Раб. прогр. Кочкаров Химия 2012 КБГУ - Кабардино

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего
профессионального образования «Кабардино-Балкарский государственный университет
им. Х.М. Бербекова»
Кафедра неорганической и физической химии
Согласовано:
Декан химического факультета
__________ Лигидов М.Х.
«___» _________ 2012г.
Утверждаю:
Зав.кафедрой
__________ Кушхов Х.Б.
«___» _________ 2012г.
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ
«НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Направление 020100.62 Химия
Профиль «Неорганическая химия и химия координационных соединений»
Квалификация «Бакалавр Химии»
Очная форма обучения
____________________
Нальчик 2012
2
Рецензент
кандидат химических наук, доцент Кяров А.А.
Рабочая программа дисциплины «Неорганическая химия /сост. Ж.А.Кочкаров –
Нальчик: ФГБОУ КБГУ, 2012. - 68 с.
Рабочая программа предназначена для преподавания дисциплины
общепрофессиональной части профессионального цикла студентам очной формы
обучения по направлению подготовки 020100.62 Химия в 1 и 2 семестрах.
Рабочая программа составлена с учетом Федерального государственного
образовательного стандарта высшего профессионального образования по направлению
подготовки 020100.62 Химия, утвержденного приказом Министерства образования и
науки Российской Федерации «17» сентября 2009 г. № 337.
Составитель ____________________ Ж.А. Кочкаров
30.02.2012 г.
(подпись)
 Кочкаров Ж.А., 2012
 ФГБОУ КБГУ, 2012
3
Содержание
с.
1.
Цели и задачи освоения дисциплины…………………………………………… 4
2.
Место дисциплины в структуре ООП ВПО.......……………………………....... 4
3.
Требования к результатам освоения содержания дисциплины..........................
4
4.
Содержание и структура дисциплины (модуля)....…………………………......
7
4.1.
Содержание разделов дисциплины.......................................................................
7
4.2.
Структура дисциплины........................................................................................... 30
4.3.
Лабораторные работы……………………………………………………….........
31
4.4.
Практические занятия (семинары)....………………………………………........
33
4.5.
Самостоятельное изучение разделов дисциплины…………….………….........
35
5.
Образовательные технологии................................................................................
36
5.1.
Интерактивные образовательные технологии, используемые в аудиторных
занятиях…………………………………………………………………………… 37
6.
Оценочные средства для текущего контроля успеваемости и
промежуточной аттестации....................................................................................
38
7.
Учебно-методическое обеспечение дисциплины (модуля)......................……..
73
7.1.
Основная литература…………………………………………………………......
73
7.2.
Дополнительная литература…………………………………………………....... 73
7.3.
Периодические издания.....……………………………………….…………........
73
7.4.
Интернет-ресурсы...................................................................................................
73
7.5.
Методические указания к лабораторным занятиям ……………………..…….
74
7.6.
Методические указания к практическим занятиям ............................................. 75
7.7.
Программное обеспечение современных информационно-
8.
коммуникационных технологий ...................................................................……
75
Материально-техническое обеспечение дисциплины…………………….........
75
Лист согласования рабочей программы дисциплины…..………………….......
77
Дополнения и изменения в рабочей программе дисциплины …………….......
78
4
1 Цели и задачи освоения дисциплины.
Программа дисциплины составлена на основе требований ФГОС ВПО по
направлению подготовки 020100.62 Химия. Предназначена для бакалавров, обучающихся
по программе «Неорганическая химия и химия координационных соединений» (первый
год)
Цели освоения дисциплины (модуля): Преподавание неорганической химии в
университетах ставит своей главной целью раскрыть смысл основных законов, научить
студента видеть области применения этих законов, четко понимать их принципиальные
возможности при решении конкретных задач. Целью освоения дисциплины является
теоретическая и практическая подготовка студентов по основным (фундаментальным)
разделам общей и неорганической химии с учетом современных тенденций развития
химической науки, что обеспечивает решение задач будущей профессиональной
деятельности.
Задачи: Задачами неорганической химии являются изучение:
- современных представлений о строении вещества, о зависимости строения и свойств
веществ от положения составляющих их элементов в Периодической системе и
характера химической связи;
- природы химических реакций, используемых в производстве химических веществ и
материалов, кинетического и термодинамического подходов к описанию химических
процессов с целью оптимизации условий их практической реализации;
-важнейших свойств неорганических соединений и закономерностей их изменения в
зависимости от положения составляющих их элементов в Периодической системе.
2 Место дисциплины в структуре ООП ВПО
Дисциплина относится к базовой части учебного цикла – Б.3. Профессиональный
цикл и основывается на знаниях, навыках и умениях, приобретенных в результате
освоения химии, физики и математики в средней школе. Успешному освоению
дисциплины сопутствует параллельное изучение физики и математики как базовых
естественнонаучных дисциплин.
Изучение дисциплины «Неорганическая химия» как предшествующей составляет
основу дальнейшего освоения следующих дисциплин: «Органическая химия»,
«Физическая и коллоидная химия», «Аналитическая химия и ФХМА», «Физикохимические основы нанотехнологий».
3 Требования к результатам освоения содержания дисциплины
3.1.Элементы общекультурных (ОК) и профессиональных (ПК) компетенций,
формируемых данной дисциплиной
При изучении дисциплины особый акцент сделан на реализацию компетентностного
подхода, предусматривающего использование в учебном процессе активных и
интерактивных форм проведения занятий (семинаров в диалоговом режиме, дискуссий,
компьютерных симуляций, деловых и ролевых игр, разбор конкретных ситуаций,
психологических тренингов, групповых дискуссий). Удельный вес занятий, проводимых в
интерактивной форме, составляет 30% аудиторных занятий.
Процесс изучения дисциплины направлен на формирование элементов следующих
компетенций в соответствии с ФГОС ВПО и ООП ВПО по данному направлению
подготовки (специальности): а) общекультурных компетенций (ОК) и профессиональных
компетенций (ПК).
5
3.1.1.Общекультурные компетенции(ОК)
Изучение дисциплины «Неорганическая химия» позволит овладеть следующими
общекультурными компетенциями:
-способностью совершенствовать и развивать свой интеллектуальный и общекультурный
уровень, ориентироваться в условиях производственной деятельности и адаптироваться в
новых условиях (ОК-1);
-способностью к самостоятельному обучению новым методам исследования, изменению
научного и научно-производственного профиля своей профессиональной деятельности,
умением принимать нестандартные решения (ОК-2);
-способностью использовать на практике умения и навыки в организации
исследовательских и научных работ, пониманием философских концепций
естествознания, роли естественных наук в выработке научного мировозрения (ОК-4);
-владением современными компьютерными технологиями, применяемыми при обработке
результатов экспериментов и сборе, обработке, хранении и передачи информации при
проведении самостоятельных научных исследований (ОК-5);
-способностью использовать основные законы естественнонаучных дисциплин в
профессиональной деятельности, применяет методы математического анализа и
моделирования, теоретического и экспериментального исследования (ОК-6);
-способностью применять знание процессов и явлений, происходящих в живой и
неживой природе, пониманием возможности современных научных методов познания
природы и владением ими на уровне, необходимом для решения задач, имеющих
естественнонаучное содержание и возникающих при выполнении профессиональных
функций (ОК-12).
3.1.2. Профессиональные компетенции (ПК)
Изучение дисциплины позволит овладеть следующими профессиональными
компетенциями:
- пониманием сущности и социальной значимости профессии, основных перспектив и
проблем, определяющих конкретную область деятельности (ПК 1);
-способностью владеть основами теории фундаментальных разделов неорганической
химии (ПК-2);
-способностью применять основные законы химии при обсуждении полученных
результатов, в том числе с привлечением информационных баз данных (ПК-3);
-способностью владеть навыками химического эксперимента, основными синтетическими
и аналитическими методами получения и исследования химических веществ и реакций
(ПК-4);
-способностью владеть навыками работы на современной учебно-научной аппаратуре при
проведении химических экспериментов (ПК-5);
- владением методами регистрации и обработки результатов химических экспериментов
(ПК 6);
- пониманием необходимости безопасного обращения с химическими материалами с
учетом их физических и химических свойств, способностью проводить оценку возможных
рисков (ПК 7).
3.2.Результаты образования, формируемого данной дисциплиной
3.2.1.В результате освоения дисциплины обучающийся должен знать:
-основы современных теорий в области неорганической химии и способы их применения
для решения теоретических и практических задач в любых областях химии;
-основные понятия и законы химии, терминологию и номенклатуру важнейших
6
химических соединений;
- современные представления о строении атомов, молекул и веществ в различных
агрегатных состояниях;
- природу и типы химической связи;
- методологию применения термодинамического и кинетического подходов к описанию
химических процессов;
- специфику строения и свойства координационных соединений;
-характеристику элементов и их важнейших соединений,
- закономерности изменения физико-химических свойств простых и сложных веществ в
зависимости от положения составляющих их элементов в Периодической системе;
- основные правила охраны труда и техники безопасности при работе в химической
лаборатории
3.2.2.В результате освоения дисциплины обучающийся должен уметь:
-самостоятельно ставить задачу исследования в химических системах, выбирать
оптимальные пути и методы решения подобных задач как экспериментальных, так и
теоретических;
-обсуждать результаты исследований, ориентироваться в современной литературе по
неорганической химии, вести научную дискуссию по вопросам неорганической химии.
работать с химическими реактивами, растворителями, лабораторным химическим
оборудованием;
- производить расчеты, связанные: с приготовлением растворов заданной концентрации,
определением термодинамических и кинетических характеристик химических процессов,
определением стехиометрии химических реакций, определением условий образования
осадков труднорастворимых веществ и др.;
- использовать принцип периодичности и Периодическую систему для предсказания
свойства простых и сложных химических соединений и закономерностей в их изменении;
- проводить простой учебно-исследовательский эксперимент на основе владения
основными приемами техники работ в лаборатории;
- производить оценку погрешностей результатов физико-химического эксперимента;
- оформлять результаты экспериментальных и теоретических работ, формулировать
выводы.
3.2.3.В результате освоения дисциплины обучающийся должен владеть:
-основными приемами проведения физико-химических измерений;
-методами корректной оценки погрешностей при проведении химического эксперимента;
- теоретическими методами описания свойств простых и сложных веществ на основе
электронного строения их атомов и положения в Периодической системе химических
элементов;
- экспериментальными методами определения химических свойств и характеристик
неорганических соединений.
7
4 Содержание и структура дисциплины (модуля)
4.1 Содержание разделов дисциплины
№
раздел
а
1
Наименова
ние раздела
(модуля)
Содержание раздела
2
3
1. Предмет и задачи химии. Место химии в системе
естественных наук. Предмет и задачи химии. Основные
задачи современной неорганической химии. Современные направления развития химической науки.
Химическая форма движения материи. Химия как
система знаний о веществах – их составе, строении и
химической связи.
2. Атомно-молекулярное учение. Основные
химические понятия: атом, молекула, простое вещество,
химическое соединение. Химический элемент. Изотопы.
Атомная и Молекулярная масса. Моль, молярная масса,
молярная концентрация вещества.
Основные законы атомно-молекулярного учения.
Законы: сохранения, кратных отношений, постоянства
состава, объемных отношений. Закон Авогадро. Закон
эквивалентов. Соединения постоянного и переменного
состава.
Газовые системы. Газовые законы. Идеальный газ.
Уравнение Менделеева – Клапейрона. Парциальное
давление газа в смеси, относительная плотность газов.
3. Строение атома и электронных оболочек атома.
Экспериментальные основы современной теории
строения атома. Ядро и электронная оболочка. Планетарная модель атома и постулаты Бора, противоречия
модели.
Дуализм в поведении микрочастиц. Волновая природа
элементарных частиц. Уравнение де Бройля, принцип
неопределенности Гейзенберга. Квантовомеханическая
модель атома водорода. Волновое уравнение
Шредингера. Волновая функция и электронная плотность
электронов в атоме. Радиальное и угловое распределение
электронной плотности в атоме.
Квантовые числа. Атомные орбитали. Энергетические
уровни электрона в атомах. Вид s-, p-, d-, f- атомных
орбиталей. Принцип Паули. Правило Хунда и порядок
заполнения атомных орбиталей. Принцип наименьшей
энергии. Правила Клечковского. Понятие об
эффективном заряде ядра атома. Экранирование заряда
ядра электронами.
4.Периодический закон и Периодическая система
химических элементов с точки зрения теории
строения атома. Периодичность свойств элементов.
Особенности заполнения электронами атомных
«Химия как
1
наука.
Строение
вещества»
Современные
проблемы
неорганической химии.
Форма
текущего
контроля
4
Коллоквиум,
компьютерное
тестирование
8
орбиталей и формирование периодов. s-, p-, d-, fэлементы и их расположение в периодической системе.
Строение электронных оболочек элементов и их
периодичность. Главные и побочные подгруппы.
Различные формы таблиц периодической системы.
Периодичность свойств атомов. Радиусы атомов и ионов.
Орбитальные и эффективные радиусы. Изменение
атомных и ионных радиусов по периодам и группам.
Эффекты d- и f-сжатия. Ионизационный потенциал и его
изменение по периодам и группам. Факторы,
определяющие величину ионизационного потенциала.
Сродство к электрону и его изменение по периодам и
группам. Факторы, определяющие величину сродства к
электрону. Понятие об электроотрицатель-ности
элементов. Шкала Полинга. Изменение величин
электроотрицательности элементов по периодам и
группам.
Периодичность химических свойств элементов,
простых веществ и химических соединений. Вторичная
периодичность и ее проявление в свойствах элементов IV
и VI периодов. Изменение валентности по периодам и
группам. Изменение свойств элементов по периодам и
группам в зависимости от структуры внешних и
предвнешних электронных оболочек и радиусов атомов.
Изменение химической активности металлов и
неметаллов по периодам и группам. Изменение
кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по
периодам и группам.
5. Химическая связь и строение молекул,
валентность. Взаимодействие атомов. Причины
образования химической связи. Природа химической
связи. Молекула водорода и методы ее описания.
Квантовомеханическая трактовка механизма образования
связи в молекуле водорода. Основные типы химической
связи: ковалентная (неполярная и полярная), ионная,
металлическая. Механизмы образования ковалентной
связи. Общие особенности механизма образования
ковалентных и ионных связей. Основные положения
теории валентных связей (ВС). Особенности образования
связей по донорно-акцепторному механизму.
Насыщаемость и направленность химической связи.
Многоцентровая связь.
Валентность химических элементов. История
развития понятия валентности. Различные трактовки
понятия валентности в современной химии. Валентность
с позиций теории ВС. Валентность s-, p-, d-, f-элементов.
Постоянная и переменная валентности. Валентность и
степень окисления атомов элементов в их соединениях.
Координационное число химически связанного атома как
характеристика, дополняющая валентность.
Одиночные и кратные связи. σ- и π-разновидности
9
ковалентных связей. Относительная устойчивость (p–p)πи (p–d)π-связей. Количественные характеристики
химических связей. Порядок связи. Энергия связи. Длина
связи. Валентный угол. Эффективные заряды химически
связанных атомов и степень ионности связи. Дипольный
момент связи.
Степень ионности связи как функция разности
электроотрицательностей взаимодействующих атомов.
Дипольный момент многоатомной молекулы. Факторы,
определяющие величину дипольного момента
многоатомной молекулы.
Концепция гибридизации атомных орбиталей и
пространственное строение молекул и ионов.
Особенности распределения электронной
плотности гибридных орбиталей. Простейшие типы
гибридизации: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Гибридизация с
участием неподеленных электронных пар.
Пространственная конфигурация молекул и ионов типа
AX2, AX3, AX4, AX5, AX6, AX7. Теория отталкивания
электронных пар валентной оболочки и пространственная структура молекул.
Концепция поляризации ионов. Трактовка полярных
связей согласно концепции поляризации ионов.
Локализованные и делокализованные связи. Трех- и
многоцентровые связи. Делокализация π-электронной
плотности в молекуле бензола, графите, ионах
кислородсодержащих неорганических кислот.
Электроннодефицитные и электронноизбыточные
молекулы. Пространственная конфигурация молекул и
ионов кислородсодержащих неорганических кислот.
Теория молекулярных орбиталей (МО ЛКАО).
Основные положения теории МО. Энергетические
диаграммы. Связывающие и разрыхляющие МО.
Энергетические диаграммы МО двухатомных молекул
элементов второго периода. σ- и π-молекулярные
орбитали. Относительная устойчивость двухатомных
молекул и соответствующих ионов. Сравнение теории
ВС и МО. Химическая связь в частицах Н2, Н2+ и Н2- с
позиций методов МО и ВС.
Ионная связь и ее свойства. Поляризация иона в
электрическом поле. Поляризуемость и поляризующее
действие ионов. Изменение в периодах и группах.
Взаимодействие ионов в кристаллической решетке.
Энергия ионной кристаллической решетки, влияние
размеров и зарядов ионов.
Металлическая связь. Электронное строение
металлов с позиции МО ЛКАО. Валентные электроны,
электронный газ. Основы зонной теории. Связь в
металлах, полупроводниках и диэлектриках.
Химическая связь и типы кристаллов. Дефекты
кристаллической решетки. Твердые растворы.
10
2
Основные
закономерности протекания
химических
процессов»
6. Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дерВаальса. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействия. Факторы, определяющие энергию
межмолекулярного взаимодействия.
Водородная связь. Природа водородной связи, ее
количественные характеристики. Меж- и внутримолекулярная водородная связь. Водородная связь между
молекулами фтороводорода, воды, аммиака и спиртов.
Влияние водородной связи на физические свойства
веществ с молекулярной структурой. Общие особенности
физических свойств молекулярных кристаллов в
сравнении с ионными и атомными кристаллами.
Соединения включения. Клатратные соединения.
Кристаллическое состояние вещества. Деление
кристаллов по типу связи: атомные (ковалентные),
ионные, металлические, молекулярные.
Факторы, определяющие температуру плавления
ионных, атомных и молекулярных кристаллов.
Зависимость физических свойств веществ с молекулярной структурой от характера межмолекулярного
взаимодействия. Температуры плавления и кипения в
рядах веществ сходного состава, образованных
элементами одной подгруппы. Теплоты фазовых
переходов.
7.Современные проблемы неорганической химии.
Металлоорганическая и супрамолекулярная химия-химия
молекулярных ансамблей и молекулярных связей.
Полимолекулярные системы и их получение.
Селективное связывание молекул в супермолекулы.
Химия нестехиомерических соединений. Неорганические материалы. Наноматериалы и нанотехнологии.
Бионеорганическая химия.
8. Основы химической термодинамики.Энергетические
характеристики химических реакций.
Первое начало термодинамики. Внутренняя энергия
вещества. Превращения энергии и работы в химических
процессах. Закон сохранения энергии. Термохимия.
Понятие об энтальпии. Эндо-и экзотермические реакции.
Закон Гесса и следствие из него. Стандартное состояние
и стандартная энтальпия образования вещества. Расчеты
тепловых эффектов реакций. Энтальпия атомизации
веществ и энергия связи в многоатомных молекулах.
Цикл Борна - Габера. Принцип Бертло - Томпсона.
Второе начало термодинамики. Понятие энтропии.
Уравнение Больцмана. Изменение энтропии при фазовых
и химических превращениях. Стремление к максимуму
энтропии в изолированных системах как характеристика
возможности самопроизвольного протекания реакции.
Оценка знака изменения энтропии в химических
реакциях.
Энергия Гиббса. Уменьшение энергии Гиббса как
Коллоквиум,
компьютерное
тестирование
11
термодинамический критерий возможности самопроизвольного протекания процесса в закрытых
системах. Стандартное изменение энергии Гиббса в
реакции. Зависимость изменения энергии Гиббса от
температуры, давления и концентрации реагирующих
веществ. Особенности протекания газофазных, жидкофазных, твердофазных реакций. Роль энтальпийного и
энтропийного факторов в определении направления
процесса.
9. Основы химической кинетики. Гомогенные и
гетерогенные реакции. Скорость химической реакции и
факторы ее определяющие. Зависимость скорости
реакции от концентрации реагентов. Кинетическое
уравнение реакции. Многостадийные реакции. Порядок и
молекулярность реакции.
Понятие о механизме реакции. Переходное состояние,
или активированный комплекс. Энергия активации.
Факторы, определяющие величину энергии активации.
Энергетическая диаграмма реакции. Координата
реакции.
Влияние температуры на скорость химической
реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный
коэффициент скорости. Уравнение Аррениуса. Уравнение зависимости скорости реакции от температуры,
энергии активации и энтропии активации. Распределение
Максвелла - Больцмана.
Катализ и катализаторы. Ингибиторы и ингибирование. Каталитические яды. Влияние катализаторов на
скорость химической реакции. Особенности кинетики
газофазных, жидкофазных и твердофазных реакций.
Механизмы гомогенного и гетерогенного катализа.
Гомогенные и гетерогенные каталитические реакции.
Промежуточные стадии в гомогенных и гетерогенных
каталитических реакциях. Адсорбция физическая и
химическая. Природа адсорбционных сил.
Фотохимические и цепные реакции. Природа активных
частиц. Основные стадии протекания цепных реакций.
Неразветвленные и разветвленные цепные реакции на
примере образования хлороводорода и воды.
10. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые
химические реакции. Состояние равновесия и принцип
микроскопической обратимости реакции. Кинетический
и термодинамический подходы к описанию химического
равновесия. Константа химического равновесия и
различные способы ее выражения. Связь константы
химического равновесия со стандартным изменением
энергии Гиббса. Смещение химического равновесия при
изменении условий. Принцип Ле Шателье.
12
3
Основы
химии
растворов.
Реакции в
водных
средах.
11.Общие свойства растворов. Растворы неэлектролитов. Теории растворов. Растворение как физикохимический процесс. Изменение энтальпии и энтропии
при растворении веществ. Сольватация. Сольваты.
Особые свойства воды как растворителя. Гидраты и
кристаллогидраты.
Общие свойства растворов – диффузия и осмос.
p-Элементы Осмотическое давление и его значение. Методы
VIIА–IVA определения молекулярных масс растворенных веществ.
Жидкие растворы. Растворитель и растворяемое
групп. Бор.
вещество. Растворимость. Насыщенные, ненасыщенные,
пересыщенные, разбавленные и концентрированные
растворы. Взаимодействие растворенного вещества и
растворителя. Состояние вещества в растворе.
Концентрация растворов и способы ее выражения:
массовая доля, молярность, нормальность, моляльность,
мольная доля, титр.
Закономерности растворимости газов в жидкостях,
двух жидкостей, твердых веществ в жидкостях. Закон
Генри. Влияние на растворимость природы компонентов,
температуры и давления. Перекристаллизации и
экстракция.
Давление и состав пара над раствором. Закон Рауля.
Кристаллизация и кипение раствора. Криоскопия и
эбулиоскопия. Идеальные и реальные растворы.
12.Растворы электролитов. Изотонический
коэффициент. Водные растворы электролитов.
Электролитическая диссоциация растворенных
веществ. Основы теории электролитической диссоциации. Механизм диссоциации. Влияние природы
вещества на его способность к электролитической
диссоциации в водном растворе. Гидратация ионов в
растворе.
Кислотно-основные взаимодействия в растворах.
Роль растворителя в кислотно-основном взаимодействии.
Растворы слабых электролитов. Константа и степень
диссоциации слабого электролита. Закон разбавления
Оствальда.
Растворы сильных электролитов. Кажущаяся степень
диссоциации сильного электролита. Активность и
коэффициент активности. Ионная сила раствора.
Основные представления теории сильных электро-литов
(теории Бренстеда и Лоури, Льюиса и др.). Протонная
теория кислот и оснований, протолиз и протолитические
реакций. Протолиты и апротолиты. Роль растворителя в
кислотно- основном взаимодействии. Сила кислородсодержащих кислот и ее зависимость от их состава и
строения.
Вода как ионизирующий растворитель. Электронное
строение и структура молекулы воды. Самоионизация
Коллоквиум,
компьютерное
тестирование
13
жидкой воды. Диссоциация воды. Ионное произведение
воды. Водородный и гидроксильный показатели среды.
Ион гидроксония. Индикаторы. Методы определения рН.
Буферные растворы. Кислотно-основный характер
диссоциации гидроксидов в зависимости от положения
элементов в периодической системе. Диссоциация
средних, кислых и основных солей.
Реакции комплексообразования в водных растворах.
Причины образования комплексных часгиц в растворах.
Равновесия в растворах комплексных соединений.
Общие и ступенчатые константы устойчивости и
нестойкости. Основные факторы, определяющие
устойчивость комплексных соединений, энтальпию и
энтропию комплексообразования. Жесткие и мягкие
доноры и акцепторы. Хелатный эффект. Правило циклов
Чугаева.
Труднорастворимые электролиты. Равновесие между
осадком и насыщенным раствором. Произведение
растворимости. Влияние одноименных ионов на
растворимость веществ. Перевод труднорастворимых
осадков в растворимое состояние. Влияние рН раствора
на образование труднорастворимого вещества.
Неводные растворы. Жидкие аммиак, фтороводород и
другие растворители. Растворимость веществ в неводных
растворителях. Возможность диссоциации веществ в
неводных растворах.
13.Реакции в неорганической химии.
Классификация химических реакций. Обменные
реакции в растворах. Реакции нейтрализации. Кислотноосновные взаимодействия как реакции переноса протона.
Индикаторы кислотно-основного равновесия в водных
растворах. Смещение равновесия нейтрализиции в
зависимости от силы реагирующих электролитов.
Гидролиз солей. Представления Аррениуса и Вернера
о механизме гидролиза. Понятие об аквакислотах.
Ионные уравнения гидролиза. Константа и степень
гидролиза. Влияние природы, заряда и радиуса ионов на
их склонность к гидролизу. Влияние концентрации
раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза.
Влияние константы диссоциации кислоты(основания),
кислоты и основания на константу гидролиза. Сложные
случаи гидролиза. Обратимый и необратимый гидролиз.
Гидролиз кислых солей. Гидролиз труднорастворимых
солей. Совместный гидролиз солей. Условия подавления
гидролиза. Общие принципы получения
легкогидролизующихся солей, их очистки и сушки.
Окислительно-восстановительные реакции в
водных растворах. Окислительно-восстановительные
процессы как реакции переноса электрона. Участие воды
в окислительно-восстановительных реакциях.
Окислители и восстановители. Составление уравнений
14
окислительно-восстановительных реакций. Метод ионномолекулярных полуреакций. Метод протоннокислородного баланса. Классификация окислительновосстановительных реакций. Новый подход к классификации ОВР. Типы окислительно-восстановительных
реакций.
Количественные характеристики окислительновосстановительных переходов. Равновесие на границе
металл - раствор. Электродные потенциалы металлов.
Гальванический элемент (ГЭ). Работа ГЭ Якоби-Даниэля.
Электродвижущая сила гальванического элемента.
Аккумуляторы и сухие батареи.
Водородный электрод и водородный нуль отсчета
потенциалов. Стандартные условия и стандартный
потенциал полуреакции. Таблицы стандартных
восстановительных потенциалов. Использование
табличных данных для оценки возможности протекания
окислительно-восстановительных реакций.
Окислительно-восстановительные равновесия в
растворах. Окислительно-восстановительные
потенциалы и их зависимость от концентрации
реагентов. Уравнение Нернста. Влияние рН на величину
восстановительного потенциала. Окислительновосстановительные свойства воды. Редокс-потенциалы и
оценка направления и полноты протекания кислительновосстановительных реакций. Зависимость между
величинами редокс-потенциалов систем и изменением
энергии Гиббса. Подбор окислителей и восстановителей
с учетом стандартных редокс-потенциалов.
Электролиз растворов и расплавов. Электролиз
расплавов и водных растворов электролитов. Катодные и
анодные процессы. Потенциал разложения. Явление
перенапряжения. Практическое значение электролиза.
Электролитические способы получения металлов из
расплавов и растворов. Законы Фарадея.
Электрохимическая коррозия металлов- результат
работы ГЭ. Продукты химической и электрохимической
коррозии и основные методы защиты от коррозии.
14. Дисперсные системы. Коллоиды. Классификация
дисперсных систем. Суспензии и эмульсии. Коллоидные
растворы. Устойчивость коллоидных растворов.
Строение коллоидной частицы и мицеллы. Лиофильные
и лиофобные коллоиды. Золи и гели. Пептизация,
коагуляция, седиментация коллоидов. Коллоидные
растворы в природе и технике. Сорбция и сорбционные
процессы.
15.Комплексные соединения. Экспериментальные
основы координационной теории Вернера. Типы
лигандов, дентатность. Хелаты. Изомерия и
Номенклатура. Описание электронного строения
комплексных соединений. Использование метода ВС.
15
Понятие о теории поля лигандов. Расщепление энергии
d-электронов в полях различной симметрии:
октаэдрическом, тетраэдрическом, тетрагональном,
квадратном. Приложение метода МО для описания
комплексных соединений. Энергия стабилизации полем
лигандов. Спектрохимический ряд лигандов. Комплексы
слабого и сильного полей, их электронные конфигурации
и магнитные свойства. Природа связей металл - лигаид.
Координационное число и структура комплексных
соединений с позиций теории поля лигандов.
16.Современные методы синтеза и анализа
неорганических веществ. Элементный анализ.
Хроматография. Физико-химический анализ. Диаграммы
плавкости бинарных систем. Рентгенография.
Спектроскопические методы. Оптическая спектроскопия:
электронные, колебательные и вращательные спектры.
Радиоспектро-скопия: спектры ЯМР и ЭПР.
Калориметрия, тензиметрия, масс-спектрометрия.
17. p-Элементы VII А группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение атомных
радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к
электрону, электроотрицательности элементов.
Валентность и степени окисления атомов. Изменение по
группе устойчивости соединений в высшей степени
окисления атомов. Характер химических связей в
соединениях.
Окислительно-восстановительные свойства простых
веществ. Изменение энергий связи в молекулах
галогенов и их реакционная способность. Хлорная,
бромная и йодная вода. Общий принцип получения
свободных галогенов. Токсичность галогенов. Меры
предосторожности при работе с галогенами.
Интергалогениды - Межгалогенные соединения,
соединения межгалогенных анионов. Фториды хлора (I,
III, V), брома (I, III, V), йода (I, III, V, VII). Хлориды
брома (I), йода (I, III). Сравнительная устойчивость
фторидов и хлоридов. Реакционная способность.
Окислительно-восстановительные свойства и способы
получения. Фторирующие агенты.
Галогеноводороды. Устойчивость молекул. Характер
химических связей в молекулах. Физические свойства.
Изменение температур плавления и кипения в ряду
фтороводород–иодоводород. Ассоциация молекул
фтороводорода. Восстановительные и кислотные
свойства. Особенности фтороводородной кислоты.
Общие принципы получения. Промышленное получение
соляной кислоты. Применение соляной, плавиковой
кислот. Аналитические реакции галогенид-ионов.
Оксиды фтора, хлора (I, IV, VII), брома (I), йода (V).
Окислительно-восстановительные и кислотные свойства.
Оксокислоты - кислородсодержащие кислоты хлора,
16
брома, йода. Строение молекул. Окислительновосстановительные и кислотные свойства. сравнительная
устойчивость солей и кислот. Применение гипохлоритов,
хлоратов, перхлоратов. Окисляющие, горючие и
взрывчатые смеси на основе хлората и перхлората калия.
Хлорная или белильная известь (хлорка).
18. p-Элементы VIA группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение атомных
радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону, электроотрицательности металлического и
неметаллического характера элементов по группе.
Валентность и степени окисления атомов. Характер
химических связей в соединениях. Особенности
кислорода.
Простые вещества. Аллотропные модификации.
Химическая связь в молекуле кислорода с позиций
теорий ВС и МО. Строение молекулы озона.
Полиморфные модификации и строения молекулы серы.
Условия существования двухатомных молекул.
Окислительно-восстановительные свойства. Отношение
простых веществ к металлам и неметаллам, воде,
кислотам и щелочам. Принципы получения кислорода и
озона. Основные способы получения простых веществ.
Гидриды типа Н2Э. Строение молекул. Термическая
устойчивость. Физические свойства. Изменение
температур плавления и кипения в ряду вода–теллуроводород. Химические свойства. Восстановительные и
кислотные свойства в ряду вода–теллуроводород.
Сероводород. Свойства. Общие принципы получения
халькогеноводородов.
Халькогениды. Средние, основные и кислые
халькогениды. Гидролиз. Общие принципы получения.
Применение. Аналитические реакции халькогенидионов.
Гидриды серы H2Sn -Полисульфиды. Строение
молекул. Устойчивость. Кислотные и окислительновосстановительные свойства. Сравнительная
устойчивость полисульфидов и соответствующих им
кислот.
Оксиды. Оксиды элементов (IV, VI). Особенности
строения. Отношение оксидов к воде, кислотам и
щелочам. Окислительно-восстановительные свойства.
Принципы получения.
Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты.
Строение молекул и анионов кислот. Кислотные и
окислительно-восстановительные свойства в ряду
сернистая–теллуристая кислоты. Соли. Сульфиты
средние и кислые. Гидролиз солей. Окислительновосстановительные свойства. Получение. Разложение
сульфитов. Аналитические реакций сульфит-ионов.
Серная, селеновая и теллуровая кислоты. Строение
17
молекул и анионов кислот. Кислотные и окислительные
свойства в ряду серная–теллуровая кислоты. Свойства
разбавленных и концентрированных кислот. Способы
получения. Промышленные способы получения серной
кислоты. Полисерные кислоты. Олеум. Термодинамическая характеристика реакции окисления сернистого газа.
Сульфаты. Гидросульфаты. Дисульфаты (пиросульфаты).
Селенаты. Теллураты.
Тиокислоты и их соли. Тиосульфаты. Строение
тиосульфат-иона. Восстановительные свойства
тиосульфата натрия. Применение тиосульфата натрия.
Политионовые кислоты и их соли. Гидросернистая
кислота. Строение их молекул. Относительная
устойчивость и окислительно-восстановительные
свойства кислот и их солей.
Пероксокислоты серы и их соли. Пероксомоносерная
и пероксодисерная кислоты. Строение их молекул.
Пероксосульфаты. Электросинтез пероксокислот и
солей. Их окислительно-восстановительные свойства.
Галогениды серы. Сравнительная устойчивость.
Свойства.
Оксохлориды серы. Оксохлорид серы. Диоксохлорид
серы. Строение молекул. Гидролиз. Сравнительная
устойчивость различных оксогалогенидов серы, селена,
теллура.
19. p-Элементы VA группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение в подгруппе
атомных радиусов, ионизационных потенциалов,
сродства к электрону и электроотрицательности
элементов. Валентность и степени окисления атомов.
Изменение устойчивости соединений в высшей степени
окисления атомов. Характер химических связей в
соединениях. Особенности азота.
Простые вещества. Особенности строения.
Склонность к образованию полимерных форм фосфора,
мышьяка и сурьмы. Химическая связь в молекуле азота с
позиций теорий ВС и МО. Аллотропные модификации
фосфора, мышьяка и сурьмы. Химические свойства
простых веществ. Реакционная способность
молекулярного и атомарного азота, белого и красного
фосфора. Окислительно-восстановительные свойства
простых веществ. Отношение простых веществ к
металлам, воде, кислотам и щелочам. Принципы
получения и применения простых веществ. Фиксация
азота из воздуха. Общие принципы фиксации. Новые
методы низкотемпературной фиксации азота.
Гидриды ЭН3. Строение молекул. Изменение
температур плавления и кипения в ряду аммиак–
висмутин. Изменение термической устойчивости,
реакционной способности, восстановительных свойств,
склонности к реакциям присоединения в ряду аммиак–
18
висмутин. Образование и устойчивость ионов аммония и
фосфония. Принципы получения гидридов ЭН3.
Аммиак. Получение. Термодинамическая
характеристика реакции синтеза аммиака. Растворение
аммиака в воде. Реакции присоединения аммиака.
Амминокомплексы. Соли аммония и их термическое
разложение. Реакции замещения водорода в аммиаке.
Амиды, имиды, нитриды. Реакции окисления аммиака.
Применение аммиака. Аналитические реакции иона
аммония.
Гидразин. Строение молекулы. Основные и
окислительно-восстановительные свойства.
Окислительно-восстановительная двойственность. Соли
гидразония. Гидразин как топливо. Основные методы
получения – методы Байера и Рашига .
Гидроксиламин. Строение молекулы. Основные и
окислительно-восстановительные свойства.
Окислительно-восстановительная двойственность. Соли
гидроксиламмония. Получение– методы Тафеля и
Рашига .
Азотистоводородная кислота и ее соли. Строение
молекулы азотистоводородной кислоты и азид-иона.
Кислотные и окислительно-восстановительные свойства.
Окислительно-восстановительная двойственность.
Азиды. Взрывоопасность кислоты и азидов.
Оксиды азота (I, II, III, IV, V). Строение молекул.
Особенности строения молекул оксонитрида азота (V) –
N2O и других оксидов. Отношение к воде, щелочам и
кислотам. Окислительно-восстановительные свойства.
Принципы получения. Термодинамическая
характеристика реакции синтеза оксида азота (II) из
простых веществ. Токсичность оксидов азота. Влияние
на окружающую среду.
Азотистая кислота. Строение молекулы и нитритиона. Нитриты. Окислительно-восстановительные
свойства кислоты и нитритов. Токсичность нитритов.
Возможные пути получения. Аналитические реакции
нитрит-ионов.
Азотная кислота. Строение молекулы азотной
кислоты и нитрат-иона. Окислительные свойства
разбавленной и концентрированной азотной кислоты в
реакциях с металлами,неметаллами и сложными
веществами.
Лабораторные и промышленные методы получения.
Способы Оствальда и Глаубера. Царская водка.
Применение азотной кислоты. Соли азотной кислоты,
продукты их термического разложения и окислительные
свойства. Токсичность нитратов. Аналитические реакции
нитрат-ионов.
Азотные удобрения. Пороха и взрывчатые вещества.
Факторы, обусловливающие взрывчатые свойства и
19
взрывоопасность веществ. Принципы составления
горючих и взрывчатых смесей.
Фосфин. Получение и окислительно-восстановительные свойства.
Оксиды фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута (III и
V). Особенности строения. Отношение к воде, кислотам
и щелочам. Принципы получения.
Кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли.
Фосфорноватистая кислота и гипофосфиты.Фосфористая
кислота и фосфиты. Фосфорноватая кислота,
гипофосфаты. Мета-, ди- (пиро-) и полифосфорные
кислоты и их соли. Ортофосфорная кислота и ее соли.
Строение молекул кислот фосфора, их основность и
окислительно-восстановительные свойства. Получение
ортофосфорной кислоты.
Фосфорные удобрения. Простой суперфосфат.
Двойной суперфосфат. Преципитат. Фосфоритная мука.
Смешанные удобрения. Аммофос. Азофоска.
Гидроксиды мышьяка, сурьмы (III, V) и висмута (III).
Мета- и орто-формы. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Мышьяковая
и сурьмяная кислоты. Общие принципы получения.
Арсенаты (III, V). Стибаты (III,V). Висмутаты (V).
Оксосоединения висмута и сурьмы. Особенности
гидролиза солей сурьмы и висмута.
Гидриды мышьяка, сурьмы и висмута (III).Получение
и свойства.
Галогениды элементов (III, V). Их сравнительная
устойчивость. Типы галогенидов. Особенности их
гидролиза. Галогениды азота. Хлориды фосфора (III,V).
Оксохлориды. Оксохлорид азота. Оксотрихлорид
фосфора. Их гидролиз. Фосфонитрилхлорид. Особенности его строения.
Сульфиды мышьяка, сурьмы и висмута. Общие
принципы их получения. Тиосоли мышьяка и сурьмы.
Соединения с металлами- Нитриды, Фосфиды,
Арсениды и Стибиды. Типы нитридов. Особенности
химических связей в них. Сплавы мышьяка, сурьмы и
висмута. Токсичность фосфора, сурьмы, висмута и их
соединений. Круговороты азота и фосфора в природе.
20. p-Элементы IVA группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение атомных
радиусов, ионизационных потенциалов и электроотрицательности элементов. Валентность и степени
окисления атомов. Изменение устойчивости соединений
в высшей степени окисления атомов. Характер
химических связей в соединениях. Особенности
химических связей, образуемых атомами углерода (IV).
Простые вещества. Аллотропные модификации
углерода. Наноматериалы на основе углерода.
Фуллерены: методы получения, сферы применения.
20
Углеродные нанотрубки: получение и свойства.
Особенности их строения. Полупроводниковые свойства
кремния и германия. Химические свойства. Их реакционная способность. Окислительно-восстановительные
свойства. Отношение к кислороду, металлам, воде,
кислотам и щелочам. Соединения включения графита.
Формы нахождения элементов в природе. Принципы
получения простых веществ. Применение простых
веществ.
Гидриды типа ЭН4. Строение молекул. Изменение
температур плавления и кипения в ряду метан–гидрид
свинца. Химические свойства. Реакционная способность
метана и других гидридов. Общие принципы получения
гидридов. Силаны, получение и восстановительные
свойства.
Оксид углерода (II). Химическая связь в молекуле с
позиций теорий ВС и МО. Получение. Восстановительные свойства. Реакции присоединения. Карбонилы
металлов. Фосген. Токсичность оксида углерода (II).
Оксид углерода (IV). Строение молекулы. Отношение
к воде, щелочам. Получение. Применение. Влияние
углекислого газа на окружающую среду. Угольная
кислота и ее соли. Строение молекулы угольной кислоты
и карбонат-иона. Свойства кислоты. Карбонаты,
гидрокарбонаты, основные карбонаты. Особенности
осаждения труднорастворимых карбонатов
из водных растворов. Термическая устойчивость
карбонатов. Применение.
Оксиды кремния, германия, олова и свинца (II, IV).
Диоксид кремния, особенности его строения, аморфная и
кристаллическая формы. Кварц. Кварцевое стекло.
Отношение диоксида кремния к воде, кислотам,
щелочам. Перевод в растворимые соединения.
Кремниевые кислоты. Метакремниевая,
Ортокремниевая и Поликремниевые кислоты.
Особенности их строения. Получение. Золи и гели
кремниевых кислот. Силикагель как адсорбент. Соли
кремниевых кислот. Орто-, мета-, полисиликаты.
Алюмосиликаты. Искусственные силикаты.
Стекла. Факторы, определяющие устойчивость
стеклообразного состояния силикатов. Состав и методы
получения простого стекла. Кристаллизация стекол.
Ситаллы. Стекловолокна и стеклоткани. Цеолиты.
Цемент. Вяжущие вещества. Тугоплавкие керамики на
основе кремния и других элементов.Кремнийорганические соединения. Оловянные кислоты.
Силиконы и силоксаны. Простейшие из этих
соединений. Особенности их строения. Свойства.
Оксиды германия, олова, свинца (II, IV). Их
сравнительная устойчивость. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства оксидов.Их
21
отношение к воде, кислотам, щелочам. Общие принципы
получения.
Гидроксиды германия, олова, свинца (II, IV).
Сравнительная устойчивость, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Соли
гидроксидов элементов (II, IV) в катионной и анионной
формах. Относительная устойчивость, склонность к
гидролизу.
Соединения с серой. Моно- и дисульфиды.
Сероуглерод. Тиосоединения (кислоты и соли).
Тиоугольная кислота и тиокарбонаты. Тиосоединения
кремния, германия, олова.
Галогениды элементов (II, IV). Их сравнительная
устойчивость. Типы галогенидов. Гидролиз.
Галогенокомплексы. Гексафторокремниевая
кислота и ее соли. Гексахлорооловянная кислота и ее
соли.
Соединения углерода и кремния с азотом. Нитриды.
Циан(дициан), свойства и получение. Циановодород.
Циановодородная кислота. Цианиды. Цианид-ионы как
лиганды. Особенности получения цианидов тяжелых
металлов. Гидролиз цианидов. Токсичность
циановодорода и цианидов. Циановая кислота, цианаты,
получение и свойства.
Роданистоводородная кислота. Тиоцианаты.
Получение и свойства.
Соединения с металлами. Карбиды металлов. Типы
карбидов. Отношение карбидов различных типов к воде,
кислотам. Карборунд.
Силициды. Природа химической связи, получение и
свойства. Круговорот углерода в природе.
4
Общие
свойства sэлементов.
Водород.
Подгруппа
21. Бор. Особые свойства бора. Отношение к кислороду,
воде, кислотам и щелочам. Гидриды бора. Их состав.
Диборан, особенности химических связей в молекуле
диборана. Устойчивость и реакционная способность
гидридов бора. Гидридобораты.
Оксид бора. Особенности строения. Свойства.
Отношение к воде, щелочам. Орто-, мета-, полиборные
кислоты. Их состав и строение. Сила кислот. Орто-,мета-,
полибораты. Бура.
Галогениды бора. Строение молекул. Реакции
присоединения. Гидролиз.
Тетрафтороборная кислота. Фторобораты.
Нитрид бора. Полиморфные модификации нитрида
бора. Их свойства. Боразон.
22. s -Элементы 1А группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение по группе
атомных радиусов и ионизационных потенциалов.
Характер химических связей в соединениях. Химическая
активность металлов. Ее изменение в ряду литий–цезий.
Коллоквиум,
компьютерное
тестиро-
22
алюминия.
Отношение щелочных металлов к неметаллам, воде,
вание
кислотам. Способы получения.
Гидриды. Природа связи. Свойства. Способы
получения.
Оксиды. Пероксиды. Надпероксиды. Озониды.
Строение. Сравнительная устойчивость. Отношение к
воде, кислотам и щелочам. Окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
Гидроксиды. Свойства-отношение к кислотам,
оксидам и солям. Изменение силы основания в ряду
гидроксидов лития–цезия. Принципы промышленного
получения гидроксидов натрия и калия, их применение.
Меры предосторожности при работе с щелочами.
Соли: галогениды, сульфаты, карбонаты, нитраты,
нитриты, сульфиды, нитриды. Возможность образования
двойных солей и кристаллогидратов. Кальцинированная,
кристаллическая, питьевая сода. Получение соды. Поташ.
Глауберова соль. Применение солей. Аналитические
реакции катионов щелочных металлов.
23. Водород. Общая характеристика водорода.
Положение его в периодической системе. Строение
атома. Валентность и степень окисления атомов
водорода. Характер химических связей в его
соединениях. Условия образования и существования
ионов Н+, Н–, Н3О+. Физические и химические свойства
водорода. Водород как восстановитель. Восстановительная способность атомарного и молекулярного водорода.
Взаимодействие водорода с металлами и неметаллами.
Способы получения свободного водорода.
Гидриды. Типы гидридов: ионные, ковалентные,
полимерные, нестехиометрические. Пероксид водорода.
Строение молекулы. Получение. Окислительновосстановительные свойства в различных средах.
24.s-Элементы второй группы. Подгруппа бериллия и
магния. Подгруппа кальция. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение по группе
атомных радиусов и ионизационных потенциалов.
Характер химических связей в соединениях.Особенности
бериллия. Физические и химические свойства металлов.
Отношение к неметаллам, воде, кислотам и щелочам.
Способы получения. Применение.
Гидриды. Особенности структуры гидридов. Свойства.
Принципы получения.
Соединения с кислородом. Оксиды. Пероксиды. Их
структура. Сравнительная устойчивость. Отношение к
воде, кислотам, щелочам. Окислительновосстановительные свойства. Оксид кальция (негашеная
известь).
Гидроксиды. Их структура. Кислотно-основные
свойства. Амфотерность гидроксида бериллия.
23
Оксоляция и оляция. Принципы получения. Гидроксид
кальция (гашеная известь).
Соли. Галогениды, карбонаты, сульфаты, нитраты,
сульфиды, нитриды, фосфиды. Кристаллогидраты. Соли
бериллия в катионной и анионной формах. Комплексные
соединения бериллия. Гидролиз солей бериллия и
магния. Оксохлорид магния.
Аналитические реакции катионов металлов.
Жесткость воды и методы ее устранения. Токсичность
соединений бериллия и бария.
Цемент, газосиликатные материалы.
25. Подгруппа алюминия. Физические и химические
свойства металлов ряда алюминий-таллий. Изменение
температур плавления и кипения в ряду алюминий–
таллий. Химическая активность металлов. Отношение к
кислороду, воде,
кислотам, щелочам. Принципы получения металлов.
Получение и применение алюминия.
Гидриды элементов (III) ряда алюминий-таллий.
Особенности строения. Свойства и получение.
Галогениды элементов (III) ряда алюминий-таллий.
Особенности строения. Свойства и получение.
Нитриды элементов (III) ряда алюминий-таллий.
Особенности строения. Свойства и получение.
Оксиды элементов(III) ряда алюминий-таллий. Их
сравнительная устойчивость. Химические
свойства.Кислотно-основные свойства. Принципы
получения. Оксид таллия (I).
Гидроксиды элементов (III) ряда алюминий-таллий.
Состав и особенности строения. Кислотно-основные
свойства в ряду гидроксидов алюминия–таллия.
Отношение к кислотам и щелочам. Гидроксид таллия (I).
Соли. Соли алюминия в катионной и анионной
формах. Кристаллогидраты. Комплексные соединения.
Двойные соли. Сравнительная характеристика солей
элементов (III). Гидролиз солей. Особенности строения
алюминатов. Соли таллия (I). Окислительновосстановительные свойства соединений таллия (I) и
таллия (III). Токсичность соединений таллия.
24
5
Общая
характеристика d- элементов
26. d-Элементы ШВ группы. Редкоземельные
элементы. Общая характеристика элементов. Строение
атомов. Изменение по группе атомных и ионизационных
потенциалов ряду Sc-Y-La-Ac. Валентность и степень
окисления атомов. Характер химических связей в
соединениях. Склонность к комплексообразованию.
Химические свойства простых веществ. Изменение по
группе химической активности. Отношение к кислороду,
воде, кислотам. Способы получения Sc,Y,La,Ac.
Гидриды. Особенности структуры гидридов. Свойства.
Принципы получения.
Оксиды и гидроксиды (Ш). Изменение кислотноосновных свойств гидроксидов в ряду скандий-актиний.
Получение и свойства.
Соли: галогениды, сульфаты, карбонаты, нитраты,
нитриды и сульфиды. Склонность к образованию солей в
катионной и анионной формах, комплексных
соединений. Двойные соли.
27. d-Элементы IVВ группы. Общая характеристика
элементов подгруппы титана. Строение атомов.
Изменение по группе атомных радиусов и ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления
атомов. Характер химических связей в соединениях.
Склонность к комплексообразованию. Изменение
химических свойств по группе. Физические и
химические свойства простых веществ. Химическая
активность при обычной и высокой температурах.
Отношение к кислороду, воде, кислотам и щелочам.
Коррозионная устойчивость. Механизм растворения
металлов в смеси азотной и плавиковой кислот. Способы
получения.
Оксиды титана, циркония, гафния (IV). Особенности
строения. Свойства. Их отношение к воде, кислотам,
щелочам. Перевод в растворимые соединения. Принципы
получения. Оксиды титана (II, III). Свойства.
Гидроксиды титана, циркония, гафния (IV).
Особенности строения. Кислотно-основные свойства.
Отношение к воде, кислотам, щелочам. Получение.
Перокисдные соединения и пероксокислоты.
Титанаты. Цирконаты. Гидроксиды титана (II, III).
Свойства.
Галогениды элементов (IV). Галогениды титана (II,
III).Гидролиз галогенидов. Оксогалогениды. Галогенокомплексы. Сульфаты и нитраты (IV)/
28.d-Элементы VB группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение по группе
атомных радиусов и ионизационных потенциалов.
Валентность и степень окисления атомов. Характер
химических связей в соединениях. Склонность к
комплексообразованию. Изменение химических свойств
по группе. Физические и химические свойства простых
Коллоквиум,
компьютерное
тестирование
25
веществ. Химическая активность при обычной и высокой
температурах. Отношение к кислороду, воде, кислотам,
щелочам. Отношение к царской водке, смеси азотной
и плавиковой кислот. Способы получения простых
веществ.
Оксиды ванадия, ниобия, тантала (V). Кислотноосновные свойства окисдов и гидроксидов. Ванадаты.
Поливанадаты. Соединения оксованадия. Ниобаты.
Танталаты. Оксиды и гидроксиды ванадия (II, III, IV).
Галогениды элементов (V). Галогениды ванадия (II, III,
IV). Гидролиз галогенидов. Оксогалогениды.
Галогенокомплексы. Пероксиды -свойства и получение.
29. d-Элементы VIB группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение по группе
атомных радиусов и ионизационных потенциалов.
Валентность и степени окисления. Окислительновосстановительные свойства соединений в разных
степенях окисления атомов. Характер химических
связей в соединениях. Склонность к комплексообразованию. Кластерные соединения. Изменение химических
свойств по группе. Физические и химические свойства
простых веществ. Химическая активность при обычной
и высокой температурах. Отношение к кислороду,
галогенам, воде, кислотам, щелочам. Основные способы
получения.
Оксиды хрома (II, III, VI). Их сравнительная
устойчивость. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Отношение к воде,
кислотам, щелочам. Принципы получения.
Оксиды молибдена и вольфрама (VI). Отношение к
воде, кислотам, щелочам. Принципы получения.
Изменение устойчивости, окислительной способности и
кислотного характера в ряду оксидов хрома–вольфрама
(VI).
Гидроксиды хрома (II, III, VI). Состав и особенности
строения гидроксида хрома (III). Хромовые кислоты.
Изополикислоты хрома. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Принципы
получения. Молибденовая и вольфрамовая кислоты.
Устойчивость, кислотные и окислительные свойства в
ряду хромовая-вольфрамовая кислоты. Изополикислоты
и гетерополикислоты молибдена и вольфрама.
Соли хрома (II). Свойства. Принципы получения. Соли
хрома (III) в катионной и анионной формах.
Кристаллогидраты. Комплексные соединения. Двойные
соли. Гидролиз. Соли хрома (VI). Хроматы, полихроматы. Окислительные свойства хроматов и дихроматов.
Принцип действия хромовой смеси.
Соли молибдена и вольфрама (VI). Молибдаты и
вольфраматы. Полимолибдаты и поливольфраматы.
26
Окислительные свойства в ряду хроматы–вольфраматы.
Галогениды хрома (II, III). Галогениды молибдена и
вольфрама (VI). Кластерные галогениды молибдена и
вольфрама. Диоксогалогениды. Свойства. Гидролиз.
Пероксосоединения хрома. Пероксид хрома. Пероксохромовые кислоты. Устойчивость и окислительные
свойства пероксосоединений хрома.
30. d-Элементы VIIB группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение по группе
атомных радиусов и ионизационных потенциалов.
Валентность и степени окисления атомов. Изменение по
группе устойчивости соединений в высшей степени
окисления атомов. Характер химической связи в
соединениях. Склонность к комплексообразованию.
Кластерные соединения. Изменение химических
свойств по группе. Физические и химические свойства
простых веществ. Отношение к кислороду, воде,
кислотам, щелочам. Способы получения.
Оксиды марганца (II, III, IV, VII). Устойчивость,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам.
Принципы получения. Оксиды технеция и рения (VII).
Кислотно-основные свойства.
Гидроксиды марганца (I, III, IV, VII). Устойчивость,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Принципы получения. Гидроксиды технеция и
рения (VII).
Соли марганца (II). Кристаллогидраты. Комплексные
соединения. Свойства. Соли марганца (III, IV). Соли
марганца (VI). Манганаты. Гидролиз. Окислительновосстановительные свойства. Принципы получения.
Соли марганца (VII). Перманганаты. Окислительные
свойства перманганата в кислой, щелочной и
нейтральной средах. Принципы получения.
Соли технеция и рения (VII). Пертехнаты. Перренаты.
31.d-Элементы VIIIВ группы. Семейство железа.
Семейство платиновых металлов.
Семейство железа. Общая характеристика элементов
семейства железа. Строение атомов. Изменение
атомных радиусов и ионизационных потенциалов в
рядах железо–никель и железо–осмий. Валентность и
степени окисления атомов. Характер химических связей
в соединениях. Склонность элементов к образованию
катионной и анионной форм, комплексообразованию.
Кластерные соединения. Физические и химические
свойства железа, кобальта, никеля. Ферромагнетизм.
Химическая активность при обычной и высокой
температурах. Отношение к кислороду, воде, кислотам
и щелочам. Коррозия железа. Пирофорное железо.
Нахождение железа в природе. Промышленные методы
получения железа. Применение железа. Чугун. Сталь.
27
Специальные стали.
Оксиды железа, кобальта, никеля (II, III). Состав и
особенности строения гидроксида железа (III).
Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства гидроксидов (II, III). Отношение к воде,
кислотам, щелочам. Принципы получения.
Соли железа, кобальта, никеля (II). Кристаллогидраты.
Двойные и основные соли. Качественные реакции на
катионы металлов (+2). Соли железа, кобальта, никеля
(III) в катионной и анионной формах. Качественные
реакции на катионы металлов (+3). Кристаллогидраты.
Структура безводных хлоридов. Двойные и Основные
соли.
Ферриты (III) и их окислительно-восстановительные
и кислотно-основные свойства. Способы получения.
Ферраты (IV). Окислительные свойства. Принципы
получения.
Комплексные соединения железа, кобальта, никеля.
Относительная устойчивость простых и комплексных
солей железа, кобальта, никеля (II,III). Аква-, аммин-,
гидроксо-, циано-, оксалатокомплексы. Карбонилы.
Ферроцен. Характер химических связей в молекуле
ферроцена. Многоядерные комплексы.
Семейство платиновых металлов. Физические и
химические свойства платиновых металлов (рутений,
родий, палладий, осмий,иридий и платина). Химическая
активность при обычной и высокой температурах.
Отношение к кислороду, водороду, воде, кислотам,
щелочам, царской водке. Схема переработки
самородной платины. Другие методы получения
металлов.
Оксиды и гидраты оксидов. Оксиды рутения (IV,VI).
Рутенаты. Оксиды осмия (VI, VII). Осматы. Оксиды и
гидроксиды родия и иридия (III). Оксиды и гидроксид
палладия (II). Комплексные соединения платины.
Катионные, анионные и нейтральные комплексы
платины (II, IV). Аммин- и цианокомплексы.
Гексахлороплатиновая кислота и ее соли.__
32.d-Элементы IB группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение по группе
атомных радиусов и ионизационных потенциалов.
Валентность и степени окисления атомов. Характер
химической связи в соединениях. Склонность к
комплексообразованию. Химические свойства простых
веществ. Отношение к кислороду, воде, щелочам,
кислотам. Растворение золота в царской водке. Способы
добычи меди, серебоа и золота. Основные способы
получения. Применение металлов.
Оксиды меди (I, II), серебра (I, II), золота (I, III).
Свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам.
Принципы получения.
28
6
Гидроксиды меди (II), серебра (I) и золота (III).
Кислотно-основные свойства. Отношение к воде,
кислотам, щелочам. Принципы получения.
Соли меди, серебра, золота (I). Окислительновосстановительные свойства.
Галогенокомплексы. Фотографические процессы на
основе галогенидов серебра. Аммин- и цианокомплексы. Соли меди (II). Кристаллогидраты. Комплексные
соединения. Галогено-, циано- и амминокомплексы.
Соли золота (III). Соли в катионной и анионной формах.
Аква-, циано-, галогенокомплексы. Тетрахлорозолотая
кислота и ее соли.
33.d-Элементы IIB группы. Общая характеристика
элементов. Строение атомов. Изменение по группе
атомных радиусов и ионизационных потенциалов.
Валентность и степени окисления атомов. Характер
химической связи в соединениях. Склонность к
комплексообразованию. Физические и химические
свойства простых веществ. Отношение к кислороду,
воде, кислотам, щелочам. Амальгамы. Меры
предосторожности при работе с ртутью. Способы
получения металлов. Применение металлов.
Оксиды цинка и кадмия (II). Оксиды ртути (I, II).
Свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам.
Принципы получения.
Гидроксиды цинка и кадмия (II). Кислотно-основные
свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам.
Принципы получения.
Соли. Кристаллогидраты. Соли цинка в катионной и
анионной формах. Соли ртути (I, II). Окислительновосстановительные свойства солей ртути (I, II).
Гидролиз солей цинка, кадмия, ртути. Цинкаты.
Комплексные соединения. Аммин-, циано-, галогенокомплексы. Их устойчивость в ряду цинк – ртуть.
Продукты взаимодействия солей ртути с аммиаком.
Гелий и p- 34. Гелий и p-элементы восьмой группы. Общая
элементы
характеристика элементов. Строение атомов.
восьмой
Возможные валентности и степени окисления атомов
группы.
элементов. Изменение по группе атомных радиусов и
f-элементы. ионизацион-ных потенциалов. Причины химической
инертности. Физические свойства. Характер
межмолекулярного взаимодействия. Изменение
температур кипения и плавления в ряду гелий –радон.
Химические соединения. Фториды ксенона и криптона.
Принципы их получения. Гидролиз фторидов.
Кислородсодержащие соединения ксенона. Клатратные
соединения аргона и его аналогов. Оксид ксенона и
Ксеноновые кислоты.
35. f-Элементы. Общая характеристика элементов.
Положение в периодической системе. Строение атомов.
4f- и 5f-элементы. Изменение атомных радиусов и
Коллоквиум,
компьютерное
тестирование
29
ионизационных потенциалов по периоду. Валентность
4f- и 5f-элементов. Внутренняя периодичность свойств.
Характер химических связей в соединениях.Склонность
к комплексообразованию. Сходства и различия в
свойствах 4f- и 5f-элементов.
Лантаниды (4f-элементы). Валентность, характер
химических связей и формы соединений. Химические
свойства металлов. Отношение к кислороду, воде,
кислотам. Оксиды. Гидроксиды. Изменение кислотноосновных свойств по периоду. Соли. Двойные соли.
Соединения церия (IV): оксиды, гидроксиды, цераты.
Актиниды (5f-элементы). Валентность элементов,
характер химических связей и формы соединений в
рядах торий–кюрий и берклий–лоуренсий. Химические
свойства металлов. Соединения тория (IV): оксид,
гидроксид, галогениды. Соединения урана (VI): оксид,
гидроксид, галогениды, уранаты, соединения диоксоурана. Соединения нептуния и плутония (VI, VII):
нептунаты, плутонаты, соединения оксонептуния и
оксоплутония. Радиоактивность 5f-элементов. Типы
реакций радиоактивного распада. Реакции, лежащие в
основе синтеза трансурановых элементов.
30
4.2 Структура дисциплины
Общая трудоемкость дисциплины составляет 19 зачетных единиц (684 часа)
Вид работы
Общая трудоемкость
Аудиторная работа:
Лекции (Л)
Практические занятия (ПЗ)
Лабораторные работы (ЛР)
Самостоятельная работа:
Курсовой проект (КП), курсовая работа (КР)1
Расчетно-графическое задание (РГЗ)
Реферат (Р)
Эссе (Э)
Самостоятельное изучение разделов
Контрольная работа (К)2
Самоподготовка (проработка и повторение
лекционного материала и материала учебников и
учебных пособий, подготовка к лабораторным и
практическим занятиям, коллоквиумам, рубежному
контролю и т.д.),
Подготовка и сдача экзамена3
Вид итогового контроля (зачет, экзамен)
№
раздела
2
3
30
30
60
70
63
133
27
380
27
304
54
684
4.2.1. Разделы дисциплины, изучаемые в первом семестре
Количество часов
Наименование разделов
1
1
Трудоемкость, часов
1
2
Всего
семестра семестра
380
304
684
247
190
437
114
57
171
38
38
76
95
95
190
106
87
193
2
«Химия как наука. Строение вещества»
Основные закономерности протекания
химических процессов»
Основы химии растворов. Реакции в
водных средах.
Общие свойства р-элементов VIIА-ША
групп.
Итого:
Аудиторная
работа
Л
ПЗ
ЛР
Внеауд.
работа
СР
3
4
5
6
7
50
28
8
4
10
62
28
8
6
20
241
58
22
85
76
353
114
38
95
106
Всего
На курсовой проект (работу) выделяется не менее одной зачетной единицы трудоемкости (36 часов)
Только для заочной формы обучения
3
При наличии экзамена по дисциплине
1
2
31
4.2.2. Разделы дисциплины, изучаемые во втором семестре
Количество часов
№
раздела
Наименование разделов
1
2
4
5
Аудиторная
Работа
Всего
Внеауд.
работа
СР
Л
ПЗ
ЛР
3
4
5
6
7
Общая характеристика s-элементов. Водород
Подгруппа алюминия
47
10
6
16
15
Общая характеристика d-элементов
168
34
22
60
52
Гелий и p-элементы восьмой группы
62
13
10
19
20
Итого:
277
57
38
95
87
Всего:
630
171
76
190
193
Общая характеристика f-элементов
6
4.3 Лабораторные работы
№
ЛР
№
раздела
Наименование лабораторных работ
Кол-во
часов
1
2
3
4
1
1
Определение относительной молекулярной массы оксида
углерода (IV)
2
2
1
Определение молярной массы эквивалента цинка
2
3
2
Скорость химических реакций. Зависимость скорости
реакции от температуры и концентрации
2
4
2
2
5
2
Химическое равновесие. Влияние температуры и
концентрации на химическое равновесие
Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ
6
3
Очистка твердых веществ от примесей
4
7
3
Растворы. Растворимость солей, Произведение
растворимости
4
8
3
Приготовление растворов заданной концентрации
6
9
3
Электролитическая диссоциация (протолиз)
6
10
3
Гидролиз (Протолиз) солей
4
11
3
Окислительно-восстановительные реакции
6
2
32
4
3
Электрохимические свойства металлов, электролиз
растворов солей
Коррозия металлов
14
3
Получение и свойства кислорода
4
15
3
Свойства водорода и пероксида водорода
4
16
3
Галогены и их соединения
8
17
3
Сера. Свойства серы и ее соединений
8
18
3
Азот и его соединения, получение и свойства
7
19
3
Фосфор и его соединения
6
20
3
Углерод и кремний, соединения углерода и кремния
6
21
3
Бор и его соединения. Получение и свойства
4
22
4
Свойства щелочных металлов и их соединений
4
23
4
6
24
4
Бериллий, магний, кальций, стронций, барий и их
соединения
Алюминий и его соединения
25
5
6
26
5
Редкоземельные элементы: Титан, цирконий и гафний.
Оксиды гидроксиды и соли
Ванадий, ниобий, тантал и их соединения
27
5
Хром, молибден, вольфрам и их соединения
6
28
5
Марганец, соединения марганца
6
29
5
Железо, кобальт, никель и их соединения
6
30
5
Медь, серебро, золото и их соединения
6
31
5
Цинк, кадмий и их соединения
6
32
5
Олово, свинец и их соединения
6
33
5
Мышьяк, сурьма, висмут и их соединения
6
34
5
Качественное определение ионов d-элементов
6
35
6
Синтез неорганических веществ
12
36
6
Получение и свойства комплексных соединений
7
12
3
13
4
6
6
33
4.4 Практические занятия (семинары)
№
№
занятия раздела
1
2
1
1
2
1
3
1
4
1
5
1
6
1
7
2
8
2
9
2
10
2
11
3
12
3
13
3
14
3
15
3
16
3
17
3
Тема
Кол-во
часов
3
4
Атомно-молекулярное учение: Основные законы атомномолекулярного учения. Закон Авогадро. Газовые законы.
Закон эквивалентов/Решение задач
Строение атома и электронных оболочек атома.
Квантовомеханическая модель атома. Квантовые числа./
Решение задач
Периодический закон и Периодическая система
химических элементов с точки зрения теории строения
атома. Периодичность свойств элементов/ Решение задач
Химическая связь и строение молекул, валентность.
Теория молекулярных орбиталей (МО)/ Решение задач
Комплексные соединения. Химическая связь в
комплексных соединениях. / Решение задач
Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса.
Ориентационное, индукционное и дисперсионное
взаимодействия. Водородная связь.
Основы химической термодинамики. Первое начало
термодинамики / Решение задач
Основы химической термодинамики. Второе начало
термодинамики. Энергия Гиббса/ Решение задач
.
Основы химической кинетики. Закон действующих масс.
Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. / Решение
задач
Химическое равновесие. Связь константы химического
равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса. /
Решение задач
Общие свойства растворов. Растворы неэлектролитов.
Растворимость. Концентрация растворов/ Решение задач.
Общие свойства растворов. Растворы неэлектролитов.
Растворимость. Концентрация растворов/ Решение задач.
Общие свойства растворов. Растворы неэлектролитов Закон
Рауля. Кристаллизация и кипение раствора. / Решение задач
Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
Закон разбавления Оствальда/ Решение задач.
Растворы электролитов. Ионное произведение воды.
Водородный и гидроксильный показатели среды.
Произведение растворимости. / Решение задач
Гидролиз солей. Качественная и количественная
характкристика гидролиза / Решение задач.
Окислительно-восстановительные процессы. / Решение
задач
1
1
2
2
1
1
2
2
2
2
2
2
2
2
4
2
4
34
18
3
19
3
Гальванические элементы. Электролиз растворов и
расплавов/ Решение задач
p-Элементы VII А группы. / Решение задач
20
3
p-Элементы VII А группы./ Решение задач
2
21
3
p-Элементы VIA группы./ Решение задач
2
22
23
3
3
24
3
p-Элементы VA группы. /. Решение задач
p-Элементы VA группы. /. Решение задач
25
26
3
3
p-Элементы IVA группы./ Решение задач
p-Элементы IVA группы./ Решение задач
2
2
27
3
Свойства бора
1
28
4
s -Элементы 1А группы. Водород./ Решение задач
2
29
4
s-Элементы IIA группы./ Решение задач
2
30
4
31
5
s-Элементы IIA группы.
Подгруппа алюминия/ Решение задач
d-Элементы ШВ группы/ Решение задач
32
5
d-Элементы IVВ группы. / Решение задач
2
33
5
d-Элементы VB группы. / Решение задач
2
34
5
d-Элементы VIB группы. / Решение задач
2
35
5
d-Элементы VIIB группы. / Решение задач
2
36
5
d-Элементы IB группы. / Решение задач
2
37
5
d-Элементы IIB группы. / Решение задач
2
38
6
f-Элементы. / Решение задач
1
p-Элементы VIA группы./ Решение задач
4
2
2
2
2
2
2
35
4.5 Самостоятельное изучение разделов дисциплины
№
раздела
Вопросы, выносимые на самостоятельное изучение
Кол-во
часов
1
2
3
1
Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных
наук. Предмет и задачи химии. Основные задачи современной
неорганической химии. Современные направления развития
химической науки. Химическая форма движения материи. Химия
как система знаний о веществах – их составе, строении и
химической связи.
1
Ионная связь и ее свойства. Поляризация иона в электрическом
поле. Поляризуемость и поляризующее действие ионов.
Изменение этих свойств в периодах и группах. Ионная связьпредельный случай ковалентной полярной связи.
Металлическая связь. Электронное строение металлов с позиции
МО ЛКАО. Валентные электроны, электронный газ.
4
10
3
Дисперсные системы. Коллоиды. Дисперсные системы.
Классификация дисперсных систем. Суспензии и эмульсии.
Коллоидные растворы. Устойчивость коллоидных растворов.
Строение коллоидной частицы и мицеллы. Лиофильные и
лиофобные коллоиды. Золи и гели. Пептизация, коагуляция,
седиментация коллоидов. Коллоидные
6
4
Водород. Общая характеристика водорода. Положение водорода в
периодической системе. Строение атома. Валентность и степень
окисления атомов водорода. Характер химических связей в его
соединениях. Условия образования и существования ионов Н+, Н–,
Н3О+. Физические и химические свойства водорода. Водород как
восстановитель. Восстановитель-ная способность атомарного и
молекулярного водорода. Взаимодействие водорода с металлами и
неметаллами. Способы получения свободного водорода. Гидриды.
Типы гидридов: ионные, ковалентные, полимерные,
нестехиометрические. Пероксид водорода. Строение молекулы.
Получение. Окислительно-восстановительные свойства в
различных средах.
10
36
5
6
6
d-Элементы IIB группы.Общая характеристика элементов.
Строение атомов. Изменение по группе атомных радиусов и
ионизационных потенциалов. Валентность и степени окисления
атомов. Характер химической связи в соединениях. Физические и
химические свойства простых веществ. Отношение к кислороду,
воде, кислотам, щелочам. Амальгамы. Применение металлов.
Оксиды цинка и кадмия. Оксиды ртути (I, II). Свойства.
Отношение оксидов к воде, кислотам, щелочам. Принципы
получения. Гидроксиды цинка и кадмия. Кислотно-основные
свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы
получения. Соли. Кристаллогидраты. Соли цинка в катионной и
анионной формах. Соли ртути (I, II). Окислительновосстановительные свойства солей ртути (I, II). Гидролиз солей
цинка, кадмия, ртути. Цинкаты. Комплексные соединения.
Лантаниды (4f-элементы). Валентность, характер химических
связей и формы соединений. Химические свойства металлов.
Отношение к кислороду, воде, кислотам. Оксиды. Гидроксиды.
Изменение кислотно-основных свойств по периоду. Соли.
Двойные соли. Соединения церия (IV): оксиды, гидроксиды,
цераты. Реакции, лежащие в основе синтеза трансурановых
элементов.
Актиноиды (5f-элементы). Валентность элементов, характер
химических связей и формы соединений в рядах торий–кюрий и
берклий–лоуренсий. Химические свойства металлов. Соединения
тория (IV): оксид, гидроксид, галогениды. Соединения урана (VI):
оксид, гидроксид, галогениды, уранаты, соединения диоксоурана.
Соединения нептуния и плутония (VI, VII): нептунаты, плутонаты,
соединения оксонептуния и оксоплутония. Радиоактивность 5fэлементов.
10
10
10
5. Образовательные технологии
В соответствии с требованиями ФГОС ВПО по направлению подготовки реализация
компетентностного подхода предусматривает широкое использование в учебном процессе
активных и интерактивных форм проведения занятий (компьютерных симуляций,
деловых и ролевых игр, разбор конкретных ситуаций, психологические и иные тренинги и
т.д.) в сочетании с внеаудиторной работой с целью формирования и развития требуемых
компетенций обучающихся. Удельный вес занятий, проводимых в интерактивных формах
составляет 30% процентов от всего объема аудиторных занятий (131ч).
37
5.1.Интерактивные образовательные технологии, используемые
в аудиторных занятиях
Семестр
Вид
занятия
(Л, ПР, ЛР)
1
Л
ПР
ЛР
2
Л
ПР
ЛР
Итого:
Используемые интерактивные образовательные
технологии
Количество
часов
Мультимедийная презентация, выполненная
средствами программы Microsoft PowerPoint
Демонстрационный химический эксперимент.
Компьютерные симуляции. Постановка и решение
проблемных и ситуационныхзаданий.
Групповая дискуссия, деловые и ролевые игры,
коммуникативные тренинги. Диалоговая форма
решения проблемных и ситуационных заданий.
20
Компьютерные симуляции выполнения лабораторных работ, групповая дискуссия, разбор и анализ
ситуаций, демонстрационный химический
эксперимент.
Мультимедийная презентация, выполненная
средствами программы Microsoft PowerPoint
Демонстрационный химический эксперимент.
Компьютерные симуляции. Постановка и решение
проблемных и ситуационных заданий.
Групповая дискуссия, деловые и ролевые игры,
коммуникативные тренинги. Диалоговая форма
решения проблемных и ситуационных заданий.
26
Компьютерные симуляции выполнения лабораторных работ, групповая дискуссия, разбор и анализ
ситуаций, демонстрационный химический
эксперимент.
25
20
20
20
131
38
6. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости и
промежуточной аттестации.
6.1.Первый семестр
6.1.1. Зачетные вопросы
1. Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук.
2.Основные химические понятия: атом, молекула, простое вещество, химическое
соединение. Химический элемент. Атомная и Молекулярная масса. Моль, молярная масса,
молярная концентрация вещества.
3.Основные законы атомно-молекулярного учения. Законы: сохранения, кратных
отношений, постоянства состава, объемных отношений. Закон Авогадро. Закон
эквивалентов.
4. Газовые законы. Идеальный газ. Уравнение Менделеева – Клапейрона. Парциальное
давление газа в смеси, относительная плотность газов.
5. Экспериментальные основы современной теории строения атома. Дуализм в поведении
микрочастиц. Волновая природа элементарных частиц.
6.Уравнение де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга. Квантовомеханическая
модель атома водорода. Волновое уравнение Шредингера.
7.Квантовые числа. Смысл квантовых чисел. Атомные орбитали. Энергетические уровни
электрона в одноэлектронном многоэлектронном атомах. Принцип Паули.
8.Правило Хунда и порядок заполнения атомных орбиталей. Принцип наименьшей
энергии. Правило Клечковского.
9.Периодический закон. Периодическая система. Особенности заполнения электронами
атомных орбиталей и формирование периодов. s-, p-, d-, f-элементы и их расположение в
периодической системе.
10. Строение электронных оболочек элементов. Периодичность строения электронных
оболочек. Изменение атомных и ионных радиусов по периодам и группам. Эффекты d- и
f-сжатия.
11. Ионизационные потенциалы, сродство к электрону, электроотрицательность
элементов. Факторы, определяющие эти величины и их изменение по периодам и
группам.
12.Периодичность химических свойств элементов, простых веществ и химических
соединений. Изменение свойств элементов по периодам и группам в зависимости от
структуры внешних и предвнешних электронных оболочек и радиусов атомов. Изменение
кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по периодам и группам.
13. Основные типы химической связи: ковалентная (неполярная и полярная), ионная,
металлическая. Общие особенности механизма образования ковалентных и ионных
связей.
14.Основные положения теории валентных связей (ВС). Особенности образования связей
по донорно-акцепторному механизму. Насыщаемость и направленность химической
связи. Многоцентровая связь.
15.Валентность химических элементов. Валентность с позиций теории ВС. Валентность s-,
p-, d-, f-элементов. Постоянная и переменная валентности. Валентность и степень
окисления атомов элементов в их соединениях.
16.Одиночные и кратные связи. σ- и π-разновидности ковалентных связей. Относительная
устойчивость (p–p)π- и (p–d)π-связей. Количественные характеристики химических
связей. Порядок связи. Энергия связи. Длина связи. Валентный угол. Степень ионности
связи. Эффективные заряды химически связанных атомов и степень ионности связи.
Дипольный момент связи.
17. Концепция гибридизации атомных орбиталей и пространственное строение молекул и
ионов. Особенности распределения электронной плотности гибридных орбиталей.
Простейшие типы гибридизации: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Гибридизация с участием
39
неподеленных электронных пар. Влияние отталкивания электронных пар на
пространственную конфигурацию молекул.
18.Концепция поляризации ионов. Трактовка полярных связей согласно концепции
поляризации ионов. Локализованные и делокализованные связи. Трех- и многоцентровые
связи. Делокализация π-электронной плотности в молекуле бензола,графите, ионах
кислородсодержащих неорганических кислот.
19.Теория молекулярных орбиталей (МО). Основные положения, энергетические
диаграммы, связывающие и разрыхляющие МО. Энергетические диаграммы МО
двухатомных молекул элементов второго периода. σ- и π-молекулярные орбитали.
Сравнение теории ВС и МО.
20.Комплексные соединения. Строение комплексных соединений, теория
кристаллического поля. Химическая связь в комплексных соединениях и особенности их
строения. Гибридизация атомных орбиталей комплексообразователя.
21. Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное,
индукционное и дисперсион-ное взаимодействия. Факторы, определяющие энергию
межмолекулярного взаимодействия.
22.Водородная связь. Природа водородной связи, ее количественные характеристики.
Меж- и внутри-молекулярная водородная связь.
23. Энергетические характеристики химических реакций. Первое начало термодинамики.
Превращения энергии и работы в химических процессах.
24.Термохимия. Понятие об энтальпии. Эндо- и экзотермические реакции. Закон
Гесса и следствие из него. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования
вещества. Расчеты тепловых эффектов реакций.
25.Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Оценка знака изменения энтропии в
химических реакциях. Энергия Гиббса. Роль энтальпийного и энтропийного факторов в
определении направления процесса.
26. Гомогенные и гетерогенные реакции и системы. Скорость химической реакции и
факторы ее определяющие. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов.
Кинетическое уравнение реакции. Порядок и молекулярность реакции.
27.Понятие о механизме реакции. Переходное состояние, или активированный комплекс.
Энергия активации. Факторы, определяющие величину энергии активации.
28.Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа.
Температурный коэффициент скорости. Уравнение Аррениуса.
29.Катализ и катализаторы. Ингибиторы и ингибирование. Каталитические яды.
Гомогенные и гетерогенные каталитические реакции. Активные центры твердых
катализаторов.
30. Обратимые и необратимые химические реакции. Состояние равновесия и принцип
обратимости реакции. Кинетический и термодинамический подходы к описанию
химического равновесия. Константа химического равновесия и ее связь со стандартным
изменением энергии Гиббса. Смещение химического равновесия при изменении условий.
Принцип Ле Шателье.
31.Теории растворов. Растворение как физико-химический процесс. Изменение энтальпии
и энтропии при растворении веществ. Сольватация. Сольваты. Особые свойства воды как
растворителя. Гидраты. Кристаллогидраты.
32.Общие свойства растворов – диффузия и осмос. Осмотическое давление и его
значение. Методы определения молекулярных масс растворенных веществ.
33.Растворитель и растворяемое вещество. Растворимость. Насыщенные, ненасыщенные,
пересыщенные, разбавленные и концентрированные растворы. Взаимодействие
растворенного вещества и растворителя. Состояние вещества в растворе.
34.Концентрация растворов и способы ее выражения: массовая доля, молярность,
нормальность, моляльность, мольная доля, титр.
40
35.Закономерности растворимости газов в жидкостях, двух жидкостей, твердых веществ в
жидкостях. Закон Генри. Влияние на растворимость природы компонентов, температуры
и давления. Перекристаллизации и экстракция.
36.Давление и состав пара над раствором. Закон Рауля. Кристаллизация и кипение
раствора. Криоскопия и эбулиоскопия.
37. Изотонический коэффициент. Электролитическая диссоциация растворенных веществ.
Основы теории электролитической диссоциации. Механизм диссоциации. Влияние
природы вещества на его способность к электролитической диссоциации в водном
растворе. Кислотно-основный характер диссоциации гидроксидов в зависимости от
положения элементов в периодической системе. Диссоциация средних, кислых и
основных солей.
38.Растворы слабых электролитов. Константа и степень диссоциации слабого электролита.
Закон разбавления Оствальда.
39.Растворы сильных электролитов. Кажущаяся степень диссоциации сильного
электролита. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора.
40.Основные представления теории сильных электролитов (теории Бренстеда и Лоури,
Льюиса и др.). Протонная теория кислот и оснований, протолиз и протолитические
реакций. Протолиты и апротолиты.
41.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный
показатели среды. Ион гидроксония. Индикаторы. Методы определения рН. Буферные
растворы.
42.Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным
раствором. Произведение растворимости. Влияние одноименных ионов на растворимость
веществ. Влияние рН раствора на образование труднорастворимого вещества.
43.Гидролиз солей. Ионные уравнения гидролиза. Константа и степень гидролиза. Влияние
природы, заряда и радиуса ионов на их склонность к гидролизу. Влияние концентрации
раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза. Влияние константы диссоциации
кислоты(основания), кислоты и основания на константу гидролиза.
44.Сложные случаи гидролиза. Обратимый и необратимый гидролиз. Гидролиз кислых
солей. Гидролиз труднорастворимых солей. Совместный гидролиз солей. Условия
подавления гидролиза. Общие принципы получения легкогидролизующихся солей, их
очистки и сушки.
45.Гидролиз с точки зрения протолитической теории кислот и оснований.
46. Окислительно-восстановительные процессы как реакции переноса электрона.
Окислители и восстановители. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Новый подход к классификации ОВР. Типы окислительно-восстановительных реакций.
47.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод ионномолекулярных полуреакций. Метод протонно-кислородного баланса.
48.Количественные характеристики окислительно-восстановительных переходов.
Окислительно-восстановительные системы. Уравнение Нернста. Стандартные редокспотенциалы и способы их определения.
49. Редокс-потенциалы и оценка направления и полноты протекания окислительновосстановительных реакций. Зависимость между величинами редокс-потенциалов систем
и изменением энергии Гиббса. Подбор окислителей и восстановителей с учетом
стандартных редокс-потенциалов.
50. Равновесие на границе металл - раствор. Электродный потенциал. Водородный
электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов, факторы, определяющие
положение металла в ряду СЭП.
60.Химические источники электрического тока- гальванические элементы (ГЭ). Работа ГЭ
Якоби-Даниэля. Электродвижущая сила гальванического элемента. Принцип работы ГЭ:
Аккумуляторы и сухие батареи.
41
61.Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Катодные и анодные
процессы. Потенциал разложения. Явление перенапряжения. Практическое значение
электролиза. Электролитические способы получения металлов из расплавов и растворов.
Законы Фарадея.
62.Электрохимическая коррозия металлов- как результат работы ГЭ. Продукты
химической и электрохимической коррозии и основные методы защиты от коррозии.
63. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем. Суспензии и эмульсии.
64.Коллоиды. Коллоидные растворы. Устойчивость коллоидных растворов. Строение
коллоидной частицы и мицеллы. Лиофильные и лиофобные коллоиды. Золи и гели.
Пептизация, коагуляция, седиментация коллоидов.
4.6.1. 2. Экзаменационные вопросы
1. Предмет и задачи химии. Место химии в системе естественных наук.
2.Основные химические понятия: атом, молекула, простое вещество, химическое
соединение. Химический элемент. Атомная и Молекулярная масса. Моль, молярная масса,
молярная концентрация вещества.
3.Основные законы атомно-молекулярного учения. Законы: сохранения, кратных
отношений, постоянства состава, объемных отношений. Закон Авогадро. Закон
эквивалентов.
4. Газовые законы. Идеальный газ. Уравнение Менделеева – Клапейрона. Парциальное
давление газа в смеси, относительная плотность газов.
5. Экспериментальные основы современной теории строения атома. Дуализм в поведении
микрочастиц. Волновая природа элементарных частиц.
6.Уравнение де Бройля, принцип неопределенности Гейзенберга. Квантовомеханическая
модель атома водорода. Волновое уравнение Шредингера.
7.Квантовые числа. Смысл квантовых чисел. Атомные орбитали. Энергетические уровни
электрона в одноэлектронном многоэлектронном атомах. Принцип Паули.
8.Правило Хунда и порядок заполнения атомных орбиталей. Принцип наименьшей
энергии. Правило Клечковского.
9.Периодический закон. Периодическая система. Особенности заполнения электронами
атомных орбиталей и формирование периодов. s-, p-, d-, f-элементы и их расположение в
периодической системе.
10. Строение электронных оболочек элементов. Периодичность строения электронных
оболочек. Изменение атомных и ионных радиусов по периодам и группам. Эффекты d- и
f-сжатия.
11. Ионизационные потенциалы, сродство к электрону, электроотрицательность
элементов. Факторы, определяющие эти величины и их изменение по периодам и
группам.
12.Периодичность химических свойств элементов, простых веществ и химических
соединений. Изменение свойств элементов по периодам и группам в зависимости от
структуры внешних и предвнешних электронных оболочек и радиусов атомов. Изменение
кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов по периодам и группам.
13. Основные типы химической связи: ковалентная (неполярная и полярная), ионная,
металлическая. Общие особенности механизма образования ковалентных и ионных
связей.
14.Основные положения теории валентных связей (ВС). Особенности образования связей
по донорно-акцепторному механизму. Насыщаемость и направленность химической
связи. Многоцентровая связь.
15.Валентность химических элементов. Валентность с позиций теории ВС. Валентность s-,
p-, d-, f-элементов. Постоянная и переменная валентности. Валентность и степень
окисления атомов элементов в их соединениях.
42
16.Одиночные и кратные связи. σ- и π-разновидности ковалентных связей. Относительная
устойчивость (p–p)π- и (p–d)π-связей. Количественные характеристики химических
связей. Порядок связи. Энергия связи. Длина связи. Валентный угол. Степень ионности
связи. Эффективные заряды химически связанных атомов и степень ионности связи.
Дипольный момент связи.
17. Концепция гибридизации атомных орбиталей и пространственное строение молекул и
ионов. Особенности распределения электронной плотности гибридных орбиталей.
Простейшие типы гибридизации: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Гибридизация с участием
неподеленных электронных пар. Влияние отталкивания электронных пар на
пространственную конфигурацию молекул.
18.Концепция поляризации ионов. Трактовка полярных связей согласно концепции
поляризации ионов. Локализованные и делокализованные связи. Трех- и многоцентровые
связи. Делокализация π-электронной плотности в молекуле бензола,графите, ионах
кислородсодержащих неорганических кислот.
19.Теория молекулярных орбиталей (МО). Основные положения, энергетические
диаграммы, связывающие и разрыхляющие МО. Энергетические диаграммы МО
двухатомных молекул элементов второго периода. σ- и π-молекулярные орбитали.
Сравнение теории ВС и МО.
20.Комплексные соединения. Строение комплексных соединений, теория
кристаллического поля. Химическая связь в комплексных соединениях и особенности их
строения. Гибридизация атомных орбиталей комплексообразователя.
21. Межмолекулярное взаимодействие. Силы Ван-дер-Ваальса. Ориентационное,
индукционное и дисперсион-ное взаимодействия. Факторы, определяющие энергию
межмолекулярного взаимодействия.
22.Водородная связь. Природа водородной связи, ее количественные характеристики.
Меж- и внутри-молекулярная водородная связь. Водородная связь между молекулами
фтороводорода, воды, аммиака и спиртов. Влияние водородной связи на физические
свойства веществ с молекулярной структурой. Общие особенности физических свойств
молекулярных кристаллов в сравнении с ионными и атомными кристаллами.
23. Энергетические характеристики химических реакций. Первое начало термодинамики.
Превращения энергии и работы в химических процессах.
24.Термохимия. Понятие об энтальпии. Эндо- и экзотермические реакции. Закон
Гесса и следствие из него. Стандартное состояние и стандартная энтальпия образования
вещества. Расчеты тепловых эффектов реакций.
25.Второе начало термодинамики. Понятие энтропии. Оценка знака изменения энтропии в
химических реакциях. Энергия Гиббса. Роль энтальпийного и энтропийного факторов в
определении направления процесса.
26. Гомогенные и гетерогенные реакции и системы. Скорость химической реакции и
факторы ее определяющие. Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов.
Кинетическое уравнение реакции. Порядок и молекулярность реакции.
27.Понятие о механизме реакции. Переходное состояние, или активированный комплекс.
Энергия активации. Факторы, определяющие величину энергии активации.
28.Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа.
Температурный коэффициент скорости. Уравнение Аррениуса.
29.Катализ и катализаторы. Ингибиторы и ингибирование. Каталитические яды.
Гомогенные и гетерогенные каталитические реакции. Активные центры твердых
катализаторов.
30. Обратимые и необратимые химические реакции. Состояние равновесия и принцип
обратимости реакции. Кинетический и термодинамический подходы к описанию
химического равновесия. Константа химического равновесия и ее связь со стандартным
изменением энергии Гиббса. Смещение химического равновесия при изменении условий.
Принцип Ле Шателье.
43
31.Теории растворов. Растворение как физико-химический процесс. Изменение энтальпии
и энтропии при растворении веществ. Сольватация. Сольваты. Особые свойства воды как
растворителя. Гидраты. Кристаллогидраты.
32.Общие свойства растворов – диффузия и осмос. Осмотическое давление и его
значение. Методы определения молекулярных масс растворенных веществ.
33.Растворитель и растворяемое вещество. Растворимость. Насыщенные, ненасыщенные,
пересыщенные, разбавленные и концентрированные растворы. Взаимодействие
растворенного вещества и растворителя. Состояние вещества в растворе.
34.Концентрация растворов и способы ее выражения: массовая доля, молярность,
нормальность, моляльность, мольная доля, титр.
35.Закономерности растворимости газов в жидкостях, двух жидкостей, твердых веществ в
жидкостях. Закон Генри. Влияние на растворимость природы компонентов, температуры
и давления. Перекристаллизации и экстракция.
36.Давление и состав пара над раствором. Закон Рауля. Кристаллизация и кипение
раствора. Криоскопия и эбулиоскопия.
37. Изотонический коэффициент. Электролитическая диссоциация растворенных веществ.
Основы теории электролитической диссоциации. Механизм диссоциации. Влияние
природы вещества на его способность к электролитической диссоциации в водном
растворе. Кислотно-основный характер диссоциации гидроксидов в зависимости от
положения элементов в периодической системе. Диссоциация средних, кислых и
основных солей.
38.Растворы слабых электролитов. Константа и степень диссоциации слабого электролита.
Закон разбавления Оствальда.
39.Растворы сильных электролитов. Кажущаяся степень диссоциации сильного
электролита. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора.
40.Основные представления теории сильных электролитов (теории Бренстеда и Лоури,
Льюиса и др.). Протонная теория кислот и оснований, протолиз и протолитические
реакций. Протолиты и апротолиты.
41.Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный
показатели среды. Ион гидроксония. Индикаторы. Методы определения рН. Буферные
растворы.
42.Труднорастворимые электролиты. Равновесие между осадком и насыщенным
раствором. Произведение растворимости. Влияние одноименных ионов на растворимость
веществ. Влияние рН раствора на образование труднорастворимого вещества.
43.Гидролиз солей. Ионные уравнения гидролиза. Константа и степень гидролиза. Влияние
природы, заряда и радиуса ионов на их склонность к гидролизу. Влияние концентрации
раствора, температуры, рН среды на степень гидролиза. Влияние константы диссоциации
кислоты(основания), кислоты и основания на константу гидролиза.
44.Сложные случаи гидролиза. Обратимый и необратимый гидролиз. Гидролиз кислых
солей. Гидролиз труднорастворимых солей. Совместный гидролиз солей. Условия
подавления гидролиза. Общие принципы получения легкогидролизующихся солей, их
очистки и сушки.
45.Гидролиз с точки зрения протолитической теории кислот и оснований.
46. Окислительно-восстановительные процессы как реакции переноса электрона.
Окислители и восстановители. Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Новый подход к классификации ОВР. Типы окислительно-восстановительных реакций.
47.Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций. Метод ионномолекулярных полуреакций. Метод протонно-кислородного баланса.
48.Количественные характеристики окислительно-восстановительных переходов.
Окислительно-восстановительные системы. Уравнение Нернста. Стандартные редокспотенциалы и способы их определения.
44
49. Редокс-потенциалы и оценка направления и полноты протекания окислительновосстановительных реакций. Зависимость между величинами редокс-потенциалов систем
и изменением энергии Гиббса. Подбор окислителей и восстановителей с учетом
стандартных редокс-потенциалов.
50. Равновесие на границе металл - раствор. Электродный потенциал. Водородный
электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов, факторы, определяющие
положение металла в ряду СЭП.
60.Химические источники электрического тока- гальванические элементы (ГЭ). Работа ГЭ
Якоби-Даниэля. Электродвижущая сила гальванического элемента. Принцип работы ГЭ:
Аккумуляторы и сухие батареи.
61.Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Катодные и анодные
процессы. Потенциал разложения. Явление перенапряжения. Практическое значение
электролиза. Электролитические способы получения металлов из расплавов и растворов.
Законы Фарадея.
62.Электрохимическая коррозия металлов- как результат работы ГЭ. Продукты
химической и электрохимической коррозии и основные методы защиты от коррозии.
63. Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем. Суспензии и эмульсии.
64.Коллоиды. Коллоидные растворы. Устойчивость коллоидных растворов. Строение
коллоидной частицы и мицеллы. Лиофильные и лиофобные коллоиды. Золи и гели.
Пептизация, коагуляция, седиментация коллоидов.
65. Общая характеристика элементов VII А группы. Строение атомов. Окислительновосстановительные свойства простых веществ. Химические свойства простых веществ.
Общий принцип получения свободных галогенов.
66.Растворимость в воде простых веществ галогенов. Хлорная, бромная и йодная вода.
67. Галогеноводороды. Восстановительные и кислотные свойства. Общие принципы
получения. Промышленное получение соляной кислоты. Применение соляной,
плавиковой кислот. Аналитические реакции галогенид-ионов.
68.Оксиды фтора, хлора (I, IV, VII), брома (I), йода (V).Окислительно-восстановительные
и кислотные свойства.
69. Оксокислоты - кислородсодержащие кислоты хлора, брома, йода. Строение молекул.
Окислительно-восстановительные и кислотные свойства. сравнительная устойчивость
солей и кислот. Применение гипохлоритов, хлоратов, перхлоратов. Хлорная или
белильная известь (хлорка).
70. Общая характеристика элементов VIA группы. Простые вещества. Аллотропные
модификации. Особенности кислорода. Строение молекул озона и серы. Основные
способы получения простых веществ.
71. Гидриды типа Н2Э. Строение молекул. Восстановительные и кислотные свойства в
ряду вода–теллуроводород. Сероводород. Свойства. Общие принципы получения
халькогеноводородов.
72.Халькогениды. Средние, основные и кислые халькогениды. Гидролиз. Общие
принципы получения. Применение. Аналитические реакции халькогенид-ионов.
73. Гидриды серы H2Sn -Полисульфиды. Строение молекул. Устойчивость. Кислотные и
окислительно-восстановительные свойства. Сравнительная устойчивость полисульфидов
и соответствующих им кислот.
74. Оксиды. Оксиды элементов (IV, VI). Особенности строения. Отношение оксидов к
воде, кислотам и щелочам. Окислительно-восстановительные свойства. Принципы
получения.
75. Сернистая, селенистая и теллуристая кислоты и их соли. Кислотные и окислительновосстановительные свойства. Получение. Разложение сульфитов. Аналитические реакций
сульфит-ионов.
45
76. Серная, селеновая и теллуровая кислоты и их соли. Кислотные и окислительные
свойства. Свойства разбавленных и концентрированных кислот. Способы получения.
Промышленные способы получения серной кислоты.
77. Олеум. Полисерные кислоты. Дисульфаты (пиросульфаты).
78. Тиокислоты и их соли. Тиосульфаты. Строение тиосульфат-иона. Восстановительные
свойства тиосульфата натрия. Применение тиосульфата натрия.
79. Политионовые кислоты и их соли. Гидросернистая кислота. Строение их молекул.
Относительная устойчивость и окислительно-восстановительные свойства кислот и их
солей.
80.Пероксокислоты серы и их соли. Пероксомоносерная и пероксодисерная кислоты.
Строение их молекул. Пероксосульфаты. Электросинтез пероксокислот и солей. Их
окислительно-восстановительные свойства.
81.Оксохлориды серы. Оксохлорид серы. Диоксохлорид серы. Строение молекул.
Гидролиз. Сравнительная устойчивость различных оксогалогенидов серы, селена, теллура.
82. Общая характеристика элементов VA группы. Химические свойства простых веществ.
Реакционная способность молекулярного и атомарного азота, белого и красного фосфора.
Принципы получения и применения простых веществ. Фиксация азота из воздуха.
83. Гидриды ЭН3. Строение молекул. Изменение термической устойчивости, реакционной
способности, восстановительных свойств, склонности к реакциям присоединения в ряду
аммиак–висмутин. Образование и устойчивость ионов аммония и фосфония. Принципы
получения гидридов ЭН3.
84. Аммиак. Свойства и Получение. Термодинамическая характеристика реакции синтеза
аммиака. Соли аммония и их термическое разложение. Реакции замещения водорода в
аммиаке. Амиды, имиды, нитриды. Аналитические реакции иона аммония.
85. Гидразин. Строение молекулы. Реакции присоединения и окислительновосстановительные. Соли гидразония. Гидразин как топливо. Основные методы
получения.
86. Гидроксиламин. Строение молекулы. Реакции присоединения, окислительновосстановительные. Соли гидроксиламмония. Получение.
87. Азотистоводородная кислота и ее соли. Строение молекулы и азид-иона. Кислотные и
окислительно-восстановительные свойства. Азиды. Взрывоопасность кислоты и азидов.
88. Оксиды азота (I, II, III, IV, V). Строение молекул. Особенности строения молекулы
оксонитрида азота (V) – N2O. Окислительно-восстановительные свойства. Принципы
получения. Термодинамическая характеристика реакции синтеза оксида азота (II) из
простых веществ.
89. Азотистая кислота. Строение ее молекулы и нитрит-иона. Нитриты. Окислительновосстановительные свойства кислоты и нитритов. Токсичность нитритов.
90. Азотная кислота. Строение молекулы Окислительные свойства разбавленной и
концентрированной азотной кислоты. Лабораторные и промышленные методы получения
азотной кислоты. Царская водка. Продукты термического разложения и окислительные
свойства нитратов. Аналитические реакции нитрат-ионов.
91.Азотные удобрения.
92. Фосфин. Получение и окислительно-восстановительные свойства.
93. Оксиды фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута (III и V). Особенности строения.
Отношение к воде, кислотам и щелочам. Принципы получения.
94. Кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли. Фосфорноватистая кислота и
гипофосфиты. Фосфористая кислота и фосфиты. Фосфорноватая кислота, гипофосфаты.
95.Мета-, ди- (пиро-) и полифосфорные кислоты и их соли. Ортофосфорная кислота и ее
соли. Строение молекул, их основность и окислительно-восстановительные свойства.
Получение.
96. Фосфорные удобрения. Простой суперфосфат. Двойной суперфосфат. Преципитат.
Фосфоритная мука. Смешанные удобрения. Аммофос. Азофоска.
46
97. Гидроксиды мышьяка, сурьмы (III, V) и висмута (III). Мета- и орто-формы. Кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства. Мышьяковая и сурьмяная
кислоты. Общие принципы получения. Арсенаты (III, V). Стибаты (III,V). Висмутаты (V).
98. Гидриды мышьяка, сурьмы и висмута (III). Получение и свойства.
99. Галогениды элементов (III, V) VA группы. Их сравнительная устойчивость. Типы
галогенидов. Особенности их гидролиза. Галогениды азота. Хлориды фосфора (III,V).
100. Оксохлориды. Оксохлорид азота. Оксотрихлорид фосфора. Их гидролиз.
Фосфонитрилхлорид. Особенности его строения.
101. Общая характеристика элементов IVA группы. Простые вещества. Окислительновосстановительные свойства и Принципы получения. Фуллерены: методы получения.
Углеродные нанотрубки.
102.Гидриды типа ЭН4. Строение молекул. Химические свойства. Реакционная
способность. Общие принципы получения. Силаны, получение и восстановительные
свойства.
103. Оксид углерода (II). Химическая связь в молекуле с позиций теорий ВС и МО.
Получение. Восстановительные свойства. Реакции присоединения. Карбонилы металлов.
Фосген. Токсичность оксида углерода (II).
104.Оксид углерода (IV). Строение молекулы. Отношение к воде, щелочам. Получение.
Применение. Угольная кислота и ее соли. Особенности осаждения труднорастворимых
карбонатов из водных растворов. Термическая устойчивость карбонатов. Применение.
105. Оксиды кремния, германия, олова и свинца (II, IV). Диоксид кремния, особенности
его строения, аморфная и кристаллическая формы. Кварц. Кварцевое стекло. Отношение
диоксида кремния к воде, кислотам, щелочам. Перевод в растворимые соединения.
106. Кремниевые кислоты. Метакремниевая, Ортокремниевая и Поликремниевые кислоты.
Особенности их строения. Получение. Золи и гели кремниевых кислот. Силикагель как
адсорбент. Соли кремниевых кислот. Орто-, мета-, полисиликаты.
107. Стекла. Факторы, определяющие устойчивость стеклообразного состояния силикатов.
Состав и методы получения простого стекла. Кристаллизация стекол. Ситаллы.
Стекловолокна и стеклоткани. Цеолиты.
108. Цемент. Вяжущие вещества. Тугоплавкие керамики на основе кремния и других
элементов. Кремнийорганические соединения.
109. Силиконы и силоксаны. Простейшие из этих соединений. Особенности их строения.
Свойства.
112. Соединения элементов VA группы с серой. Моно- и дисульфиды. Сероуглерод.
Тиосоединения (кислоты и соли). Тиоугольная кислота и тиокарбонаты. Тиосоединения
кремния, германия, олова.
113.Галогениды элементов (II, IV) VA группы. Их сравнительная устойчивость. Типы
галогенидов. Гидролиз.
114. Соединения углерода и кремния с азотом. Нитриды. Циан(дициан), свойства и
получение.
115. Циановодород. Циановодородная кислота. Цианиды. Цианид-ионы как лиганды.
Особенности получения. Гидролиз. Токсичность.
116.Циановая кислота, цианаты, получение и свойства. Роданистоводородная кислота.
Тиоцианаты. Получение и свойства.
117.Соединения элементов VA группы с металлами. Карбиды металлов. Типы карбидов.
Отношение карбидов различных типов к воде, кислотам. Карборунд. Силициды. Природа
химической связи, получение и свойства.
118. Общая характеристика элементов ША группы.. Строение атомов. Свойства простых
веществ и способы получения.
119. Гидриды бора. Их состав. Диборан, особенности химических связей в молекуле
диборана. Устойчивость и реакционная способность гидридов бора. Гидридобораты.
47
120. Оксид бора. Особенности строения. Свойства. Орто-, мета-, полиборные кислоты. Их
состав и строение. Орто-, мета-, полибораты. Бура.
4.6.2.Второй семестр
4.6.2.1. Зачетные вопросы
1. Гидриды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Особенности строения. Свойства и
получение.
2. Галогениды и Нитриды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Особенности строения.
Свойства и получение.
3. Оксиды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Их сравнительная устойчивость.
Принципы получения. Оксид таллия (I). Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства.
4. Гидроксиды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Состав и особенности строения.
Кислотно-основные свойства. Отношение к кислотам и щелочам. Гидроксид таллия (I).
5. Общая характеристика Гелия и p-элементов восьмой группы. Строение атомов.
Причины химической инертности. Химические соединения.
6.Общая характеристика элементов 1А группы. Строение атомов. Свойства, особенности
окисления лития. Способы получения.
7.Оксиды. Пероксиды. Надпероксиды. Озониды. Строение. Окислительновосстановительные свойства и способы получения.
8.Гидроксиды и гидриды щелочных металлов. Принципы промышленного получения, их
применение. Окислительно-восстановительные и основные свойства..
9.Соли щелочных металлов: Хлориды, карбонаты, сульфаты, нитраты. Способы
получения соды и их применение. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Качественные реакции катионов.
10. Водород. Общая характеристика водорода. Положение водорода в периодической
системе. Строение атома. Водород как восстановитель. Восстановительная способность
атомарного и молекулярного водорода. Взаимодействие водорода с металлами и
неметаллами. Способы получения свободного водорода.
11.Пероксид водорода и пероксиды. Строение молекулы. Получение. Окислительновосстановительные свойства в различных средах.
12.Общая характеристика элементов IIAгруппы. Строение атомов. Особенности бериллия.
Кислотно-основные и восстановительные свойства. Способы получения.
13.Гидроксиды и гидриды элементов IIAгруппы. Особенности структуры гидридов, их
восстановительные свойства. Кислотно-основные свойства. Принципы получения.
14. Оксиды, пероксиды и надпероксиды элементов IIAгруппы. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
15.Соли бериллия и магния в катионной и анионной формах. Оксоляция и оляция.
Комплексные соединения бериллия. Гидролиз солей бериллия и магния.
16.Соли элементов подгруппы кальция: галогениды, сульфаты, карбонаты, нитраты,
сульфиды. Кислотно-основные свойства. Жесткость воды и методы ее устранения.
Качественные реакции катионов.
17.Оксиды германия, олова, свинца (II, IV). Их сравнительная устойчивость. Кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства оксидов. Их отношение к воде,
кислотам, щелочам. Общие принципы получения.
18. Гидроксиды германия, олова, свинца (II, IV). Сравнительная устойчивость, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства. Соли гидроксидов элементов (II,
IV) в катионной и анионной формах. Относительная устойчивость, склонность к
гидролизу.
19. Общая характеристика d-Элементы ШВ группы (редкоземельные элементы-Sc-Y-LaAc). Строение атомов. Химические свойства простых веществ. Способы получения.
48
18.Оксиды и гидроксиды редкоземельные элементы в ряду скандий-актиний. Кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
19.Соли d-Элементов ШВ группы (редкоземельные элементы-Sc-Y-La-Ac): гидриды,
нитраты, сульфаты, карбонаты, фосфаты. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
20.Общая характеристика d-Элементы IVВ группы. Строение атомов. Изменение
химических свойств простых веществ по группе. Способы получения.
21.Оксиды и гидроксиды титана, циркония, гафния. Пероксидные соединения,
пероксокислоты. Особенности строения. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
22. Соли титана, циркония, гафния: галогениды, оксогалогениды, галогенокомплексы,
карбонаты, сульфаты, титанаты, цирконаты. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
23. Общая характеристика d-Элементы VB группы. Строение атомов. Химические
свойства простых веществ. Отношение к царской водке и смеси азотной
и плавиковой кислот. Способы получения.
24.Оксиды и пероксиды ванадия, ниобия, тантала. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
25. Гидроксиды и соли ванадия, ниобия, тантала. Ванадаты. Поливанадаты. Соединения
оксованадия. Ниобаты. Танталаты. Оксогалогениды. Галогенокомплексы.
Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
26. Общая характеристика d-Элементы VIB группы. Строение атомов. Окислительновосстановительные свойства и способы получения.
27. Оксиды хрома (II, III, VI). Их сравнительная устойчивость. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения.
28. Оксиды молибдена и вольфрама (VI). Принципы получения. Изменение устойчивости,
окислительной способности и кислотного характера в ряду оксидов хрома–вольфрама
(VI).
29. Гидроксиды хрома (II, III, VI). Состав и особенности строения гидроксида хрома (III).
Хромовые кислоты. Изополикислоты хрома. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Принципы получения.
30. Молибденовая и вольфрамовая кислоты. Устойчивость, кислотные и окислительные
свойства в ряду хромовая–вольфрамовая кислоты. Изополикислоты и гетерополикислоты
молибдена и вольфрама.
31. Соли хрома (II , III, VI) в катионной и анионной формах. Окислительные свойства
хроматов и дихроматов. Принцип действия хромовой смеси.
32.Молибдаты и вольфраматы. Полимолибдаты и поливольфраматы. Окислительные
свойства в ряду хроматы–вольфраматы.
34.Галогениды хрома (II, III). Галогениды молибдена и вольфрама (VI). Кластерные
галогениды молибдена и вольфрама. Оксогалогениды и диоксогалогениды. Свойства..
35.Пероксосоединения хрома. Пероксид хрома. Пероксохромовые кислоты. Особенности
строения. Устойчивость и окислительные свойства пероксосоединений хрома.
36. Общая характеристика d-Элементов VIIB группы. Строение атомов.
Свойства простых веществ. Способы получения и применение.
37. Оксиды и гидроксиды марганца (II, III, IV, VII). Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
38. Оксиды и гидроксиды технеция и рения. Свойства и способы получения.
39. Соли марганца (II, III, IV). Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Способы получения.
49
40. Марганцовая и марганцовистая кислоты. Соли марганца (VI и VII). Манганаты и
Перманганаты. Окислительно-восстановительные свойства в кислой, щелочной и
нейтральной средах. Принципы получения.
41.Соли технеция и рения (VII). Пертехнаты. Перренаты. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
42. Свойства железа, кобальта, никеля- восстановительные и кислотно-основные.
Строение атомов. Промышленные методы получения железа, кобальта, никеля.
43. Оксиды и гидроксиды железа, кобальта, никеля (II, III). Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения.
44. Соли железа, кобальта, никеля (II и III). Кристаллогидраты. Двойные соли. Структура
безводных хлоридов. Основные соли. Свойства и получение.
45.Ферриты (III) и их ферромагнитные свойства. Свойства и способы получения.
46. Ферраты (IV). Окислительные свойства. Принципы получения.
47. Свойства платиновых металлов Ru,Rh,Pd и Os,Ir,Pt. Отношение к кислороду, водороду,
воде, кислотам, щелочам, царской водке. Применение и способы получения.
48. Оксиды и гидроксиды рутения, осмия , родия, иридия, палладия. Кислотно-основные
и окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения.
49.Комплексные соединения платины. Катионные, анионные и нейтральные комплексы
платины (II, IV). Аммин- и цианокомплексы. Гексахлороплатиновая кислота и ее соли.
50. Общая характеристика d-Элементов IB группы. Строение атомов. Отношение к
кислороду, воде, щелочам, кислотам. Растворение золота в царской водке. Способы
добычи меди, серебра и золота. Применение и способы получения металлов.
4.6.2.2. Экзаменационные вопросы
1. Гидриды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Особенности строения. Свойства и
получение.
2. Галогениды и Нитриды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Особенности строения.
Свойства и получение.
3. Оксиды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Их сравнительная устойчивость.
Принципы получения. Оксид таллия (I). Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства.
4. Гидроксиды элементов (III) ряда алюминий-таллий. Состав и особенности строения.
Кислотно-основные свойства. Отношение к кислотам и щелочам. Гидроксид таллия (I).
5. Общая характеристика Гелия и p-элементов восьмой группы. Строение атомов.
Причины химической инертности. Химические соединения.
6.Общая характеристика элементов 1А группы. Строение атомов. Свойства, особенности
окисления лития. Способы получения.
7.Оксиды. Пероксиды. Надпероксиды. Озониды. Строение. Окислительновосстановительные свойства и способы получения.
8.Гидроксиды и гидриды щелочных металлов. Принципы промышленного получения, их
применение. Окислительно-восстановительные и основные свойства..
9.Соли щелочных металлов: Хлориды, карбонаты, сульфаты, нитраты. Способы
получения соды и их применение. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Качественные реакции катионов.
10. Водород. Общая характеристика водорода. Положение водорода в периодической
системе. Строение атома. Водород как восстановитель. Восстановительная способность
атомарного и молекулярного водорода. Взаимодействие водорода с металлами и
неметаллами. Способы получения свободного водорода.
11.Пероксид водорода и пероксиды. Строение молекулы. Получение. Окислительновосстановительные свойства в различных средах.
50
12.Общая характеристика элементов IIAгруппы. Строение атомов. Особенности бериллия.
Кислотно-основные и восстановительные свойства. Способы получения.
13.Гидроксиды и гидриды элементов IIAгруппы. Особенности структуры гидридов, их
восстановительные свойства. Кислотно-основные свойства. Принципы получения.
14. Оксиды, пероксиды и надпероксиды элементов IIAгруппы. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
15.Соли бериллия и магния в катионной и анионной формах. Оксоляция и оляция.
Комплексные соединения бериллия. Гидролиз солей бериллия и магния.
16.Соли элементов подгруппы кальция: галогениды, сульфаты, карбонаты, нитраты,
сульфиды. Кислотно-основные свойства. Жесткость воды и методы ее устранения.
Качественные реакции катионов.
17.Оксиды германия, олова, свинца (II, IV). Их сравнительная устойчивость. Кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства оксидов. Их отношение к воде,
кислотам, щелочам. Общие принципы получения.
18. Гидроксиды германия, олова, свинца (II, IV). Сравнительная устойчивость, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства. Соли гидроксидов элементов (II,
IV) в катионной и анионной формах. Относительная устойчивость, склонность к
гидролизу.
19. Общая характеристика d-Элементы ШВ группы (редкоземельные элементы-Sc-Y-LaAc). Строение атомов. Химические свойства простых веществ. Способы получения.
20.Оксиды и гидроксиды редкоземельные элементы в ряду скандий-актиний. Кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
19.Соли d-Элементов ШВ группы (редкоземельные элементы-Sc-Y-La-Ac): гидриды,
нитраты, сульфаты, карбонаты, фосфаты. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
20.Общая характеристика d-Элементы IVВ группы. Строение атомов. Изменение
химических свойств простых веществ по группе. Способы получения.
21.Оксиды и гидроксиды титана, циркония, гафния. Пероксидные соединения,
пероксокислоты. Особенности строения. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
22. Соли титана, циркония, гафния: галогениды, оксогалогениды, галогенокомплексы,
карбонаты, сульфаты, титанаты, цирконаты. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
23. Общая характеристика d-Элементы VB группы. Строение атомов. Химические
свойства простых веществ. Отношение к царской водке и смеси азотной
и плавиковой кислот. Способы получения.
24.Оксиды и пероксиды ванадия, ниобия, тантала. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
25. Гидроксиды и соли ванадия, ниобия, тантала. Ванадаты. Поливанадаты. Соединения
оксованадия. Ниобаты. Танталаты. Оксогалогениды. Галогенокомплексы.
Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
26. Общая характеристика d-Элементы VIB группы. Строение атомов. Окислительновосстановительные свойства и способы получения.
27. Оксиды хрома (II, III, VI). Их сравнительная устойчивость. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения.
28. Оксиды молибдена и вольфрама (VI). Принципы получения. Изменение устойчивости,
окислительной способности и кислотного характера в ряду оксидов хрома–вольфрама
(VI).
29. Гидроксиды хрома (II, III, VI). Состав и особенности строения гидроксида хрома (III).
Хромовые кислоты. Изополикислоты хрома. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Принципы получения.
51
30. Молибденовая и вольфрамовая кислоты. Устойчивость, кислотные и окислительные
свойства в ряду хромовая–вольфрамовая кислоты. Изополикислоты и гетерополикислоты
молибдена и вольфрама.
31. Соли хрома (II , III, VI) в катионной и анионной формах. Окислительные свойства
хроматов и дихроматов. Принцип действия хромовой смеси.
32.Молибдаты и вольфраматы. Полимолибдаты и поливольфраматы. Окислительные
свойства в ряду хроматы–вольфраматы.
34.Галогениды хрома (II, III). Галогениды молибдена и вольфрама (VI). Кластерные
галогениды молибдена и вольфрама. Оксогалогениды и диоксогалогениды. Свойства..
35.Пероксосоединения хрома. Пероксид хрома. Пероксохромовые кислоты. Особенности
строения. Устойчивость и окислительные свойства пероксосоединений хрома.
36. Общая характеристика d-Элементов VIIB группы. Строение атомов.
Свойства простых веществ. Способы получения и применение.
37. Оксиды и гидроксиды марганца (II, III, IV, VII). Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Способы получения.
38. Оксиды и гидроксиды технеция и рения. Свойства и способы получения.
39. Соли марганца (II, III, IV). Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Способы получения.
40. Марганцовая и марганцовистая кислоты. Соли марганца (VI и VII). Манганаты и
Перманганаты. Окислительно-восстановительные свойства в кислой, щелочной и
нейтральной средах. Принципы получения.
41.Соли технеция и рения (VII). Пертехнаты. Перренаты. Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Способы получения.
42. Свойства железа, кобальта, никеля- восстановительные и кислотно-основные.
Строение атомов. Промышленные методы получения железа, кобальта, никеля.
43. Оксиды и гидроксиды железа, кобальта, никеля (II, III). Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения.
44. Соли железа, кобальта, никеля (II и III). Кристаллогидраты. Двойные соли. Структура
безводных хлоридов. Основные соли. Свойства и получение.
45.Ферриты (III) и их ферромагнитные свойства. Свойства и способы получения.
46. Ферраты (IV). Окислительные свойства. Принципы получения.
47. Свойства платиновых металлов Ru,Rh,Pd и Os,Ir,Pt. Отношение к кислороду, водороду,
воде, кислотам, щелочам, царской водке. Применение и способы получения.
48. Оксиды и гидроксиды рутения, осмия , родия, иридия, палладия. Кислотно-основные
и окислительно-восстановительные свойства. Принципы получения.
49.Комплексные соединения платины. Катионные, анионные и нейтральные комплексы
платины (II, IV). Аммин- и цианокомплексы. Гексахлороплатиновая кислота и ее соли.
50. Общая характеристика d-Элементов IB группы. Строение атомов. Отношение к
кислороду, воде, щелочам, кислотам. Растворение золота в царской водке. Способы
добычи меди, серебра и золота. Применение и способы получения металлов.
51. Оксиды меди и серебра (I, II), золота (I, III). Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам. Принципы
получения.
52.Гидроксиды меди (I, II), серебра (I, II), золота (III). Кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Отношение к воде, кислотам, щелочам.
Принципы получения.
53. Соли меди, серебра, золота (I) и соли золота (III). Окислительно-восстановительные
свойства. Галогенокомплексы. Аммин- и цианокомплексы. Соли меди (II).
Кристаллогидраты. Комплексные соединения. Тетрахлорозолотая кислота и ее соли.
54. Общая характеристика d-Элементов IIB группы. Строение атомов. Кислотно-основные
и восстановительные свойства простых веществ. Амальгамы. Способы получения.
52
55. Оксиды и гидроксиды цинка, кадмия и ртути. Свойства. Принципы получения.
Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
56. Соли цинка, кадмия и ртути. Гидриды. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Комплексные соединения. Качественные реакции катионов.
57. Общая характеристика f- элементов(лантаниды и актиниды). Положение в
периодической системе. Строение атомов. Валентность, сходства и различия в свойствах
4f- и 5f-элементов. Внутренняя периодичность свойств. Склонность к комплексообразованию.
58. Лантаниды (4f-элементы). Валентность, характер химических связей и формы
соединений. Химические свойства металлов. Способы получения.
59.Оксиды и гидроксиды лантанидов (4f-элементы). Кислотно-основные свойства, их
изменение по периоду. Способы получения.
60.Соли лантанидов (4f-элементы): галогениды, сульфиды, сульфаты, нитраты, нитриды,
карбиды и бориды. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства.Получение.
61. Актиниды (5f-элементы). Валентность, характер химических связей и формы
соединений. Химические свойства металлов. Способы получения.
62.Оксиды и гидроксиды актинидов (5f-элементы). Кислотно-основные свойства, их
изменение по периоду. Способы получения.
63.Соли актинидов (5f-элементы): галогениды, сульфиды, сульфаты, нитраты, нитриды,
карбиды и бориды. Кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Получение.
64. Современные проблемы неорганической химии. Металлоорганическая и
супрамолекулярная химия-химия молекулярных ансамблей и молекулярных связей.
Полимолекулярные системы и и их получение. Селективное связывание молекул в
супермолекулы.
65. Нанохимия. Наноматериалы и нанотехнология. Углеродные нанотрубки. Свойства и
способы получения.
4.6.3. Компьютерное тестирование
Первый семестр. Образцы тестов
Модуль 1
Периодическая система с точки зрения строения атома
S: Число энергетических уровней и число валентных электронов в атоме азота равны
соответственно
-: 4, 5
-: 2, 4
-: 2, 5
-: 3, 5
S: В порядке возрастания атомных радиусов химические элементы расположены в ряду:
-: Na, Mg, Al, Si
-: B, C, N, O
-: Sr, Ca, Mg, Be
-: F, Cl, Br, I
S: Наименьший радиус и наибольшую электроотрицательность имеет атом химического
элемента
-: N
-: P
-: Bi
-: Sb
53
S: Атомы химических элементов с одинаковым числом энергетических уровней
расположены в ряду
-: Be, Mg, Ca
-: Be, Mg, Al
-: P, S, Cl
-: Na, Mg, Se
S: Признаком сходства химических элементов С и Si является
-: одинаковое число электронов в атомах
+: одинаковое число валентных электронов в атомах
-: принадлежность к одной подгруппе
-: одинаковое число энергетических уровней
-: одинаковый заряд ядра атома.
S: Ядра атомов изотопов различаются числом:
-: протонов
-: нейтронов
-: протонов и нейтронов
-: протонов и электронов
S: В ряду химических элементов С- N- O- F металлические свойства и
электроотрицательность
-: усиливаются
-: не изменяются
-: усиливаются , затем ослабевают
-: металлические –ослабевают, электроотрицательность- усиливается
S: В ряду химических элементов F- O- Cl электроотрицательность и окислительные
свойства атомных частиц
-: усиливаются
-: не изменяются
-: усиливаются , затем ослабевают
-: ослабевают
S: Число неспаренных электронов в атоме хрома и азота в невозбужденном состоянии
равно соответственно
-: 6 и 3
-: 5 и 3
-: 4 и 3
-: 3 и 2
S: Наименьший радиус имеет атом
-: S
-: Al
-: Cl
-: Ar
S: Наибольший радиус имеет атом
-: Ba
-: Mg
-: Sr
-: Ca
Стехиометрические законы химии
S: В открытой или закрытой системе
-: выделившаяся в ходе реакции энергия теряется лишь частично
-: масса продукта реакции уменьшится на величину массы выделяемой энергии
-: выделившаяся энергия не теряется системой
-: масса продуктов реакции равна массе реагентов
54
S: В изолированной системе
-: выделившаяся в ходе реакции энергия полностью теряется
-: масса продукта реакции уменьшится на величину массы выделяемой энергии
-: масса продуктов реакции равна массе реагентов
-: поглащенная энергия не теряется системой
S: Состав дальтонидов
-: выражается простыми формулами с целочисленными стехиометрическими индексами
-: выражается нецелочисленными индексами
-: изменяется и зависит от способа получения
-: не отвечает стехиометрическим отношениям
S: Состав бертоллидов
-: изменяется и зависит от способа получения
-: отвечает стехиометрическим отношениям
-: не изменяется и не зависит от способа получения
-: не зависит от способа получения
S: За атомную единицу массы (а. е. м.) принята
+: 1/12 массы атома углерода (12)
-: масса одного атома углерода
-: масса одного атома водорода
-: 1/12 массы атома водорода (1)
S: В атомных единицах массы (а. е. м.) выражены
-: абсолютные массы простых веществ
-: относительные атомные массы химических элементов
-: массы атомов химических элементов
-: массы веществ
S: Относительная атомная масса химического элемента показывает:
-: во сколько раз масса данного атома больше 1/12 части массы атома углерода (12)
-: во сколько раз масса данного атома больше массы атома углерода (12)
-: во сколько раз масса данного атома больше массы атома водорода (1)
-: массу одного моль простого вещества
Химическая связь и типы кристаллических решеток
S: Ковалентная связь может быть образована
-: обменным механизмом
-: ионным механизмом
-: радикальным механизмом
-:ионно-радикальным механизмом
S: В ряду HCl-HBr- HI полярность ковалентной связи
-: усиливается
-: уменьшается
-: не изменяется
-: усиливается, затем уменьшается
S: По донорно-акцепторному механизму образуется связь в соединении
-: СО
-: NH3
-: HNO2
-: CCl4
S: По донорно-акцепторному механизму образуется связь в соединении
-: N2O5
-: NH3
-: NО
-: H2O
55
S: По донорно-акцепторному механизму образуется связь, по крайней мере одна, в
соединении
-: N2O3
-: N2O
-: O2
-: HNO2
Модуль 2
Скорость химических реакций и химическое равновесие
S: Если температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2, то при
повышении температуры от 20 до 50 оС скорость реакции…
-: увеличивается в 6 раз
-: увеличивается в 8 раз
-: уменьшается в 4 раза
-: уменьшается в 2 раза
S: Если температурный коэффициент скорости химической реакции равен 2, то при
повышении температуры от 10 до 50 оС скорость реакции…
-: увеличивается в 16 раз
-: увеличивается в 8 раз
-: уменьшается в 4 раза
-: уменьшается в 2 раза
S: При повышении температуры от 10 до 60 оС скорость реакции увеличивается в 32 раза,
температурный коэффициент скорости реакции равен:
-: 3
-: 2
-: 1
-: 2,5
S: Температурный коэффициент скорости реакции равен 3, при повышении температуры
на 30 оС скорость реакции увеличивается:
-: в 30 раз
-: в 3 раза
-: в 27 раз
-: 20 раз
S: Температурный коэффициент скорости реакции равен 2, при повышении температуры
на 50 оС скорость реакции увеличивается:
-: в 32 раза
-: в 3 раза
-: в 27 раз
-: в 20 раз
S: С повышением температуры на 10 оС скорость реакции возрастает в 2 раза. При
повышении температуры с 10 до 40 оС скорость реакции возрастает:
-: 16 раз
+: 8 раз
-: 4 раза
-: 32 раза
S: При 150 оС реакция заканчивается за 16 минут, Температурный коэффициент скорости
реакции равен 2. При 200 оС реакция закончится через______секунд:
-: 15
-: 25
-: 30
-: 16
56
S: При 150 оС реакция заканчивается за 16 секунд, Температурный коэффициент скорости
реакции равен 2. При 100 оС реакция закончится через______секунд:
-: 515
-: 525
-: 512
-: 16
Окислительно-восстановительные реакций
S: В реакции MnSO4(p) + H2O2(р) + NaOH(р) = MnO2↓+ Na2SO4 + H2O
коэффициент перед окислителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 6
S: В реакции H2O2(р) + KMnO4 (р) + H2SO4(р) = О2↑ + MnSO4 + K2SO4 + H2O коэффициент
перед восстановителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 6
S: В реакции H2O2 (р) + KMnO4(р) + КОН(р) = О2↑ + K2MnO4 + H2O
коэффициент перед восстановителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 6
S: В реакции H2O2 (р) + KMnO4(р) + КОН(р) = О2↑ + K2MnO4 + H2O
коэффициент перед восстановителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 6
I:201
S: В реакции 2KI(р) + H2O2(р) (р) + H2SO4(р) = I2↓ + K2SO4 + H2O + O2↑
коэффициент перед восстановителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 2
S: В реакции KMnO4(р) + HCl(к) + HCl(к) = KCl + MnCl2 + H2O + Cl2↑ коэффициент перед
восстановителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 10
S: В реакции KMnO4(р) + HCl(к) + H2SO4(р) = Cl2↑ + MnSO4 + К2SO4 + H2O коэффициент
перед восстановителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 10
57
S: В реакции К2Cr2O7(р) +HCl(к) + HCl(к) = Cl2↑ + KCl + CrCl3 +H2O
коэффициент перед восстановителем равен:
-: 5
-: 1
-: 4
-: 6
S: В реакции NaBr(т) + H2SO4(k) = Na2SO4 + Br2↑+ SO2↑ + H2O (t)
коэффициент перед восстановителем равен:
-: 3
-: 2
-: 4
-: 1
S: В реакции КBr(р) + K2Cr2O7 + H2SO4(р) = Br2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O коэффициент
перед восстановителем равен:
-: 3
-: 6
-: 4
-: 1
S: В реакции I2(т) + HNO3(ум.k) = HIO3 +NO↑ + H2O
коэффициент перед восстановителем равен:
-: 3
-: 6
-: 4
-: 1
S: При электролизе водного раствора сульфата меди на аноде выделяется
-: кислород и кислота
-: водород и кислота
-: кислород и водород
-: медь
S: При электролизе водного раствора хлорида меди на аноде выделяется
-: хлор
-: водород
-: кислород и водород
-: медь
S: При электролизе водного раствора хлорида натрия на катоде выделяется
-: хлор
-: водород
-: кислород и водород
-: натрий
S: При электролизе водного раствора нитрата алюминия на катоде выделяется:
-: алюминий
-: водород
-: кислород и водород
-: азот
S: При электролизе водного раствора хлорида олова на катоде выделяется:
-: олово
-: водород и олово
-: кислород и олово
-: хлор
58
S: При электролизе водного раствора хлорида цинка на катоде выделяется:
-: цинк
-: водород и цинк
-: кислород и цинк
-: хлор
S: При электролизе водного раствора хлорида золота на катоде выделяется:
-: золото
-: водород и золото
-: кислород изолото
-: хлор
S: Для получения металлического натрия используют электролиз
-: раствора NaCl
-:расплава NaCl + СаCl2
-: раствора Na2SO4
-: расплава Na2СO3
Модуль 3
Растворы. Гидролиз солей
S: При обычных условиях гидролиз AlCl3(т) протекает
-: по первой и второй ступеням
-: в основном только по первой ступени
-: до конца
-: с образованием Al(OH)3 и HCl
S: При обычных условиях гидролиз AlCl3(т) протекает только по первой ступени так как
-: реакция обратима
-: в растворе накапливаются гидроксид-ионы
-: в растворе накапливаются ионы водорода
-: реакция эндотермична
S: При добавлении в раствор AlCl3 раствора Na2S образуются
-: Al2S3 + NaCl + NaHS
-: Al(OH)3 + NaCl + NaHS
-:Al(OH)3 + NaCl + H2S
-: Al(OH)2Cl + NaCl + H2S
S: При добавлении в раствор AlCl3 раствора Na2СO3 образуются
-: Al2S3 + NaCl + NaHСO3
-: Al(OH)3 + NaCl + NaHСO3
-: Al(OH)2Cl + NaCl + H2S
-: Al(OH)3 + NaCl + СО2
S: Совместный гидролиз солей Al(NO3)3 и КNO2 протекает до конца, так как
-: реакция необратима
-: в растворе накапливаются гидроксид-ионы
-: в растворе накапливаются ионы водорода
-: протекает реакция нейтрализации НNO3+КОН
S: Фенолфталеин в водном растворе карбоната натрия будет иметь цвет
-: синий
-: желтый
-: бесцветный
-: малиновый
S: Лакмус в водном растворе ацетата натрия будет иметь цвет
-: синий
-: желтый
59
-: красный
-: малиновый
S: Степень гидролиза зависит от концентрации раствора, она повышается
-: при разбавлении раствора
-: при выпаривании воды из раствора
-: при добавлении соли
-: при добавлении более концентрированного раствора той же соли
S: Равновесие гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием,
смешается вправо
-: при выпаривании воды
-: при добавлении исходной соли
-: при добавлении кислоты
-: при повышении температуры
S: Равновесие гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием,
смешается влево
-: при разбавлении раствора
-: при добавлении щелочи
-: при добавлении кислоты
-: при повышении температуры
S: Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием,
зависит от
-: ионного произведения воды
-: константы диссоциации кислоты
-: константы диссоциации основания
-: концентрации раствора
S: По катиону протекает гидролиз соли
- Na2S
-: K2SO3
- Na2SiO3
-: FeCl2
S: По катиону протекает гидролиз соли
-FeCl3
-: K2SO3
- K2SiO3
-: KCl
Химия неметаллов
S: При обычных условиях хлор:
-: зеленовато-желтый газ,
-: светло-желтый газ;
-: светло-желтая жидкость;
-: не реагирует только с кислородом.
S: При обычных условиях в темноте хлор:
-: не реагирует с водородом,
-: не взаимодействует с водой ;
-: не растворяется в воде;
-: не реагирует со фтором
S: В ряду Cl2-Br2-I2 константы гидролиза:
-: закономерно увеличиваются,
-: закономерно уменьшаются;
-: увеличиваются от F2 к Br2, затем уменьшаются;
-: не изменяются.
60
S: В ряду F2 - Cl2 - Br2 - I2 энергия связи в молекулах:
-: закономерно увеличивается,
-: закономерно уменьшается;
-: увеличивается от F2 к Сl2, затем уменьшается;
-: не изменяется.
S: Хлор в лаборатории получают:
-: MnO2(т) + HCl(к) =,
-: MnO2(т) + NaCl(т) = ;
-: К2Cr2O7(р) + KCl(т) = .
-: NaCl(т) + H2SO4(k) = .
S: Хлор в лаборатории получают по следующим реакциям:
-: 2KMnO4(р) +10HCl(к) + 3H2SO4(р) =,
-: 2NaCl(пл) =
(электролиз расплава);
-: NaCl(т) + H2SO4(k) = .
-: NaCl(т) + I2 =
Второй семестр
Модуль 1
Щелочные и щелочноземельные металлы
S: Число энергетических уровней и число валентных электронов в атоме лития равны
соответственно
-: 4, 1
-: 2, 4
-: 2, 1
-: 3, 1
S: В порядке возрастания атомных радиусов химические элементы расположены в ряду:
-: Na, Mg, Al, Si
-: Rb, K, Na, Li
-: Sr, Ca, Mg, Be
-: Ве, Mg, Ca, Sr
S: Число энергетических уровней и число валентных электронов в атоме кальция равны
соответственно
-: 4, 5
-: 2, 4
-: 4, 2
-: 3, 5
S: Число энергетических уровней и число валентных электронов в атоме рубидия равны
соответственно
-: 4, 5
-: 2, 4
-: 5, 1
-: 3, 5
S: В порядке возрастания металлических свойств химические элементы расположены в
ряду
-: Na, Mg, Al
-: K, Ca, Sc
-: Sr, Ca, Mg
-: Ca, Sr, Ba
61
S: Электронную конфигурацию 1S22S22P63S23P64S1 имеет атом
-: Ba
-: К
-: Cs
-: Mg
S: Электронную конфигурацию 1S22S22P63S23P6 3d10 4S24P65S1 имеет атом
-: Na
-: Rb
-: Cs
-: Li
S: Для получения металлического калия используют электролиз
-: раствора КCl
-:раствора КОН
-: раствора К2SO4
-: расплава КОН
S: Литий, рубидий и цезий получают
-: электролизом растворов галогенидов
-:электролизом расплавов галогенидов
-: по реакции Э2O + Н2
-: по реакции Э2O + С
S: Щелочные металлы получают
-: электролизом растворов галогенидов
-:электролизом расплавов галогенидов
-: по реакции Э2O + Н2
-: по реакции Э2O + С
S: Металлический калий получают
-: электролизом растворов галогенидов
-:электролизом растворов карбонатов
-: по реакции К2O + Н2
-: по реакции Na + KCl в расплаве
S: Соли калия при нагревании дают характерное окрашивание пламени
-: красное
-: желтое
-: фиолетовое
-: розовое
S: Соли натрия при нагревании дают характерное окрашивание пламени
-: красное
-: желтое
-: фиолетовое
-: розовое
S: Соли лития при нагревании дают характерное окрашивание пламени
-: карминово-красное
-: желтое
-: фиолетовое
-: розовое
I:48
S: Дэви получил литий, натрий и калий
-: электролизом растворов галогенидов
-:электролизом расплавов галогенидов
-: электролизом расплавов щелочей
62
-: по реакции Э2O + Н2
S: При горении щелочных металлов в атмосфере кислорода
обычно образуются соединения, представленные в ряду
-: LiO2, NaO2 ,КO2 ,RbO2 ,CsO2
-: Li2O, Na2O2 , КO2 , RbO2 ,CsO2
-: Li2O2, Na2O2 ,КO2 ,RbO2 ,CsO2
-: Li2O, Na2O ,К2O ,Rb2O ,Cs2O
S: Реакция Na2O2 + 2КО2(т) + 2СО2 = К2СО3 + Na2СО3 + 2О2
относится
-: к внутримолекулярной дисмутации
-: к внутримолекулярной ОВР
-: к межмолекулярной дисмутации
-: к межмолекулярной ко
Модуль 2
Подгруппа хрома (хром, молибден, вольфрам)
S: Наиболее характерные степени окисления хрома
-: +2, +3, +4, +6
-: +3, +6
-:+2, +3, +6
-: +2, +5, +6
S: Наиболее характерные степени окисления молибдена и вольфрама
-: +4, +6
-: +3, +6
-:2, +3, +6
-: 2, +5, +6
S: Хром был открыт Вокленом по схеме
-: K2Cr2O7→ Cr2О3→Сr
-: PbCrO4→ K2СrO4→ K2Cr2O7→ Cr2О3→Сr
-:Cr(OH)3→ Cr2О3→Сr
-: Cr2О3→Сr
S: Молибден был получен Шееле и Берцелиусом по схеме
-: Na2MoO4(т) → H2MoO4→ MoO3 →Mo
-: (NH4)6Mo7O24→ H2MoO4→ MoO3 →Mo
-: MoCl4 →MoO3 →Mo
-: MoS2 → H2MoO4→MoO3 →Mo
S: Вольфрам был получен Шееле по схеме
-: CaWO4 → Na2WO4→ H2WO4 →WO3 →W
-: Na2WO4→ H2WO4 →WO3 →W
-: (NH4)10[H2W12O42] . 10H2О→WO3 →W
-: Na2WO4→ H2WO4 →(NH4)10[H2W12O42] . 10H2О→WO3 →W
S: Вольфрам был получен Элуяр по схеме
-: CaWO4 → Na2WO4→ H2WO4 →WO3 →W
-: Na2WO4→ H2WO4 →WO3 →W
-: (NH4)10[H2W12O42] . 10H2О→WO3 →W
-: хFеWO4 . уМnWO4 → Na2WO4→ H2WO4 →WO3 →W
S: Разбавленные минеральные кислоты HCl и H2SO4 растворяют все металлы ряда
-: Al, Cr, Mo, W
-: Al, Cr, Ca, Na
-: Cu, Cr, Mo, W
-: Ba, Cr, Mo, W
63
S: Концентрированные кислоты HNO3 и H2SO4 на холоду пассивируют все металлы ряда
-: Al, Cr, Mo, W
-: Al, Cr, Ca, Na
-: Cu, Cr, Mo, W
-: Ba, Cr, Mo, W
S: Молибден и вольфрам практически не растворяются в
-: кислотах HCl и H2SO4
-: «царской водке»
-: окислительной смеси HNO3+ HF
-: окислительном расплаве КNO3+ NaОН
S: Хром при нагревании восстанавливает концентрированные кислоты HNO3 и H2SO4
соответственно до
-: NO2, SO2
-: NO, SO2
-: NO2, S
-: N2O, H2S
Модуль 3
Элементы триады железа
S: Разбавленная азотная кислота переводит железо в состояние
-: Fe2+
-: Fe6+
-: Fe3+
-: Fe8+
S: Очень разбавленная азотная кислота переводит железо в состояние
-:Fe2+
-: Fe6+
-: Fe3+
-: Fe8+
S: На холоду концентрированными кислотами (серной и азотной) все металлы триады
железа пассивируются
-: вследствие образования и упрочнения оксидных пленок
-: вследствие образования нерастворимых гидроксидов
-: вследствие образования гидратированных оксидов
-: вследствие образования нерастворимых солей
S: Способность пассивироваться концентрированными кислотам(серной и азотной) в ряду
Fe-Co-Ni
-: увеличивается
-: уменьшается
-: не изменяется
-: увеличивается, а затем уменьшается
S: При нагревании металлы Fe,Co,Ni окисляются концентрированными кислотами (серной
и азотной) до соответствующих состояний
-: Fe3+, Co3+, Ni2+
-: Fe3+, Co2+, Ni3+
-: Fe3+, Co2+, Ni2+
-: Fe3+, Co3+, Ni3+
S: Наиболее устойчивым состоянием железа является
-: Fe2+
-: Fe6+
-:Fe3+
64
-: Fe8+
S: На воздухе в присутствии влаги железо переходит в
-: гидроксид железа (П)
-: гидроксид (гидрат оксида железа (Ш))
-: оксид железа (П)
-: оксид железа (Ш)
S: Оксиды FeO, CoO, NiO нестехиометрические вещества соответственно
-: черного, оливково-зеленного и зеленого цветов
-: красного, оливково-зеленного и зеленого цветов
-: черного, желтого и зеленого цветов
-: желтого, оливково-зеленного и зеленого цветов
4.6.4.Варианты экзаменационных билетов
Первый семестр
Экзаменационный билет №1
1. Закон Авогадро и следствия из него. Моль и молярный объем.
2. Общая характеристика элементов подгруппы галогенов. Получение и химические
свойства.
3.В равновесной системе А+2В↔С равновесные концентрации составляют
[А] = 0,6 моль/л, [В] = 1,2 моль/л ,[С] = 2,16 моль/л. Вычислить константу равновесия и
исходные концентрации веществ.
Экзаменационный билет №2
1. Молярная масса эквивалента. Эквивалентное число, фактор эквивалентности. Закон
эквивалентов.
2. Гальванические элементы - химические источники электрического тока. Равновесие на
границе металл - раствор. Электродный потенциал. Водородный электрод сравнения.
Электродвижущая сила гальванического элемента. Ряд стандартных электродных
потенциалов.
3. Объем аммиака (н.у.), который следует растворить в 200 г 10% раствора аммиака
NH3.H2O, чтобы получить 15%-ный раствор аммиака NH3.H2O, равен
Экзаменационный билет №3
1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
с точки зрения теории строения атома. Изменение свойств элементов (металличность,
электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону, окислительновосстановительные свойства) в периодах и группах. Эффекты экранирования и сжатия.
2.Хлор. Возможные пути получения, окислительно-восстановительные свойства. Хлорная
вода.
3. Масса гидрида натрия, который надо добавить к 500 мл 20%-ного раствора гидроксида
натрия (ρ = 1,5 г/мл), чтобы массовая доля гидроксида увеличилась до 30%, равна (г)
Экзаменационный билет №4
1. Состояние электрона в атоме. Квантовые числа. Электронные уровни и подуровни.
Принцип Паули. Правило Хунда. Правила Клечковского. Электронное строение атомов
химических элементов.
2.Фтор. Возможные пути получения, окислительно-восстановительные свойства.
3 .Масса медного купороса CuSO4.5H2O , который необходимо добавить к 100 мл 30%ного раствора гидроксида натрия (ρ = 1,2 г/мл), чтобы получить раствор с массовой долей
гидроксида натрия 10%, равна(г)
Экзаменационный билет №5
1. Ковалентная связь и её виды. Свойства и способы образования (обменный, дативный и
донорно-акцепторный механизмы) ковалентной связи. Основные положения метода
валентных связей (МВС). Полярность молекулы.
65
2. Вром и йод. Возможные пути получения, окислительно-восстановительные свойства.
Бромная и йодная вода.
3. К 300 г 30%-ного раствора ортофосфорной кислоты добавили 50 г фосфорного
ангидрида. Массовая доля ортофосфорной кислоты в полученном растворе составляет
(%)
Экзаменационный билет №6
1. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации. Конкретные примеры
гибридизации. Энергетические и геометрические характеристики ковалентной связи.
Влияние гибридизации на прочность связи.
2. Общая характеристика элементов подгруппы азота. Способы получения и
окислительно-восстановительные свойства азота.
3. Объем воды, в которой надо растворить 11,2л оксида серы(IV), чтобы получить раствор
сернистой кислоты с массовой долей 1%,равен (мл).
Экзаменационный билет №7
1. Метод молекулярных орбиталей (МО ЛКАО) и его основные положения.
Энергетические диаграммы. Связывающие и разрыхляющие МО. Порядок связи.
Конкретные примеры образования молекул и ионов.
2. Аммиак. Возможные способы получения и свойства. Соли аммония и разложение солей
аммония. Качественные реакции катиона аммония.
3. К 500 мл 20%-ного раствора гидроксида натрия (ρ = 1,5 г/мл) прибавили 53,88 г гидрида
натрия. Массовая доля гидроксида натрия в полученном растворе равна (%).
Экзаменационный билет №8
1.Ионная связь. Свойства ионной связи. Ионная связь как предельный случай ковалентной
полярной связи. Поляризуемость и поляризующее действие катионов и анионов, их
закономерное изменение в периодах и группах. Состав и строение ионных соединений.
2. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сильные и слабые электролиты.
Степень электролитической диссоциации (ЭД). Константа диссоциации. Закон
разбавления Оствальда. Влияние одноименного иона на диссоциацию слабого
электролита.
3.Для нейтрализации 30 мл 0,1н раствора щелочи потребовалось 12 мл раствора кислоты.
Определить нормальность кислоты.
Экзаменационный билет №9
1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева
с точки зрения теории строения атома. Изменение энергии ионизации, сродства к
электрону, электроотрицательности , кислотно-основных и окислительновосстановительных свойств простых и сложных веществ химических элементов в
периодах и группах.
2. Гидразин. Получение и свойства.
3.Сколько мл 96% раствора серной кислоты (пл.раствора=1,84 г/мл) нужно для
приготовления 1 л 0,25н раствора?
Экзаменационный билет №10
1. Волновой характер движения электронов. Квантовая теория света. Атомные и
молекулярные волновые функции, разрыхляющие и связывающие МО.
2. Гидроксиламин. Получение и свойства.
3.Какой объем 2н раствора серной кислоты потребуется для приготовления 500мл 0,5н
раствора?
Экзаменационный билет №11
1. Внутренняя энергия и энтальпия вещества. Тепловые эффекты химических реакций.
Экзо- и эндотермические реакции. Закон Гесса и следствие из закона. Закон ЛавуазьеЛапласа
2. Оксиды азота.Получение и свойства
66
3.Какой объем 0,2н раствора щелочи потребуется для осаждения всего железа в виде
гидроксида железа(Ш), содержащегося в 100мл 0,5н раствора хлорида железа(Ш)
Экзаменационный билет №12
1. Понятие об энтропии. Понятие об энергии Гиббса образования веществ, как меры
реакционной способности. Энтальпийный и энтропийный факторы процессов.
Направление самопроизвольного протекания химических реакций.
2. Коррозия металлов, виды коррозии. Методы защиты металлов от коррозии.
3.Для нейтрализации раствора, содержащего 2,25 г кислоты потребовалось 25 мл 2н
раствора щелочи. Определить эквивалент кислоты
Экзаменационный билет №13
1. Скорость химической реакции. Скорости химических реакций в гомогенной и
гетерогенной системах. Истинная скорость реакции. Факторы, влияющие на скорость
химических реакций.
2. Азотная кислота. Способы получения, кислотные и окислительные свойства.
3.Расчитайте осмотическое давление раствора, содержащего в 1л 5г анилина
Температура раствора 21оС
Экзаменационный билет №14
1. Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих веществ.
Закон действия масс. Константа скорости реакции и ее физический смысл.
Молекулярность и порядок реакции. Константа скорости для реакций нулевого, первого и
второго порядков.
2. Общая характеристика элементов подгруппы кислорода. Способы получения и
окислительно-восстановительные свойства серы, селена и теллура.
3.На сколько градусов повысится температура кипения , если в 100г воды растворить 20г
глюкозы?
Экзаменационный билет №15
1. Осмотическое давление. Давление пара раствора, закон Рауля, замерзание и кипение
растворов.
2. Оксиды серы , селена и теллура. Получение и окислительно-восстановительные
свойства.
3.На сколько градусов понизится температура замерзания бензола, если в 100г его
растворить 5г нафталина С10Н8
Экзаменационный билет №16
1.Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Особенности растворов кислот,
оснований и солей. Характеристика растворов, растворимость.
2. Сероводород. Способы получения и восстановительные свойства. Получение и свойства
сульфидов. Аналитические реакции сульфид-иона.
3. При растворении 15г хлороформа в 400г диэтилового эфира температура кипения
повысилась на 0,665 град. Определить молекулярную массу хлороформа
Экзаменационный билет №17
1. Зависимость скорости реакции от температуры и природы реагирующих веществ.
Теория активированного комплекса. Энергия и энтропия активации.Правило Вант-Гоффа.
Уравнение Аррениуса для константы скорости реакции.
2. Оксиды серы. Сернистая и серная кислоты. Кислотные и окислительновосстановительные свойства.
3.Установите формулу вещества, содержащего 50% углерода, 5% водорода и 45%
кислорода, зная , что раствор, содержащий 2,13г этого вещества в 60г бензола, замерзает
при 4,25град. Температура замерзания бензола 5,5град .
Экзаменационный билет №18
1. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Сильные и слабые электролиты.
Степень электролитической диссоциации (ЭД). Константа диссоциации. Закон
67
разбавления Оствальда. Влияние одноименного иона на диссоциацию слабого
электролита.
2. Серная кислота. Способы получения и окислительные свойства. Реакции сульфат-иона.
3.Раствор, содержащий 2,1г гидроксида калия в 250г воды, замерзает при
-0,519град. Найти изотонический коэффициент для этого раствора
Экзаменационный билет №19
1.Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие, константа
равновесия, факторы, влияющие на его смещения. Принцип Ле - Шателье.
2. Надсерная кислота и персульфаты. Способы получения и свойства.
3.Раствор, содержащий 0,53г раствора карбоната натрия в 200г воды, замерзает при 0,13град. Вычислить кажущуюся степень диссоциации карбоната в растворе
Экзаменационный билет №20
1.Катализ. Каталитические реакции. Особенности каталитических процессов. Теория
гомогенного и гетерогенного катализа. Автокатализ. Катализаторы и ингибиторы.
2. Тиосерная кислота Способы получения и свойства.
3.Найти степень диссоциации уксусной кислоты в 0,5М растворе, зная, что константа
диссоциации кислоты равна 8.10-10
Экзаменационный билет №21
1.Растворимость. Закономерности растворимости газов в жидкостях, жидкостей и твердых
веществ в жидкостях. Закон распределения. Влияние на растворимость природы
компонентов, температуры и давления. Способы очистки веществ: перекристаллизация и
экстракция.
2. Диоксид серы и сернистая кислота, сульфиты. Кислотные и окислительновосстановительные свойства.
3.При какой концентрации раствора степень диссоциации азотистой кислоты будет равна
20%, если константа диссоциации кислоты 5.10-4
Экзаменационный билет №22
1. Гидролиз солей. Различные типы гидролиза солей. Ионные уравнения реакции
гидролиза солей. Степень и константа гидролиза. Зависимость степени гидролиза от
концентрации раствора, температуры и природы соли. Взаимосвязь константы гидролиза
с константой кислотности (основности) и ионным произведением воды.
2. Комплексные соединения. Классификация, номенклатура, получение. Методы
определения строения комплексных соединений.
3. Сколько мл воды надо добавить к 300мл 0,2М раствора уксусной кислоты с константой
диссоциации 1,8.10-5, чтобы степень диссоциации кислоты увеличить в 2 раза?
Экзаменационный билет №23
1Дисперсные системы. Коллоиды и коллоидные растворы. Устойчивость и коагуляция
дисперсных систем. Электрофарез, двойной электрический слой.
2. Оксокислоты хлора и их соли. Кислотные и окислительно-восстановительные свойства
и способы получения
3.Произведения растворимости карбоната кальция равно 1,8.10-5.Сколько гр карбоната
содержится в 1л насыщенного раствора
Экзаменационный билет №24
1.Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Методы
составления уравнений ОВР. Существующие классификации и типы ОВР. Направление
протекания ОВР, потенциалы окислителя и восстановителя.
2. Политионовые кислоты. Способы получения и свойства
3.Сколько воды потребуется для растворения при комнатной температуре 1 г карбоната
бария? Произведение растворимости карбоната 1,9.10-9.
Экзаменационный билет №25
1.Современные представления теории кислот и оснований. Протонная теория БренстедаЛоури и теория Льюиса.
68
2.Электролиз растворов и расплавов. Законы электролиза. Катодные и анодные процессы.
Электрохимическая поляризация. Перенапряжение. Электродные потенциалы. Ряд
стандартных электродных потенциалов. Промышленные способы получения металлов
электролизом расплавов.
3.Вычислить концентрацию ионов водорода в 0,2М растворе хлорноватистой кислоты с
константой диссоциации 5.10-8
Второй семестр
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 1
1.Металлы главной подгруппы первой группы. Электронное строение, поляризующее
влияние катионов, восстановительные свойства. Основные методы получения щелочных
металлов. Физические и химические свойства.
Качественные реакции ЩМ.
2. Оксид и гидроксид хрома (П)- получение, кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Качественные реакции ионов Cr (+2).
3. Масса металлического натрия, который необходимо растворить в 200 мл воды, чтобы
получить раствор с массовой долей гидроксида натрия 10%,
равна (г)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 2
1.Оксиды, пероксиды и супероксиды щелочных металлов - кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства, способы получения.
2. Оксиды ЭO3 и гидроксиды хрома, молибдена и вольфрама (VI)-получение, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства.
3. В 200 мл воды растворили 12,17 г металлического натрия. Массовая доля гидроксида
натрия в полученном растворе составляет (%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 3
1.Озоноды щелочных металлов- окислительно-восстановительные свойства, способы
получения.
2.Оксид и гидроксид хрома (Ш)- получение, кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Качественные реакции ионов Cr (+3).
3. Масса гидрида натрия, который нужно растворить в 200 мл воды, чтобы получить
раствор с массовой долей гидроксида натрия 10%., равна (г)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 4
1. Важнейшие соли щелочных металлов – галогениды, сульфаты и сульфиты, карбонаты,
сульфиды, нитраты и нитриты- кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства, способы получения. Электролиз водных растворов и расплавов этих солей.
2. Оксиды и гидроксиды алюминия, галлия, индия и таллия – получение, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства.
3.Масса гидрида натрия, который нужно растворить в 200 мл воды, чтобы получить
раствор с массовой долей гидроксида натрия 10%., равна (г)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 5
1.Элементы подгруппы бериллия (бериллий и магний) - электронное строение,
поляризующее влияние катионов,отношение к неметаллам, кислотам, щелочам и воде,
восстановительные свойства. Основные методы получения.
2. Способы получения соды: аммиачный способ - метод Сольве, способ Лаблена, из
криолита, способ Энгела и Прехта, формиатный способ.
3. Объем аммиака (н.у.), который следует растворить в 200 г 10% раствора аммиака
NH3.H2O, чтобы получить 15%-ный раствор аммиака NH3.H2O, равен(л)
69
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 6
1. Щелочноземельные элементы ( Ca Sr Ba ) - электронное строение, поляризующее
влияние катионов. Отношение к неметаллам, щелочам, кислотам и воде,
восстановительные свойства. Основные методы получения: электрохимический,
металлотармический, другие методы. Реакции катионов Ba 2+ ,Sr2+ ,Ca2+ .
2.Основные гидриды щелочных металлов - получение и свойства.
3.К 200 г 10%-ного раствора аммиака NH3.H2O прибавили 6,9 л аммиака NH3 (н.у.).
Массовая доля NH3.H2O в полученном растворе равна (%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 7
1. Металлы подгруппы цинка. Электронное строение, поляризующее влияние катионов.
Основные методы получения. Физические и химические свойства-отношение к
неметаллам, кислотам, щелочам и воде. Реакции катионова Zn2+, Hg22+ (I), Hg2+ и Cd2+
2.Комплексные соединения меди, серебра и золота- получение, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Реакция катионов Ag+ и Cu2+.
3.Масса гидрида натрия, который надо добавить к 500 мл 20%-ного раствора гидроксида
натрия (ρ = 1,5 г/мл), чтобы массовая доля гидроксида увеличилась до 30%, равна(г)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 8
1. Элементы подгруппы меди (Cu Ag Au)-электронное строение, поляризационные
свойства катионов, нахождение в природе, основные методы получения.
2. Важнейшие соли элементов подгруппы бериллия (бериллий и магний)- галогениды,
карбонаты, сульфаты и сульфиты, нитраты и нитриты элементов подгруппы бериллия
(бериллий и магний)- получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства. Электролиз водных растворов равплавов этих солей.
3. К 500 мл 20%-ного раствора гидроксида натрия (ρ = 1,5 г/мл) прибавили 53,88 г гидрида
натрия. Массовая доля гидроксида натрия в полученном растворе равна (%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 9
1. Алюминий, галлий, индий и таллий. Электронное строение, поляризующее влияние
катиона. Основные методы получения. Химические свойства – отношение к неметаллам,
кислотам, щелочам и воде.
2. Оксиды и гидроксиды меди (I), серебра(I) и золота(I) - получение, кислотно-основные
и окислительно-восстановительные свойства. Соли кислородсодержащих кислот меди (I)
и серебра(I)
3.Объем 50%-ного раствора аммиака (ρ = 0,9 г/мл), который необходимо добавить к 300
мл 50%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,2 г/мл), чтобы массовая доля кислоты
уменьшилась в 2 раза, равен (мл)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 10
1. Германий, олово и свинец - электронное строение, поляризующее влияние катионов,
основные методы получения, химические свойства – отношение к неметаллам, кислотам,
щелочам и воде.
2. Оксиды и гидроксиды элементов подгруппы бериллия (бериллий и магний)- получение,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Процессы оляции и
оксоляции.
3.Масса медного купороса CuSO4.5H2O , который необходимо добавить к 100 мл 30%-ного
раствора гидроксида натрия (ρ = 1,2 г/мл), чтобы получить раствор с массовой долей
гидроксида натрия 10%, равна(г)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 11
1. Подгруппа хрома (хром,молибден,вольфрам)- электронное строение, поляризующее
влияние катионов. Основные методы получения.
2. Оксид и гидроксид меди (II) и оксид серебра(II) - получение, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Соли кислородсодержащих кислот меди (II)
70
3.Объем 20%-ного раствора соляной кислоты (ρ = 0,8 г/мл),которую необходимо добавить
к 200 мл 40%-ного раствора карбоната натрия (ρ = 1,1 г/мл), чтобы массовая доля
карбоната стала 10%, равен (мл)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 12
1. Элементы триады железа (железо, кобальт, никель)-электронное строение,
поляризующее влияние катионов, основные методы получения, химические свойстваотношение к неметаллам, оксидам, кислотам, щелочам и воде .
2. Оксиды и гидроксиды щелочноземельных элементов ( Ca Sr Ba ) - получение,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства. Пероксиды
щелочноземельных элементов ( Ca Sr Ba ) - кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства, получение MeО2.
3. Объем 20%-ного раствора соляной кислоты (ρ = 0,8 г/мл),которую необходимо
добавить к 200 мл 40%-ного раствора карбоната натрия (ρ = 1,1 г/мл), чтобы массовая
доля карбоната стала 10%, равен (мл)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 13
1. Химические свойства элементов подгруппы меди (Cu Ag Au)- – отношение к
неметаллам, кислотам, щелочам и воде, восстановительные свойства, сплавы, области
применения.
2.Карбонаты и гидрокарбонаты ЩЗЭ ( Ca Sr Ba ) - получение и кислотно-основные
свойства. Жесткость воды и виды жесткости. Способы смягчения временной и постоянной
жесткости воды.
3. К 300 г 30%-ного раствора ортофосфорной кислоты добавили 50 г фосфорного
ангидрида. Массовая доля ортофосфорной кислоты в полученном растворе составляет
(%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 14
1. Гидриды элементов 1А и ПА групп - получение и свойства.
2. Оксиды ЭО и ЭО2 , гидроксиды германия(П), олово (П) и свинца(П), гидраты оксидов
ЭО2. хН2О германия(IV) , олово (IV) и свинца(IV) - получение, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства.
3. 4,8г магния растворили в 200 мл 12%-го раствора серной кислоты(ρ = 1,05
г/мл).Массовая доля соли в полученном растворе составляет (%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 15
1. Важнейшие соли щелочноземельных элементов ( Ca Sr Ba ) - галогениды, карбонаты,
сульфаты и сульфиты, нитраты и нитриты, нитриды и фосфиды - кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства, способы получения. Электролиз водных
растворов этих солей.
2. Гидриды ЭH4 германия (IV) , олово(IV) и свинца(IV) – получение и свойства.
3. 250г раствора сульфата железа(Ш) с коцентрацией 8% смешали с 50 г раствора
гидроксида натрия с концентрацией 30%. Массовая доля соли в полученном растворе
составляет (%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 16
1. Элементы подгруппы марганца (Mn,Tc, Re)-электронное строение, поляризующее
влияние катионов, основные методы получения, химические свойства – отношение к
неметаллам, кислотам, щелочам и воде.
2.Оксиды ЭО и гидроксиды Э(ОН)2 элементов подгруппы цинка - кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства, способы получения.
3. 5,6 г железа растворили в 100 мл 10% -го раствора соляной кислоты (ρ = 1,05 г/мл).
Массовая доля хлороводорода в полученном растворе составляет (%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 17
1.Хром, оксиды и гидроксиды хрома, хромовая кислота и хроматы, дихромовая кислота и
дихроматы - получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Обнаружение ионов CrO42- , Cr2O72- .
71
2. Гидриды, оксиды и гидроксиды алюминия, галлия, индия и таллия – получение,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
3. Объем воды, в которой надо растворить 11,2л оксида серы(IV), чтобы получить раствор
сернистой кислоты с массовой долей 1%,равен (мл)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 17
1. Марганец, оксиды, гидроксиды, манганаты и перманганаты -получение, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства.
2.Оксиды и гидроксиды элементов триады железа (П) (железо, кобальт, никель)получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Качественные реакции катионов Fe2+ ,Со2+ и Ni2+.
3.Масса гидрида лития, который нужно растворить в 100 мл воды, чтобы получить
раствор с массовой долей гидроксида лития 5%., равна (г)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 18
1.Железо, оксиды и гидроксиды)- получение, кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Качественные реакции катионов Fe2+ и Fe3+
2. Кислотные гидроксиды НЭO4 (Э=Mn,Tc, Re), перманганаты, пертехнаты и перренаты получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
3. В 240 мл воды растворили 69 г натрия. Массовая доля продукта в растворе составляет
(%)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 19
1. Молибден. Электронное строение. Основные методы получения. Химические свойства
– отношение к неметаллам, кислотам, щелочам и воде. Молибденовый ангидрид,
молибденовая кислота и молибдаты.
2.Ферриты (МеFeO2) и ферраты (Me2FeO4)-получение, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства
3. Масса натрия, который надо растворить в 120 мл воды, чтобы получить раствор щелочи
с массовой долей 18%, равна (г)
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 20
1. Вольфрам. Электронное строение. Основные методы получения. Химические свойства
– отношение к неметаллам, кислотам, щелочам и воде. Вольфрамовый ангидрид,
вольфрамовая кислота и вольфраматы.
2. Галогениды, сульфаты, карбонаты и нитраты элементов триады железа (П) (железо,
кобальт, никель)- получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства
3. При взаимодействии 10г амальгамы натрия с водой получен раствор щелочи, для
нейтрализации которого потребовалось 50мл 0,5н. раствора кислоты. Определить
массовую долю натрия в амальгаме.
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 21
1.Серебро, оксиды и гидроксиды серебра, комплексные соединения серебра- получение,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства
2. Платиновые металлы Os, Ir, Pt - получение, химические свойства – отношение к
неметаллам, кислотам, щелочам и воде, восстановительные свойства.
3. Серебряная монета массой 0,3г растворили в азотной кислоте и осадили серебро в виде
хлорида массой 0,199г. Определите массовую долю серебра в монете.
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 22
1.Золото, оксиды и гидроксиды золота, комплексные соединения золота- получение,
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства
2. Платиновые металлы Ru , Rh, Pd – получение, химические свойства – отношение к
неметаллам, кислотам, щелочам и воде, восстановительные свойства.
72
3. Железо, содержавшееся в 10 мл раствора сульфата железа (П), окислено до железа (Ш)
и осаждено в виде гидроксида массой 0,4132г. Вычислить молярную концентрацию
сульфата железа (П).
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 23
1.Олово, гидриды, оксиды и гидроксиды олова- получение, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Реакция катионов олова Sn2+ и Sn4+
2. Химия галлия, индия и таллия, оксиды и гидроксиды галлия, индия и таллия (Ш).
3. К раствору медного купороса прибавили избыток щелочи и прокипятили. Масса
полученного осадка составила 0,824 г. Сколько грамм медного купороса содержалось в
растворе.
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 24
1.Свинец, оксиды и гидроксиды свинца- получение, кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Реакция катионов свинца Pb2+ .
Работа свинцового аккумулятора –катодные и анодные процессы
2. Химия элементов подгруппы титана, оксиды и гидроксиды- получение, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства.
3. 4г технической меди растворили в 20% азотной кислоте. Полученный раствор
обработали раствором щелочи. После прокаливания осадка образовалось 4,8г оксида
меди(П).Вычислить: объем, выделившегося оксида азота(П)(НУ), объем 20% раствора
азотной кислоты (плотность 1,12г/мл), вступившей в реакцию, и массовую долю меди в
техническом препарате.
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 25
1.Элементы подгруппы ванадия, оксиды и гидроксиды- получение, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства.
2.Кобальт и никель, оксиды и гидроксиды кобальта- получение, кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства.
3. Сколько мл 0,1н раствора перманганата калия в кислой среде потребуется для
окисления сульфата железа(П), полученного растворением 0,12г железа в разбавленной
серной кислоте?
ЭКЗАМЕНАЦИОННЫЙ БИЛЕТ № 26
1.Редкоземельные элементы: скандий, иттрий, лантан, актиний- получение, кислотноосновные и окислительно-восстановительные свойства.
2.Технеций и рений- получение, кислотно-основные и окислительно-восстановительные
свойства.
3. При растворении серебра в 60% азотной кислоте массовая доля кислоты в растворе
снизилась до 55%. К полученному раствору добавили равный по массе 2% раствор
хлорида натрия. Раствор профильтровали. Определить массовые доли веществ в растворе.
73
7 Учебно-методическое обеспечение дисциплины (модуля).
7.1. Основная литература
1. Третьяков Ю.Д. , Мартыненко Л.И. , Григорьев А.Н., Цивадзе А.Ю. Неорганическая
химия. Химия элементов М.: Химия, Книга 1, 2001. 472с, Книга 2, 2001. 583с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: ВШ, 2001. 743с.
3. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, 1972-1973, Т. 1, 2 и 3
4. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1991,1994.
Ч.1, 2.
5.Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.:Химия,1994. 588с
6.Угай Я.А.Общая и неорганическая химия. М.: ВШ, 1997. 526с.
7.Хью Дж. Неорганическая химия: строение вещества и реакционные свойства веществ.
М.: Химия, 1987. 696с.
8. Угай А.Я. Неорганическая химия. –М.: Высш. шк., 1989. –463 с.
9. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия: В 2 ч. –М.:Изд-во МГУ, 1991;
1994. Ч. I –480 с, Ч. II –624 с.
10. Новоженов В.А. Введение в неорганическую химию: В 2 ч. Барнаул:. Изд-во АГУ,
1998; 1999. –742 с.
11.Кочкаров Ж.А. Неорганическая химия в уравнениях реакций. Учебное пособие
«Допущено УМО по классическому университетскому образованию» для студентов. Издво «Принт-центр», Нальчик, 2012 г. 350с.
7.2. Дополнительная литература
12. Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. –М.: Высш. шк.,1994. –607 с.
13. Глинка Н.Л. Общая химия. –Л.: Химия, 2000. –728 с.
14. Новиков Г.И. Основы общей химии. –М.: Высш. шк., 1988. –431 с.
7.3. Периодические издания
15. Журнал неорганической химии
16.Журнал Химия. Методика преподавания химии
17.Журнал Химия в школе
18. Кочкаров Ж.А. Протонно-ионный метод составления уравнений окислительновосстановительных реакций. Журн. Химия/ Методика преподавания . 2005. №7. С.48-50
20. Кочкаров Ж.А. Уравнения окислительно-восстановительных реакций:
Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн.
«Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47.
21.Кочкаров Ж.А. Формирование знаний о реакциях ионного обмена в водных растворах
// Журн.Химия в Школе. 2005, №10. С.16-22.
22.Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах // Науч.-метод. журн.
«Химия в школе» 2007 г. №2. С. 35-37.
23. Кочкаров Ж.А. Классификация окислительно-восстановительных реакций в
неорганической химии. Материалы международной науч-прак. конф. «Иновационные
технологии в производстве, науке и образовании» Грозный, 2010 г. с. 35-40
7.4. Интернет-ресурсы
1.Комплект опорных схем-конспектов по темам: электролитическая диссоциация;
кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли как электролиты; реакции ионного
обмена http://dissociation.nm.ru/
2.Критерии протекания окислительно-восстановительных реакций: методическая
разработка для преподавателей химии http://som.fio.ru/item.aspid=10004859
3.Анимации по химии http://som.fio.ru/items.aspid=10001380
4.Популярная библиотека химических элементов .История открытия, физические свойства
элементов .http://www.n-t.org/ri/ps
5.Обучающая энциклопедия: химия .Теоретические основы общей, неорганической и
74
органической химии, тесты, справочные материалы.
http://www.informika.ru/text/database/chemy/START.html
6.Бесплатный курс химии .Электронный учебник по общей и неорганической химии:
теоретические основы, большое количество задач с решениями, справочные материалы,
домашние задания, рекомендации к экзаменам.
http://www.anriintern.com/chemistry/intro.shtml
7.Открытая химия.Учебное пособие по химии, содержащее базовый и дополнительный
материал, иллюстрации, справочные таблицы, разбор решений типовых задач, задания для
самостоятельной работы. http://www.college.ru/chemistry/course/design/index.htm
8.Общая и неорганическая химия: часть 1 .Материалы по общей химии : основные
понятия химии, строение атома, химическая связь.
http://lib.inorg.chem.msu.ru/tutorials/korenev/1.doc
9.Общая и неорганическая химия: часть 2 .Материалы по неорганической химии основные
классы неорганических соединений, их свойства и способы получения.
http://lib.inorg.chem.msu.ru/tutorials/korenev/2.doc
10.Интересные опыты по химии .Методики проведения некоторых эффектных
демонстрационных опытов. http://kvaziplazmoid.narod.ru/praktika/
11.Программное обеспечение по химии .Аннотированные ссылки на существующие
программные ресурсы по химии. http://chemicsoft.chat.ru/
12.Химия халькогенов.Учебное пособие по неорганической химии.
http://www.chem.msu.su/rus/teaching/spiridonov/welcome.html
13.Химический демонстрационный эксперимент: банк данных.Тематическая коллекция
ссылок на оригинальные журнальные статьи и книги.
http://www.urc.ac.ru:8002/Universities/CSPI/chem/Home.html
14. Неорганическая химия. Видеоопыты в Единой коллекции ЦОР http://schoolcollection.edu.ru/collection/chemistry/
15. Основы химии: электронный учебник .http://www.hemi.nsu.ru
16. Электронная библиотека учебных материалов по химии на портале Chemnet
http://www.chem.msu.su/ras/elibrary/
17. WebElements: онлайн-справочник химических элементов .http://webelements.narod.ru
19. Классификация химических реакций. http://classchem.narod.ru
20. Курс химии на сервере бесплатного дистанционного образования
http://www.anriintern.com/chemistry/
21. Периодический закон Д.И. Менделеева и строение атома. http://mendeleev.jino-net.ru
22. Популярная библиотека химических элементов .http://n-t.ru/ri/ps/
23. Интернет ресурсы: http://www. xumuk. ru/
7.5.Методические указания к лабораторным занятиям
1.Кочкаров Ж.А. , Кяров А.А.Лабораторные работы по общей и неорганической химии. –
КБГУ, Нальчик, 2010 г, 124с
2. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и
неорганической химии. –Л.: Химия, 1986. –312 с.
3.Кяров А.А.,Кочкаров Ж.А. Лабораторный практикум по общей химии. Изд. КБГУ,
Нальчик, 2008 г. 70с.
4.Кочкаров Ж.А. Лабораторный практикум. Часть 1. Общий курс химии. Нальчик, 2003г.
33с.
5.Кочкаров Ж.А. Лабораторный практикум. Часть 2. Неорган. Химия. Нальчик, 2003г, 36с.
6.Кочкаров Ж.А. Лабораторный практикум. Общая химия . Нальчик, 2002г. 50с.
75
7.6.Методические указания к практическим занятиям
1. Кочкаров Ж.А., Черкесов Б.Х. Р-элементы VIА-группы Периодической системы
Д.И.Менделеев, КБГУ, Нальчик, 2005 г ,46с.
2. Кочкаров Ж.А., Черкесов Б.Х. Р-элементы VIIА-группы Периодической системы
Д.И.Менделеева КБГУ, Нальчик, 2006 г, 35с.
3. Кочкаров Ж.А.Реакции ионного обмена в водных растворах. Нальчик, КБГУ, 2005, 60с.
4. Кочкаров Ж.А.Реакции кислот и оснований в неорганической химии с позиции теории
Бренстеда –Лоури. КБГУ, Нальчик, 2006, .50c.
5. Кочкаров Ж.А. Электролиз растворов и расплавов солей и окислительновосстановительные реакции. КБГУ, Нальчик, 2010 г. 46с.
6. Кочкаров Ж.А., Кяров Ж.А. Методические указания по составлению уравнений ОВР
Нальчик,1998, 50с.
7.Кочкаров Ж.А. , Кяров А.А.Теоретические основы и методические указания к теме:
Электролиз растворов и расплавов. Нальчик, 1998, 50с.
8.Кочкаров Ж.А. Компьютерные контрольно-обучающие тестовые задания по химии.
Нальчик, 1999, 45с.
9.Кочкаров Ж.А. Компьютерные контрольно-обучающие тестовые задания по химии.
Нальчик, 1998, 50с.
10.Кочкаров Ж.А. Компьютерные контрольно-обучающие тестовые задания по химии
Нальчик, 1999, 55с.
11. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. –М.: Высш.шк., 1984. –224 с.
12. Кяров А.А. , Кочкаров Ж.А. Общая и неорганическая химия. Мет. указания. Изд.
КБГУ, Нальчик, 2011 г. 55с.
7.7.Программное обеспечение современных информационнокоммуникационных технологий
1.Программное обеспечение по химии . http://chemicsoft.chat.ru
8. Материально-техническое обеспечение дисциплины.
Лекции по дисциплине проводятся в аудитории, оснащенной мультимедийным
проектором, усилителями звука, препаративным столом и системой вентиляции (для
показа демонстрационного эксперимента). В аудитории имеются необходимые учебнонаглядные пособия – Периодическая таблица Д.И. Менделеева, ряд напряжений металлов,
таблицы растворимости солей и произведения растворимости, констант диссоциации.
Лабораторные занятия проводятся в двух учебных лабораториях кафедры
неорганической и физической химии (общая площадь – 80 м2), оснащенных всем
необходимым учебным лабораторным оборудованием и реактивами, в том числе:
- комплект учебного лабораторного оборудования, включающий в себя необходимое
приборное и химическое обеспечение учебного процесса по общей и неорганической
химии;
- лабораторная мебель: столы химические, шкафы вытяжные, тумбы подкатные, мойки и
др.;
- учебно-лабораторный комплекс «Химия», включающий модули «Термостат»,
«Электрохимия»;
- прочее лабораторное оборудование и приборы, необходимые для проведения учебного
эксперимента: рН-метры, центрифуги, титровальные установки, стеклянная и фарфоровая
химическая посуда, химические реактивы и др.;
- учебно-наглядные пособия: Периодическая таблица Д.И. Менделеева, ряд
напряжений металлов, таблица растворимости солей.
Перечень оборудования, материалов и реактивов, необходимых для использования при
выполнении конкретных лабораторных работ, приводится в учебных пособиях [12,17 ].
76
На кафедре имеется необходимое количество ПК, а также принтеров, сканеров и
копировальных аппаратов для проведения учебного процесса. Все ПК подключены к
развитой внутривузовской корпоративной компьютерной сети, объединяющей локальные
сети во всех зданиях университета в единый аппаратно-программный комплекс. Для
выхода в Internet используются широкий цифровой канал в 30 Мбит/с. Для проведения
учебных занятий используются два дисплейных класса.
77
Лист согласования рабочей программы дисциплины
ООП ВПО подготовки бакалавра
Направление подготовки: 020100.62 Химия
_____________________________________________________________
код и наименование
Неорганическая химия и химия координационных соединений
_________________________________________________________________
наименование
Дисциплина: Неорганическая химия
_______________________________________________________________________
Форма обучения: очная__________________________________________________
(очная, очно-заочная, заочная)
Учебный год ___2012-2013_________
РЕКОМЕНДОВАНА заседанием кафедры
_______________________________________________
наименование кафедры
протокол N ________от "___" __________ 20__г.
Ответственный исполнитель, заведующий кафедрой
_____________________________________________________________________________
______
наименование кафедры
подпись
расшифровка подписи
дата
Исполнители:
____________________________ ___________ ___________________ _________
должность
подпись
расшифровка подписи
дата
____________________________ ___________ ___________________ _________
должность
подпись
расшифровка подписи
дата
СОГЛАСОВАНО:
Заведующий кафедрой4 _________________________________________________________
наименование кафедры
личная подпись
расшифровка подписи
дата
Заведующий кафедрой ___________________________________________________________
наименование кафедры
личная подпись
расшифровка подписи
дата
Председатель методической комиссии по специальности (направлению подготовки)
_____________________________________________________________________________
шифр наименование
личная подпись
расшифровка подписи
дата
Заведующий отделом комплектования научной библиотеки
______________________________________________________________________________
личная подпись
расшифровка подписи
дата
Рабочая программа зарегистрирована в УМУ под учетным номером __________ на правах
учебно-методического электронного издания.
Начальник УМУ ___________________________________________________
личная подпись
расшифровка подписи
дата
78
Дополнения и изменения к рабочей программе
дисциплины Неорганическая химия на 20__/20__ уч.г.
УТВЕРЖДАЮ
Проректор по УВР
__________ А.А. Шебзухов
«___» _________ 20__ г.
В рабочую программу вносятся следующие изменения:
1) …………………………………..;
2) …………………………………...
или делается отметка о нецелесообразности внесения каких-либо изменений
на данный учебный год
Рабочая программа пересмотрена на заседании кафедры
__________________________________________________________________
(дата, номер протокола заседания кафедры, подпись зав. кафедрой).
ОДОБРЕНА на заседании методической комиссии, протокол № ___ от "___" __________
20__ г."
Председатель методической комиссии по направлению подготовки
__________________________________________________________________
шифр наименование
личная подпись
расшифровка подписи
дата
СОГЛАСОВАНО:
Заведующий
кафедрой*___________________________________________________
наименование кафедры
личная подпись
расшифровка подписи
дата
Заведующий
кафедрой*___________________________________________________
наименование кафедры
личная подпись
расшифровка подписи
дата
...........................................................................................................................................................................................................................................
........
Заведующий отделом комплектования научной библиотеки**
__________________________________________________________________
личная подпись
расшифровка подписи
Декан (Директор)
___________________________________________________________
наименование факультета (института) личная подпись
расшифровка подписи
дата
дата
Дополнения и изменения внесены в базу данных рабочих программ дисциплин
Начальник УМУ____________________________________________________
личная подпись
расшифровка подписи
дата