравнения реакций. a) Чем объясняется, что кремний, в отличие от фосфора, серы и галогенов, не диспропорционирует в водных растворах щелочей? б) Почему кремний, в отличие от фосфора и серы, не растворяется в крепкой и концентрированной азотной кислоте? в) Чем объясняется, что кремний не растворяется в "царской водке", но растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот? 3. Сравните кислотно-основные свойства соединений германия, олова и свинца (+2) и (+4): a) Напишите уравнения реакций гидролиза хлоридов олова (+2) и (+4). б) Рассчитайте значения G0298 реакций и константы их равновесия. в) Какой вывод можно сделать о характере изменения кислотно-основных свойств с ростом степени окисления элемента? г) Каким способом можно разделить GeS и GeS2 , SnS и SnS2 , Вариант №4 1. Охарактеризуйте комплексообразующие свойства оксида углерода (II) и цианид-иона: a) Опишите строение оксида углерода (II) и цианид-иона по методу молекулярных орбиталей. Чему равны длина и энергия связей? Объясните термин "изоэлектронность". Приведите примеры молекул и ионов, изоэлектронных оксиду углерода (II) и цианид-иону. б) Чем обусловлена способность оксида углерода (II) и цианид-иона входить во внутренние координационные сферы комплексных соединений? Приведите формулы соответствующих соединений и способы их получения. 2. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений кремния (IV): a) Составьте схемы гидролиза SiF4 и SiCl4. Объясните, почему CF4 и CCl4 не гидролизуются, а гидролиз SiF4 и SiCl4 протекает активно? б) Сравните гидролизуемость SiF4 и SiCl4. в) Какие побочные продукты могут образовываться при гидролизе SiF4? г) Приведите примеры реакций, подтверждающие кислотные свойства оксида и сульфида кремния (IV). 3. Охарактеризуйте кислотно-основные свойства соединений германия, олова и свинца (+2): а) Рассчитайте значения G0298 реакций: Sn(OH)2(р-р) + OH -(р-р) = Sn(OH)3(р-р) Sn(OH)2(р-р) + 2H+(р-р)+ 3Cl-(р-р) = SnCl-3(р-р) + 2H2O(р-р) Какая из функций - кислотная или основная - преобладает у гидроксида олова (II)? б) Напишите уравнения реакций взаимодействия гидроксида свинца (II) с гидроксидом натрия и азотной кислотой. Какая из функций - кислотная или основная - преобладает у гидроксида свинца (II)? в) Сравните условия взаимодействия гидроксидов олова и свинца (II) с гидроксидом натрия и сформулируйте вывод об изменении кислотно-основных свойств в ряду Sn(OH)2 - Pb(OH)2. г) Каким способом можно разделить GeS, SnS и PbS?