вопросы и тест-контроль для самостоятельной работы общая

КАЗАНСКИЙ
ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
УНИВЕРСИТЕТ
Химический институт им. А.М.Бутлерова
ВОПРОСЫ И ТЕСТ-КОНТРОЛЬ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ
ПО КУРСУ
ОБЩАЯ ХИМИЯ
Казань – 2008
УДК 54(073)
П78
Печатается по решению Редакционно-издательского совета
Химического института им. А.М.Бутлерова
Казанского государственного университета
Составители: доц. Р.Р. Амиров, доц. З.А. Сапрыкова,
ст.преп. Ю.И. Зявкина
Редактор: профессор Н.А. Улахович
П78
Вопросы и тест-контроль для самостоятельной работы по
курсу "Общая химия". – Казань: КГУ, 2008 г. – 38 с.
Методическая разработка по курсу "Общая химия"
предназначена для самостоятельной работы студентов
геологического
факультета
(специальности
"Геология",
"Геология и геохимия горючих ископаемых" и "Гидрогеология и
инженерная геология") при подготовке к практическим
занятиям, контрольным работам и экзамену.
В каждом разделе излагаются соответствующая часть рабочей
программы курса, перечень вопросов и упражнений и тестконтроль для самостоятельного изучения.
© Казанский государственный
университет, 2008.
3
1. Основные понятия и законы химии
Предмет химии. Химия и геология. Содержание понятий: атом,
молекула, химический элемент, простое и сложное вещество.
Аллотропия, ее виды. Размеры и массы атомов и молекул. Атомная
единица массы, атомная масса, относительная молекулярная масса.
Моль. Эквивалент. Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства
состава. Условия подчинения стехиометрическим законам, дальтониды
и бертоллиды. Закон эквивалентов. Закон Авогадро. Мольный объем.
Уравнение Клапейрона-Менделеева. Массовая доля, объемная доля,
мольная доля.
Важнейшие
классы
неорганических
соединений:
оксиды
(пероксиды), кислоты, соли (средние, кислые, основные, двойные,
смешанные, комплексные), основания.
Основные понятия химических реакций: соединения, разложения,
обмена, замещения. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).
Подбор коэффициентов в ОВР методом электронного баланса.
Эквиваленты окислителя и восстановителя.
1.1. Атомная единица массы (а.е.м.) – ее определение. Как можно
выразить ее величину в граммах? Как рассчитать массу атома
или молекулы в граммах?
1.2. Сколько атомов содержится в 2 г водорода, 16 г кислорода, в
32 г серы?
1.3. Сколько молекул содержится в газе, занимающем при
нормальных условиях (н.у.) объем 22.4 л? Чему равна масса
газа в этих условиях?
1.4. К каким соединениям применим закон постоянства состава?
1.5. Почему закон сохранения масс применим при химических
превращениях, но неприменим при ядерных процессах?
1.6. Охарактеризуйте меру количества вещества – моль.
1.7. Рассчитайте количество вещества в молях, содержащихся в
128 г SO2, 90 г H2O, 10 г NaOH, 25 г CaCO3.
1.8. Какова связь молярной массы эквивалентов и мольных масс
для гидроксида кальция, фосфорной кислоты, сульфата железа
(III), хлорида олова(II)?
1.9. Оксиды. Определение, состав. Классификация по химическим
свойствам. Способы получения. Примеры реакций с участием
кислотных, основных и амфотерных оксидов.
4
1.10. Дайте химические названия следующих минералов-оксидов:
куприт Cu2O, тенорит CuO, пиролюзит MnO2, касситерит
SnO2, гематит Fe2O3, корунд Al2O3.
1.11. Гидроксиды.
Определение,
графические
формулы.
Классификация гидроксидов по кислотности, растворимости,
силе. Химические свойства гидроксидов. Амфотерные
гидроксиды.
1.12. Какие из приведенных гидроксидов имеют кислотный (а) или
основной (б) характер: Ca(OH)2, HNO3, H3AsO4, Fe(OH)3,
Zn(OH)2, H2SO4, H2SeO4, Al(OH)3?
1.13. Кислоты. Определение, классификация по составу, силе,
основности; названия и графические формулы кислот.
Понятие "кислотный остаток". Химические свойства кислот.
1.14. Соли. Определение, классификация (средние, кислые,
основные, двойные, смешанные, комплексные). Названия
солей, способы получения. Графические формулы. Приведите
примеры всех типов солей и их графические формулы.
1.15. Дайте химические названия следующих минералов-солей:
витерит BaCO3, галенит PbS, шеелит CaWO4, сильван KCl,
ашарит MgHBO3, родонит MnSiO3, малахит (CuOH)2CO3.
Назовите соли: Na2SO4, Zn(NO3)2, Na2SO3, Na2S, CaHPO4.
1.16. Напишите формулы и названия всех теоретически возможных
солей, образующихся при взаимодействии:
а) серной кислоты с гидроксидом алюминия(III);
б) ортофосфорной кислоты с гидроксидом железа(III);
в) кремниевой кислоты (H2SiO3) с гидроксидом кальция(II).
1.17. Напишите химические формулы солей, соответствующих
следующим названиям: фосфат кальция, дигидрофосфат
железа(III), гидроксокарбонат меди(II), дигидроксофосфат
алюминия. Какие из этих солей являются средними, кислыми,
основными?
1.18. У каких кислот не может быть кислых солей? Какие
гидроксиды не дают основных солей?
1.19. Как из средней соли получить кислую, основную соли? Как
перевести кислую соль в среднюю, в основную, а основную –
в среднюю, в кислую? Приведите примеры.
1.20. Приведите примеры реакций соединения, разложения,
замещения, обмена.
5
1.21. Какие
реакции
называются
окислительновосстановительными? Дайте определение "степени окисления"
элемента.
1.22. Определите степень окисления хрома в соединениях CrO,
Cr2O3, Cr2(SO4)3, K2CrO4, K2Cr2O7, CrO3; фосфора – в
соединениях HPO3, H3PO4, Ca3(PO4)2, Zn(H2PO4)2, CaHPO4.
1.23. Какие вещества бывают только восстановителями, какие –
только окислителями? В каких случаях вещество может быть и
окислителем и восстановителем? Приведите примеры.
1.24. Допишите продукты реакций, составьте электронные
полуреакции окисления и восстановления, подберите
коэффициенты в следующих уравнениях:
Fe(OH)3 + Cl2 + KOH → K2FeO4 + KCl + …
NaClO + KI + H2SO4 → NaCl + I2 + …
H2S + H2SO4 → SO2 + …
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + …
S + KOH → K2S + K2SO3 + …
1.25. Укажите, в каких реакциях MnO2 и KNO2 являются
окислителями, в каких – восстановителями и почему:
MnO2 + Cl2 + KOH → K2MnO4 + KCl + …
MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + …
KNO2 + FeSO4 + H2SO4 → NO + Fe2(SO4)3 + …
KNO2 + Cl2 + H2O → KNO3 + HCl + …
2. Строение атома. Периодичность свойств элементов
Планетарная модель атома. Строение атома по Бору-Зоммерфельду.
Квантовые числа. Принцип наименьшей энергии. Принцип Паули.
Правило Гунда. Правило Клечковского. Количество электронов на
уровнях и подуровнях. Электронные и электронно-ячеечные схемы
атомов. s, p, d, f -элементы. Современные представления о строении
атомов. Корпускулярно-волновой дуализм. Волновые свойства
электрона. Квантование энергии. Соотношение Луи де Бройля.
Волновая функция. Принцип неопределенности Гейзенберга. Атомная
орбиталь.
Периодический закон. Периодическая система Д.И.Менделеева как
естественная классификация элементов по структуре их электронных
оболочек. Особенности заполнения энергетических уровней атомов
6
больших периодов. "Провалы" электронов. Периодичность свойств
атомов. Радиусы атомов и ионов. Ионизационные потенциалы и энергия
сродства
к
электрону.
Электроотрицательность.
Вторичная
периодичность. d- и f-сжатие.
2.1. Строение ядра. Устойчивость ядер атомов, "магические" ядра.
Понятие о радиоактивных рядах. Распространенность
элементов в природе и ее связь со строением атомов.
2.2. Объясните различие между понятиями "орбита электрона" по
Бору и "электронная орбиталь".
2.3. Напишите электронные формулы элементов № 17, № 19,
№ 24, № 34, № 47, № 53, № 56. Укажите, к каким элементам
они относятся (s, p, d, f), их валентные электроны,
максимальную и минимальную степени окисления.
2.4. Какова структура уровня с n = 5 в атоме вольфрама?
2.5. Какому элементу отвечает электронная конфигурация
…3s23p63d74s2?
2.6. К какому семейству элементов (s, p, d, f) относится элемент,
имеющий в периодической системе номер 20?
2.7. Какой элемент является более активным металлом: Na, K, Ca?
2.8. Составьте конфигурации ионов Ni2+, Co3+, Mn2+, Fe3+, S2-, Cl-.
2.9. Как изменяются радиусы атомов, энергии ионизации,
электроотрицательность в периодах и группах?
3. Химическая связь
Ковалентная связь.
Метод валентных связей (ВС). Механизмы образования ковалентной
связи (обменный и донорно-акцепторный). Полярная и неполярная
ковалентная связь. Локализованная и делокализованная связи. σ и πсвязи. Свойства ковалентной связи: направленность, насыщаемость,
поляризуемость. Гибридизация орбиталей. Валентные возможности
атомов. Пространственное строение молекул (комплексов), влияние
неподеленных электронных пар (НЭП). Валентные углы.
Понятия о методе молекулярных орбиталей (МО). Энергетические
диаграммы
двухатомных
гомои
гетероядерных
молекул,
молекулярных ионов. Кратность связи. Магнитные свойства молекул.
Ионная связь и ее свойства: ненасыщаемость, ненаправленность.
Эффективные заряды.
7
Металлическая связь, зонная теория металлической связи.
Водородная связь (межмолекулярная, внутримолекулярная).
Влияние водородной связи на агрегатное состояние веществ,
температуры плавления и кипения и другие физические свойства
веществ. Межмолекулярные связи: специфические (донорноакцепторная, водородная связь), неспецифические (ориентационные,
индукционные, дисперсионные) взаимодействия. Агрегатное состояние
веществ. Свойства твердых веществ с атомной, ионной, металлической,
молекулярной решетками.
3.1. В чем различие между ковалентной и ионной связями, всегда
ли можно разграничить ковалентную полярную и ионную
связи?
3.2. В чем различие σ и π-связей? Какая из них не может быть без
другой?
3.3. Напишите электронные и электронно-ячеечные формулы
элементов № 13, № 31, № 21, № 33, № 51, № 23, № 36, № 17,
№ 25 и определите их возможные валентные состояния с
учетом возбужденных состояний.
3.4. В рамках метода ВС изобразите, с участием каких электронов
образуются химические связи в молекулах С2, N2, Cl2, NO, HF,
BeCl2, BF3, NH3, и укажите кратность связи в них.
3.5. Рассмотрите схему образования связей по донорноакцепторному механизму при образовании NH4+, H3O+,
H3N·BF3.
3.6. Что такое гибридизация орбиталей? Какова возможная
геометрия молекул для случаев sp-, sp2-, sp3-, sp3d2гибридизации? Почему в молекулах NH3, NH3, H2O при
одинаковом типе гибридизации атомных орбиталей углерода,
азота и кислорода величина валентного угла НЭП различна?
3.7. Какие из приведенных ионов имеют форму плоского
треугольника: CO32-, NO3-, ClO3-, BO33-?
3.8. Почему не все молекулы, содержащие водород, образуют
между собой водородные связи? Какие условия необходимы
для образования подобных связей? Аномалии в свойствах
веществ, обусловленные образованием водородных связей.
3.9. Как зависит энергия связи от ее длины, кратности, степени
перекрывания атомных орбиталей?
8
3.10. Определите преимущественный тип химической связи в
молекулах HCl, NaCl, CuCl, P4, S8, H2O, SF6, MnO.
3.11. Какова полярность связей в молекулах воды и углекислого
газа? Почему при одинаковом характере связей молекула воды
полярна, а углекислого газа – нет? Какова геометрия этих
молекул?
3.12. Из приведенного ряда выберите соединения, содержащие
ионную (а), ковалентную полярную (б), кратную (в) связи: N2,
KOH, CO2, NH4Br, Cl2, NaCl, H2S.
3.13. Большинство переходных металлов имеют более высокие
температуры плавления по сравнению со щелочными и
щелочноземельными металлами. Как это можно объяснить?
Какие типы химических связей характерны для переходных
металлов?
3.14. В чем разница между понятиями "валентность" и "степень
окисления" элемента в соединениях? Может ли валентность
быть положительной или отрицательной? Каковы валентность
и степень окисления азота в NH4Cl?
3.15. Определите степени окисления элементов в следующих
соединениях: KNO3, KNO2, K2MnO4, Ca(NO3)2, H2SiF6, H2O2,
Cr2(SO4)3.
4. Энергетика химических процессов
Основные понятия термодинамики: система, фаза, компонент.
Термодинамические параметры и функции состояния систем. Первый
закон термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия системы, связь
с тепловым эффектом реакции. Закон Гесса и следствия из него.
Стандартная энтальпия образования веществ как мера их стабильности.
Энтропия как мера беспорядка системы. Энергия Гиббса и ее изменение
в химических процессах. Второй закон термодинамики. Критерии
самопроизвольного протекания реакций.
4.1. Назовите термодинамические параметры и функции,
характеризующие состояния системы.
4.2. Напишите математическое выражение первого закона
термодинамики и сформулируйте его.
4.3. Каков физический смысл понятия "внутренняя энергия",
"энтальпия" системы? Укажите размерности этих величин.
9
4.4. Термохимические уравнения. Тепловые эффекты химических
реакций.
4.5. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него (закон
Кирхгоффа и Лавуазье-Лапласа). Запишите математические
выражения этих законов в общем виде и для каких-либо
конкретных реакций.
4.6. Что такое энтропия системы? Какова ее размерность?
4.7. Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса и ее изменение
в химических процессах. Критерий самопроизвольного
протекания химических реакций.
4.8. Определите возможность протекания при стандартных
условиях следующей реакции:
3CuO(тв) + 2NH3(г) = 3Cu(тв) + 3H2O(г) + N2(г)
∆Нобр = -165.3
-46.2
0
-241.8
0
кДж/моль
Sобр =
42.6
192.5
33.3
188.7 191.5 Дж/моль·К
4.9. Определите возможность протекания при 2000К реакция:
TiO2(тв) + 2CO (г) = Ti(тв) + 2CO2 (г)
∆Нобр = -944
-111
0
-394
кДж/моль
Sобр =
50
197
31
214
Дж/моль·К
5. Химическая кинетика и равновесие
Гомо- и гетерогенные системы. Понятие о скорости реакции.
Активные молекулы, энергия активации. Закон действующих масс.
Молекулярность и порядок реакции. Константа скорости. Влияние
температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа.
Уравнение Аррениуса. Катализ и ингибирование реакций. Реакции
автокаталитические, последовательные, параллельные, цепные.
Обратимые и необратимые реакции. Константа химического
равновесия. Влияние различных факторов на равновесие. Принцип ЛеШателье – Брауна.
5.1. Сформулируйте определение скорости химической реакции
для гомогенных и гетерогенных систем.
5.2. Запишите выражение для средней скорости реакции; единицы
измерения.
5.3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих
веществ. Закон действующих масс.
10
5.4. Что такое активные молекулы, энергия активации, теория
активных соударений?
5.5. Кинетическое уравнение. Порядок реакции. Константа
скорости реакции, ее размерность для реакций различных
порядков.
5.6. Многостадийные реакции, лимитирующая стадия. Какова
связь между порядком и молекулярностью реакции?
5.7. Зависимость скорости реакции от давления и температуры.
Уравнение Вант-Гоффа. Температурный коэффициент
скорости реакции.
5.8. Катализ. Механизм действия катализаторов. Изобразите
энергетическую схему реакции в отсутствие и в присутствии
катализатора. Каталитические яды. Ингибиторы. Промоторы.
5.9. Сложные химические процессы, их виды (последовательные,
параллельные, автокаталитические, цепные).
5.10. Обратимые реакции. Химическое равновесие. Общие и
равновесные концентрации реакции реагентов и продуктов
реакции. Константа химического равновесия, ее связь с
величиной энергии Гиббса.
5.11. Влияние температуры, давления, концентраций веществ и
катализатора на химическое равновесие.
5.12. Напишите выражение закона действующих масс для
химического равновесия следующих реакций:
а) 4HCl(г) + O2(г) ' 2Cl2(г) + 2H2O(г)
б) CO(г) + Cl2(г) ' COCl2(г)
в) 3Fe(тв) + 4H2O(г) ' Fe3O4(тв) + 4H2(г)
5.13. При некоторой температуре равновесные концентрации в
системе
2SO2(г) + O2(г) ' 2SO3(г)
составили: [SO2] = 0.04 моль/л, [O2] = 0.06 моль/л, [SO3] = 0.02
моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные
концентрации оксида серы(IV) и кислорода.
5.14. Как изменится скорость реакции
A2(г) + 2B(г) → 2AB(г),
если давление увеличить в шесть раз?
5.15. Как изменится скорость реакции
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O,
11
протекающей в водном растворе, если реакционную смесь
разбавить водой в два раза?
5.16. На сколько градусов надо понизить температуру в
реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27
раз, если температурный коэффициент скорости реакции
равен 3?
5.17. Укажите реакции из числа приведенных ниже, где изменение
давления не оказывает влияния на смещение равновесия:
1) CO(г) + Cl2(г) ' COCl2(г) + Q
2) H2(г) + I2(г) ' 2HI(г) + Q
3) CO2(г) + C(тв) ' 2CO(г) – Q
4) CO2(г) + H2(г) ' CO(г) + H2O(г) – Q
5) 2NO2(г) ' N2O4(ж) + Q
В каких из них равновесие сдвинется вправо при увеличении
температуры системы?
6. Растворы
Дисперсные системы: суспензии, эмульсии, грубодисперсные
системы. Истинные и коллоидные растворы. Критерий, отличающий
коллоидные растворы от истинных. Растворитель и растворенное
вещество. Растворение как физико-химический процесс. Вода как
растворитель. Диаграмма состояния воды. Явления сольватации и
гидратации. Тепловые явления при растворении. Зависимость
растворимости от природы растворителя, растворенного вещества,
температуры, давления, присутствия других веществ. Закон Генри.
Способы
выражения
концентрации
растворенного
вещества.
Электролиты и неэлектролиты. Свойства растворов неэлектролитов.
Давление пара растворителя над раствором, температура замерзания и
кипения растворов, законы Рауля. Осмотическое давление, закон ВантГоффа.
Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации
Аррениуса.
Ступенчатая
диссоциация.
Степень
диссоциации
электролитов. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.
Закон разбавления Оствальда. Понятия кислоты и основания по
теориям Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури. Теория Дебая-Хюккеля
для сильных электролитов. Активность ионов, коэффициент активности
(кажущаяся степень диссоциации), ионная сила растворов.
12
Изотонический коэффициент, его физический смысл. Ионное
произведение воды. Водородный показатель (рН). Кислотно-основные
индикаторы. Буферные растворы. Труднорастворимые электролиты.
Произведение растворимости. Влияние температуры, одноименных
ионов и рН на растворимость веществ. Критерии образования осадков.
Гидролиз солей. Гидролиз солей по катиону и аниону. Степень и
константа гидролиза. Влияние концентрации соли, температуры и рН на
степень гидролиза солей.
6.1. Какие силы обусловливают растворение веществ? Дайте
определение понятия "растворитель" и "растворенное
вещество".
6.2. Что такое сольватация (гидратация), сольваты (гидраты),
кристаллогидраты? Приведите примеры их записи.
6.3. Строение молекулы воды. Тип гибридизации орбиталей атома
кислорода в молекуле воды. Диаграмма состояния воды.
Особенности воды как растворителя.
6.4. Способы выражения концентрации растворов (молярность,
нормальность, моляльность, массовая доля, мольная доля).
Растворы ненасыщенные, насыщенные, пересыщенные,
разбавленные и концентрированные. Относительность этих
понятий.
6.5. Что называется растворимостью вещества? Энергетические
эффекты растворения твердых, жидких и газообразных
веществ в зависимости от их природы, температуры и
давления в свете принципа Ле-Шателье-Брауна. Закон Генри.
Что называется парциальным давлением?
6.6. Как влияют на растворимость посторонние вещества? Что
такое высаливание и какова причина данного явления?
6.7. Коллигативные свойства растворов: понижение давления пара,
повышение температуры кипения, понижение температуры
замерзания, осмотическое давление. Сформулируйте и
запишите математические выражения для законов Рауля,
Вант-Гоффа. Почему эти законы применимы к разбавленным
растворам неэлектролитов?
6.8. Что такое температура кипения, температура плавления и от
чего они зависят? Какой физический смысл имеют
эбуллиоскопическая и криоскопическая константы? Какова их
размерность?
13
6.9. Какое явление называется осмосом? Что называется
осмотическим давлением?
6.10. Почему растворы кислот, щелочей и солей не подчиняются
законам Рауля и Вант-Гоффа?
6.11. Что называется электролитами? В чем сущность теории
электролитической диссоциации? Причины диссоциации
веществ в воде и самой воды.
6.12. Что такое удельная электропроводность, эквивалентная
электропроводность? Зависимость их от концентрации
раствора.
6.13. Какие электролиты называются сильными, слабыми? Что
такое степень диссоциации? От каких факторов она зависит?
6.14. Какой физический смысл имеет изотонический коэффициент?
Как он связан со степенью диссоциации?
6.15. Что называется константой диссоциации? Какая связь
существует между константой диссоциации, концентрацией и
степенью диссоциации (закон разбавления Оствальда)? Как
изменяется величина константы диссоциации разбавлением
раствора, с изменением температуры?
6.16. Ступенчатая диссоциация кислот и оснований. Запишите
ступенчатые и общие константы диссоциации для фосфорной
кислоты, гидроксида алюминия. Кислые и основные соли.
6.17. Теория сильных электролитов Дебая-Хюккеля: активная
концентрация, коэффициент активности, ионная сила
растворов. Причина ассоциации ионов в растворе.
6.18. Что называется ионным произведением воды? Водородный
показатель (рН), шкала рН. Расчет рН в растворах сильных
кислот и щелочей, слабых кислот и оснований. Кислотноосновные индикаторы.
6.19. Буферные растворы, механизм их действия. Буферная емкость.
6.20. Условия практической необратимости хода реакций в
растворах электролитов.
6.21. Гидролиз солей. Причина гидролиза. Гидролиз по катиону, по
аниону. Необратимый гидролиз по катиону, по аниону.
Реакция среды при гидролизе солей различной природы. Как
можно усилить или подавить гидролиз?
6.22. Степень и константа гидролиза. Как константа гидролиза
связана с ионным произведением воды и константами
14
диссоциации слабой кислоты и слабого основания? Запишите
уравнения гидролиза солей: Na2S, Al2(SO4)3, Cu(NO3)2, Na2CO3,
Cr2S3.
6.23. Произведение растворимости (ПР) как характеристика
растворимости малорастворимых веществ. Почему понятие
ПР нельзя применить к хорошо растворимым веществам?
Условия выпадения осадков.
6.24. Как, используя произведение растворимости, объяснить
растворение природных карбонатов в кислых водах?
6.25. При впадении одной реки в соленое озеро концентрация ионов
кальция составляет 1.2·10-3 моль/л, а другой – 1.5·10-2 моль/л,
концентрация сульфат-ионов в озере равна 0.1 моль/л. В устье
какой реки можно ожидать выпадения осадка гипса, ПРCaSO4 =
1.3·10-4?
7. Комплексные соединения
Координационная теория Вернера: центральный атом (ион),
лиганды, координационное число, заряд комплексного иона, внешняя и
внутренняя сферы. Типичные комплексообразователи и лиганды.
Факторы, определяющие способность атомов и ионов выступать в
качестве центрального атома и лигандов. Номенклатура комплексных
соединений.
Изомерия.
Характер
диссоциации
комплексных
соединений. Ступенчатые и общие константы устойчивости.
Классификация комплексных соединений.
Современная теория строения комплексных соединений. Природа
сил связи. Гибридизация орбиталей атомов при комплексообразовании
и геометрия комплексов.
7.1. Укажите центральный атом, лиганды, координационное число,
внешнюю и внутреннюю сферы в комплексных соединениях
[Cu(NH3)4]SO4, Na[Ag(CN)2], K4[Fe(CN)6], [Cr(H2O)6]Cl3.
7.2. Природа химической связи в комплексных ионах.
7.3. Чем являются лиганды в свете кислотно-основной теории
Льюиса: кислотами, основаниями или ни тем, ни другим?
7.4. Что такое дентатность лигандов? Какую дентатность
проявляют молекулы воды, аммиака, этилендиамина, сульфати галогенид-ионы?
15
7.5. Составьте формулы комплексных соединений хрома(III), если
его координационное число равно 6, а лигандами могут быть:
вода, аммиак, этилендиамин, хлорид-ионы. Укажите заряд
комплексного иона.
7.6. Приведите
примеры
гидратной,
геометрической
и
ионизационной изомерии.
7.7. Укажите выражения для ступенчатых и общих констант
устойчивости комплексных ионов, входящих в состав
соединений
K3[Fe(CN)6],
Na[Al(OH)4],
[Ag(NH3)2]NO3,
[Cu(NH3)4]Cl2.
7.8. Что такое двойные соли, как они диссоциируют в растворе? В
чем их отличие от комплексных соединений?
7.9. Какой тип гибридизации орбиталей центрального атома в
комплексных ионах [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]3- и [Ag(NH3)2]+?
7.10. Назовите комплексные соединения: K2[PtCl4], [Cr(NH3)6]Cl3,
[Ni(CN)4]SO4, K3[CoF6], Na[Al(OH)4], [Cu(H2O)6]SO4.
7.11. Пользуясь теорией валентных связей, укажите, какие орбитали
центральных атомов используются для образования связей с
лигандами в комплексах [Co(H2O)6]2+, [Cu(NH3)4]2+, Fe(CO)5?
8. Окислительно-восстановительные процессы
Окислительно-восстановительные
реакции
(ОВР),
их
классификация
(внутримолекулярные,
межмолекулярные,
самоокисление-самовосстановление). Электродный потенциал как
количественная
характеристика
окислительно-восстановительных
систем. Уравнение Нернста. Стандартный и реальный потенциалы.
Стандартный водородный электрод. Гальванические элементы.
Электрохимический ряд напряжений металлов. Аккумуляторы.
Направление протекания ОВР.
Химическая и электрохимическая коррозия металлов, способы
защиты от нее. Электролиз расплавов и растворов. Инертные и
активные электроды. Процессы, происходящие на электродах.
8.1. Что называют электродным потенциалом? Какие процессы
приводят к образованию двойного электрического слоя при
погружении металлического электрода в раствор его соли?
8.2. Устройство водородного электрода. Стандартные условия.
Стандартный электродный потенциал. Для чего используют
16
8.3.
8.4.
8.5.
8.6.
8.7.
8.8.
8.9.
8.10.
8.11.
водородный электрод? Как зависит потенциал водородного
электрода от рН раствора?
Ряд напряжений металлов, условия его применения. Как
можно использовать ряд напряжений металлов для
определения направления протекания ОВР?
Гальванические
элементы.
Как
рассчитать
ЭДС
гальванического
элемента?
Концентрационные
гальванические элементы.
Разберите процессы, протекающие в гальваническом элементе,
состоящем из цинковой пластинки в растворе сульфата цинка
и медной пластинки в растворе сульфата меди.
Какие процессы протекают на электродах при разрядке и
зарядке свинцового аккумулятора?
Коррозия металлов и ее виды. Механизм электрохимической
коррозии. Протекторная защита, анодное и катодное
покрытия. Какие процессы происходят при коррозии:
а) никелированного железа, б) оцинкованного железа?
Какой процесс называется электролизом? Что такое инертные
и активные электроды? Электролиз растворов и расплавов.
Напишите процессы, протекающие на катоде и инертном
аноде в водных растворах CuCl2, NiSO4, KNO3, NaF, Mn(NO3)2,
AgNO3.
При электролизе раствора хлорида кальция на катоде
выделилось 5.6 г водорода. Какой газ выделился на аноде и
какова его масса?
Составьте схему электролиза расплавов: а) гидроксида калия,
б) сульфата меди, хлорида цинка.
9. Общая характеристика металлов
Особенности
строения
атомов
металлов.
Положение
в
Периодической системе. Металлическая связь и ее особенности.
Проводники, полупроводники, диэлектрики.
Нахождение металлов в природе. Руды, полиметаллические руды.
Принципы обогащения руд. Общие способы получения металлов:
пирометаллургия, гидрометаллургия, электрометаллургия. Способ
получения особо чистых металлов (термическое разложение
карбонилов, иодидов и других соединений), метод зонной плавки.
17
d-Элементы. Строение атомов, особенности свойств элементов и их
соединений. Изменение устойчивости соединений в высших степенях
окисления по группам. Характер химических связей в соединениях dэлементов. Комплексообразование. Химическая активность, ее
изменение по группам и периодам. Кислотно-основные свойства
оксидов и гидроксидов d-элементов в разных степенях окисления.
Полимерные гидроксиды. Изополи- и гетерополисоединения.
9.1. Металлы в природе. Обогащение руд: сепарация руды по
удельному весу, магнитная сепарация и метод флотации.
9.2. Способы
получения
металлов:
пирометаллургия,
гидрометаллургия, электролиз (расплавов и растворов).
9.3. Положение металлов в Периодической системе. Особенности
строения их электронной оболочки. Изменение свойств
металлов и их соединений в группах и периодах. Физические
свойства металлов. Их классификация по температурам
плавления, удельному весу, структуре их электронных
оболочек (s-, p-, d-, f-элементы). Особенности свойств
переходных металлов.
9.4. Химические
свойства
металлов:
взаимодействие
с
неметаллами, кислотами-окислителями и "неокислителями",
со щелочами, солями.
9.5. Сходство и различие свойств элементов соответствующих А и
B групп Периодической системы.
9.6. Металлическая связь. Особенности электронной структуры
атомов переходных металлов. Почему большинство металлов
В-групп твердые и тугоплавкие, а щелочные и
щелочноземельные – мягкие и легкоплавкие?
9.7. Зависимость свойств соединений металлов от степени
окисления элемента. Как изменяются химические свойства в
ряду CrO-Cr2O3-CrO3 и Cr(OH)2-Cr(OH)3-H2CrO4?
9.8. Почему растворы гидроксида натрия и гидроксида калия
разъедают стеклянную посуду, особенно при длительном
кипячении? Напишите соответствующие уравнения реакций.
9.9. Добавление каких из указанных веществ усилит гидролиз
карбоната натрия: а) NaOH, б) ZnCl2, в) H2O, г) K2S?
9.10. Какие процессы лежат в основе получения алюминия из
бокситов путем электролиза?
18
9.11. Почему из водных растворов нельзя получить сульфид и
карбонат алюминия?
9.12. Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия: 1) с
концентрированным раствором азотной кислоты, 2) с ее
разбавленным раствором.
9.13. Допишите следующие уравнения реакций:
1) Cu + HNO3(разб) →
2) Fe + HCl →
3) Fe + Cl2 →
4) Zn + H2SO4(конц)→
5) Zn + H2SO4(разб)→
6) Mg + HCl →
9.14. Какие процессы происходят при электролизе раствора
сульфата меди с инертными электродами?
10. Общие свойства неметаллов
Строение атома и валентности р-элементов III-VIIa подгрупп.
Изменение атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к
электрону, электроотрицательностей элементов по периодам и группам.
Изменение устойчивости соединений с высшей степенью окисления
атомов по группам. Характер химической связи в соединениях.
Склонность к образованию катионных и анионных форм,
комплексообразование. Особенности свойств соединений элементов II и
VI периодов. Изменение кислотно-основных и металлических свойств
элементов по группам и периодам.
10.1. Положение
неметаллов
в
Периодической
системе.
Электронная структура атомов, их размеры, проявляемые
степени окисления.
10.2. Изменение свойств простых веществ и их соединений по
группам и периодам. Зависимость свойств соединений от
степени окисления элемента.
10.3. Водород. Особое положение в Периодической системе,
изотопы, химические свойства водорода. Вода, ее свойства.
Пероксид водорода и его свойства.
10.4. Галогены. Электронная структура атомов, возможные степени
окисления. Размеры
атомов,
сродство к электрону,
19
10.5.
10.6.
10.7.
10.8.
электроотрицательность.
Окислительно-восстановительные
свойства галогенов и их соединений.
Галогеноводороды. Соляная кислота, получение и химические
свойства. Напишите соответствующие уравнения химических
реакций.
Элементы VIА-группы. Кислород, сера. Строение атомов.
Аллотропия. Получение, свойства и применение кислорода и
серы. Озон, его роль в природе. Сероводород, сульфиды.
Серная кислота, ее свойства. Напишите уравнения реакций:
1) C + H2SO4(конц) →
2) Fe + H2SO4(разб) →
3) Fe + H2SO4(конц) →
4) CaO + H2SO4 →
5) Ba(OH)2 + H2SO4 →
Элементы VА-группы. Азот, фосфор. Нахождение в природе,
получение. Химические свойства азота и фосфора. Напишите
уравнения реакций:
1) H2 + N2 →
2) P + Cl2 →
3) N2O5 + H2O →
4) NO2 + NaOH →
Азотная
кислота.
Получение,
химические
свойства,
взаимодействие с металлами, основаниями, солями. Нитраты,
их термическое разложение. Допишите реакции:
1) HNO3(разб) + Ag →
2) HNO3(конц) + Fe →
3) HNO3 + Ca(OH)2 →
4) HNO3 + Na2CO3 →
5) Zn(NO3)2
t
t
6) AgNO3
10.9. Фосфорная кислота и ее соли. Минеральные азот- и
фосфорсодержащие удобрения.
10.10. Элементы IVА-группы. Углерод, кремний. Нахождение в
природе, получение. Оксиды углерода и кремния. Угольная
кислота. Карбонаты, гидрокарбонаты. Кремниевая кислота,
силикаты. Допишите реакции:
1) CaCO3 + CO2 + H2O →
20
2) BaCO3 + HCl →
3) Si + NaOH + H2O →
4) Na2SiO3 + HCl →
5) CO2 + NaOH →
21
ТЕСТ-КОНТРОЛЬ № 1 (по темам 1-5)
Билет № 1
1. Укажите число электронов на внешнем энергетическом уровне
атома меди в основном состоянии:
а) 2
б) 1
в) 10
г) 18
2. Атом какого элемента содержит столько же электронов, сколько
и молекула аммиака?
а) азота
б) фтора
в) неона
г) натрия
3. В атоме кремния в основном состоянии имеется ___ полностью
незаполненных орбиталей:
а) 1
б) 6
в) 5
г) 3
4. Укажите символ элемента с наименее выраженными
металлическими свойствами:
а) Mg
б) Ca
в) Be
г) Ba
5. Формула высшего оксида элемента ЭО2. Укажите формулу его
водородного соединения:
а) ЭН2
б) ЭН
в) ЭН3
г) ЭН4
6. Какая химическая связь наименее прочная?
а) металлическая б) ионная в) водородная г) ковалентная
7. В ряду HCl – HF происходит увеличение:
а) кислотных свойств
б) длины связей
в) полярности связей
г) восстановительных свойств
8. Какая связь возникает при взаимодействии между собой атомов
элементов с конфигурацией валентных электронов …3d54s2 и
…3d64s2 ?
а) ионная
б) ковалентная полярная
в) водородная г) металлическая
9. Длина связи увеличивается в ряду:
а) H2O – H2S – H2Se
б) HBr – HCl – HI
в) NH3 - H2O – HF
г) H2Se – H2S – HCl
10. Из молекул состоят кристаллы:
а) сахара
б) соли
в) алмаза
г) серебра
11. И с водой, и с соляной кислотой реагирует:
а) CuO
б) CO2
в) N2O
г) CaO
12. Два типа кислых солей образует кислота:
а) угольная
б) сероводородная
в) сернистая
22
г) ортофосфорная
13. При реакции с какими веществами в водном растворе гидроксид
кальция может образовать карбонат кальция?
а) угарный газ
б) гидрокарбонат калия
в) карбонат натрия
г) избыток углекислого газа
14. Химическое взаимодействие возможно между солями:
а) K2S и CuSO4
б) Ca(NO3)2 и K2CO3
в) BaSO4 и KCl
г) AgNO3 и KCl
15. Какое вещество переводит гидрофосфат кальция в
дигидрофосфат кальция?
а) гидроксид кальция б) фосфорная кислота
в) хлорид кальция
г) гидроксид калия
16. Укажите группу, все вещества в которой реагируют с водным
раствором CuCl2:
а) AgNO3, Na2CO3, Ag
б) NaOH, K3PO4, Fe
в) K2S, HNO3, H3PO4
г) Ba(OH)2, Na2CO3, AgNO3
17. Укажите оксиды, взаимодействующие (а) со щелочами,
(б) с кислотами, (в) со щелочами и кислотами:
1) Cr2O3 2) MgO 3) CaO 4) N2O 5) CO2 6) ZnO 7) Al2O3
18. Укажите (а) слабые и (б) сильные кислоты:
1) H2S 2) HF 3) H2SO3 4) HClO4 5) H2SiO3 6) H2SO4
7) H3PO4 8) HNO3 9) HI
19. При взаимодействии 4 г кальция с хлором выделилось 78.5 кДж
теплоты. Рассчитайте теплоту образования хлорида кальция
(кДж/моль).
а) 1570
б) 392.5
в) 785
г) 15.7
20. Запишите выражение для константы равновесия реакции
H2 (г) + Br2 (г) ' 2HBr (г), и укажите, в какую сторону сместится
равновесие при увеличении давления?
а) вправо б) влево в) не сместится
21. Какие параметры влияют на скорость химической реакции?
а) концентрация исходных веществ
в) температура
б) концентрация продуктов реакции
г) катализатор
д) энергия активации процесса?
22. Что является критерием самопроизвольного протекания
химического процесса?
а) понижение ΔG
б) повышение ΔH
в) понижение ΔS
г) понижение ΔH и повышение ΔS
23
23. Главное квантовое число n (по Бору) характеризует:
а) форму электронного облака б) расстояние электрона от ядра
в) энергию электрона
г) заряд ядра
24. Какие правила соблюдаются при заполнении электронами
атомных орбиталей?
а) принцип Паули
б) правило Гунда
в) принцип наименьшей энергии
г) правила Клечковского
д) ни одно из них
25. Усиление межмолекулярного взаимодействия в веществе
проявляется в:
а) переходе из газообразного состояния в жидкое
б) устойчивости молекулярных кристаллов
в) повышении температур плавления и кипения веществ
г) увеличении адсорбции газов поверхностями твердых тел
Билет № 2
1. Укажите атом, в котором число протонов равно числу
нейтронов:
а) 2H
б) 11B
в) 19F
г) 40Ar
2. Укажите элемент, у которого наиболее ярко выражены (а)
металлические, (б) неметаллические свойства:
1) магний
2) углерод
3) рубидий
4) иод
5) хлор
3. Укажите формулы высших хлорида и гидрида элемента,
максимальная степень окисления которого равна (+5):
а) XCl5, H5X
б) XCl3, H3X
в) XCl5, XH3
г) XCl3, XH5
4. Сколько электронов в атоме серы находится на внешнем
энергетическом уровне?
а) 2
б) 4
в) 6
г) 16
12
14
5. Что общего в атомах 6 C и 6 C ?
а) массовое число
б) число протонов
в) число нейтронов
г) радиоактивные свойства
6. В каком веществе все химические связи ковалентные
неполярные?
а) алмаз
б) золото
в) оксид углерода(IV)
г) метан
24
7. Сколько электронов участвует в образовании химической связи
в молекуле аммиака?
а) 3
б) 6
в) 8
г) 10
8. Как ионные, так и ковалентные химические связи имеются в:
а) воде
б) хлориде лития
в) метане
г) сульфате калия
9. Донорно-акцепторная связь – это частный случай ______ связи:
а) ионной
б) металлической
в) водородной
г) ковалентной
10. Орбитали какого типа атомов водорода и хлора соответственно
перекрываются при образовании молекулы HCl?
а) s и s
б) s и p
в) p и p
г) p и s
11. В каком ряду указаны формулы основного, амфотерного и
кислотного оксидов?
а) CaO, CO2, Al2O3
б) CaO, K2O, Al2O3
в) Fe2O3, SO3, P2O5,
г) CO2, SO3, ZnO
12. И с водой, и с гидроксидом калия реагирует:
в) NO
г) Al2O3
а) MgO
б) SO2
13. В отличие от гидроксида калия гидроксид алюминия реагирует
с: а) хлоридом натрия
б) гидроксидом натрия (р-р)
в) соляной кислотой
г) серной кислотой
14. При внесении каких металлов в разбавленный раствор серной
кислоты выделяется водород?
а) меди
б) железа
в) цинка
г) серебра
15. Какое вещество под действием соляной кислоты превращается в
хлорид меди(II)?
а) Cu
б) CuBr2
в) CuO
г) CuSO4
16. Какая соль получится при взаимодействии (а) 2 моль Cr(OH)3 и
3 моль H2SO4, (б) 2 моль Cr(OH)3 и 1 моль H2SO4, (в) 1 моль
Cr(OH)3 и 3 моль H2SO4?
1) Cr(OH)SO4
2) [Cr(OH)2]2SO4
3) Cr(HSO4)3
4) Cr2(SO4)3
17. Солью не является:
а) Cu(OH)Cl
б) Na[Al(OH)4]
в) NH4NO3
г) CaH2
18. Раствор бромида меди(II) реагирует с каждым из перечисленных
веществ:
а) BaCl2 и Zn
б) Cl2 и AgCl
в) Zn и Cl2
г) AgCl и NaOH
25
19. В реакции, протекающей в соответствии с термохимическим
уравнением 2Mg + O2 = 2MgO +1204 кДж, выделилось 1806 кДж
теплоты. Масса вступившего в реакцию магния равна (граммы).
а) 1.5
б) 32
в) 36
г) 72
20. Равновесие сместится в сторону продуктов реакции как при
понижении температуры, так и при увеличении давления в
реакции:
а) Fe3O4 (тв) + CO (г) ' 3FeO (тв) + CO2 (г) + Q
б) C (тв) + CO2 (г) ' 2CO (г) - Q
в) C (тв) + H2O (г) ' H2 (г) + CO (г) - Q
г) C2H4 (г) + H2 (г) ' C2H6 (г) + Q
21. Какие из основных законов химии лежат в основе расчета
материальных и тепловых балансов?
а) закон сохранения энергии
б) закон постоянства состава
в) закон сохранения массы
г) закон Авогадро
22. Какие положения лежат в основе современных представлений о
строении атомов?
а) корпускулярно-волновой дуализм микрочастиц
б) принцип неопределенности Гейзенберга
в) теория активированного комплекса
г) закон действующих масс
23. При протекании каких реакций энергия активации мала?
а) реакции разложения
б) ионные реакции в растворах
в) цепные реакции с участием радикалов
г) реакции соединения
24. Чем характеризуются атомы?
1) энергией ионизации
2) длиной связи
3) энергией сродства к электрону
4) магнитными свойствами
5) электроотрицательностью
6) плотностью
7) полярностью
25. Что влияет на константу скорости химической реакции?
а) природа реагирующих веществ
б) их концентрация
в) температура
г) катализатор
26
Билет № 3
1. Электронная формула внешнего энергетического уровня
…5s25p2 соответствует атому элемента:
а) 38Sr
б) 32Ge
в) 42Mo
г) 50Sn
2. В атоме титана число свободных 3d-орбиталей равно:
а) 0
б) 1
в) 2
г) 3
3. В ряду химических элементов C – Si – Ge – Sn неметаллические
свойства:
а) возрастают
б) убывают
в) не изменяются
г) изменяются немонотонно
4. Какая химическая связь возникает между атомами элементов с
порядковыми номерами 8 и 16?
а) ионная
б) ковалентная
в) металлическая
г) водородная
5. Ковалентная неполярная связь реализуется в соединении:
а) Na2O
б) O2
в) NaCl
г) HCl
6. Молекулярную кристаллическую решетку имеет
а) графит б) алмаз в) вода г) литий
7. Степень окисления углерода в ионе HCO 3− составляет:
а) +2
б) -2
в) +4
г) +5
8. Цинк реагирует с каждым из двух веществ
а) вода и соляная кислота
б) гидроксид натрия и соляная
кислота
в) гидроксид натрия и вода
г) хлорид натрия и кислород
9. В ряду оксидов SiO2 – P2O5 – SO3 их кислотные свойства:
а) последовательно нарастают
б) не изменяются
в) ослабевают
г) изменяются немонотонно
10. Укажите формулу оксида с наименее выраженными основными
свойствами:
б) BeO
в) MgO
г) BaO
д) Li2O
а) Na2O
11. Какие вещества образуют соль в реакциях с оксидом
марганца(VII)?
а) оксид калия
б) гидроксид натрия
в) оксид серы(VI)
г) оксид фосфора(V)
27
12. Укажите символы элементов, образующих как основные, так и
амфотерные, и кислотные оксиды:
а) Cl
б) Cr
в) Al
г) Mn
13. Укажите схемы реакций, продуктом которых является средняя
соль (взяты водные растворы):
а) 1 моль Ca(OH)2 + 2 моль HCl б) 1 моль H3PO4 + 2 моль KOH
в) 2 моль H3PO4 + 3 моль Ca(OH)2 г) 1 моль CuCl2 + 1 моль H2S
14. Сульфат металла можно получить при взаимодействии:
а) железа с серой при нагревании
б) железа с разбавленной серной кислотой
в) меди с H2SO4 (конц.)
г) железа с водным раствором CuSO4
15. Укажите формулы реагентов, которые переводят гидрокарбонат
калия в карбонат калия:
а) HCl
б) KOH
в) H2CO3
г) Ca(OH)2
16. Двухосновными кислотами являются:
а) уксусная
б) серная
в) ортофосфорная
г) угольная
17. С какими веществами из перечисленных взаимодействуют
щелочи?
а) растворимыми солями меди
б) слабыми кислотами
в) амфотерными гидроксидами
г) основными оксидами
18. С чем реагирует CaO, но не реагирует P2O5?
а) водой
б) соляной кислотой
в) гидроксидом калия
г) углекислым газом
19. Учитывая термохимическое уравнение C (тв) + O2 (г) ' CO2 (г) +
412 кДж, определите, какая масса угля сожжена, если
выделилось 206 кДж теплоты?
а) 12 г
б) 12 кг
в) 6 г
г) 12000 мг
20. Запишите выражение для константы равновесия реакции
N2 (г) + 3H2 (г) ' 2NH3 (г), и укажите, в какую сторону сместится
равновесие при увеличении концентрации водорода?
а) вправо б) влево в) не сместится
21. В каких единицах может измеряться скорость химической
реакции?
а) моль·л-1с-1 б) л·моль -1 в) с·моль -1 г) моль·л-1мин-1
28
22. Что характеризует орбитальное квантовое число l (по Бору)?
а) размер орбиты
б) энергию электрона
в) форму электронного облака
г) электроотрицательность
23. Молекулярность и порядок реакции совпадают, если:
а) реакция экзотермическая
б) реакция эндотермическая
в) реакция одностадийная
г) реакция многостадийная
24. Какие связи возникают при специфическом межмолекулярном
взаимодействии?
а) ионные
б) донорно-акцепторные
в) водородные
г) ориентационное взаимодействие
25. В отличие от гомогенных реакций, в гетерогенных реакциях
необходимо учитывать:
а) площадь соприкосновения реагирующих веществ
б) скорость отвода продуктов реакции из зоны взаимодействия
в) природу реагирующих веществ
Билет № 4
1. Укажите элемент с наименьшим числом валентных электронов:
а) C
б) Ca
в) S
г) N
2. Как изменяется энергия ионизации в ряду F – O – N – C – B ?
а) увеличивается б) не изменяется
в) уменьшается г) сначала увеличивается, потом уменьшается
3. Число протонов в атоме 39К равно:
а) 39
б) 20
в) 19
г) 4
4. Фосфин – ядовитый газ. При его затвердевании образуется
_______________ кристаллическая решетка:
а) атомная б) молекулярная
в) ионная
г) металлическая
5. Геометрия молекулы CCl4:
а) октаэдрическая
б) тетраэдрическая
в) линейная
г) пирамидальная
6. Как изменяются полярность и прочность связи в ряду молекул
HF – HCl – HI ?
а) полярность и прочность связи растут
б) полярность растет, прочность уменьшается
в) полярность и прочность уменьшаются
г) полярность уменьшается, прочность растет
29
7. Охарактеризуйте связь в молекуле азота:
а) тройная
б) одна σ, две π
в) две σ, одна π
г) очень прочная
8. Выберите формулы веществ, в которых все связи ковалентные
полярные :
а) H2O2
б) NH4NO3
в) NH3
г) H2O
9. Прочность связи в ряду молекул F2 – O2 – N2 :
а) возрастает
б) не изменяется
в) уменьшается
г) сначала уменьшается, потом растет
10. Укажите формулы оксидов, не реагирующих со щелочами:
а) Al2O3
б) К2O
в) Р2O5
г) ВаO
11. С какими веществами реагирует SO3, но не реагирует К2O ?
в) H2SO4
г) NaOH
а) ВаO
б) H2O
12. Гидроксид алюминия проявляет кислотные свойства, реагируя:
а) соляной кислотой
б) гидроксидом калия
в) серной кислотой
г) гидроксидом бария
13. Какие из кислотных остатков имеют заряд (2-) ?
а) гидрокарбонат-ион
б) гидрофосфат-ион
в) дигидрофосфат-ион
г) сульфит-ион
14. Укажите схемы возможных реакций между солью и кислотой в
растворах:
а) KCl + H2SO4 (разб) →
б) KCl + H2SO4 (конц) →
в) AgNO3 + HCl →
г) KHCO3 + HNO3 →
15. В ряду гидроксидов Ba(OH)2 - Mg(OH)2 - КОН сила оснований:
а) растет
б) уменьшается
в) сначала ослабевает, затем растет
16. При взаимодействии каких пар веществ образуются соли?
а) CaO + K2O
б) NaOH(p) + Al(OH)3
г) CaHPO4 + Ca(OH)2 (p-p)
в) NH3 + H2SO4
17. Из водных растворов каких солей железо не вытесняет металл?
а) хлорид цинка
б) сульфат алюминия
в) нитрат магния
г) сульфат меди(II)
18. Укажите (а) наиболее сильное и (б) наиболее слабое основание:
1) RbOH
2) KOH
3) LiOH
4) Ca(OH)2
5) NH4OH
19. Теплота образования одного моля какого оксида наименьшая?.
а) 2Mg + O2 = 2MgO + 1200 кДж б) 2Cu + O2 = 2CuO + 309 кДж
в) Zn + 0.5O2 = ZnO + 350 кДж
г) 2Al + 1.5O2 = Al2O3 + 1600 кДж
30
20. Запишите выражение для константы равновесия реакции
2SO2 (г) + O2 (г) ' 2 SO3 (г) + Q, и укажите, в какую сторону
сместится равновесие при (а) увеличении давления, (б)
понижении температуры:
1) влево
2) вправо
3) не сместится
21. Атом углерода находится в состоянии (а) sp-, (б) sp2-, (в) sp3гибридизации в:
1) графите
2) алмазе
3) метане
4) ацетилене
22. Какие виды взаимодействия обусловливают неспецифическое
межмолекулярное взаимодействие?
а) дисперсионные
б) ориентационные
в) индукционные
г) водородные связи д) донорно-акцепторное
23. Какое правило (принцип) лежит в основе определения влияния
различных факторов на химическое равновесие?
а) принцип Паули
б) правило Гунда
в) принцип Ле-Шателье
г) правило Вант-Гоффа
24. Введение катализатора в реакционную смесь:
а) сдвигает равновесие вправо
б) сдвигает равновесие влево
в) не влияет на положение химического равновесия
25. В каких единицах будет выражаться константа скорости
бимолекулярной реакции?
а) л·моль -1с-1
б) моль·л-1с-1
в) с -1
г) с·моль -1л-1
Билет № 5
1. Укажите число электронов на внешнем энергетическом уровне
атома марганца в основном состоянии:
а) 2
б) 7
в) 1
г) 5
2. Сколько молекул содержится в 9.5 г фтора?
а) 6.02·1023
б) 3.01·1023
в) 9.03·1023
г) 1.2·1024
3. Что общего в атомах (а) 147 N и 146 C , (б) 126 C и 146 C ?
1) число протонов
2) число нейтронов
3) заряд ядра
4) массовое число
4. Какому элементу отвечает строение внешнего энергетического
уровня …5s25p4 ?
а) ксенону
б) иоду
в) сурьме
г) теллуру
31
5. Как изменяется химическая активность в ряду Cu – Ag – Au ?:
а) ослабевает
б) усиливается
в) не изменяется
6. В каких веществах между молекулами есть водородные связи?
1) HF
2) H2O
3) H2
4) H3PO4
5) HCl
6) PH3
7) CH4
8) C2H2
7. Вещество хорошо растворимо в воде и обладает высокой
температурой плавления. Какую кристаллическую решетку
имеет это вещество?:
а) молекулярную
б) ионную
в) атомную
г) металлическую
8. Какой из оксидов металлов относится к кислотным?
а) CuO
б) CrO3
в) Al2O3
г) Fe2O3
9. Формула ангидрида хлорной кислоты HClO4:
а) Cl2O
б) ClO2
в) Cl2O7
г) HCl
10. Укажите химически неделимые частицы:
а) молекула воды
б) атом кислорода
в) ядро атома гелия
г) молекула аммиака
11. Какие свойства атомов элементов уменьшаются при движении
слева направо по периоду?
а) радиус атома
б) металличность
в) число энергетических уровней атома
г) число электронов на внешнем энергетическом уровне
12. Охарактеризуйте строение иона аммония и химические связи в
нем:
а) валентность атома азота равна IV
б) степень окисления атома азота равна (-3)
в) всего в ионе 11 электронов
г) все связи ковалентные полярные
13. Укажите формулу молекулы с неспаренным электроном:
а) NH3
б) NO
в) H2O
г) HCl
14. Между элементами с атомными номерами 3 и 9 возникает
_______________ связь:
а) ковалентная
б) ионная
в) металлическая
г) водородная
15. Укажите формулы веществ, с которыми реагируют как Al2O3,
так и CO2 :
а) H2O
б) NaOH
в) H2SO4
г) Na2O
32
16. Основания нельзя получить при взаимодействии:
а) оксида железа(III) и воды
б) хлорида алюминия и избытка раствора гидроксида натрия
в) карбоната натрия и раствора гидроксида бария
г) хлорида магния и избытка раствора гидроксида калия
17. Укажите схемы осуществимых в воде реакций:
а) CaCO3 + KCl →
б) ZnSO4 + KOH →
г) FeS + HCl →
в) Cu + ZnSO4 →
18. В какой группе Периодической системы находится элемент,
оксид и гидроксид которого обладают наиболее выраженными
основными свойствами?
а) I
б) II
в) VIII
г) VII
19. Термохимическое уравнение реакции
4 Al (тв) + 3 О2 (г) ' 2 Al2O3 (тв) + 3350 кДж. Количество теплоты,
выделившееся при окислении 54 г алюминия равно:
а) 837.5 кДж
б) 1675 кДж
в) 3350 кДж
г) 6700 кДж
20. Для какой из реакций увеличение концентрации водорода
смещает равновесие влево:
б) 2 NH3 ' N2 + 3 H2
а) N2 + 3 H2 ' 2 NH3
в) 2 H2 + O2 ' 2 H2O
г) FeO + H2 ' Fe + H2O
21. Какой тип гибридизации орбиталей атома азота в молекуле
аммиака? Какова геометрия этой молекулы?
1) sp2 2) sp3 3) dsp2 4) треугольник 5) тетраэдр 6) пирамида
22. Что характеризует магнитное квантовое число m (по Бору)?
а) радиус орбиты
б) наклон орбиты в пространстве
в) энергию электрона
г) заряд ядра
23. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?
1) природа реагирующих веществ
2) их концентрации
3) концентрации продуктов реакции
4) катализатор
5) температура
24. Какой закон лежит в основе расчетов тепловых эффектов
химических процессов?
а) закон Авогадро
б) закон Гесса и следствия из него
в) закон сохранения массы
г) закон постоянства состава
25. Какие реакции протекают с низкими значениями энергии
активации?
а) ионного обмена в) радикальные реакции
б) разложения
г) окислительно-восстановительные реакции
33
ТЕСТ-КОНТРОЛЬ № 2 (по темам 6-10)
Билет № 1
1. Какие утверждения справедливы для насыщенных растворов?
а) может быть разбавленным
б) не может быть разбавленным
в) всегда является концентрированным
г) не всегда является концентрированным
2. Сильными электролитами являются:
а) разбавленный водный раствор серной кислоты
б) насыщенный водный раствор сероводорода
в) водный раствор гидроксида калия
г) водный раствор хлорида натрия
3. Какие частицы отсутствуют в разбавленном водном растворе
сульфата меди(II)?
а) атомы меди
б) гидратированные ионы меди
в) молекулы CuSO4
г) негидратированные ионыSO424. Сумма коэффициентов в сокращенном ионном уравнении
реакции СО2 с избытком водного раствора КОН равна:
а) 5
б) 9
в) 3
г) 6
5. В водных растворах каких солей среда щелочная?
б) KНCO3
в) CuCl2
г) NaNO3
а) Na2CO3
6. Укажите электролиты среди нижеперечисленных соединений:
1) NaOH
2) СО
3) HNO3
4) СН4
5) ZnCl2
6) C2H5OH
7. В растворе фосфата калия больше всего ионов:
2) K+
3) PO434) HPO425) H2PO46) OH1) H+
8. Буферный раствор могут образовать смеси:
а) CH3COOH и NaCl
б) NaHCO3 и Na2CO3
в) CH3COOH и CH3COONa
г) NaHCO3 и NaOH (изб.)
9. При электролизе расплава CaCl2 на аноде выделяется:
а) Ca
б) Cl2
в) как Ca, так и Cl2
г) H2
10. Окислительные свойства простых веществ возрастают слева
направо в рядах:
а) хлор, бром, фтор
б) бром, хлор, фтор
в) сера, водород, кислород
г) углерод, азот, кислород
34
Билет № 2
1. Укажите формулы веществ, насыщенные растворы которых
будут разбавленными:
а) NaCl
б) CaCO3
в) AgCl
г) KNO3
2. Вещество, в водном растворе которого обнаружены катионы
Na+, H+, а также анионы SO32-, является:
1) кислотой
2) щелочью
3) средней солью
4) кислой солью 5) основной солью
3. Укажите схему реакции, в которой ортофосфорная кислота
выступает как двухосновная:
а) NH3 + H3PO4 → NH4H2PO4
б) 2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O
в) 3Ba(OH)2 + 2H3PO4 → Ba3(PO4)2 + 6H2O
г) NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O
4. Сокращенное ионное уравнение H+ + OН- → H2O отвечает
взаимодействию:
б) H2SO4 + KOH →
а) Fe(OH)3 + HCl →
в) H2SO4 + Ba(OH)2 →
г) NH4OH + HNO3 →
5. Какое вещество гидролизуется полностью?
а) CuSO4
б) Al2S3
в) Na2CO3
г) KCl
6. Среди нижеперечисленных веществ укажите неэлектролиты:
1) NO
2) CuSO4
3) CH3OH
4) HNO3
5) С2Н6
7. При полной диссоциации одного моль вещества образуются три
моль ионов. Формула этого вещества:
1) HCl
2) NaOH
3) Zn(NO3)2
4) AlCl3
8. Буферный раствор могут образовать смеси:
1) NH4Cl и NaOH
2) NH4Cl и NH4OH
4) (NH4)2SO4 и NH4OH
3) NH4OH и NaOH
5) 2NH4Cl и NaOH
9. При электролизе водного раствора KCl на инертном аноде
выделяется:
а) K
б) Cl2
в) O2
г) H2
10. Укажите схемы ОВР, в которых вода является окислителем:
б) H2O + Cl2 → HCl + HClO
а) CaO + H2O →
в) K + H2O →
г) KH + H2O → KOH + H2
35
Билет № 3
1. Растворимость кислорода в воде возрастает
а) с увеличением давления
б) при повышении температуры
в) при понижении давления
г) при понижении температуры
2. Укажите формулы веществ, которые в водном растворе
диссоциируют ступенчато:
б) KH2PO4
в) NaHCO3
г) KOH
а) FeCl3
3. Вещества, которые при диссоциации в воде могут образовывать
как ионы водорода, так и гидроксид-ионы, называются:
а) кислотами
б) амфотерными гидроксидами
в) основаниями
г) кислыми солями
4. Какая пара ионов участвует в образовании осадка при сливании
водных растворов K2CO3 и BaCl2 ?
а) CO32- + K+ →
б) Ba2+ + CO32- →
+
в) Cl + K →
г) CO32- + Cl- →
5. Какое вещество не подвергается гидролизу?
б) LiCl
в) Cr2S3
г) K2CO3
а) ZnSO4
6. Укажите сильные электролиты среди нижеперечисленных
соединений:
а) HClO4
б) CH3COOH
в) KNO3
г) Н2CO3
7. В растворе некоторой соли содержится один моль катионов
металла и 106.5 г ионов Cl-. Укажите формулу соли:
в) CaCl2
г) KClO3
а) NaCl
б) FeCl3
8. Буферным свойством обладает смесь:
а) (CH3COO)2Pb и CH3COOH
б) NH4NO3 и NH4OH
в) NH4NO3 и HNO3
г) Cu(OH)2 и CuCl2
9. При электролизе расплава NiSO4 на катоде выделяется:
в) O2
г) S
а) Ni
б) H2
10. Какие свойства в ОВР проявляет иодид-ион?
а) только окислителя
б) ни окислителя, ни восстановителя
в) только восстановителя г) и окислителя, и восстановителя
36
Билет № 4
1. Растворимость веществ зависит от:
а) их природы
в) степени измельчения твердого вещества
б) природы растворителя
г) температуры
2. Какие из веществ могут диссоциировать в воде как по типу
кислоты, так и по типу основания?
б) Al(OH)3
в) Ba(OH)2
г) Zn(OH)2
а) CH3COOH
3. В пробирках с какими веществами влажная лакмусовая бумажка
краснеет?
а) NH3
б) HCl
в) SO2
г) СО
4. Какие пары ионов не могут совместно находиться в водном
растворе в значительных количествах?
б) Ag+ и NO3в) Сa2+ и PO43- г) Ba2+ и CO32а) H+ и OН5. В водных растворах каких солей среда кислая?
а) KNO3
б) Ba(NO3)2
в) Al(NO3)3
г) FeSO4
6. Укажите слабые электролиты среди нижеперечисленных
соединений:
б) Ba(OH)2
в) HF
г) Cu(OH)2
а) H2O
7. Установите соответствие между составом соли и типом ее
гидролиза в водном растворе:
Состав соли
Тип гидролиза
а) K2SiO3
1) по катиону
2) по аниону
б) K2S
в) NaBr
3) по катиону и аниону
4) гидролизу не подвергается
8. Буферный раствор могут образовать смеси:
а) NaH2PO4 и Na2HPO4
б) 2 H3PO4 и 3 Ca(OH)2
в) HCOOH и HCOOK
г) HCOOK и HCOONa
9. При электролизе водного раствора сульфата меди(II) на
инертном аноде выделяется:
а) H2
б) Cu
в) O2
г) SO2
10. Двойственные окислительно-восстановительные свойства в ОВР
характерны для:
б) S
в) HNO3
г) KMnO4
а) SO2
37
Билет № 5
1. Какие характеристики применимы для описания истинных
растворов?
а) однородные системы
б) системы постоянного состава
в) системы переменного состава г) неоднородные системы
2. Вещества, которые при диссоциации в воде в качестве анионов
образуют только гидроксид ионы, называются:
1) основными солями
2) кислотами
3) щелочами
4) основаниями
5) амфотерными гидроксидами
3. С образованием в качестве положительно заряженных ионов
только катионов металла в водном растворе диссоциируют:
а) средние соли
б) кислые соли
в) соли аммония
г) амфотерные гидроксиды
4. Совместно с какими анионами в водных растворах в
значительных количествах может находиться катион Ba2+?
а) Clб) CO32в) SO42г) NO35. При полном гидролизе соли образовались гидроксид хрома(III)
и сероводород. Формула соли:
а) Cr2(SO3)3
б) Cr2(SO4)3
в) Cr2S3
г) Cr(HS)3
6. Укажите сильные электролиты среди нижеперечисленных
соединений:
1) Zn(NO3)2
2) H2S
3) HNO3
4) HCOOH
5) H3PO4
7. В каком из растворов среда (а) кислая, (б) щелочная (в)
нейтральная:
1) KNO3
2) Ca(NO3)2
3) FeCl3
4) CH3COONH4
5) FeSO4
6) Na2SO3
8. Буферный раствор могут образовать смеси:
б) KOH и K2SO4
а) KOH и H3PO4 (изб.)
в) CH3COOH и H2SO4
г) HNO3 и NaNO3
9. При электролизе водного раствора сульфата никеля на катоде
протекает процесс 2H2O -4e → O2 + 4H+. Из какого материала
сделан катод
а) из меди
б) из никеля
в) из золота
г) из цинка
10. Какой элемент имеет только отрицательную степень окисления?
а) кислород
б) хлор
в) фтор
г) сера
38
Билет № 6
1. Какие растворы могут находиться в равновесии с кристаллами
растворенного вещества?
1) насыщенные
2) разбавленные
3)ненасыщенные
4) концентрированные
5) пересыщенные
2. Вещества, которые при диссоциации в воде в качестве катионов
образуют только ионы водорода, называются:
а) щелочами
б) кислыми солями
в) кислотами
г) амфотерными гидроксидами
3. Водные растворы электролитов проводят электрический ток за
счет:
а) катионов и электронов
б) анионов и электронов
в) только электронов
г) катионов и анионов
4. Совместно с какими катионами в водных растворах в
значительных количествах могут находиться сульфат-ионы?
а) H+
б) Pb2+
в) NH4+
г) Ba2+
5. В растворе фосфата натрия лакмус имеет цвет:
а) оранжевый
б) красный
в) синий
г) фиолетовый
6. Укажите слабые электролиты среди нижеперечисленных
соединений:
1) H2SO3
2) H2SO4
3) H2S
4) K2SO4
7. При полной диссоциации одного моль вещества образуется пять
моль ионов. Формула этого вещества:
1) Fe2(SO4)3
2) Na3PO4
3) NaOH
4) Fe(NO3)3
8. Буферный раствор могут образовать смеси:
а) сильной кислоты и ее соли
б) слабой кислоты и ее соли
в) слабой кислоты и сильной кислоты
г) слабого основания и его соли
9. При электролизе водного раствора нитрата свинца на аноде
выделяется:
а) H2
б) О2
в) Pb
г) NO2
10. Какой элемент имеет только положительную степень
окисления?
а) неон
б) литий
в) углерод
г) водород