8-obshhimija

2
СОДЕРЖАНИЕ
Стр.
4
1
ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ – ТРЕБОВАНИЯ К
РЕЗУЛЬТАТАМ ОСВОЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
2
ПАСПОРТ ФОНДА ОЦЕНОЧНЫХ СРЕДСТВ
5
3
КОМПЛЕКТ ФОНДА ОЦЕНОЧНЫХ СРЕДСТВ
10
4
ПАКЕТ ЭКЗАМЕНАТОРА
87
3
1. ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ ДИСЦИПЛИНЫ – ТРЕБОВАНИЯ К
РЕЗУЛЬТАТАМ ОСВОЕНИЯ ДИСЦИПЛИНЫ
В результате освоения дисциплины обучающийся должен уметь:
 доказывать с помощью химических реакций химические свойства
веществ неорганической природы, в том числе лекарственных;
 составлять формулы комплексных соединений и давать им названия;
В результате освоения дисциплины обучающийся должен знать:
 периодический закон и характеристику элементов периодической
системы Д.И. Менделеева;
 основы теории протекания химических процессов;
 строение и реакционные способности неорганических соединений;
 способы получения неорганических соединений;
 теорию растворов и способы выражения концентрации растворов;
 формулы лекарственных средств неорганической природы.
Также результатом освоения дисциплины является овладение
обучающимися профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями:
Код
Наименование результата обучения
ОК 2.
Организовывать собственную деятельность, выбирать
типовые методы и способы выполнения профессиональных
задач, оценивать их эффективность и качество.
ОК 3.
Принимать решения в стандартных и нестандартных
ситуациях и нести за них ответственность.
Организовывать прием, хранение лекарственных
средств, лекарственного растительного сырья и товаров
аптечного ассортимента в соответствии с требованиями
нормативно-правовой базы.
Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима,
охраны труда, техники безопасности и противопожарной
безопасности.
Изготавливать лекарственные формы по рецептам и
требованиям учреждений здравоохранения.
Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать
лекарственные средства для последующей реализации.
Владеть обязательными видами внутриаптечного
контроля лекарственных средств.
ПК 1.1.
ПК 1.6.
ПК 2.1.
ПК 2.2.
ПК 2.3.
4
2. ПАСПОРТ ФОНДА ОЦЕНОЧНЫХ СРЕДСТВ
2.1 Область применения фонда оценочных средств:
Комплект фонда оценочных средств
результатов освоения учебной дисциплины
предназначен
для
оценки
2.2 Сводные данные о результатах обучения формах и методах контроля
и оценки результатов обучения, критерии оценивания.
5
2.1 Результаты обучения: знания,
умения
2.2 Показатели оценки результата
2.3 Форма контроля и оценивания
Текущий контроль
Раздел 1. Теоретические основы химии
Знать:
 Основные понятия
дисциплины «Общая и
неорганическая химия»
Критерии оценок:
«5» (отлично) – студент должен выполнить
верно 90% - 100%тестовых заданий.
«4» (хорошо) - студент должен выполнить
верно 80% - 89% тестовых заданий.
«3» (удовлетворительно) - студент должен
выполнить верно 70% - 79%тестовых заданий.
«2» (неудовлетворительно) – ставиться в том
случае если работа выполнена верно в объеме
69%
Тестовый контроль
Приложение 1.
1.
Контроль знаний проводится в
письменной тестовой форме.
2.
На тестирование отводиться
20 минут.
3.
Для контроля знаний
предъявляется тест из тестовых
заданий. Тесты закрытого типа –
определение одного верного ответа
из нескольких предложенных.
4.
Задания содержат в себе
вопросы по данному разделу.
Раздел 2 Химия элементов и их соединений.
Знать:
Критерии оценок:
периодический закон и
характеристику элементов
периодической системы Д.И.
«5» (отлично) – студент должен
выполнить верно 90% - 100%тестовых
заданий.
6
Тестовый контроль
Приложение 1.
1. Контроль знаний проводится в
письменной тестовой форме.
Менделеева;
основы теории протекания
химических процессов;
строение и реакционные
способности неорганических
соединений
«4» (хорошо) - студент должен
выполнить верно 80% - 89% тестовых
заданий.
«3» (удовлетворительно) - студент
должен выполнить верно 70% 79%тестовых заданий.
«2» (неудовлетворительно) – ставиться в
том случае если работа выполнена верно
в объеме 69%
2. На тестирование отводиться
20 минут.
3. Для контроля знаний
предъявляются тест из
тестовых заданий. Тесты
закрытого типа – определение
одного верного ответа из
нескольких предложенных.
4. Задания содержат в себе
вопросы по данному разделу.
Итоговая аттестация экзамен
Знать:
периодический закон и
характеристику элементов
периодической системы Д.И.
Менделеева;
основы теории
протекания химических
процессов;
строение и реакционные
способности неорганических
соединений;
Критерии оценки устного ответа:
«5» - за глубокое и полное содержание
учебного материала, в котором студент
легко ориентируется, умеет связывать
теорию с практикой, решать
практические задачи, высказывать и
обосновывать свои суждения. Отличная
отметка предполагает грамотное,
логическое изложение ответа.
«4» - если студент полно освоил
учебный материал, ориентируется в
7
Экзамен по итогам изучения
дисциплины.
Приложение 2.
1. Итоговая аттестация
проводится в виде устного
экзамена
2. Для проведения устного
экзамена предлагается
комплект билетов. На
подготовку к ответу
отводится 15-20 минут.
3. Билеты
способы получения
неорганических соединений;
теорию растворов и способы
выражения концентрации
растворов;
формулы лекарственных
средств неорганической природы.
Уметь:
доказывать с помощью
химических реакций химические
свойства веществ неорганической
природы, в том числе
лекарственных;
составлять формулы
комплексных соединений и
давать им названия.
изученном материале, осознанно
применяет для решения практических
задач, грамотно излагает ответ, но
содержание, форма ответа имеют
неточности.
«3» - если студент обнаруживает знание
и понимание основных положений
учебного материала, но излагает его
неполно, непоследовательно, допускает
неточности в определении понятий, в
применении знаний для решения
практических задач, не умеет
доказательно обосновывать свои
суждения.
«2» - если студент имеет разрозненные,
бессистемные знания, не умеет выделять
главное и второстепенное, допускает
ошибки в определении понятий,
искажающие их смысл, беспорядочно
излагает материал, не может применять
знания для решения практических задач.
«1» - за неполное незнание и
непонимание учебного материала или
отказа отвечать.
8
составленывсоответствии с
программой основного
профессионального
образования
экзаменационные билеты
ориентированы на
проверку усвоения
содержания ведущих
разделов (тем) курса
«Общей и неорганической
химии»
Все задания из обязательного
уровня по материалам курса.
9
3. КОМПЛЕКТ ФОНДА ОЦЕНОЧНЫХ СРЕДСТВ
3.1 Задания для проведения текущего контроля (содержание всех заданий
для текущего контроля)
Приложение 1
Раздел 1. Теоретические основы химии
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. 10г сыворотки крови взрослого человека содержат 0.015 г холестерина
(C27H47O). Массовая доля холестерина равна:
1) 15 %
3) 0.015%
2) 1.5 %
4) 0.15%
2. Сколько мл 5М раствора магнезии (MgSO4) требуется для приготовления
400мл 25% раствора с плотностью d=1.2 г/мл?
1) 100 мл
3) 20.0 мл
2) 200 мл
4) 25.0 мл
3. Молярность 0.5 N раствора серной кислоты равна:
1) 0.25 М
3) 1.00 М
2) 0.50 М
4) 0.05 М
4. Концентрация, имеющая размерность [г/мл]:
1) молярная
3) титр
2) моляльная
4) нормальная
5. Масса NaCl, попадающая в организм при введении 400 мл 0.9%
(физиологического) раствора:
1) 4.2 г
3) 20.0 г
2) 3.6 г
4) 5.0 г
6. При смешивании 200 г 20% и 300 г 10% растворов борной кислоты
образуется раствор с процентной концентрацией:
1) 18%
3) 16%
2) 15%
4) 14%
7. Какое количество вещества содержится в 500 г растворителя, если
моляльность раствора равна 0.5 моль/кг:
1) 0.5моль
3) 0.25моль
2) 1.0моль
4) 0.05моль
8. Сколько мл 0.1М раствора уксусной кислоты нужно взять для
приготовления
200 мл 0.05М раствора:
1) 50
3) 100
2) 20
4) 5
9. Мольная доля имеет размерность:
1) моль/л
3) г/мл
2) моль/кг
4) это безразмерная величина
10
10. Растворы по агрегатному состоянию могут быть:
1) только жидкие
2) жидкие и газообразные
3) твердые, жидкие и газообразные
4) жидкие и твердые
11. Нормальность 0.1М раствора сульфата алюминия:
1) 0.1N
3) 0.3N
2) 0.6N
4) 0.2N
12. Мольная доля растворенного вещества равна 0.05, тогда мольная доля
растворителя составляет:
1) 0.05
3) 0.1
2) 0.95
4) 9.5
13. Молярность–это число моль растворенного вещества, которое
содержится в:
1) 1 л растворителя
3) 1 кг раствора
2) 1 кг растворителя
4) 1 л раствора
14. Растворы, в которых наблюдается межчастичное взаимодействие,
называются:
1) реальными
3) разбавленными
2) идеальными
4) нет верного ответа
15. Молярная концентрация раствора глюкозы, 1 л которого содержит
18 г вещества (М(глюкозы) = 180 г/моль), равна:
1) 1.0 моль/л
3) 10.0 моль/л
2) 0.1 моль/л
4) 1.8 моль/л
16. Для приготовления 5л 0.1N раствора NaOH (М=40г/моль) требуется
масса вещества, равная:
1) 50
3) 100
2) 20
4) 5
17. Истинный раствор образуется при введении в воду:
1) крахмала
3) бензола
2) сахара
4) аргона
18. Наиболее концентрированный раствор серной кислоты:
1) 1М
3) 1%
2) 1N
4) все концентрации
одинаковы
19. Титр раствора можно найти по формуле:
1) T= mв-ва / mр-ра
3) T=Э·СN/1000
2) T=Э· mв-ва /1000
4) T= mв-ва·V/100
20. Раствор, для которого понятия нормальности и молярности совпадают:
1) К2Сr2О7
3) H2SO4
2) NaCl
4) Ba(OH)2
11
Ответы к тесту по теме «Концентрации растворов».
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
4
12
2
3
2
13
2
4
1
14
4
5
3
15
1
6
2
16
2
7
4
17
2
8
3
18
2
9
3
19
1
10
4
20
3
3
2
ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ.
КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
Задачи для самостоятельного решения
1. При какой температуре замерзает раствор хлорида кальция с моляльной
концентрацией 0,025моль/кг, если изотонический коэффициент
равен 2,8
(Ккр = 1,86 кг∙К/моль).
Ответ: -0,130С
2. Рассчитайте, на сколько ниже давление насыщенного пара воды над
плазмой крови, общее содержание растворенных веществ в которой можно
принять равным 0,31 мольных долей при температуре человеческого тела (310 К),
чем над чистой водой при той же температуре (61,78 кПа).
Ответ: 19,15 кПа
3. Рассчитайте температуру кипения 0,134 моляльного раствора уксусной
кислоты (Кэб=0,52 кг∙К/моль).
Ответ: 100,1390С
4. Водный раствор хлорида натрия замерзает при t = -1,80С. Чему
равнаосмоляльность этого раствора? Сколько граммов глюкозы следует
растворить в 50 г воды, чтобы полученный раствор замерзал при той же
температуре? Ккр = 1,86 кг∙К/моль.
Ответ: 484 мОсм/л; 8,7 г
5. Рассчитайте осмотическое давление 20 % водного раствора глюкозы, ρ =
1,08 г/мл при 310К, применяемого для внутривенного введения при отеке легкого.
Каким будет этот раствор по отношению к крови гипо-, гипер- или
изотоническим? Мглюкозы= 180 г/моль.
Ответ: 3092,8 кПа, гипертонический.
6. Вычислите молярную массу раствора неэлектролита, если в 200 г воды
растворено 2,76 вещества, раствор замерзает при t = -0,2790С, Ккр = 1,86
кг∙К/моль.
Ответ: 92 г/моль
7. При какой температуре замерзает раствор, в 100 г которого растворено
0,022 моль мальтозы? Ккр = 1,86 кг∙К/моль.
Ответ: -0,410С
12
8. Температура замерзания водного раствора глюкозы равна -0,1840С.
Вычислите осмотическое давление раствора при 00С. Ккр = 1,86 кг∙К/моль, ρ = 1
г/мл.
Ответ: 220,16 кПа
9. Определите осмотическое давление 5% раствора сахарозы при 150С, ρ =
1,019 г/мл.
Ответ: 359,2 кПа
10.
Определите, будут ли при одной и той же температуре
изотоническими 3%-ные водные растворы сахарозы (С12Н22О11) и глицерина
(С3Н8О3). Плотности растворов принять равными 1г/мл.
Ответ: нет
11.
Какие из перечисленных растворов являются изотоническими плазме
крови: 0,1М глюкозы (С6Н12О6), 0,1М сахарозы (С12Н22О11), 0,1М NaCl, 0,1M
CaCl2?
Ответ: CaCl2
12.
Что произойдет с эритроцитами при 310К в 2% растворе глюкозы, ρ
= 1,006 г/мл?
Ответ: гемолиз
13.
Вычислите температуру кипения и замерзания 0,9% раствора
хлорида натрия, применяемого в медицинской практике в качестве
изотонического, если i = 1,95, Ккр = 1,86 кг∙К/моль, Кэб=0,52 кг∙К/моль.
Ответ: 100,1570С; -0,5620С
14.
Вычислите давление насыщенного пара над раствором, содержащим
6,4 г нафталина (С10Н8) при 200С в 90 г бензола (С6Н6). Давление насыщенного
пара над бензолом при данной температуре 9953,82 Па.
Ответ: 9564,67 Па
15.
При 298К осмотическое давление раствора, содержащего 2,8 г ВМС
в 200 мл раствора равно 0,7 кПа. Найдите молярную массу растворенного
вещества.
Ответ: 50 кг/моль
16.
Опишите поведение эритроцитов в растворе нитрата натрия с
массовой долей 1% (ρ=1,005 г/мл). Изотонический коэффициент равен 1,81. Опыт
проводится при 350С.
Ответ: гемолиз
17.
Рассчитайте осмолярность 3%-ных растворов глюкозы и хлорида
натрия, ρ=1,0 г/мл. Какими они будут по отношению к крови?
Ответ: гипотонический и гипертонический.
18.
Вычислите изотонический коэффициент, если раствор, содержащий
0,608 г бензойной кислоты (С6Н5COOH) в 25 г воды, кипит при температуре
Ответ: 1
13
19.
Рассчитатеосмолярность 5% растворов глюкозы и мочевины
(молярная масса соответвственно равна 180 и 60 г/моль), ρ=1,0 г/мл. Будут ли эти
растворы изотоничны с кровью?
Ответ: 280 мОсм/л – изотоничен крови; 830 мОсм/л.
20.
Вычислите массу мочевины (NH2)2CO, содержащейся в 1 л
раствора при 230С, если осмотическое давление раствора мочевины составляет
183620 Па.
Ответ: 4,48 г
21.
При какой температуре осмотическое давление раствора,
содержащего 30г анилина С6Н5NH2 в 2 л достигнет 232408 Па?
Ответ: 174,74К
22.
При 00 С осмотическое давление раствора сахарозы С12Н22О11
равно 3,55
кПа. Сколько граммов сахарозы содержится в 100 мл раствора?
Ответ: 0,053 г
23.
Вычислите молярную массу углевода, если известно, что водный
раствор, содержащий 10 г вещества в 1 л воды, замерзает при -0,1550С, Ккр = 1,86
кг∙К/моль, ρ=1,0 г/мл.
Ответ: 120,5 г/моль
24.
Для предотвращения замерзания в зимнее время к растворам
добавляют глицерин. Сколько граммов глицерина нужно прибавить к 100 г воды,
чтобы раствор не замерзал до -50С? М(глицерина) = 92 г/моль, Ккр = 1,86
кг∙К/моль.
Ответ: 24,75 г
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Коллигативными свойствами называются:
1) Свойства растворов, не зависящие от природы растворенного вещества, а
только от числа частиц в растворе.
2) Свойства растворов, зависящие от природы растворенного вещества, и
не зависящие от числа частиц в растворе.
3)Свойства растворов, определяемые концентрацией и природой
растворенного вещества.
4) Свойства растворов, характеризующиеся отсутствием взаимодействия
между частицами растворенного вещества.
2. Закон Рауля утверждает, что относительное понижение парциального
давления растворителя над раствором прямо пропорционально:
1) Мольной доле растворенного вещества
2) Мольной доле растворителя
3) Моляльной концентрации растворенного вещества
4) Давлению насыщенного пара растворенного вещества
14
3. Какие растворы называют изотоническими:
1) Имеющие равные осмотические давления
2) Имеющие большее осмотическое давление, чем какой-то стандарт
3) Имеющие меньшее осмотическое давление, чем какой-то стандарт
4) Все перечисленные растворы
4. 0,1М растворы глюкозы, селитры (KNO3) и этилового спирта при
постоянной
температуре по возрастанию осмотического давления
располагаются в ряд:
1) pглюкозы<pселитры<pспирта
2) pселитры<pглюкозы<pспирта
3) pглюкозы<pспирта<pселитры
4) pглюкозы = pспирта<pселитры
5. Какая из систем имеет меньшую температуру замерзания:
1) Раствор глюкозы
2) Раствор мочевины
3) Раствор NaCl
4) Все имеют одинаковую температуру.
6. Как называется метод определения молярной массы веществ по
температуре кипения раствора:
1) Криоскопия
2) Осмометрия
3) Эбулиоскопия
4) Кондуктометрия
7. Что произойдет с живой клеткой, если ее поместить в гипертонический
раствор:
1) Гемолиз
2) Плазмолиз
3) Ничего не произойдет
4) Это будет зависеть от концентрации гипертонического раствора
8. Осмолярность крови в норме составляет:
1) 740 – 780 кПа
2) 0,303 – 0,310 осмоль/л
3) 240 – 270 мосмоль/л
4) 280 – 300 мосмоль/л
9. Какой из перечисленных растворов используют в медицинской практике в
качестве изотонического (физиологического):
1) 9 % NaCl
2) 0,5 % С6Н12О6
3) 1 % CaCl2
4) 0,9 % NaCl
15
10. Как будет меняться во времени осмотическое давление раствора, в
котором происходит самопроизвольная полимеризация акриловой кислоты?
1) Уменьшаться
2) Увеличиваться
3) Не изменится
4) Нельзя ответить однозначно
11. Осмосом называется:
1) Самопроизвольная диффузия молекул растворенного вещества, через
полупроницаемую мембрану, в сторону большей концентрации раствора.
2)
Самопроизвольная
диффузия
молекул
растворителя,
через
полупроницаемую мембрану, в сторону меньшей концентрации раствора.
3)
Самопроизвольная
диффузия
молекул
растворителя,
через
полупроницаемую мембрану, в сторону большей концентрации раствора.
4) Самопроизвольная диффузия раствора с меньшей концентрацией, через
полупроницаемую мембрану, в сторону раствора с большей концентрацией.
12. Какие растворы называют гипертоническими:
1) Имеющие равные осмотические давления
2) Имеющие большее осмотическое давление, чем какой-то стандарт
3) Имеющие меньшее осмотическое давление, чем какой-то стандарт
4) Все перечисленные растворы
13. Какая из систем имеет меньшую температуру кипения:
1) Раствор NaCl
2) Раствор глюкозы
3) Морская вода
4) Дистиллированная вода
14. Как называется метод определения молярной массы веществ по
температуре замерзания раствора:
1) Криоскопия
2) Осмометрия
3) Эбулиоскопия
4) Кондуктометрия
15. Что произойдет с живой клеткой, если ее поместить в гипотонический
раствор:
1) Гемолиз
2) Плазмолиз
3) Ничего не произойдет
4) Это будет зависеть от концентрации гипертонического раствора
16. Каково осмотическое давление крови в норме:
1) 7,7×104 кПа
2) 7,7×106 Па
3) 770 кПа
4) 7,7 кПа
16
17. Постоянство осмолярности у животных организмов называют:
1) Цитолизом
2) Изоосмией
3) Экзоосмосом
4) Эндосмосом
18. Какое из свойств относится к коллигативным:
1) Осмотическое давление
2) Понижение температуры замерзания раствора
3) Повышение температуры кипения раствора
4) Все перечисленные свойства
19. Движение растворителя из осмотической ячейки в окружающую среду,
называется:
1) Эндоосмосом
2) Экзоосмосом
3) Гемолизом
4) Изоосмией
20. Какой раствор можно использовать в качестве плазмозаменителя:
1) Изотонический
2) Гипотонический
3) Гипертонический
4) Все
Ответы к тесту по теме «Общие свойства растворов. Коллигативные свойства
растворов»
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
1
12
3
3
1
13
2
4
1
14
4
5
4
15
1
6
3
16
1
7
3
17
3
8
2
18
2
9
4
19
4
10
4
20
2
1
1
РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.рН РАСТВОРОВ
Задачи для самостоятельного решения
1. Вычислите ионную силу 0,05 М раствора СаCl2. Какова должна быть
молярная концентрация раствора NaCl, чтобы он имел такую же ионную силу?
Ответ: 0,15 моль/л, 0,15 моль/л.
17
2. Ионная сила водного раствора KCl равна 0,2 моль/л. Какова его молярная
концентрация? Какова концентрация раствора BaCl2 той же ионной силы?
Ответ: 0,2 моль/л, 0,067 моль/л.
3. Вычислите ионную силу 0,02 М раствора Al2(SO4)3. Каким он будет по
отношению к плазме крови (изо-, гипо- или гипертоническим)?
Ответ: 0,3 моль/л.
4. Вычислите ионную силу 0,5 М раствора MgCl2. Какова должна быть
молярная концентрация раствора KNO3, чтобы он имел такую же ионную силу?
Ответ: 1,5 моль/л.
5. Рассчитайте ионную силу раствора «Трисоль», применяемого в
медицинской практике в качестве плазмозамещающего раствора, учитывая его
состав:
1. натрия хлорид – 0,085 моль/л;
2. калия хлорид – 0,013 моль/л;
3. натрия гидрокарбонат – 0,048 моль/л.
Ответ: 0,146 моль/л.
6. Рассчитайте ионную силу раствора «Рингера-Локка», применяемого в
медицинской практике в качестве плазмозамещающего раствора, учитывая его
состав: натрия хлорид – 0,9 г
калия хлорид – 0,02 г
кальция хлорид -0,02 г
натрия гидрокарбонат – 0,02 г
глюкоза – 0,1 г
вода для инъекций – до 100 мл
Вычислите активность иона натрия в этом растворе, если коэффициент
активности равен 0,72.
Ответ: 0,165 моль/л, 0,112 моль/л.
7. Сопоставьте ионные силы двух растворов при одинаковой молярной
концентрации: раствора AgNO3 и раствора Al2(SO4)3. Для какого раствора
ионная сила больше, во сколько раз?
Ответ: Al2(SO4)3, в 15 раз.
8. Рассчитайте активность 0,05 М раствора HCl, если коэффициент
активности равен 0,830.
Ответ: 0,0415 моль/л.
9. Вычислите изотонический коэффициент серной кислоты, имеющей
степень диссоциации α= 0,8.
Ответ: 2,6.
10.
Рассчитать рН раствора соляной кислоты с молярной концентрацией
вещества 2,5∙10-3 моль/л, приняв степень диссоциации вещества равной 1.
Ответ: 2,6.
11.
рН мочи составляет 6,4. Определить концентрацию ионов [H+] и
[OH-] в моче.
18
Ответ: 10-6,4 , 10-7,6 .
12.
Рассчитать рН раствора
гидроксида натрия с молярной
концентрацией вещества 1,8∙10-2 моль/л, приняв степень диссоциации вещества
равной 1.
Ответ: 12,26.
13.
Рассчитать рН 0,05М и 0,001N растворов серной кислоты и рН 0,05М
и 0,001N растворов гидроксида кальция.
Ответ: 1, 3, 13, 11.
14.
Рассчитать рН желудочного сока, если концентрация HCl 0,365%, ρ =
1 г/мл.
Ответ: 1.
15.
Определить рН раствора после добавления к 100 мл 0,01М раствора
HCl 90 мл 0,01М раствора NaOH (α = 100%). Какая это среда?
Ответ: 3, кислая.
16.
Рассчитайте рН следующих растворов: 0,005М H2SO4, 0,0001N
Ba(OH)2, 0,0001N HClO4, (α = 100%).
Ответ: 2, 10, 4.
17.
Водный раствор сульфата меди с массовой долей 1% назначают в
малых дозах для улучшения кроветворной функции. Вычислите активность ионов
меди в таком растворе, если коэффициент активности равен 0,28; ρ = 1,009 г/мл.
Ответ: 0,018 моль/л.
18.
Водный раствор сульфата цинка с массовой долей 0,25%
применяется в качестве глазных капель как антисептическое и вяжущее средство.
Рассчитайте активность иона цинка в таком растворе, если коэффициент
активности равен 0,41; ρ = 1 г/мл.
Ответ: 0.006 моль/л.
19.
Вычислите степень диссоциации дихлоруксусной кислоты, имеющей
изотонический коэффициент i = 1,75.
Ответ: 0,75.
20.
Вычислите
степень
диссоциации
серной
кислоты,
если
изотонический коэффициент i = 2,61.
Ответ: 0,805.
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Имеются два раствора с одинаковой молярной концентрацией: KCl и
MgSO4.
Какой из растворов имеет большее значение ионной силы?
1) KCl
2) MgSO4
3) Имеют одинаковую ионную силу, т.к. одинаковая концентрация
растворов
19
4) Нельзя определить ионную силу данных растворов
2. Чему равна активность 0,05 М раствора HCl, если коэффициент активности
равен 0,830:
1) 0,0415
3) 16,6
2) 0,0602
4) 0,083
3. Коэффициент активности можно определить по уравнению:
1) Михаэлиса-Ментен
3) Шульца-Гарди
2) Дебая-Хюккеля
4) Вант-Гоффа
4. Имеются два раствора с одинаковой молярной концентрацией: СН3СООН
и К2SO4. Какой из растворов имеет большее значение ионной силы?
1) СН3СООН
2) К2SO4
3) Имеют одинаковую ионную силу, т.к. одинаковая концентрация растворов
4) Нельзя определить ионную силу данных растворов
5. Исходя из уравнения Дебая-Хюккеля следует, что с увеличением ионной
силы раствора коэффициент активности:
1) Увеличивается
2) Уменьшается
3) Не изменяется
4) Имеет экспоненциальную зависимость
6. Значение коэффициента активности зависит от:
1) Концентрации отдельного иона
2) Температуры
3) Концентрации других ионов
4) От всех перечисленных факторов
7. Коэффициент активности можно определить по уравнению:
1) lgγ = - 0.5 z2 √I
3) lgγ = - 0.509 z2 I
2) γ = -А z √I
4) lgγ = А z √I
8. Чему равна кислотность 0,001 М раствора гидроксида натрия:
1) 3
3) 5
2) 11
4) 9
9. Растворителем в растворе является вещество:
1) Которого больше по объему
2) Изменяющее агрегатное состояние в процессе растворения
3) Обязательно индифферентное
4) Обязательно жидкое
10. Растворы по агрегатному состоянию могут быть:
1) Только жидкие
2) Только жидкие и газообразные
3) И жидкие, и газообразные, и твердые
4) Только жидкие и твердые
20
11. рН 0,005 М раствора серной кислоты равно:
1) 5
3) 2
2) 3
4) 5,5
12. Ионное произведение воды при 250С равно:
1) 10-14
3) 14
2) 7
4) 10-7
13. Значение рН + рОН равно:
1)10-14
3) 14
2) 7
4) 10-7
14. Для соединений NH4OH и NH4NO3 верно, что:
1) Только первое – сильный электролит
2) Только второе – сильный электролит
3) Оба – слабые электролиты
4) Оба – сильные электролиты
15. Наиболее слабым электролитом является
1) HF
3) HBr
2) HCl
4) HI
16. Чему равна кислотность 0,0005 М раствора гидроксида стронция:
1) 3
3) 12
2) 11
4) 2
17. Сильными электролитами являются все вещества, указанные в ряду:
1) H2SO3, CuCl2, HClO
2) NaOH, H2SO4, HClO4
3) MgCl2, CH3COOH, RbOH
4) HNO2, HClO3, HClO4
18. Чему равен рН 0,005М раствора Ba(OH)2:
1) 13
3) 4
2) 8
4) 12
19. Если в растворе увеличивается концентрация ионов водорода ,то:
1) Численное значение рН раствора растет
2) Концентрация гидроксид-ионов растет
3) Численное значение рН раствора уменьшается
4) рН раствора не изменяется
20. Чему равна концентрация ионов Н+ в растворе, в котором концентрация
ионов ОН- равна 0,01 моль/л:
1) 10-12 моль/л
3) 10-3 моль/л
2) 10-5 моль/л
4) 10-10 моль/л
Ответы к тесту по теме «Свойства растворов электролитов».
№1
2
3
4
5
6
7
21
8
9
10
Ответ
№ 11
Ответ
2
12
3
1
13
1
2
14
3
2
15
2
2
16
1
4
17
2
1
18
2
2
19
4
1
20
3
3
1
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА. ГИДРОЛИЗ
Задачи для самостоятельного решения
1. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между: а) уксусной
кислотой и гидроксидом бария; б) карбонатом кальция и азотной кислотой; в)
азотной кислотой и гидроксидом аммония.
2. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций между веществами:
а) KOH и MgCl2, б) NaOH и H2SO3, в) K2S и HCl, г) Na2SO4 и BaCl2. Какие
реакции обратимы? Какие необратимы?
3. Составьте по два различных уравнения в молекулярной форме, которое
соответствовали бы следующим уравнениям в сокращенной ионной форме: а) H+
+ OH- = H2O; б) NH4+ + OH4. В одну пробирку налили раствор щелочи, в другую – раствор кислоты, в
третью – раствор хлорида натрия. Как с помощью индикатора лакмуса определить
в какой из пробирок что находится? Ответ обоснуйте.
5. В одну пробирку налили раствор Na2CO3, в другую – раствор CuBr2.
Почему при добавлении фенолфталеина малиновую окраску имеет только один
раствор? Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза этих солей.
6. Какие из следующих солей подвергаются гидролизу: CsCl, CoI2, BaBr2,
Fe(NO3)3, KClO, AlBr3, Na2SO4, AgNO3, FeCl3? Составьте молекулярне и
ионные уравнения гидролиза солей. Раствор каких солей характеризуются
значениями рН>7?
7. Составьте молекулярные и ионные уравнения гидролиза солей Cu(NO3)2,
Na3PO4, (NH4)2CO3, NiSO4, Al2(SO4)3. Растворы каких солей имеют рН < 7? В
растворе каких солей метилоранж имеет желтый цвет?
8. Какие из следующих солей: AlBr3, Cs2CO3, (NH4)2SO3, FeCl2, Pb(NO3)2,
Na2SiO3 – подвергаются гидролизу: а) только по катиону, б) только по аниону, в)
какие соли гидролизуются и по катиону и по аниону? Составьте уравнения
гидролиза всех солей.
Тестовые задания
Выберите один верный ответ:
1. К неэлектролитам относится:
1) сульфат бария
3) гидроксид кальция
2) оксид бария
4) азотистая кислота
22
2. К слабым электролитам относится:
1) сульфат железа (III)
3) оксид кальция
2) гидроксид стронция
4) гидроксид аммония
3. Электрический ток проводит:
1) конц. серная кислота
3) вода
2) расплав серы
4) раствор серной кислоты
4. В водном растворе наибольшее количество сульфат-ионов образуется при
диссоциации 1 моль:
1) Al2(SO4)3
3) BaSO4
2) Fe2S
4) Al2(SO3)3
5. Ионы хлора образуются при диссоциации:
1) НСlO4
3) NH4Cl
2) CCl4
4) Cl2O7
6. В водном растворе ступенчато диссоциирует:
1) H2SO4
3) H2SO3
2) Ca(OH)2
4) BaSO4
7. Практически до конца идет реакция:
1) Na2SO4 + KCl
3) H2SO4 + BaCl2
2) Cu(OH)2 + HCl
4) Na2CO3(р-р) + SiO2
8. Сокращенному уравнению реакции Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2
соответствует взаимодействие между:
1) CuSO4 + KOH
3) CuO + H2O
2) CuO + NaOH
4) CuCl2 + Fe(OH)3
9. Гидролизу не подвергается:
1) крахмал
3) этиловый эфир уксусной кислоты
2) пропионовая кислота
4) белок
10.
Гидролизу подвергается:
1) сульфат бария
3) хлорид бария
2) этиловый спирт
4) нитрат магния
11.
Самыми сильными кислотными свойствами обладает:
1) HClO
3) HClO3
2) HClO2
4) HClO4
12.
С какими веществами может реагировать водный раствор
сероводорода:
1) кислородом
3) сульфидом калия
2) сульфатом меди
4) сульфатом калия
13.
Степень гидролиза наибольшая в случае:
1) NaH2PO4
3) Na3PO4
2) Na2HPO4
4) во всех случаях одинаково
14.
рН среды больше 7 в водном растворе соли:
1) KI
3) KCN
2) CrCI3
4) NaCI
23
15.
Численное значение константы гидролиза соли в водном растворе
характеризует:
1) способность соли ионизировать в водном растворе
2) способность соли растворятся в воде
3) способность соли подвергаться гидролизу в водном растворе
4) способность соли образовывать кристаллогидрат в водном растворе
16.
Степень гидролиза Na2СО3 больше в растворе:
1) 0,2М
3) 0,01М
2) 0,001М
4) 0,02М
17.
При гидролизе молекулы воды выступают согласно протолитической
теории:
1) как кислота
3) как основание
2) как амфолит
4) как протолит
18.
Установите соответствие между солью и окраской лакмуса в ее
растворе:
ФОРМУЛА СОЛИ
ОТНОШЕНИЕ К ГИДРОЛИЗУ
1) ZnCl2
А) красная
2) Na2SO4
Б) синяя
3) CaF2
В) фиолетовая
4) BaI2
19.
Установите соответствие между формулой соли и отношением ее к
гидролизу:
ФОРМУЛА СОЛИ
ОТНОШЕНИЕ К ГИДРОЛИЗУ
1) Ba(CH3COO)2
А) по катиону
2) NaCl
Б) по аниону
3) HgF2
В) по катиону и по аниону
4) Fe(NO3)3
Г) гидролизу не подвергается
20.
Установите соответствие между реагентами и сокращенными
ионными уравнениями:
1) Ca(OH)2 + HCl →
А) NH4+ + OH- → NH3 + H2O
2) NH4Cl + NaOH →
Б) Al3+ + 3OH- → Al(OH)3
3) AlCl3 + KOH →
В) H+ + OH- → H2O
4) BaCl2 + Na2SO4 →
Г) SO42- + Ba2+ → BaSO4
Ответы к тесту по теме «Реакции ионного обмена. Гидролиз».
№1
Ответ
№ 11
Ответ
АВГБ
2
2
12
4
3
4
13
2
4
4
14
3
5
1
15
3
6
3
16
3
24
7
3
17
2
8
3
18
4
9
10
1
2
19
20
АВБВ
4
БГВА
БУФЕРНЫЕ СИСТЕМЫ
Задачи для самостоятельного решения
1. Рассчитать рН буферного раствора, приготовленного смешением 100 мл
0,1М раствора дигидрофосфата натрия и 10 мл 0,1М раствора гидрофосфата
натрия (рК(Н2РО4 -) = 7,21).
Ответ: 6,21
2. Рассчитать молярную
концентрацию уксусной кислоты, если на
приготовление ацетатного буфера с рН = 5,76 к 100 мл 0,1М раствора ацетата
натрия прилили 10 мл уксусной кислоты (рК(сн3 соон) =4,76).
Ответ: 10 мл
3. Рассчитать рН желудочного сока, если концентрация НС1 0,365%,
плотность 1г/мл.
Ответ: рН=1,0
4. На титрование 2 мл крови для изменения рН от начального значения (7,36)
до конечного значения (7,0) потребовалось добавить 1,6 мл 0,01 М раствора HCl.
Рассчитайте буферную емкость по кислоте.
Ответ: Вк =0,022 моль/л
5. Сколько моль ацетата натрия необходимо добавить к 300 мл уксусной
кислоты, чтобы понизить концентрацию ионов водорода в 300 раз
(Кдис
(сн3 соон) = 1,85.10 -5 ).
Ответ: 0,03 моль.
6. При биохимических исследованиях используют фосфатный буфер с рН=
7,4. В каком соотношении надо смешать растворы гидрофосфата натрия и
дигидрофосфата натрия с концентрацией по 0,1 моль/л каждый, чтобы получить
такой буферный раствор (рК(Н2РО4 -) = 7,4).
Ответ: 1:1
7. Какие нарушения КОС наблюдаются при следующих показателях: рН
крови = 7,20, рСО2 = 38 мм рт. ст., БО = 30 ммоль/л, СБО = -4 ммоль/л. Как
устранить данное нарушение КОС?
Ответ: дыхательный ацидоз
8. Рассчитать рН ацетатного буферного раствора, состоящего из 60 мл 0,2М
раствора уксусной кислоты и 120 мл 0,01М раствора ацетата натрия при
рК(сн3соон) = 4,76.
Ответ: рН= 3,76
9. Рассчитать рН 0,01М раствора уксусной кислоты, если степень
диссоциации кислоты равна 0,1.
Ответ: рН=3
25
10.
Рассчитать
объем
5% раствора гидрокарбоната натрия,
необходимого для коррекции метаболического ацидоза, если сдвиг буферных
оснований (ВЕ) составляет - 10 ммоль/л при массе больного 68 кг.
Ответ: 340 мл.
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Заболевание, не вызывающее метаболический ацидоз:
1) сахарный диабет
2) почечная недостаточность
3) неукротимая рвота
4) сердечно-сосудистая недостаточность
2. Показатель, не относящийся к показателям КОС:
1) содержание глюкозы
2) ВЕ
3) рН
4) рСО2
3.При компенсированном метаболическом ацидозе меняются показатели
КОС:
4. рН крови больного равен 7,5; рСО2 = 46 мм рт. ст.; ВЕ = +5 ммоль/л.
Состояние КОС:
1) метаболический декомпенсированный алкалоз
2) метаболический декомпенсированный ацидоз
3) респираторный алкалоз
4) респираторный ацидоз
5.Активная кислотность желудочного сока 0,01 н. Она соответствует
значению рН:
1) 1
2) 2
3) 2,5
4) 3
6.Кислым буфером является система:
1) СН3СООН + СН3СООNa
2) HCl + NaCl
3) H2SO4 + K2SO4
4) NH4OH + NH4Cl
7. На титрование 2,5 мл крови пошло 3,25 мл 0,1М раствора гидроксида
натрия, рН0=5, рН1=6,3. Буферная емкость крови по щелочи равна:
1) 0,05 моль/л
3) 0,25 моль/л
2) 0,5 моль/л
4) 0,1 моль/л
8. рН буферного раствора, содержащего 0,01 моль/л NH4OH и 0,1 моль/л
NH4Cl, рК (NH4OH) = 4,8 равен:
1) 5,8
3) 8,2
2) 4,8
4) 6,8
9. Буферной системой крови является система:
1) H2CO3 + Na2CO3
3) СН3СООН + СН3СООNa
26
2) H2CO3 + NaHCO3
4) H3PO4 + Na3PO4
10. Алкалоз – это:
1) снижение рН крови
2) повышение концентрации Н+
3) увеличение выработки основных продуктов в организме
4) увеличение выработки кислых продуктов в организме
11. Причиной возникновения респитаторного алкалоза является:
1) сахарный диабет
3) щелочная пища
2) пневмония
4) разрежение воздуха
12. Максимальную буферную емкость системы имеют при:
1) рН = РКа
2) рН >РКа
3) рН <рКа
4) эти параметры не взаимосвязаны
13. При гипервентиляции легких:
1) щелочной резерв крови уменьшается, рН мочи увеличивается
2) щелочной резерв крови уменьшается, рН мочи уменьшается
3) щелочной резерв крови увеличивается, рН мочи увеличивается
4) щелочной резерв крови увеличивается, рН мочи уменьшается
14. Соль слабой кислоты, входящей в состав кислотных буферных систем,
является:
1) акцептором электронов
3) акцептором протонов
2) донором протонов
4) донором электронов
15. Для расчета рН буферных систем используют уравнение:
1) Вант-Гоффа
3) Менделеева-Клайперона
2) Гендерсона-Хассельбаха
4) Михаэлис-Ментен
16. Физиологическое значение рН поддерживается при соотношении
компонентов фосфатной буферной системы, равном:
1) Н2РО4-/ HРO4-2= 4:1
3) HРO4-2/Н2РО4= 4:1
2) HРO4-2/Н2РО4- = 18:1
4) HРO4-2/Н2РО4= 1:18
17. Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического
гомеостаза в плазме крови вносит буферная система:
1) гидрокарбонатная
3) белковая
2) гидрофосфатная
4) гемоглобиновая
18. Какие свойства проявляет NaH2PO4 в гидрофосфатной буферной
системе:
1) восстановительные
3) основные
2) окислительные
4) кислотные
19. Изоэлектрические точки большинства белков плазмы крови лежат в
слабокислой среде, (рI= 4,9-6,3), поэтому в крови в основном работает:
1) катионный белковый буфер
2) анионный белковый буфер
27
3) форма компонентов буфера не зависит от рН
4) белки находятся в состоянии цвитер-иона
20. Буферная емкость при разбавлении растворов:
1) уменьшается, вследствие уменьшения концентрации всех компонентов
системы
2) увеличивается, т.к. возрастает степень диссоциации электролитов
3) не изменяется, т.к. соотношение концентрации компонентов остается
постоянным
4) постоянно, т.к. количество компонентов системы остается неизменным
Ответы к тесту по теме «Буферные системы. КОС».
№1
Ответ
4№1
Ответ
2
3
11
4
3
1
12
1
4
4
13
1
5
1
14
3
6
2
15
2
7
1
16
3
8
4
17
1
9
3
18
4
10
2
19
2
3
20
1
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Задачи для самостоятельного решения
1. Определите, как изменится скорость реакции синтеза аммиака при а)
увеличении концентрации исходных веществ в 3 раза; б) при уменьшении
давления в реакционной смеси в 2 раза.
Ответ: а) увеличится в 81 раз; б) уменьшится в 16 раз.
2. Как изменится скорость прямой реакции 2СО + О2 ↔ 2СО2 при
увеличении концентрации СО в 3 раза?
Ответ: увеличится в 9 раз.
3. Как изменится скорость прямой реакции 2NO + O2 ↔ 2NO2 при
увеличении давления в 2 раза?
Ответ: увеличится в 8 раз.
4. Определите, как изменится скорость реакции 2SO2 + O2 = 2SO3 при
уменьшении концентрации SO2 в два раза и увеличении концентрации О2 в 4
раза.
Ответ: не изменится.
5. Скорость реакции уменьшается в 6,25 раза при понижении температуры на
200С. Найдите температурный коэффициент реакции.
Ответ: 2,5.
6. Во сколько раз уменьшится скорость окисления глюкозы при гипотермии,
данной реакции равен 1,3?
28
Ответ: в 12,4 раза.
7. Константа скорости распада пенициллина при 360С равна 6·10-6 сек-1, а
при 410С – 1,2·10-5 сек-1. Вычислить температурный коэффициент реакции.
Ответ: 4.
8. Химическая реакция при 100С заканчивается за 16 мин. При какой
температуре она закончится за 1 мин при температурном коэффициенте реакции
равном 2?
Ответ: 500С.
9. Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,8. Во
сколько раз увеличится скорость реакции при уменьшении температуры от 15 до
35 0С?
Ответ: в 7,84 раза.
10.
Температурный коэффициент скорости некоторой реакции равен 2,5.
Как нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 25 раз?
Ответ: на 35 0С.
11.
Скорость реакции увеличилась в 5,6 раза при повышении
температуры реакционной смеси на 20К. Как изменится скорость реакции при
понижении температуры от 57 до 17 0С?
Ответ: в 31,4 раза.
12.
Некоторая реакция характеризуется следующими параметрами
уравнения Аррениуса: А = 1,5·1011 л/(моль·с), Еа = 86,2 кДж/моль, Т = 298К.
Рассчитать константу скорости реакции.
Ответ: 1,15 · 10-4 л/моль·с.
13.
Для реакции синтеза иодоводорода из простых веществ энергия
активации равна 166 кДж/моль, а предэкспоненциальный множитель в уравнении
Аррениуса 1,6·1014 мл/(моль·час) при 350 К. Вычислите константу скорости
реакции.
Ответ: 2,6 · 10-11 мл/моль·ч.
14.
В системе 2NO + O2 ↔ 2NO2 равновесные концентрации веществ
составляют [NO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,3 моль/л, [NO2] = 0,4 моль/л. Рассчитать
Кравн и оценить положение равновесия.
Ответ: Кравн> 1, следовательно, равновесие смещено вправо.
15.
Рассчитать величину константы равновесия для обратимой реакции
2NO + O2 ↔ 2NO2, если при состоянии равновесия [NO] = 0,056 моль/л, [O2] =
0,02 моль/л, [NO2] = 0,044 моль/л.
Ответ: Кравн = 30,87
16.
Обратима ли практически реакция гидролиза глицил-глицина при
310 К, если ∆G0р-ции = -15,08 кДж/моль?
Ответ: Кравн = 2,55; Кравн> 1, следовательно, продуктов реакции больше,
чем исходных веществ, однако глубина смещения равновесия невелика, реакция
практически обратима.
17.
При 300 К константа равновесия реакции:
29
L-глутаминовая кислота + пируват ↔ α-кетоглутаровая кислота + L-аланин
равна 1,11. В каком направлении будет идти реакция при следующих
концентрациях: L-глутаминовая кислота и пируват по 0,00003 моль/л, αкетоглутаровая кислота и L-аланин по 0,005 моль/л?
Ответ: ∆Gр-ции< 0, реакции идет в обратном направлении.
18.
Для реакции H3PO4 + аденозин ↔ АМФ + Н2О; ∆G0 = 14 кДж/моль.
В каком направлении реакция идет самопроизвольно при стандартных условиях?
Каково значение константы равновесия?
Ответ: Кравн = 3,48·10-3, реакция самопроизвольно идет в обратном
направлении.
19.
Сделать заключение о практической обратимости реакции
АТФ+АМФ↔2АДФ при 310 К, если ∆G0 = -2,10 кДж/моль.
Ответ: Кравн = 2,26 > 1, равновесие сдвинуто вправо, реакция практически
обратима.
20.
В печени протекает ферментативный обратимый процесс:
глюкозо-1-фосфат ↔ глюкозо-6-фосфат.
При 370С равновесная концентрация глюкозо-1-фосфата 0,001 моль/л, а
глюкозо-6-фосфата – 0,019 моль/л. Рассчитать Кравн.
Ответ: Кравн =19.
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Что изучает химическая кинетика?
1. Изучает возможность и направление химических реакций.
2. Изучает скорость и механизм химических реакций, и зависимость их от
различных факторов.
3. Тепловой эффект химической реакции.
4. Изменение энтропии и энтальпии химических реакций от времени.
2. Для какой из реакций записано кинетическое уравнение скорости реакции
3.
если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?
1. Увеличится в 3 раза.
2. Увеличится в 6 раз.
3. Увеличится в 9 раз.
4. Увеличится в 60 раз.
4. Что такое молекулярность химической реакции?
1. Обще число молекул в единице объема.
2. Число молекул продуктов реакции.
3. Общее число молекул исходных веществ и продуктов реакции.
4. Число молекул, участвующих в элементарном акте реакции.
30
5. Для какой реакции справедливо утверждение, что скорость реакции – это
изменение концентрации вещества в единицу времени:
1. Для любой реакции.
2. Для гетерогенной реакции.
3. Для обратимой реакции.
4. Для гомогенной реакции.
6. В чем заключается сущность действия катализатора?
1. Катализатор повышает энергию активации реакции.
2. Катализатор с реагирующими веществами образует неустойчивые
промежуточные соединения, при этом энергия активации понижается.
3. Катализатор уменьшает долю активных частиц в реакционной смеси.
4. Катализатор смещает химическое равновесие и увеличивает выход
продукта обратимой реакции.
7. Укажите единицы измерения скорости гетерогенной реакции
8. Каков физический смысл константы скорости реакции?
1. Константа скорости реакции есть скорость реакции при постоянных
концентрациях реагирующих веществ.
2. Характеризует зависимость скорости реакции от температуры.
3. Константа скорости есть скорость реакции при концентрации
реагирующих веществ, равных единице.
4. Характеризует состояние химического равновесия.
вид:
1. .
3. .
2. .
4. .
10. Система, в которой повышение давления и повышение температуры
приведут к смещению равновесия в противоположных направлениях:
1.
2.
– Q.
3.
– Q.
4. C2H2(г) + 2H2(
Ответы к тесту по теме «Химическая кинетика. Химическое равновесие»
№1
Ответ
2
2
3
4
4
3
5
4
6
4
7
2
8
1
9
3
10
3
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Задачи для самостоятельного решения:
31
4
1. Закончите уравнения реакций (где это необходимо), подберите
коэффициенты методом электронного баланса. Рассчитайте эквивалентную массу
окислителя.
а) Cr2(SO4)3 + KClO3 + NaOH = KCl + …
б) Cu2S + O2 + CaCO3 = CuO + CaSO3 + CO2
в) Zn + H2SO4(конц) = H2¬S + …
г) FeS + O2 = Fe2O3 + …
д) NaMnO4 + HI = I2 + NaI + ...
е) NaMnO4 + KNO2 + H2SO4 = …
ж) KMnO4 + S = K2SO4 + MnO2
з) Cr(OH)3 + Ag2O + NaOH → Ag + …
и) Cr(OH)3 + Br2 + NaOH → NaBr + …
к) NH3 + KMnO4 + KOH → KNO3 + …
2. Закончить уравнение ОВР, подобрать коэффициенты электронно-ионным
методом, рассчитать молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя
в реакции:
а) K2Cr2O7+H2S+H2SO4 → Cr2(SO4)+S+…
б) Na3AsO3+KMnO4+KOH→Na3AsO4+K2MnO4+ …
в) NaNO2+KJ+H2SO4→J2+NO+…
г) KMnO4+H2O2+H2SO4→MnSO4+…
д)H2O2+KJO3+H2SO4→J2+O2+…
е) Cr2(SO4)3 + KClO3 + NaOH → Na2CrO4 + KCl + …
ж) FeCl2 + HClO4 + HCl → Cl2 + …
з) NaNO2+K2Cr2O7 +H2SO4 → NaNO3 + …
и) KMnO4 + MnSO4 + H2O → H2SO4 + …
к) KMnO4 +HCl → Cl2 + …
л) KMnO4¬ + H2SO4 + H2C2O4 → CO2 + …
м) H2O2 + CrCl3 + KOH → K2CrO4 + H2O + …
3. Рассчитайте ЭДС процесса и определите, в каком направлении данная ОВР
протекает самопроизвольно:
Н2SO4+2HCl ↔ Cl2+H2SO3+H2O?
(φo(Cl2 /2Cl―)=+1,36В, φº(SO42―/SO32― ) = +0,22 В)
-1,14, в обратном.
4. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:
CuSO4 + Zn ↔ ZnSO4 + Cu?
(φo(Zn2+/Zn)= -0,76В, φº(Cu2+/Cu) = +0,34 В)
Ответ: в прямом.
5. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:
2NaCl+Fe2(SO4)3↔2FeSO4+Cl2+Na2SO4
φº(Cl2/2Cl–)=+1,36В, φº(Fe3+/Fe2+)=+0,77В.
Ответ: в обратном.
32
6. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:
2KMnO4 + 5SnSO4 + 8H2SO4 ↔ 2MnSO4 + 5Sn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O?
φº(MnO4-/Mn2+)=+1,51В, φº(Sn4+/Sn2+)=+0,15В. Ответ обоснуйте.
Ответ: в прямом.
7. Допустимо ли одновременное введение внутрь больному FeSO4 и NaNO2,
учитывая, что среда в желудке кислая?
φºFe3+/Fe2+=+0,77В , φºNO2─/NO=+0,99В. Ответ обоснуйте.
Ответ: не допустимо.
8. Определите окислительно-восстановительные свойства Н2О2, которые он
проявляет при взаимодействии с K2Cr2O7 в кислой среде. φº(О2/Н2О2)=+0,68В,
φº(Cr2O72–/2Cr3+)=+1,33В. Ответ обоснуйте.
Ответ: является восстановителем.
9. Какие галогены окисляют Fe2+ до Fe3+? Какие из галогенид-ионов могут
восстановить Fe3+? Напишите уравнения соответствующих реакций. Рассчитайте
ЭДС каждой из реакций и опре
следующие значения окислительно-восстановительных потенциалов:
φºFe3+/Fe2+=+0,77В;
φº(F2/2F–)=+2,87В;
φº(Cl2/2Cl–)=+1,36В;
φº(Br2/2Br–)=+1,07В;
φº(I2/2I–)=+0,54В.
Ответ: окислить могут: F2, Cl2, Br2; восстановить могут: I–.
10.
Сколько граммов KMnO4 необходимо взять, чтобы приготовить 100
мл 0,04 N раствора для титрования его в кислой среде?
Ответ: 0,1264 г.
11.
Рассчитать (приблизительно) нормальность 20% раствора KMnO4 в
щелочной среде. (ρ=1г/мл).
Ответ: 1,27 N.
12.
Титр Н2С2О4· 2Н2О равен 0,0069г/мл. На титрование 30мл этого
раствора расходуется 25мл раствора КМnO4. Рассчитайте нормальность этого
раствора.
Ответ: 0,1316 N.
13.
В 1 литре раствора железного купороса содержится 16 г (FeSO4·
7H2O). Какой объем этого раствора может быть окислен 25мл 0,1н раствора
КMnO4 в кислой среде?
Ответ: V = 43,75 мл.
14.
Молярная концентрация окислителя в растворе равна 0,02моль/л.
Определите нормальную концентрацию окислителя, принимая во внимание
химизм реакции.
KMnO4+H2O2+H2SO4→MnSO4+…
Ответ: CN(KMnO4) = 0,1моль∙экв/л.
33
15.
Молярная концентрация восстановителя в растворе равна 0,05
моль/л. Определить нормальную концентрацию восстановителя, принимая во
внимание химизм реакции:
H2O2+KJO3+H2SO4→J2+O2+…
Ответ: СN(H2O2)=0,1моль∙э
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Степень окисления фосфора в соединении Ca3(PO4)2 равна
1) –3
3) +3
2) 0
4) +5
2. Наибольшейэлектроотрицательностью обладает элемент
1) Be
3) B
2) C
4) N
3. Наибольшую степень окисления азот проявляет в соединении
1) NH3
3) N2
2) NO2
4) N2O5
4. Степень окисления +6 сера проявляет в соединении
1) H2S
3) SO2
2) Na2SO3
4) K2SO4
5. В соединения PH3, P2O5, H3PO3 фосфор имеет степени окисления,
соответственно равные
1) +3; +5; -3
3) –3; +5; +3
2) -3;+3; +5
4) +3; -5; -3
6. Одинаковую степень окисления фосфор имеет в соединениях
1) Ca3P2 и H3PO3
3) KH2PO4 и K3PO4
2) P4O6 и P4O10
4) H3PO4 и H3PO3
7. Сульфит натрия Na2SO3 может проявлять в окислительновосстановительных реакциях свойства
1) только окислителя
2) только восстановителя
3) ни окислителя, ни восстановителя
4) и окислителя, и восстановителя
8. KMnO4 при взаимодействии с Na2S в растворе является
1) окислителем
2) восстановителем
3) донором электронов
4) окислителем и восстановителем в зависимости от условий протекания
процесса
9. Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении реакции
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 → MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4+ H2O равен
1) 5
2) 2
3) 3
4) 1
34
10. Соединение, содержащее Mn+7, в кислой среде восстанавливается до:
1) Mn+4
2) Mn+6
3) Mn+2
4) Mn0
11. Частицы, которые присоединяют электроны, называются
1) окислителями
2) восстановителями
3) присоединителями
4) нет верного ответа
12.
Окислительно-восстановительные реакции, в которых элементокислитель и элемент-восстановитель входит в состав молекул различных
веществ, называются
1) внутримолекулярными
2) межмолекулярными
3) диспропорционирования
4) самоокисления-самовосстановления
13. Какое вещество может выступать только в роли окислителя
1) HCl
3) FeCl2
2) K2Cr2O7
4) CO
14. В уравнении окислительно-восстановительной реакции
Cu + HNO3(разб) = Cu(NO3)2 + NO + H2O
коэффициент перед окислителем
1) 8
2) 10
3) 6
4) 2
15. Окислительные свойства оксид серы (IV) проявляет в реакции
1) SO2 + NaOH = NaHSO3
2) SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr
3) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
4) 2SO2 + O2 = 2SO3
16. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:
H2SO4 + 2HCl = Cl2 + H2SO3 + H2O, еслиφ0(Cl2/2Cl-) = 1.36B; φ0(SO42/SO32-) = 0.22B
1) в прямом
2) в обратном
3) слева на право
4) определить нельзя
16.
Укажите тип окислительно-восстановительной реакции
H2SO3 + H2S → S + H2O
1) внутримолекулярная
2) межмолекулярная
3) диспропорционирования
4) контрдиспропорционирования
18. Уравнением Al0- 3ẽ = Al+3 описывает
1) процесс окисления
2) процесс восстановления
35
3) процесс присоединения электронов
4) процесс изменения степени
19. Какую роль играет перекись водорода в уравнении реакции
H2O2 →Н2О + О2
1) окислителя
2) восстановителя
3) окислителя-восстановтеля
4) нельзя определить
20. В каком направлении данная ОВР протекает самопроизвольно:
2NaCl + Fe2(SO4)3 → 2FeSO4 + Cl2 + Na2SO4, еслиφ0(Cl2/2Cl-) = 1.36B;
φ0(Fe3+ /Fe2+) = 0.77B
1) в прямом 2) обратном
3) слева на право 4) определить нельзя
Ответы на
Оксидиметрия»
№1
2
Ответ 4
№ 11
12
Ответ 2
тест по теме «Окислительно-восстановительные реакции.
3
4
13
1
4
4
14
2
5
4
15
2
6
3
16
1
7
3
17
3
8
4
18
2
9
1
19
4
10
1
20
1
3
3
СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Задачи для самостоятельного решения
1. Химический элемент характеризуется…
1) числом нейтронов 2) массой атома 3) числом нуклонов 4) зарядом ядра
Ответ: (4).
2. Чему равен заряд атома натрия?
1) 0
2) +1
3) +11
4) +23
Ответ: (4).
3. Какой тип связи в молекуле Н2?
1) водородная
2) ковалентная полярная
3) ковалентная неполярная
4) ионная
Ответ: (3).
4. Число протонов, нейтронов и электронов изотопа 18О соответственно
равно:
1) 8, 8, 8
2) 8, 9, 8
3) 8, 10, 8
4) 8, 7, 8
Ответ: (3).
5. Электронная конфигурация 1s22s22p63s23p6 соответствует частице
36
1) Li+
2) K+
3) Cs+
4) Na+
Ответ: (2).
6. В порядке возрастания атомного радиуса химические элементы
расположены
вряду:
1) Be, B, C, N
2) Rb, K, Na, Li
3) O, S, Se, Te 4) Mg, Al, Si, P
Ответ: (3).
7. Электронную конфигурацию инертного газа имеет ион
1) Fe3+
2) Cl3) Cu2+
4) Fe2+
Ответ: (3).
8. Ковалентная полярная связь характерна для каждого из двух
веществ,
формулы которых
1) KI и Н2О
2) СО2 и К2О
3) H2SиNa2S
4) CS2 иРС15
Ответ: (4).
9. Среди веществ NH4Cl, CsCl, NaNO3, PH3, HNO3 - число соединений с
ионной
связью равно
1) 1
2) 2
3) 3
4) 4
Ответ: (3).
10. Химический элемент, в атоме
которого электроны по слоям
распределены
так: 2, 8, 8, 2 образует с водородом химическую связь
1)ковалентную полярную
2) ковалентную неполярную
3) ионную
4) металлическую
Ответ: (3).
11. В валентных схемах ковалентная связь изображается парой точек, а
если к
этому добавляется изображение точками всех внешних электронов
каждого
атома, то их называют электронноточечными формулами. Составьте
такие
схемы и формулы для молекул: N2, CO2, PH3, H2SO4.
12. Какие атомы
или
ионы
называют донорами и акцепторами
электронных
пар? Приведите примеры.
37
13. Пользуясь
правилом Гунда,
распределите электроны
по
орбиталям,
соответствующим низшему энергетическому состоянию, для атомов
элементов с порядковыми номерами 21, 35, 37, 73, 58.
14. Напишите все квантовые числа для электронов атомов лития,
бериллия,
бора, углерода, азота, кислорода, фтора, неона.
15. Энергетическое
состояние
внешнего
электрона
атома
описывается
следующими значениями квантовых чисел: n=3, l=0, ml=0. Атомы
каких
элементов
имеют такой электрон? Составьте электронные формулы
атомов
этих элементов.
16. Как определяют число σ- и π– связей в кратных связях? Чему равно
их
число в
молекулах,
образованных:
а) только двойными
связями;
б) простыми и двойными связями?
17. Покажите, какой тип гибридизации атомныхорбиталей центрального
атома
осуществляется при образовании CO32-, NH3, BCl3, BeCl2.
18. Объяснить
с
позиций
метода
МО
возможность
существования
молекулярного иона He2+ и невозможность существования молекулы
He2.
19. Объяснить с позиций метода ВС способность оксидов NO и
NO2
образовывать димерные молекулы.
20. Рассмотреть с позиций метода МО возможность образования молекул B2,
F2,
BF. Какая из этих молекул наиболее устойчива?
КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Задачи для самостоятельного решения
1. Какие комплексные соединения образуются в растворе, содержащем ионы:
I- Zn2+, K+, Hg2+, если Кнест.[HgI4]2- = 1,1∙10-18, Кнест.[ZnI4]2- = 1,3∙10-2?
2. Можно ли перевести комплекс [CoCl4]2- в [HgCl4]2-, если их Кнест.
соответственно равны 1,4∙10-5 и 1,7∙10-15? Ответ мотивируйте.
38
3. Расположите комплексные ионы (I, II, III) по мере повышения их
устойчивости: Кнест.(I) = 1,58∙10-8 ;Кнест.(II) = 5,01∙10-10 ; Кнест.(III) = 3,16∙10-5
.
4. С какимилигандами Zn2+ образует более прочное соединение: глицин (1),
лизин (2), гистидин (3), если Кнест.(1) = 1,1∙10-10, Кнест.(2) = 2,51∙10-8, Кнест.(3)
= 1,32∙10-13.
5. Можно ли, вводя в раствор комплекса ртути Na2S2O3, осуществить
перевод K2[HgCl4] в K2[Hg(S2O3)2], если Кнест.[HgCl4]2- = 8,5∙10-16 ,
Kнест.[Hg(S2O3)2]2- =5,9∙10-30 ?
6. Напишите выражения для
констант нестойкости
комплексных
соединений: [Zn(NH3)4]Br2 и Cu2[Fe(CNS)6)]. По систематической номенклатуре
дайте им названия.
7. Напишите
биологически активный изомер диаминдихлороплатина,
используемый в лечебной практике.
8. Определите, чему равен заряд комплексного иона и степень окисления
комплексообразователя в следующих соединениях:
а) Mg[CuI4],
б)
[Pd(NH3)4]SO4, в) [Al(H2O)5Cl]Br2.
9. Напишите формулы следующих комплексных соединений:
а)
тетрацианодиамминплатинат (II) калия, б) динитротетраакваалюминия (III)
бромид. В ответе укажите заряд комплексного иона и координационное число
комплексообразователя.
10.
Определите, каким станет заряд комплексного иона [Cd(CNS)4]2–,
если три роданидныхлиганда заменить на три молекулы аммиака.
11.
если координационное число комплексообразователя равно 6. В ответе укажите
заряд комплексного иона.
12.
Напишите уравнение первичной диссоциации в водном растворе
комплексной соли Ca2[Fe(CN)6]. В ответе укажите количество образующихся
положительно заряженных ионов.
13.
Напишите уравнения диссоциации комплексных соединений:
[Zn(NH3)4]Cl2, [Cu(NH3)4](OH)2.
14.
14. При отравлении солями тяжелых металлов используют
тиосульфат натрия. Какой из ионов - Hg2+ или Ag+ - в первую очередь будет
выводиться
из
организма,
если
Кнест.[Hg(S2O3)2]2=
3,6∙10-30;
Кнест.[Ag(S2O3)2]3- = 2,5∙10-14?
15.
В медицинской практике используется в качестве лиганда ЭДТА и и
его соль трилон-Б. С каким катионом: Co3+ (1), Mg2+ (2) – он образует более
прочное комплексное соединение, если Кнест.(1) = 2,51∙10-41, Кнест.(2) = 7,59∙1010?Сравните устойчивость аммиачного (1) и цианидного (2) комплексов, если они
имеют следующие константы устойчивости Куст.(1) = 3,6∙106, Куст.(2) = 1,3∙1017.
39
16.
Сравните прочность цианидных комплексов цинка и серебра, если
они имеют следующие константы нестойкости: Кнест.[Zn(CN)4]2- = 2,4∙10-20,
Кнест.[Ag(CN)2]- = 1,0∙10-21.
17.
Константы нестойкости комплексных ионов [Co(CN)4]2-; [Hg(CN)]2; [Cd(CN)4]2- соответственно равны: 8∙10-20; 4∙10-41; 1,4∙10-17. В каком растворе,
содержащем эти ионы (при равной молярной концентрации), ионов CN- больше?
Напишите выражения для констант нестойкости указанных комплексных ионов.
18.
При прибавлении раствора KCN к раствору [Zn(NH3)4]SO4
образуется растворимое комплексное соединение K2[Zn(CN)4]. Напишите
молекулярное и ионное уравнения реакции. Константа нестойкости какого
иона:[Zn(NH3)4]2+или [Zn(CN)4]2- больше? Почему?
19.
Из сочетания частиц Со3+, NH3, NO-2 и К+ можно составить семь
координационных формул комплексных соединений кобальта, одна из которых
[Co(NH3)6](NO2)3. Составьте формулы других шести соединений и напишите
уравнения их диссоциации в водных растворах.
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Комплексным соединением является:
1) H2SO4
3) K3[Fe(CN)6]
2) NaHCO3
4) KCl
2. Наиболее высокая комплексообразующая способность у металлов:
1) s-элементов
3) p- элементов
2) d- элементов
4) s-p – элементов
3. Ацидокомплексом является:
1) K4[Fe(CN)6]
3) [Cu(NH3)4]SO4
2) K[Al(OH)4]
4) [Al(H2O)6]Cl3
4. Между металлом – комплексообразователем и лигандом существует связь:
1) ионная
2) ковалентная, образуемая по обменному механизму
3) ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму
4) металлическая
5. Координационное число – это:
1) число лигандов
2) число металлов – комплексообразователей
3) общее число ионов во внутренней сфере комплексного соединения
4) общее число ионов в комплексном соединении
6. Металл-комплексообразователь является:
1) донором электронных пар
2) акцептором электронных пар
3) окислителем
40
4) восстановителем
7. Хелатный эффект – это:
1) образование
более
устойчивых
комплексных
соединений
с
монодентантнымилигандами
2) образование
более
устойчивых
комплексных
соединений
с
полидентантнымилигандами
3) разрушение комплексного соединения
4) переход одного комплексного соединения в другое более устойчивое под
действием лигандов
8. Комплексоном не является:
1) ЭДТА
3) трилон Б
2) HCN
4) тиосульфат натрия
9. Координационное число в комплексе Al[Cо(CN)4Cl2] равно:
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
10. Лиганды являются:
1) донором электронных пар
2) акцептором электронных пар
3) окислителем
4) восстановителем
11. Константа нестойкости для комплекса [Cu(NH3)4]SO4 рассчитывается
по
формуле:
1) [[Cu(NH3)4]2+][SO42-] / [[Cu(NH3)4]SO4]
2) [Cu2+][NH3]4 / [[Cu(NH3)4]2+]
3) [[Cu(NH3)4]2+] / [Cu2+][NH3]4
4) [Cu2+][NH3]4 / [[Cu(NH3)4]SO4]
12. Жесткость воды обусловлена присутствием:
1) солей кальция и магния
2) солей натрия и калия
3) кальция и натрия
4) железа и марганца
13. Лучшим комплексообразователем является:
1) Na+
2) Mg2+
3) Ca2+
4) Fe3+
14. Заряд комплексного иона в соединении K3[Fe(CN)6] равен:
1) 1+
2) 2+
3) 3+
4) 4+
15. Заряд комплексного иона в соединении K4[Fe(CN)6] равен:
1) 1+
2) 2+
3) 3+
4) 4+
16. Лигандами в комплексном соединении Al[Cо(CN)4Cl2] являются:
1) CN3) Cl2) Cо3+
4) CN-, Cl17. Пространственная конфигурация комплекса [Cо(NH3)6]Cl3:
1) октаэдр
3) квадрат
2) тетраэдр
4) треугольник
41
координационное число комплексообразователя равно 6 имеет вид:
1) [Ni(NH3)5]Br2
3) [Ni(NH3)4Br2](NH3)2
2) [Ni(NH3)5Br]Br
4) [NiBr2](NH3)5
19. При диссоциации комплексного иона [Zn(NH3)3CN]+ образуется общее
количество ионов и молекул:
1) 2
2) 3
3) 4
4) 5
20. Заряд комплексного иона и степень окисления комплексообразователя
в
соединении [Pd(NH3)4SO4] равны:
1) 2+, +2
2) 0, +2
3) 2+, 0
Ответы к тесту по теме «Комплексные соединения»
№
1
2
3
4
5
6
7
8
Ответ 3
2
1
3
1
2
2
2
№ 11
12
13
14
15
16
17
18
19
Ответ 2
1
4
3
2
4
1
2
ГАЛОГЕНЫ. ХАЛЬКОГЕНЫ. ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Осуществите превращения
1. NaCl NaHSO4 Na2SO4 NaClHCl
2. KMnO4 Cl2 KClO3 KCl Cl2
3. Fe FeCl2 FeCl3 HCl Cl2 Br2
4. Cl2 NaClHCl CuCl2 CuO
5. HClO O2 HgO Hg HgCl2
6. Na2SO3 Na2SO4 NaClHCl CuCl2
7. KMnO4 O2 SO2 NaHSO3 Na2SO4
8. Cu CuOCuS SO2 H2SO4
9. FeS H2S SO2 SO3 NaHSO4
10.
Na2SO3 Na2SO4 NaCl NaNO3 NaNO2
11.
О2Н2¬ОКОНКClO3 KClCl2
12.
H2O2 H2O H2 HCl Cl2 Br2
13.
O2 SO2 Na2SO3 S H2S SO2 SO3
14.
H2O2 H2O H3PO4 H2S S SO3
15.
KMnO4 O2 CO2 CaCO3 H2CO3
Задачи для самостоятельного решения
1.
физиологического раствора.
Ответ: 4,5 г.
42
4) 2-, 2+
9
3
20
4
10
1
2
2. В аптеке имеется 0,5 М раствор NaCl. Рассчитайте количества
раствора из имеющегося 0,5М раствора.
Ответ: 300 мл 0,5М раствора и 700 мл воды.
3. Рассчитайте массовую долю раствора, который получен при добавлении к
Ответ: а) 1,7%; б) 7,5%; в) 9,4%; г) 5%.
4. Сколько мл 30% раствора HCl с плотностью 1,15 г/мл необходимо взять
для приготовления: а) 500 мл 0,5N раствора; б) 300 г 1% раствора.
Ответ: а) 26,5 мл; б) 8,7 мл.
5. Рассчитать молярность, моляльность, нормальность и титр 10% раствора
медного купороса с плотностью 1,08 г/мл.
6. Рассчитать молярность, моляльность, нормальность, массовую и мольную
долю растворенного вещества в растворе приготовленным из 13,5 г хлорида меди
и 186,5 мл воды. Плотность раствора принять равной 1 г/мл.
7.
=
1,2 г/мл). Какой этот раствор по отношению к крови.
Ответ: 16770 кПа, гипертонический.
8. При гипокислотности назначают внутрь 1% раствор соляной кислоты.
Рассчитайте его рН. Плотность считать равной единице.
Ответ: 0,56.
9. Напишите гидролиз следующих солей: CaCl2, CuCl2¬, BaF2. Отличается
реакция среды таких растворов. Почему?
10.
Можно ли приготовить буферные системы на основе каких-либо
галоген-содержаших кислот. Ответ поясните.
Тестовые задания
Выберите один верный ответ
1. В атоме хлора в возбужденном состоянии валентных электронов:
1) 1
3) 5
2) 3
4) 7
2. Электронная конфигурация внешнего уровня атома серы в наименьшей
степени окисления:
1) 3s23p4
3) 3s23p0
2) 3s23p6
4) 3s03p0
3. Степень окисления кислорода в соединении O2F2¬ равна:
1) +1
3) 0
2) -1
4) -2
43
4. Ряд, в котором реакционная способность галогенов слева направо
возрастает:
1) I2, Br2, Cl2, F2
3) Cl2, Br2, I2, F2
2) Br2, I2,Cl2, F2
4) F2, Cl2, Br2, I2
5. С кислородом напрямую не взаимодействует:
1) H2
3) Cl2
2) F2
4) S
6. Наименее выраженными восстановительными свойствами обладает анион:
1) I3) Cl2) Br4) F7. Самыми сильными кислотными свойствами обладает:
1) НI
3) НCl
2) НBr
4) НF
8. В водном растворе возможна реакция:
1) KI + Br2
3) KBr + I2
2) KCl + Br2
4) KCl + F2
9. При насыщении известковой воды оксидом серы (IV) образуется
соединение:
1) СaSO3
3) Ca(HSO3)2
2) CaO
4) Ca(HSO4)2
10.
Металл, с которыми при обычных условиях не реагирует
концентрированная серная кислота, - это:
1) Сu
3) Mg
2) Fe
4) Ag
11.
С водой при обычных условиях реагируют металлы:
1) d – семейства
2) щелочные
3) расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия
4) расположенные в электрохимическом ряду напряжений после водорода
12.
Самыми сильными окислительными свойствами обладает:
1) О2
3) Сl2
2) О
4) Н2О2
13.
Формулы веществ, которые образуются при взаимодействии
холодного раствора КОН с хлором, – это:
1) KCl и KClO3
3) KCl и KClO
2) KCl и KClO4
4) KCl и O2
14.
Самыми сильными окислительными свойствами обладает:
1) HClO
3) HClO3
2) HClO2
4) HClO4
15.
Соляная кислота реагирует с каждым из перечисленных веществ:
1) K2SO4, NH3, Hg
3) KMnO4, NaHCO3, K2SiO3
2) Fe2O3, NH3, NH4NO2
4) KClO3, MnO2, AgNO3
44
16.
При термическом разложении 34 г пероксида водорода выделяется
кислород объемом (н.у.):
1) 22,4 л
3) 44,8 л
2) 11,2 л
4) 5,6 л
17.
Соединение гемоглобина с кислородом называется:
1) оксигемоглобин
2) карбгемоглобин
3) дезоксигемоглобин
4) метгемоглобин
18.
В качестве антисептического и кровоостанавливающего средства
используют:
1) 3% раствор перекиси водорода
2) 10% раствор тиосульфата натрия
3) 5% раствор сульфата натрия
4) 0.9% раствор хлорида натрия
19.
Недостаток фтора в организме вызывает:
1) базедову болезнь
2) кариес зубов
3) образование камней в почках и желчном пузыре
4) хрупкость костей
20.
Для выработки соляной кислоты желудочного сока необходимо
употреблять:
1) молекулярный хлор
2) соляную кислоту
3) хлорат калия
4) хлорид натрия
Ответы к тесту по теме «Галогены. Халькогены»
№
Ответ
№ 11
Ответ
1
4
12
2
2
2
13
2
3
1
14
1
4
1
15
3
5
3
16
3
6
4
17
1
7
1
18
1
АЗОТ. ФОСФОР. ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Осуществите превращения согласно схемам
1. NH4NO2 N2 NH3 NH4NO3 N2O
2. Zn(NO3)2 NO2 KNO3 HNO3 O2
45
8
1
19
1
9
1
20
2
10
2
4
3. N2 NO2 HNO3 NO NH4NO3
4. HNO3 NO2 KNO2 KNO3 P2O5
5. NH3 N2 NO2 HNO3 HNO3Fe(NO3)3
6. KNO3 O2 NO2 HNO3 Fe(NO3)3
7. Zn(NO3)2 Na2[Zn(OH)4] Zn(NO3)2 NO2 NO
8. РН3 Р2О5 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 Na[Al(OH)4]
9. Ca Ca3P2 PH3 H3PO4 Mg3(PO4)2
10.
P H3PO4 Ca3(PO4)2 P P2O3 PH3 NO2
Задачи для самостоятельного решения:
1. Закончите уравнения следующих реакций и расставьте коэффициенты:
Р + HIO3 + H2O
РН3 + KMnO4 + H2SO4
2. Напишите гидролиз натриевых солей (средней и двух кислых) фосфорной
кислоты.рН какого из растворов будет самым кислым, а какого самым щелочным?
Ответ поясните.
3. Рассчитайте сколько мл 20% азотной кислоты с плотностью 1,12 г/мл
необходимо взять фармацевту, чтобы приготовить а) 200 г 15 % раствора; б) 200
Ответ: а) 134 мл; б) 146 мл; в) 5,625 мл.
4. Рассчитайте молярность, моляльность и нормальность 20% азотной
кислоты с плотностью 1,12 г/мл.
5. Сколько л (при н.у.) аммиака потребуется для приготовления 1л 3%
раствора нашатырного спирта. Плотность раствора принять равной единице.
Ответ: 39,53 л.
6. Рассчитайте количества компонентов (в граммах), необходимые для
Ответ: 54 г KNO3 и 486 г Н2О.
7. Рассчитайте массу дигидрофосфата
приготовления 250 мл 0,1М раствора.
Ответ: 3 г.
46
натрия,
необходимого
для
8. Рассчитайте массу гидрофосфата калия, необходимого для приготовления
100 мл 0,2N раствора
Ответ: 1,42 г.
9. Вычислите рН смеси, если к 200 мл 0,1М раствора гидроксида аммония
добавили 2,14 г хлорида
-5.
Ответ:8,25.
10.
При биохимических ислледованиях применяют фосфатный буфер,
который готовят следующим образом: 4,26 г безводного гидрофасфата натрия,
4,86 г дигидратдигидрофосфата натрия и 180 г хлорида натрия растворяют в воде
и доводят до 2 л. Вычислить рН полученного раствора. (рК(Н2¬РО4-) =7,21).
Ответ: 7,21.
Тестовые задания
Выберите один верный ответ
1. Валентные электроны атома азота могут располагаться на:
1) 2s
2) 3р
3) 3p
4) 1s
2. Электронная конфигурация внешнего уровня атома фосфора в
возбужденном состоянии:
1) 3s23p33d0
2) 3s23p63d10
3) 3s13p33d1
4)
3s03p03d5
3. Укажите формулу водородного соединения элемента подгруппы азота с
наиболее прочной химической связью:
1) SbH3
2) NH3
3) PH3
4) AsH3
4. Валентность, равную четырем, атом азота имеет в составе:
1) молекулы азота
2) иона аммония
3) молекулы аммиака
4) молекулы метиламина CH3NH2
5. Азот – восстановитель, реагируя с:
1) водородом
2) кислородом 3) магнием
4) фтором
6. Формулы веществ, с которыми может реагировать водный раствор
аммиака:
1) NaH2PO4
2) O2
3) H2O
4) Н3PO4
7. При соотношении количеств моль P2O5 и NaOH 1:4 получается:
1) фосфат
2) гидрофосфат 3) дигидрофосфат 4) средняя соль
8. Азот можно получить:
1) тер
2) термолизом нитрита аммония
3) взаимодействием хлорида аммония со щелочью при нагревании
4) окислением аммиака кислородом
9. Наиболее гигроскопичными свойствами обладает:
47
1) Р2О5
2) Н3РО4
3) Н4Р2О7
4) Р2О3
10.
Оксид азота бурого цвета, ядовитый, - это:
1) N2O
2) NO2
3) N2O5
4) N2O3
11.
Какая из кислот может вступить в реакцию с NO2:
1) НРО3
2) Н3РО3
3) Н3РО4
4) Н4Р2О7
12.
Сколько литров аммиака (н.у.) потребуется для получения
дигидрофосфата аммония, если аммиак вступает в реакцию с 49 г фосфорной
кислоты:
1) 11,2
2) 22,4
3) 44,8
4) 5,6
13.
Смесь двух газов выделяется при термолизе:
1) Cu(NO3)2
2) KNO3
3) AgNO3
4) NaNO3
14.
Какой металл можно использовать в лабораторных условиях, чтобы
получить NO из разбавленной азотной кислоты:
1) Al
2) Са
3) Ва
4) Ag
15.
Укажите формулы веществ, которые образуются при растворении
оксида азота (IV) в горячем растворе NaOH при отсутствии кислорода, - это:
1) NaNO2 и NaNO3
2) NaNO2 и NO
3) NaNO3 и NO
4) NaNO3 и O2
16.
Фосфор входит в состав костной ткани в виде соединения:
1) дигидрофосфата кальция
2) гидрофосфата кальция
3) гидроксоаппатита
4) гидроксида кальция
17.
Какое соединение азота используется при алкалозе в качестве
мочегонного средства?
1) нитрид натрия
2) хлорид аммония
3) нитрат аммония
4) любые селитры
18.
Выберите правильное утверждение:
1) цианиды блокируют Fe3+ и Cu2+ в цитохромоксидазе
2) цианиды прекращают клеточное дыхание на этапе усвоения кислорода
3) от действия цианидов может защитить метгемоглобин
4) все утверждения верны
19.
Нитриты токсичны и их запрещено добавлять в качестве
консервантов в мясопродукты так как они:
1) вызывают метгемоглобинемию
2) увеличивают свободнорадикальное окисление в организме
3) превращается в желудке в HNO2, а затем в нитрозоамины - канцерогены
4) все утверждения верны
48
20.
Использование аммиака для введения человека из обморочного
состояния основано на том, что:
1) аммиак окисляется до «веселящего газа»
2) аммиак окисляется до инертного азота
3) аммиак проникает через клеточные мембраны, воздействуя на мозг
4) молекулы аммиака не проходят через клеточные мембраны, поэтому
воздействует на мозг
Ответы к тесту по теме «Азот. Фосфор»
№
Ответ
№ 11
Ответ
1
1
12
2
2
3
13
1
3
2
14
3
4
2
15
4
5
2
16
3
6
4
17
3
7
2
18
2
8
2
19
4
9
1
20
4
10
2
3
УГЛЕРОД, КРЕМНИЙ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Осуществите превращения:
электролиз
1. CO2 → Ca(HCO3)2 → CaCO3 → CaCl2 → Ca(OH)2 → CaCO3
2. CO2
Na2CO3
CO2
3. CaCO3
CO2
4. CaCO3
CaO Ca(OH)2
5. CO2
CO
6. CaCl2
7. CaCO3
8. Si
9. Na
CO
Ca(HCO3)2
CO2
CaCO3
NaHCO3
C
CaO
(NH4)2CO3
Na2SiO3
NaHCO3
NaOHСО2+Н2О
10.
Si SiO2
X1
CaCO3
Na2CO3
Ca(HCO3)2 → CaCl2 → Ca(NO3)2
CaCO3
CaC2
CaCO3
Na2CO3
NH4HCO3
Na2SiO3
NH4NO3
Na2CO3, t
X2 → CaSiO3
SiO2
Na2CO3
(NH4)2CO3
NHCO3
H2SiO3
49
Na2SO4
1
→
Х2
11.
Даны вещества: углерод, водород, серная кислота (конц), дихромат
калия. Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими
веществами.
12.
Даны вещества: кремний, соляная кислота, едкий натр,
гидрокарбонат натрия. Напишите уравнения четырех возможных реакций между
этими веществами.
Задачи для самостоятельного решения
1. В дистиллированной воде растворили 2,52 г кристаллической щавелевой
кислоты (H2C2O4·2H2O). Вычислить молярную концентрацию полученного
раствора, если его объем равен 200 мл.
Ответ: 0,1моль/л.
2. В дистиллированной воде растворили 4,2 г питьевой соды (NaHCO3).
Вычислить молярную концентрацию и титр полученного раствора, если его объем
равен 200 мл.
Ответ: 0,25 М; 0,02100 г/мл.
3. Смешали 4,24 г Na2CO3 и 216 г воды. Рассчитайте молярную
концентрацию и мольную долю растворенного вещества в растворе.
Ответ: 0,187 М; 3,3·10-3.
4. Какого состава образуется соль и какова ее массовая доля в растворе,
который образовался при пропускании всего углекислого газа, получившегося
при сжигании (н.у.) метана объемом 2,24 л через раствор гидроксида натрия
объемом 19,1 мол с массовой долей 32% (пл. 1,35 г/мл)?
Ответ: Na2CO3, 35%.
5. Какой объем оксида углерода (IV) при н.у. потребуется для получения
гидрокарбоната кальция из 7,4 г гидроксида кальция?
Ответ: 4,48 л.
6. 96 г смеси карбоната и гидрокарбоната натрия прокалили до постоянной
массы, равной 69 г. Какова масса компонентов в исходной смеси?
Ответ: 73,16 г NaHCO3, 22,84 г Na2CO3.
7. Смесь CO и CO2 объемом 2 л (н.у.) пропустили через избыток известковой
воды. Образовавшийся осадок отделили от раствора и прокалили. В результате
получили твердое вещество массой 4,9 г. Вычислите объемные доли оксидов
углерода в исходной смеси.
Ответ: 54,88% СО2 и 45,12% СО.
8. Оксид углерода (II), содержащийся в 1 л смеси газов (н.у.), после
окисления образовал такое количество СО2, которое вступило в реакцию с 0,684 г
гидроксида бария с образованием средней соли. Определите объемную долю СО в
исходной газовой смеси.
50
Ответ:8,96%
9. 10 л углекислого газа (объем измерен при t = 250С и р = 123,8 кПа)
пропустили над раскаленным углем. Затем полученный газ пропустили над
раскаленным оксидом меди (II) массой 16 г. Вычислите массу образовавшейся
меди.
Ответ:12,8 г
10.
При действии избытка соляной кислоты на 8,03 г смеси карбонатов
натрия и бария выделилось 1,12 л газа (н.у.). К полученному раствору добавили
избыток сульфата калия, в результате чего выпал осадок. Вычислите его массу.
Ответ: 6,99 г
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Углерод:
1) макроэлемент
2) микроэлемент
3) ультрамикроэлемент
4) не является биогенным элементом
2. Активированный уголь применяется как:
1) хороший восстановитель
2) хороший окислитель
3) для повышения кислотности желудочного сока
4) адсорбент
3. В живом организме углерод находится в степени окисления:
1) 0
2) +2
3) +4
4) – 4
4. Углерод является:
1) S - элементом
2) d – элементом
3) р – элементом
4) f - элементом
5. Оксид углерода (II):
1) кислотный
2) основный
3) несолеобразующий
51
4) амфотерный
6. Оксид углерода (IV):
1) кислотный
2) основный
3) несолеобразующий
4) амфотерный
7. Средние соли угольной кислоты называются:
1) карбиды
2) карбонаты
3) гидрокарбонаты
4) бикарбонаты
8. Кислые соли угольной кислоты называются:
1) карбиды
2) карбонаты
3) гидрокарбонаты
4) ацетилениды
9. Угольная кислота:
1) сильная и нелетучая
2) слабая и летучая
3) сильная и летучая
4) слабая и нелетучая
10.
Временная жесткость воды обусловлена:
1) карбонатами кальция и магния
2) сульфатами кальция и магния
3) гидрокарбонатами кальция и магния
4) нитратами кальция и магния
11.
Постоянную жесткость воды нельзя устранить:
1) добавлением соды
2) с помощью ионно-обменных смол
3) кипячением
4) нет правильного ответа
12.
«Сухой лед» это:
1) СаСО3
2) Na2CO3
3) газообразный СО2
52
4) твердый СО2
13.
Оксид углерода (IV):
1) токсичен
2) не поддерживает дыхание
3) хороший адсорбент
4) гигроскопичен
14.
Оксид углерода (II) токсичен т.к.
1) блокирует сульфгидрильные группы - SH и белков
2) раздражает дыхательные пути
3) вызывает ожоги кожи
4) образует прочный комплекс с гемоглобином Нb(СО).
15.
Карбидом является:
1) СаСО3
2) Са(НСО3)2
3) СаС2
4) Fе(СО)5
16.
Оксид углерода (II) хороший:
1) окислитель
2) растворитель
3) адсорбент
4) лиганд
17.
Карбоксигемоглобин это:
1) ННb(СО2)
2) ННbО2
3) Нb(СО)
4) Нb(NO)
18.
Циановая (синильная) кислота пахнет:
1) аммиаком
2) горящей серой
3) тухлыми яйцами
4) горьким миндалем
19.
Выберите правильное утверждение:
1) при длительном хранении цианистый калий и его растворы теряют
токсичность из-за взаимодействия с СО2 воздуха;
53
2) в условиях анаэробного окисления атомы углерода могут превращаться в
СО, СО2;
3) в органических соединениях при окислении в организме меняют степень
окисления только атомы углерода;
4) все ответы верны.
20.
При заболеваниях, связанных с нарушением дыхательной функции
легких, приводящим к увеличению содержания СО2 в легких, наблюдается:
1) респираторный ацидоз;
2) метаболический ацидоз;
3) респираторный алкалоз;
4) метаболический алкалоз.
Ответы к тесту по теме «Углерод, кремний и их соединения»
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
1
12
3
3
4
13
4
4
2
14
2
5
1
15
4
6
3
16
3
7
1
17
4
8
2
18
3
9
3
19
4
10
2
20
4
3
1
БОР, АЛЮМИНИЙ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Осуществите превращения:
1.
2.
H2O
изб.КОНHBr
AgNO3
Br
AlCl3
3. Al
Al2O3
NaAlO2 → Al(OH)3
Al(OH)3
Al2(SO4)3 → BaSO4
4. AlCl3 → Na[Al(OH)4] → Al2(SO4)3 → Al(NO3)3 → AlCl3
5. Al(NO3)3 → Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] → Al2(SO4)3 → Al(OH)3
6. Al → K[Al(OH)4] → AlCl3 → Al(NO3)3 → Al2O3
7. KАlO2 → Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] → Al(NO3)3 → NO2
54
8. B2O3 → B → H3BO3 → Na2B4O7 → H3BO3 → B2O3
t
9. Al2O3 → Al → Al(OH)3 → X1→ Na3[Al(OH)6] → Al(OH)3 → Al(NO3)3 →
O2
10.
Даны: алюминий, оксид марганца (IV), раствор сульфата меди, конц.
соляная кислота. Напишите уравнения четырех возможных реакций между этими
веществами.
11.
Закончите
уравнения
коэффициенты:
Al + H2O
Al + NaOH + H2O
Na[Al(
следующих
реакций
и
расставьте
12.
Закончите
уравнения
коэффициенты:
Na3[Al(OH)6] + CrCl3
Na3[Al(OH)6] + CO2 + H2O
следующих
реакций
и
расставьте
Задачи для самостоятельного решения
1. Борную кислоту применяют в медицине в виде 1% спиртового раствора.
Рассчитайте молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр такого
раствора. Плотность раствора равна 0,8 г/мл.
Ответ: 0,13М; 0,39н.; 0,16 моль/кг; 8,06·10-3 г/мл.
2. В домашней аптечке часто можно встретить алюмокалиевые квасцы
(KAl(SO4)2·12H2O. Разбавленные водные растворы этого соединения обладают
кровоостанавливающим и противовоспалительным действием. Рассчитайте: а)
количество (моль) воды в 4,74 г алюмокалиевых квасцов; б) количество (моль) и
число атомов кислорода и водорода в 18,88 г алюмокалиевых квасцов.
Ответ: ν(H2O)=0,12 моль; ν(О)=0,80 моль; ν(Н)=0,96 моль; N(О)=4,8·1023;
N(Н)=5,8 1·1023.
3. К раствору содержащему хлорид алюминия массой 32 г, прилили раствор,
содержащий сульфид калия массой 33 г. Какой осадок образуется? Определите
массу осадка.
Ответ:15,6 г.10 г смеси железа и алюминия обработали щелочью, при этом
выделилось 6,72 л водорода. Определите состав смеси.
Ответ: 4,6г железа,5,4 г алюминия.
4. Сколько литров водорода образуется при взаимодействии 108 г алюминия
с раствором гидроксида натрия (н.у.)?
55
Ответ:134,4 л.
5. Для растворения 1,26 г сплава магния с алюминием использовали 35 мл
19,6%-ного раствора серной кислоты (пл. 1,14 г/мл). Избыток кислоты вступил в
реакцию с 28,6 мл раствора гидрокарбоната калия с концентрацией 1,4М.
Определите массовые доли металлов в сплаве и объем газа (н.у.) выделившегося
при растворении сплава.
Ответ: 57,1% Mg; 42,9% Al; 1,344 л Н2.
6. Какой объем 40%-ного раствора гидроксида калия (пл. 1,4 г/мл) следует
добавить к 50 г 10%-ного раствора хлорида алюминия для того, чтобы
первоначально выпавший осадок полностью растворился?
Ответ: 15 мл.
7. К 50 мл 0,2М раствора нитрата алюминия (пл. 1,03 г/мл) добавили 6,84 г
гидроксида бария. Вычислите массу раствора после окончания реакции.
Ответ: 58,34 г.
8. Какая масса алюминия должна прореагировать с раствором щелочи, чтобы
выделившегося водорода хватило на восстановление до металла 48 г оксида
железа(III)?
Ответ: 16,2 г.
9. Алюмокалиевые квасцы используются в медицинской практике наружно
для промывания и примочек. Сколько грамм квасцов надо добавить к 1000 г 5%ного раствора сульфата калия, чтобы массовая доля последнего увеличилась
вдвое?
Ответ: 598 г.
10.
В медицине в качестве антисептика применяется 1 буры. Можно ли использовать для этой цели имеющийся в аптечке 0,25М раствор
буры? Плотность раствора бур считать равной единице.
Ответ: Да.
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Какова электронная конфигурация атома алюминия?
1) 1s22s22p1;
2) 1s22s22p63s23p1;
3) 1s22s22p3;
4) 1s22s22p63s23p63d14s2.
2. Алюминий взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) неон и сера;
2) гидроксид натрия и вода;
3) соляная кислота и гидроксид калия;
4) углекислый газ и нитрат натрия.
3. Оксид алюминия не взаимодействует с каждым из веществ в ряду
1) ZnO, Cu;
56
2) N2O5, K2CO3;
3) Al2O3, NaOH;
4) H2SO4, Na2O.
4. Отметьте формулу вещества, которая образуется при сплавлении оксида
алюминия и гидроксида калия:
1) K[Al(OH)4];
2) KAlO2;
3) K2AlO2;
4) Al(OH)3.
5. Гидроксид алюминия проявляет свойства кислоты, реагируя с:
1) HCl;
2) H2SO4;
3) Н2О;
4) NaOH.
6. Перорально, для снижения кислотности желудочного сока применяется:
1) гидроксид алюминия;
2) алюмокалиевые квасцы;
3) ацетат алюминия;
4) хлорид алюминия.
7. В качестве мягкого антисептического средства для наружного применения
используют:
1) тетраборат натрия;
2) бораны;
3) перборат натрия;
4) борноэтиловый эфир.
8. Соединения бора с водородом называются:
1) боратами;
2) боритами;
3) боранами;
4) тетраборатами.
9. В качестве вяжущего средства для полоскания, промываний и т.п. только
наружно применяют:
1) гидроксид алюминия;
2) алюмокалиевые квасцы;
3) ацетат алюминия;
4) хлорид алюминия.
10. Какой объем 0,1М раствора Н3РО4 можно приготовить из 75 мл 0,75н.
раствора борной кислоты?
1) 187,5;
2) 562,5;
3) 10,0;
4) 18,75.
57
11. Чему равна молярная концентрация 0,3н. раствора AlCl3?
1) 0,3М;
2) 0,15М;
3) 0,1М;
4) 0,6М.
12. Какое из соединений бора проявляет наиболее токсичное действие на
организм?
1) Н3ВО3;
2) Na2B4O7;
3) В5Н9;
4) В2О3.
13. Раствор какого вещества имеет рН< 7?
1) КAlO2;
2) АlCl3;
3) Аl(OH)3;
4) АlPO4.
14. Какой из указанных металлов является более активным, чем алюминий?
1) Sr;
2) Fe;
3) Аg;
4) Ni.
15. С каким из указанных веществ реагирует гидроксид алюминия?
1) Н3ВО3;
2) КСl;
3) СО2;
4) NaOH.
16. Какое вещество образуется при взаимодействии Al2O3 с раствором КОН?
1) К2О;
2) КАlO2;
3) К3[Al(OH)6];
4) Н2.
17. Какова электронная конфигурация иона Al3+?
1) 1S2;
2) 1S22S22p63S23p6;
3) 1S22S22p6;
4) 1S22S22p63S23p1.
18. Практически осуществима реакция между раствором нитрата цинка и
1) алюминием;
2) свинцом;
3) медью;
4) железом.
19. Какая химическая связь возникает между атомами элементов с
порядковыми номерами 17 и 13?
1) ковалентная полярная;
2) атомная;
3) металлическая;
4) ионная.
20. В ряду B → Al → Ga → In → Tl увеличивается:
58
1) комплексообразующая способность;
2) электроотрицательность;
3) окислительная способность;
4) энергия ионизации.
Ответы к тесту по теме «Бор, алюминий и их соединения»
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
2
12
3
3
3
13
3
4
1
14
2
5
3
15
1
6
4
16
4
7
17
3
8
1
18
3
9
3
19
1
10
2
20
4
1
1
МЕДЬ, ЦИНК И ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Медь и ее соединения
Осуществите превращения
1. Cu → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuO
2. Cu → CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO → Cu
3. Cu → CuSO4 → Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2
↓
CuCl2
4. Сu → Cu(NO3)2 → [Cu(NH3)4](NO3)2 → CuS
5. Cu → Cu(NO3)2 → CuO → (CuOH)2SO4 → CuCl2 → Cu
6. Cu → CuSO4 → Cu(OH)2 (+KOH, p-p) → ?
7. CuCl2 → Cu(OH)2 → CuO → Cu → Cu(NO3)2 → CuO
8. Cu → CuSO4 → (CuOH)2SO4 → [Cu(NH3)4]SO4
9. Cu(OH)2 + to → (A) +H2 → (B) + O2 → CuO
10. сульфат → основнойкарбонат → оксид → гидроксид → гидроксосульфат
→ аммиакат → хлорид
Задачи для самостоятельного решения
59
1. Какие ферменты содержат в своем составе медь?
Ответ: входит в состав более 30 ферментов, одним из них является
тирозиназа.
2. Наиболее широко используемыми
в
медицине
соединениями
меди являются?
Ответ: CuSO4 . H2O.
3. Cколько граммов соли Cu(NO3)2 образуется при нагревании
32г
чистой меди с необходимым количеством азотной кислоты пл. 1.52? Какой газ
выделяется при этом и в каком количестве?
Ответ: 94 г; NO2-46 г.
4. Сколько
граммов
сернокислой
меди получается в результате
нагревания 12.8г чистой меди с необходимым количеством концентрированной
серной кислоты? Какой газ выделяется при этом и в каком количестве: а) по
массе,
б) по объему (н.у.)?
Ответ: 32 г; SO2-4.48 л.
5. Как можно получить из сернокислой меди окись меди? Сколько
ее образуется из 100г 20%-ного раствора сернокислой меди?
Ответ: 10 г.
6. При получении гидроокиси меди из азотнокислой меди было взято 5
г Cu(NO3)2 и 2 г едкого натра. Что оказалось в избытке после смешивания их
растворов? Какова масса осадка?
Ответ: 0.3 г Cu(NO3)2; 2.45 г Cu(OН)2
7. Предполагается,
что
имеющийся
белый порок
является
обезвоженным медным купоросом. Как можно в этом убедиться?
Ответ: капнуть на него воду, порошок должен приобрести синюю окраску.
8. Основную углекислую медь (CuOH)2CO3, или
СuCO3. Cu(OH)2,
можно получить лабораторным путем при взаимодействии сернокислой меди и
соды: 2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = СuCO3.Cu(OH)2 + 2Na2SO4 + CO2
Вычислить:
а) сколько
граммов соды взаимодействует со 160 г
сернокислой меди при образовании основной углекислой меди; б) сколько
граммов 20%-ного раствора CuSO4
cледует взять для получения 11.1
г основной углекислой меди?
Ответ: а) 106 г; б) 80 г.
9. Насыщенный раствор медного купороса содержит 27.06% CuSO4
.H2O. Выразить концентрацию раствора в процентах безводной соли.
Ответ: 17.3%.
10.
25 мл раствора CuCl2 выделили из раствора KI 0.3173 г иода.
Каковамолярность раствора CuCl2? Какова нормальность раствора CuCl2
как окислителя?
Ответ: 0.1М и 0.1 н.
Тестовые задания
60
Выберите один правильный ответ
1. Какой из металлов не вытесняет водород из разбавленной кислоты?
1) железо
2) хром
3) медь
4) цинк
2. Среда водного раствора хлорида меди
1) щелочная
2) кислая
3) нейтральная
4) слабощелочная
3. При нагревании меди с концентрированной серной кислотой образуется
1) оксид серы (IV)
2) водород
3) оксид серы (VI)
4) сероводород
4. Медь может вступать во взаимодействие с водным раствором
1) гидроксида натрия
2) хлорида кальция
3) нитрата цинка
4) азотной кислоты
5. Медь не взаимодействует с
1) разбавленной серной кислотой
2) концентрированной серной кислотой
3) разбавленной азотной кислотой
4) концентрированной азотной кислотой
6. Для растворения как меди, так и железа, следует использовать
1) концентрированную фосфорную кислоту
2) разбавленную азотную кислоту
3) разбавленную соляную кислоту
4) раствор гидроксида калия
7. Химическая реакция возможна между
1) Fe и MgSO4
2) CuCl2 и Zn
3) NaOH и K3PO4
4) HCl и Ba(NO3)2
8. Веществами,
между
которыми
возможнаокислительновосстановительная
реакция, являются
1) CaO и H2O
2) CuO и HNO3
61
3) CaO и HCl
4) CuO и H2
9. Среда раствора хлорида меди
1) щелочная
2) кислая
3) нейтральная
4) слабокислая
10. Заряд ядра атома и число неспаренных электронов у атома меди
1) +29 и 1
2) 1 и +29
3) +29 и 11
4) 10 и +29
11. Какая химическая связь образуется между атомами элементов
с
порядковыми номерами 29 и 17?
1) ионная
2) металлическая
3) ковалентная полярная
4) ковалентная неполярная
12. В порядке
увеличения
восстановительных свойств металлы
расположены в
ряду:
1) Al, Zn, Fe
2) Al, K, Na
3) Cu, Ni, Al
4) Fe, Zn, Al
13. Гидроксид меди (II) реагирует с каждым из двух веществ:
1) HNO3 и Al2O3
2) HCl и MgO
3) NH3 и KCl
4) HCl и HNO3
14. В схеме превращений Сu → X1 → X2 →Cu веществами X1 и X2 могут
быть
соответственно
1) CuO и Cu(OH)2
2) Cu(OH)2 иCuO
3) Cu(NO3)2 иCuO
4) Cu3(PO4)2 и Cu(OH)2
15. Установите соответствие между формулой соли и уравнением
процесса,
протекающего на аноде при электролизе ее водного раствора.
A) KCl
1) 2H2O – 4e → O2 + 4H+
62
Б) AlBr3
2) 2H2O + 2e → H2 + 2OHВ) CuSO4
3) 2Cl- – 2e → Cl20
Г) AgNO3
4) 2Br- – 2e → Br20
16. Концентрированная азотная кислота реагирует с каждым из двух веществ:
1) Au и Cu
2) SiO2 и Fe
3) H2SO4 и AgNO3
4) Cu иNaOH
17. Лакмус приобретает красную окраску в растворе
1) NaHCO3
2) CaSO4
3) NaOH
4) CuSO4
18. Вычислите
массу
воды, которую надо выпарить из 1л 5%-ного
раствора
-ного раствора.
19. К 750г 5%-ного раствора сульфата меди (II) добавили 150г
медного
купороса. Массовая концентрация соли в полученном растворе равна
…%?
20. Реактивом на ион меди (II) является
1) хлорид-ион
2) бромид-ион
3) гидроксид-ион
4) сульфат-ион
Ответы к тесту по теме «Медь и её соединения»
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
3
12
1
3
2
13
3
4
1
14
4
5
3
15
3
6
7
1
2
16
17
A3Б4В1Г1
8
2
18
4
9
4
19
4
10
2
20
344
1
15
3
Цинк и его соединения
Осуществите превращения
1. Zn → Zn(NO3)2 → Zn (+NaOH, p-p) → ?
2. Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 → Na2[Zn(OH)4] → Zn(OH)2 → Na2ZnO2
63
3. тетрагидроксоцинкатнатрия → гидроксо-сульфатцинка → сульфатцинка
→ хлоридцинка
4. ZnO → X1 → X2 → Zn(OH)2
5. Zn + HCl → A + NaOH → B(t0) → X+H2O
6. Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 → ZnO → K2ZnO2 → Zn(OH)2
7. Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 +NH3 → X
8. Zn → ZnO → ZnCl2 → Zn(OH)2 → [Zn(NH3)6](OH)2
9. цинк → оксидцинка → гидроксидцинка → сульфатцинка
10. цинк → хлоридцинка → нитратцинка → сульфидцинка → оксидцинка →
цинкаткалия
Задачи для самостоятельного решения
1. Какие ферменты содержат в своем составе цинк?
Ответ: входит в состав более 100 ферментов, наиболее изучена
карбоангидраза и карбоксипептидаза.
2. Сколько цинка можно получить из 250 кг галмея при условии, что
руда содержит 94% углекислого цинка, а выход цинка составляет 98% от
теоретически возможного?
Ответ: 119.75 кг
3. Эквивалентная масса окислителя в реакции Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 +
2H2O равна
Ответ: 49 г/моль.
4. Масса образца карбоната цинка, в котором содержится 4.816.1024
атомов кислорода, равна (в г).
Ответ: 333.3.
5. Квадратную или тетраэдрическую конфигурацию имеют ионы, в
которых координационное число цинка равно 4, например [Zn(OH)4]-2?
Ответ: тетраэдрическую.
6. Наиболее широко используемыми
в
медицине соединениями
цинка являются?
Ответ: ZnSO4 . H2O, ZnO.
7. Масса цинка, выделившаяся
при электролизе водного раствора
ZnSO4 c цинковым анодом, если его проводили при силе тока 3 A в
течение 1 часа, равна.
64
Ответ: 1) 2,45 г; 2) 3,64 г; 3) 4,08 г; 4) 1,28 г.
8. Сплав Cu и Zn массой 24.12г обработали избытком разбавленной
серной кислоты. При этом выделилось 3.36л газа (н.у.). Массовая доля цинка в
этом сплаве равна (в %).
Ответ: 40.42.
9. Какой объем раствора NaOH концентрации 2моль/л потребуется
для полного растворения Zn(OH)2 массой 9.9 г.
Ответ: 100 мл.
10.
Какой объем 8 н. раствора KOH способен прореагировать с 250г
оксида инка, содержащего 18.6% примесей, не растворяющихся в едких щелочах?
Ответ: 0.625 л.
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Гидроксид цинка реагирует с каждым из веществ
1) сульфат кальция и оксид серы (VI)
2) гидроксид натрия (p-p) и соляная кислота
3) вола и хлорид натрия
4) сульфат бария и гидроксид железа (III)
2. Как скажется на состоянии химического равновесия в системе
–Q
А) добавление H2SO4
1) смещению равновесия вправо
Б) добавление KOH
2) смещению равновесия влево
В) нагревание раствора
3) в сторону протекания
эндотермической реакции,
т.е. – вправо
4) ничего не изменится
3. В схеме превращений ZnO → X1 → X2 → Zn(OH)2 веществами Х1
и Х2
соответственно являются
1) Zn (OH)2 и ZnCl2
2) Zn (OH)2 и ZnSO4
3) ZnCl2 и ZnSO4
4) ZnCl2 и ZnO
4. Только при нагревании с водой реагируют
1) К и Hg
2) Zn и Fe
3) Cs и Ag
4) Sr и Сu
5. Заряд ядра атома и число неспаренных электронов у атома цинка
1) +30 и 2
65
2) 2 и +30
3) 4 и +30
4) +30 и 4
6. Какая химическая связь образуется между атомами элементов с
порядковыми
номерами 30 и 17?
1) ионная
2) металлическая
3) ковалентная полярная
4) ковалентная неполярная
7. В
порядке
увеличения
восстановительных
свойств металлы
расположены в
ряду:
1) Al, Zn, Fe
2) Al, K, Na
3) Fe, Zn, Al
4) Fe, Zn, Mg
8. Основным оксидом и основной солью соответственно являются:
1) MgO и ZnOHCl
2) SiO2 и FeOHCl2
3) BeOи KHCO3
4) CaOи K2S
9. Цинк массой 45.5 г нагрели с 28 г NaOH. Объем выделившегося
водорода
(н.у.) равен …л?
10. Верны ли следующие суждения?
А) Как медь, так и цинк взаимодействует и с H2SO4 (конц.), и с бромом.
Б) Как медь, так и цинк взаимодействует и с H2SO4 (разб.), и с бромом.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
11. Установите
соответствие между реагирующими веществами и
продуктами
реакции.
t0C, сплавл.
А) Zn(OH)2 + KOH
1) Zn (NO3)2 + H2
Б) Zn(OH)2 + KOH(р-р) →
2) Zn(NO3)2 + H2O
В) Zn(OH)2 + HNO3 →
3) K2ZnO2 + H2O
Г) Zn(OH)2
4) K2[Zn(OH)4]
5) ZnO + H2
6) ZnO + H2O
66
12. Лакмус приобретает красную окраску в растворе
1) NaHCO3
2) NaCl
3) NaOH
4) ZnCl2
13. Химическая реакция возможна между
1) Fe и MgSO4
2) CuCl2 и Zn
3) NaOHи K3PO4
4) HClиBa(NO3)2
14. Гидролиз соли ZnCl2 протекает по
1) по катиону
2) по аниону
3) по катиону и аниону
4) гидролиз не протекает
15. Среда раствора ZnCl2
1) щелочная
2) кислая
3) нейтральная
4)
слабощелочная
16. Установите соответствие между названием вещества и классом
(группой)
неорганических соединений, к которому оно принадлежит.
А) оксид цинка
1) амфотерный гидроксид
Б) гидроксид цинка
2) амфотерный оксид
В) хлорид цинка
3) средняя соль
Г) цинк
4) основная соль
5) металл
6) основной оксид
17. Элемент
побочной
подгруппы
II
группы,
имеющий
электронную
конфигурацию атома 3d104s2
1) кадмий
2) цинк
3) ртуть
4) кальций
18. Степень окисления цинка в комплексной соли Na2[Zn(OH)4] равна
1) +2
2) +1
3) -2
4) 0
19. Быстрее при комнатной температуре будет протекать реакция
между
10%-ным раствором соляной кислоты и:
1) цинком в гранулах
2) большим куском цинка
3) цинком, покрытым медью
4) цинком в порошке
20. В окислительно-восстановительной реакции
67
Zn + HNO3(разб.) = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
коэффициент перед восстановителем равен
1) 2
2) 4
3) 6
4) 3
Ответы к тесту по теме «Цинк и его соединения».
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
3
4
2
А2Б1В3
12
13
14
А3Б4В2Г6 4
5
3
15
2
6
2
16
1
7
1
17
2
8
9
1
4
18
19
А2Б1В3Г5
10
1
20
2
7.84 1
1
4
ЩЕЛОЧНЫЕ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ И
ИХ СОЕДИНЕНИЯ
Осуществите превращения:
1. CaCl2 → Ca(NO3)2 → Ca3(PO4)2 → Ca(H2PO4)2 → Na3PO4
2. Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2 → CaCl2 → Ca(NO3)2 → CaSiO3
3. CaCO3 → Ca(HCO3)2 → CaCO3 → CaO → Ca(OH)2 → Ca(NO3)2
4. Na → NaH → NaOH → NaCl → HCl
5.
Na →NaOH → Na2CO3 → NaCl
NaH
6. Na → NaOH → Na2CO3 → CaCO3 → CO2 → СО
NaHCO3
7.
+H2O
Na2S
Na2O → NaOH
68
2
+H2O
NaHS
8.
N2
Ca
X1
H2O
X2
HClэлектролиз
X3
9. CaH2 → CaCO3 → CaO → CaCl2 → Ca3(PO4)2
10.
Mg → MgSO4 → MgCl2 → (MgOH)Cl → MgCl2
11.
С какими из веществ: О2; СuO; CO2; НСl; Ca(OH)2; CuSO4 будет
взаимодействовать гидроксид натрия? Напишите уравнения соответствующих
реакций.
12 Закончите уравнения следующих реакций и расставьте коэффициенты:
KHCO3
Задачи для самостоятельного решения
1. Смешаны 800 мл 3 н. раствора КОН и 100 мл 12 % раствора КОН (пл. 1,1
г/мл). Вычислить молярную концентрацию полученного раствора.
Ответ: 2,9М.
2. CaCl2·6H2O широко используется в медицинской практике. Сколько
потребуется грамм данного вещества и воды для приготовления 150 мл 3%
раствора (пл. 1 г/мл)? Какова молярная концентрация такого раствора?
Ответ: 8,88 г; 141 г; 0,27М.
3. Определить нормальную концентрацию раствора, содержащего 10 г
хлорида магния в 200 г раствора, плотность равна 1,1 г/мл.
Ответ: 1,1 н.
4. Определить молярную концентрацию раствора, содержащего 5 г хлорида
кальция в 300 г раствора, плотность равна 1,04г/мл.
Ответ: 0,156М.
5. Определите молярную концентрацию физиологического раствора, если его
плотность равна 1,01 г/мл.
Ответ: 0,155 моль/л.
6. Какая масса хлорида натрия необходима для приготовления 5 л
изотонического раствора (пл. 1,01 г/мл)?
Ответ: 45,45г.
69
7. Какую массу гидроксида кальция следует прибавить к 162 г 5%-ного
раствора гидрокарбоната кальция для получения средней соли?
Ответ: 3,7г.
8. Вычислите температуру кипения и замерзания 0,9%-ного раствора NaCl,
если i = 1,95.
Ответ: tкип = 100,160С; tзам = - 0,560С.
9. Рассчитайте массу катионов Na+ и анионов Cl- в 100 мл изотонического
раствора, плотность которого равна 1,005 г/мл.
Ответ: m(Na+)=0,36г; m(Cl-)= 0,55г.
10.
Вычислить рН раствора NaOH с молярной концентрацией 0,002
моль/л.
Ответ: 11,3.
11.
Рассчитать ионную силу плазмозаменяющего солевого раствора,
приготовленного по следующей прописи: натрия ацетата – 0,2 г; натрия хлорида –
0,5 г; калия хлорида – 0,1 г. Вода для инъекций – до 100 мл.
Ответ: 0,122 моль/л.
12.
При отравлениях цианидами внутривенно вводят 2 %-ный раствор
нитрата натрия (пл. 1,011 г/мл). Вычислить коэффициент активности ионов в этом
растворе.
Ответ: 0,56.
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Какие элементы являются S – металлами:
1) натрий, калий;
2) кальций, железо;
3) марганец, цинк;
4) барий, медь.
2. Электронная формула внешнего энергетического уровня 1s22s22p63s1,
соответствует атому:
1) медь;
2) цезий;
3) натрий;
4) азот.
3. При движении сверху вниз в группе возрастает:
1) радиус атома элементов;
2) энергия ионизации;
3) окислительная способность;
4) температура кипения.
4. Физиологическим (изотоническим) раствором является:
1) 1% раствор глюкозы;
70
2) 0,9% раствор хлорида натрия;
3) 8% раствор мочевины;
4) 2% раствор сахарозы.
5. В живых системах К+ и Na+ являются:
1) синергистами;
2) антагонистами;
3) микроэлементами;
4) примесными элементами.
6. Массовая доля Na в оксиде натрия Na2O равна приблизительно:
1) 37%;
2) 59%;
3) 63%;
4) 74%.
7. Наиболее ярко выражены металлические свойства у атома
1) натрия;
2) углерода;
3) цинка;
4) хлора.
8. Только при нагревании реагирует с водой:
1) железо;
2) кальций;
3) оксид калия;
4) оксид бария.
9. Щелочи реагируют с каждым из соединений:
1) ортофосфорной кислотой и оксидом кремния;
2) гидроксидом железа (II) и серой;
3) серной кислотой и оксидом кальция;
4) оксидом углерода (IV) и оксидом магния.
10. Массовая доля NaOH в 250 г раствора, содержащем 0,5 моль щелочи,
равна:
2) 20%;
3) 8%;
4) 6,3%;
5) 7,4%.
11. Натрий и калий можно хранить под керосином, а литий – только в
вазелиновом масле, так как
1) литий реагирует с керосином;
2) в ряду напряжения металлов литий находится левее калия и натрия;
3) литий более активнее, чем натрий и калий;
4) плотность лития меньше, чем плотность керосина.
12. Химическим соединениям: бура и жженые квасцы, соответствуют
формулы:
71
2) Na2B4O7∙10H2O иKAl(SO4)2;
3) Na2O2 иAl(OH)3;
4) NaBO2 иKAl(SO4)2∙12H2O;
5) NaOH и AlPO4.
13. При заболеваниях, сопровождающихся повышенной кислотностью –
ацидозом, используют:
2) NaHCO3;
3) NaCl;
3) Na2SO4;
4) Na2O2.
14. Основным веществом костной и зубной тканей является гидроксилапатит,
формула которого:
2) Ca10(PO4)6(OH)2;
3) Ca3(PO4)2;
4) Ca(OH)2;
5) (CaOH)2SO4.
15. Образование очень прочного и малорастворимого бария фосфата
Ba3(PO4)2 в костной ткани обусловливает:
1) токсичность иона Ba2+;
2) синергизм действия ионов Ca2+ и Ba2+;
3) формирование более прочного скелета;
4) не оказывает большого влияния.
16. Какова основная роль ионов калия и натрия в организме?
1) входят в состав костной ткани;
2) электролиты клеточной и внеклеточной жидкости;
3) входят в состав коферментов;
4) главные комплексообразователи с биолигандами.
17. В организме человека массой 70 кг содержится 0,08% натрия. Какова
масса этого элемента?
1) 56 г;
2) 2610 м моль;
3) 2,6 моль;
4) 5,6 г.
18. При отравлении солями лития надо использовать:
1) NaCl;
2) CaCl2;
3) MgCl2;
4) MnCl2.
19. При повышении кислотности желудочного сока применение какого
препарата сопровождается меньшим побочным эффектом: а) NaHCO3; б) MgO; в)
СаСО3; г) Na2CO3.
1) NaHCO3;
2) MgO;
3) СаСО3;
72
4) Na2CO3.
20. Твердые щелочи и их концентрированные растворы оказывают:
1) разъедающее действие на живые ткани;
2) обезвоживающее действие, осаждение белков;
3) гидролитическое действие, щелочной гидролиз белков;
4) все ответы верны.
Ответы к тесту по теме «Щелочные и щелочноземельные металлы и их
соединения»
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
1
12
3
3
3
13
1
4
1
14
1
5
2
15
1
6
2
16
2
7
4
17
2
8
1
18
1
9
1
19
1
10
3
20
2
2
2
ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Осуществите превращения:
Cr(OH)3
2. Cr(NO3)3 + X1
Br2+KOH
3. Cr(OH)3
X2
‹
CO2
H2SO4 (р.)
→
X1
+
X3
Cr(OH)3
X4
SO2+H2SO4
X2
→
X3 → Cr(OH)3
4. Cr2S3 → Cr(OH)3 → K2CrO4 → Cr(OH)3 → Cr2O3 → KCrO2
HCl
5.
Cr2S3
KOH
HCl
X1
Cr(OH)3
6.
Cr
CrCl2
7.
Cr
CrCl3
8.
K2CrO4
r2(SO4)3
Cr(OH)3
K2Cr2O7
9.
Cr2O3 Cr CrCl3
Cr(OH)3
Cr2O3
t0
X2
CrCl3
K2CrO4
Na3[Cr(OH)6]
CrCl3
Cr(OH)3
73
H2SO4
X3
X4
K2Cr2O7
Cr(OH)3
Cr(OH)3
X5
K2CrO4
NaCrO2
3[Cr(OH)6]
Na3[Cr(OH)6]
r2(SO4)3
10.
Cr
CrCl2
Cr(OH)2
Cr(OH)3
Cr(NO3)3
Cr2O3
11. Даны вещества: гексагидроксохромат калия, хлорид железа (III),
сернистый
газ, пероксид водорода. Напишите уравнения четырех возможных реакций
между этими веществами.
Задачи для самостоятельного решения
Рассчитайте молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр 0,1%
раствора хромовой кислоты. Плотность раствора равна 0,8 г/мл.
Ответ: 0,0068 моль/л, 0,0136 моль/л, 0,0085 моль/кг.
Рассчитайте, сколько граммов дихромата калия и какой объем воды нужно
смешать, чтобы приготовить 100 мл 0,1 М раствора этого вещества.
Ответ: 2,94 г, 97,06 мл.
Сколько мл 0,2 М раствора нитрата хрома (III) надо взять для приготовления
1 л 10% раствора? Плотность равна 1г/мл.
Ответ: 476 мл.
Сколько мл 0,5М раствора хромата натрия надо взять, чтобы приготовить
0,5л 0,05% раствора? Плотность равна 1г/мл.
Ответ: 3 мл.
Сколько граммов хлорида хрома (III) необходимо для приготовления 500 мл
0,25н. раствора?
Ответ: 19,81 г.
Сколько мл 10% раствора дихромовой кислоты нужно взять для
приготовления 5л 0,1н. раствора? Плотность равна 1г/мл.
Ответ: 545 мл.
Определите массовую долю (%) раствора бихромата калия с молярной
концентрацией 0,12 моль/л, плотность раствора 1 г/мл.
Ответ: 3,528%.
Определите молярную концентрацию
раствора хромата калия, если
массовая доля такого раствора составляет 5%, плотность раствора 1,06 г/мл.
Ответ: 0,273 моль/л.
Определите титр раствора хромовой кислоты, если в 200 мл такого раствора
содержится 6,2 г чистого вещества.
Ответ: 0,031 г/мл.
Выразите концентрацию 20% раствора дихромовой кислоты через
молярность и моляльность, если плотность раствора равна 1,1 г/мл.
Ответ: 1,01 моль/л, 1,15 моль/кг.
74
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. В атоме хрома валентных электронов:
1) 1
3) 4
2) 2
4) 6
2. Хром в различных степенях окисления проявляет свойства:
1) основные
3) амфотерные
2) кислотные
4) все ответы верны
3. Основные свойства проявляет оксид хрома:
1) CrO
3) CrO3
2) Cr2O3
4) все перечисленные оксиды
4. Максимальная степень окисления хрома:
1) +2
3) +6
2) +3
4) +8
5. Соль, подвергаемая полному гидролизу в водном растворе:
1) CrCl3
3) Cr2(SO4)3
2) Cr2S3
4) K2Cr2O7
6. Водный раствор соли CrCl3 имеет реакцию среды:
1) кислую
3) щелочную
2) нейтральную
4) слабо щелочную
7. Водный раствор соли K2Cr2O7 имеет реакцию среды:
1) кислую
3) щелочную
2) нейтральную
4) слабо щелочную
8. Дихромат-ион (Cr2O72-) всегда проявляет свойства:
1) окислительные
3) основные
2) восстановительные
4) кислотные
9. В щелочной среде Cr(III) существует в виде иона:
1) [Cr(OH)6]33) CrO422) [Cr(OH)6]3+
4) Cr2O7210. В щелочной среде Cr(VI) существует в виде иона:
1) [Cr(OH)6]33) CrO422) [Cr(OH)6]3+
4) Cr2O7211. Формуладихромовойкислоты:
1) HCrO2
3) H2Cr2O7
2) H2CrO4
4) H3CrO3
12. Наиболее токсичны соединения хрома:
1) Cr0
3) Cr+6
2) Cr+3
4) все одинаково токсичны
13. В кислой среде Cr(VI) существует в виде иона:
1) [Cr(OH)6]33) CrO4275
2) [Cr(OH)6]3+
4) Cr2O7214. Кислотные свойства проявляет оксид хрома:
1) CrO
3) CrO3
2) Cr2O3
4) все перечисленные оксиды
15. Амфотерные свойства проявляет оксид хрома:
1) CrO
3) CrO3
2) Cr2O3
4) все перечисленные оксиды
16. Координационное число хрома в комплексных соединениях равно:
1) 3
3) 4
2) 6
4) 2
17. Оранжевую окраску растворам придают ионы:
1) CrO423) Cr2O722) CrO24) Cr+3
18. Желтую окраску растворам придают ионы:
1) CrO423) Cr2O722) CrO24) Cr+3
19. Окислительные свойства хроматов и дихроматов используются в
методах:
1) перманганатометрии
3) хроматометрии
2) иодометрии
4) комплексонометрии
20. Амфотерные свойства проявляет соединение хрома:
1) H2Cr2O7
3) CrCl3
2) Cr(OH)3
4) K2CrO4
Ответы к тесту по теме «Хром и его соединения».
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
4
12
3
3
4
13
3
4
1
14
4
5
3
15
3
6
2
16
2
7
1
17
2
8
2
18
3
9
1
19
1
10
1
20
3
3
2
МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Осуществите превращения
1. Mn → MnCl2 → Mn(OH)2 → MnSO4
2. Mn → Mn(NO3)2 → HMnO4 → MnO2 → MnCl2 → Mn(OH)2 → MnSO4
3. Восстановитель + KMnO4 (кислая среда) → Марганец (II) – Mn2+
4. Восстановитель + KMnO4 (нейтральная среда) → Марганец (IV) – MnO2
76
5. Восстановитель + KMnO4 (щелочная среда) → Марганец (VI) – MnO426. Пиролюзит (MnO2) → Mn(металлический) → KMnO4
1. Рассчитайте
массу
технического
кремния (массовая доля Si 98%), который требуется для восстановления 82.3 кг концентрата, если массовая
доля Mn2O3 в нем составляет 96%.
Ответ: 21.4 кг.
2. Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов d-элементов VII
группы с увеличением степени их окисления? Устойчив ли белый осадок
Mn(OH)2 во влажном состоянии к действию кислорода воздуха? Можно ли это
обнаружить по какому-то внешнему признаку?
Ответ: усиливаются кислотные свойства и окислительная способность. Нет, в
результате получается соединение переменного состава бурого цвета (Mn(OH)4),
общей формулой MnO2.xH2O.
3. Окислительно-восстановительные потенциалы систем
MnO2 + 2H2O = MnO4- + 4H+ + 3e
ReO2 + 2H2O = ReO4- + 4H+ + 3e
соответственно равны 1.69В и 0.51В. Можно ли окислить MnO2 и
ReO2 хлором по схемам:
MnO2 + H2O + Cl2 = HMnO4 + HCl
ReO2 + H2O + Cl2 = HReO4 + HCl
Ответ: нет.
4. На какие продукты разлагается благодаря своей непрочности
марганцовистая кислота H2MnO4?
Ответ: MnO2, H2O, O2.
5. Чему равна масса KMnO4, содержащегося в растворе объемом
100мл, если С(KMnO4)=0.1 моль/л?
Ответ: 1.58 г.
6. Найдите
молярную
концентрацию
эквивалента
для
раствора перманганата калия по следующим данным: 20мл раствора KMnO4
затрачено на титрование раствора щавелевой кислоты, взятого объемом 25мл.
Раствор кислоты был предварительно приготовлен в мерной колбе на 100мл из
навески H2C2O4.2H2O массой 0.0630 г.
Ответ: 0.0125 моль/л.
7. Какие ферменты содержит в своем составе марганец?
Ответ: аргиназа, холинэстераза, фосфоглюкомутаза, пируваткарбоксилаза.
8. Наиболее широко
используемыми
в медицине соединениями
марганца являются?
Ответ: KMnO4, MnSO4, MnCl2.
77
9. Окисление сульфита натрия
перманганатом калия в нейтральной
среде изображают следующим уравнением:
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
10.
Написать это
уравнение
в
ионной форме и вычислить,
сколько граммов сульфита натрия окисляется
необходимым количеством
перманганата калия, если образуется 42.6 г сульфата натрия.
Ответ: 37.8 г.
11.
Сколько граммов FeSО4.7H2O можно окислить в сернокислом
растворе при действии 40 мл 0.12н. раствора KMnO4?
Ответ: 1.334 г.
Тестовые задания
1. Наибольшую степень окисления марганец имеет в соединении
1) MnSO4
2) MnO2
3) K2MnO4
4) Mn2O3
2. Характерные степени окисления для Mn
1) +2; +4; +6; +7
2) +2; +4; +5; +6
3) +2; +6; +7; -7
4) +2; -4; +7; -7
3.
Продуктами
реакции,
протекающей
при
взаимодействии
концентрированной
хлороводородной кислоты с оксидом марганца (IV), являются (запишите
последовательность цифр)
1) Cl2
2) H2O
3) MnO
4) MnCl2
4. В реакции оксида марганца (II) с углеродом окислителем является
1) C0
2) O-2
3) Mn+2
4) Mn0
5. Cтепень окисления окислителя в реакции, уравнение которой
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
1) +2
2) -2
3) -1
4) +4
6. С водным раствором перманганата калия не взаимодействует:
1) пропаналь
2) муравьиная кислота
3) бензол
4) акриловая
кислота
78
7. С какими ионами марганец как микроэлемент, входящий в состав
важнейших
металлопротеинов проявляет синергизм (напишите последовательность
цифр)
1) цинком
2) медью
3) кобальтом
4) магнием
8. При
термическом
разложении перманганата
калия образуются
(запишите
последовательность цифр)
1) MnO2
2) K2O
3) K2MnO4
4) O2
9. В кислой среде под действием сильных окислителей (например,
PbO2)
образуются соединения
1) Mn(II)
2) Mn(IV)
3) Mn(VI)
4) Mn(VII)
10. Установите последовательность увеличения кислотных свойств оксидов
1) Mn2O7
2) MnO
3) MnO2
4) Mn2O3
11. Установите
соответствие
между
стехиометрическими
коэффициентами и
веществами – участниками реакции:
5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 6K2SO4+ 2MnSO4 + 3H2O
А) H2SO4
1) 2
Б) KMnO4
2) 3
В) K2SO3
3) 5
Г) K2SO4
4) 6
Д) MnSO4
Е) H2O
12. В каких из указанных ниже веществ атомы марганца могут
проявлять
только восстановительные свойства:
1) KМnО4
2) МnО2
3) Мn2О7
4) Mn
13. В каких из указанных ниже веществ атомы марганца могут
проявлять
только окислительные свойства:
1) KМnО4
2) МnО2
3) МnО
4) Mn
14. Ион, придающий раствору красно-фиолетовый цвет
1) MnO42) MnO42–
3) MnO2
4) Mn2+
15. В каком из приведенных ниже уравнений реакций оксид марганца
(IV)
проявляет свойства окислителя?
1) 2МnO2 + 2Н2SO4 = 2МnSО4 + О2 + 2H2O
2) 2МnO2 + О2 + 4KОН = 2K2МnО4 + 2H2O
16. В каком из приведенных ниже уравнений реакций оксид марганца
(IV)
79
проявляет свойства восстановителя?
1) 2МnO2 + О2 + 4KОН = 2K2МnО4 + 2H2O
2) МnO2 + Н2 = МnО + H2O
17. Химический элемент с атомным номером 25 относится к элементам:
1) p
2) s
3)f
4) d
18. В реакции протекающей по схеме KMnO4 + SO2 = MnSO4 + K2SO4
+ SO3
количество вещества KMnO4 необходимое для взаимодействия с
SO2 –
количеством вещества 10 моль равно
1) 4 моль
2) 2 моль
3) 3 моль
4) 5 моль
19. Соединения марганца (II) по своим химически свойствам похожи
на
соединения
1) кальция
2) железа(II)
3) железа(III)
4) свинца
20. Чаще всего присутствие ионов марганца в растворе определяют
при
помощи
1) Cl2
2) H2O2
3) H2SO4
4) Cu2+
Ответы к тесту по теме «Марганец и его соединения».
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
3
4
3
1
345
12
13
14
А2Б1В3Г4Д1Е2
5
3
15
4
6
4
16
1
7
3
17
2
8
123
18
1
9
134
19
1
10
4
20
4
ЖЕЛЕЗО, КОБАЛЬТ, НИКЕЛЬ.
Осуществите превращения:
1. Fe → FeCl2 → Fe(OH)2 → FeSO4
2. Fe → Fe3O4 → FeO → FeCl2 → Fe(OH)2
3. Fe(OH)2→ Fe(OH)3 → Fe2O3 +NaOH(тв.), tºC → ?
4. FeSO4 → Fe(OH)2 → FeCl2 кач.р-ция на Fe(II) → ?
5. Fe → FeSO4 → Fe2(SO4)3 → кач.р-ция на Fe(III) → ?
80
231
4
2
2
6. Fe → Fe2(SO4)3 → Fe(OH)3 +NaOH(р-р.)→ ?
7. СоCl3 +NНчOH→ ? +NHз(изб)→ ? +KCN→ ?
8. NiSO4 → NiCl2 → Ni(NO3)2 → Ni
9. Fe2O3 → Fe → FeSO4 → Fe(NO3)2→ FeO
10. СоCl2→ Co(OH)2→ Co(OH)3→ СоCl3
Задачи для самостоятельного решения
1. Питьевая вода содержит в норме менее 0.3мг железа в 1литре. Найдите
предельно допустимую молярную концентрацию ионов железа в воде.
Ответ: 0.0054 мМ
2. На частичное восстановление 120г оксида железа(III) затрачен водород
объемом 5.6л при нормальных условиях. Какой оксид железа образовался в
результате реакции?
Ответ: Fe3O4
3. Железную пластинку массой 20.4г опустили в раствор сульфата меди(II).
Определите массу железа, перешедшего в раствор к моменту, когда масса
пластины стала равной 22.0г.
Ответ: 11.2г
4. Определите направленность окислительно-восстановительной реакции,
расставьте коэффициенты, назовите окислитель и восстановитель в реально
протекающей реакции. φº(Со3+/Со2+) =+1.95 В, φº(Сr2O72- /Сr3+) = +1.33 В.
Co2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O = CoSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4
5. Абсорбция железа в ЖКТ обычно не превышает 3-10% от общего
поступления. Каково должно быть содержание железа в продуктах
питания(суточная норма), если количество усвоенного железа должно составлять
1-1.5мг ?
Ответ: 10-15мг
6. Возможно ли выведение из организма избытка токсичных ионов Со2+ и
Со3+ с помощью тетацина кальция в качестве антидота (Кнест [Са2+ -ЭДТА4-] =
2.6 · 10-11), если Кнест [Со2+ -ЭДТА4-]=4.9·10-17, Кнест [Со3+ -ЭДТА4-]=2.5·1041 ? Ответ поясните.
7. Вычислить массу сульфата железа(II), которая потребуется для
приготовления 200мл 0.25М раствора. Чему равна процентная концентрация этого
раствора (без учета плотности)?
Ответ: 7.6г; 3.8%
8. Какая соль гидролизуется в большей степени: FeSO4 или FeCl3 ? Почему?
81
9. Определите концентрацию продуктов диссоциации комплексной соли
K3[Fe(CN)6] в 0.2М растворе, если Кн([Fe(CN)6]3- )=1.3·10-44.
Ответ: с(К+)=0.6М; с(Fe3+)=1.1·10-7 М; с(CN-)=6.6·10-7 М; с([Fe(CN)6]3)=0.2М
10.
Избыточное поступление кобальта, как и большинства других
микроэлементов, вызывает токсический эффект. В Канаде, США, Бельгии
добавляли в пиво хлорид кобальта(II) в концентрации 1.2-1.5 мг\л для улучшения
пенообразования. Хроническое отравление солями кобальта приводило к тяжелой
сердечной недостаточности, иногда со смертельным исходом («болезнь
любителей пива»). Найдите молярную концентрацию хлорида кобальта в пиве, а
также массу Со, поступающего в организм человека при употреблении 1 стакана
(250мл) пива.
Ответ: 0.009-0.012 мМ; 0.53-0.71 мг
11.
Расставьте коэффициенты в уравнении реакции и объясните суть
процесса:
K3[Fe(CN)6] + Н2О2 + КОН → K4[Fe(CN)6] + О2+ Н2О
12.
Предскажите, может ли гемоглобин (Hb-Fe2+) окислиться до
метгемоглобина (Hb-Fe3+) перманганат-ионом в водной среде при температуре
298K, если φ0(Hb-Fe3+/ Hb-Fe2+) = 0.05В; φ0(MnO4- / MnO2) = +0.59В. Если
реакция возможна, найдите эквивалент KMnO4.
Ответ: да, Э=52.8 (г/моль)
13.
Почему раствор FeCl3 можно использовать для обезвреживания
пролитой ртути? Напишите соответствующее уравнение реакции.
14.
Какие изменения возможны при длительном хранении FeSO4 и
других препаратов, содержащих Fe2+ ? Предложите тест, доказывающий
отсутствие этих нежелательных примесей. Возможны ли подобные превращения
для кобальта, входящего в состав цианокобаламина (витамина В12)?
15.
Докажите амфотерность гидроксида и оксида железа (III).
Проявляют ли двойственность аналогичные соединения кобальта?
16.
Напишите электронные и электронно-графические формулы для
Fe+6 , Co+3, Ni+2. Приведите примеры соответствующих соединений.
17.
Сравните устойчивость комплексных ионов, еслиКн [Co(NH3)6]2+ =
8.0·10-6, Кн [Co(NH3)6]3+ = 8.0·10-36.
18.
При избытке какого элемента в организме возникает гиперсидероз?
В каких случаях это возможно?
19.
Как изменяется рН воды при растворении нитрата железа(III)?
Предложите три способа подавления гидролиза этой соли.
20.
Предельная допустимая концентрация (ПДК) солей никеля в
водоемах санитарно-бытового назначения составляет 0.1мг\л. Найдите объем
0.2М раствора NiCl2, который был выброшен в водоем объемом 105 м3, если ПДК
оказалась завышена в 2 раза.
Ответ: 1695л
82
Тестовые задания
Выберите один правильный ответ
1. Одна из основных физиологических форм гемоглобина:
1) метгемоглобин
2) карбаминогемоглобин
3) карбоксигемоглобин
4) оксигемоглобин
2. К валентным электронам атома Fe относятся:
1) …4s23d6
2) …4s2
3) …3d6
4) …4s03d8
3. Определите в соединении
гибридизации
центрального атома:
K2[NiCl4] степень окисления
1) +2; sp3
2) +1; sp2d
3) +1; sp3d2
4) +3; sp3
4. Наиболее прочным ионом является:
1) [Fe(CN)6]3-, Кн=1.3·10-44
2) [Со(NН3)6]2+, Кн=4.1·10-5
3) [Со(CN)6]3-, Кн=1·10-64
4) [Fe(CN)6]4-, Кн=1.3·10-37
5. Что собой представляет гемоглобин (Hb) по химической природе?
1) сложный белок, содержащий хелатный макроцикл гем с железом
в степени окисления +2
2) кислый белок, содержащий небелковую часть – гем, с железом
в степени окисления +3
3) транспортная форма кислорода, содержащая атом железа
в нейтральном состоянии
4) резервная и транспортная форма кислорода, содержит железо
в переменной степени окисления
83
и тип
6. Наименее растворимое соединение:
1) Ni(OH)2, Ks= 8.7 ·10-19
2) Со(OH)2, Ks= 2.0 ·10-16
3) Fe(OH)2, Ks= 1.64 ·10-14
4) Fe(OH)3, Ks= 3.2 ·10-38
7. Cтепень окисления кобальта в цианокобаламине (витамине В12):
1) +2
2) +3
3) 0
4) +1
8. Соединение, не содержащее железо:
1) цитохромоксидаза
2) гемоглобин
3) ферритин
4) аскорбиновая кислота
9. Характерные координационные числа кобальта:
1) 2 и 4
2) 4 и 6
3) 6 и 8
4) 8 и 12
10. В состав препаратов для лечения железодефицитной анемии
не может входить:
1) аскорбинат железа (II)
2) хлорид железа (III)
3) сульфат железа (II)
4) сироп алоэ с железом
11. При присоединении кислорода гемоглобином:
1) степень окисления железа изменяется с +2 на +3
2) степень окисления железа изменяется с +3 на +2
3) степень окисления железа не изменяется
4) координационное число железа изменяется с 6 на 4.
12. По содержанию в организме человека кобальт относят к:
84
1) макроэлементам
2) микроэлементам
3) ультрамикроэлементам
4) примесным элементам
13. Никель является:
1) органогеном
2) элементом электролитного
фона
3) «металлом жизни»
4) активатором некоторых
ферментов
14. Для эффективного выведения избыточного железа из организма
(гемохроматоз, гемосидероз, острые отравления) применяется
хелатообразующий препарат дефероксамин. Необходимое условие работы
этого детоксиканта:
1) соединения, которые образуются при взаимодействии дефероксамина
с железом, должны быть менее прочными, чем существующие
в организме депонированные формы железа
2) соединения, которые образуются при взаимодействии дефероксамина
с железом, должны быть более прочными, чем существующие
в организме депонированные формы железа
3) соединения, которые образуются при взаимодействии дефероксамина
с железом, должны быть нерастворимы
4) дефероксамин должен разрушать гем-содержащие соединения
15. Соль Мора (NH4)2Fe(SO4)2 ·6H2O, применяемая в аналитической
практике,
содержит железо в степени окисления:
1) +1
2) +2
3) +3
4) +4
16. Соли, способные понизить рН раствора:
1) Na3FeO3
2) NiSO4
3) K4[Fe(CN)6]
4) Fe2S3
85
17. Практически осуществима реакция:
1) СоSO4 + Сu
2) Fe2O3 + H2O
3) NiSO4 + NaCl
4) FeCl3 + KI
18. Аналитическим реактивом на ион Fe2+ является:
1) берлинская лазурь
2) красная кровяная соль
3) желтая кровяная соль
4) роданид калия
19. Железный купорос имеет формулу:
1) FeSO4 ·7H2O
2) Fe(NO3)2
3) FeS2
4) (NH4)2Fe(SO4)2 ·6H2O
20. Раствор FeCl3 можно применять:
1) в качестве гипотензивного средства
2) для лечения железодефицитных анемий различной этиологии
3) в качестве кровоостанавливающего средства
4) как антацидное средство
Ответы к тесту по теме «Железо, кобальт, никель».
№1
Ответ
№ 11
Ответ
2
4
12
3
3
1
13
2
4
1
14
4
5
3
15
2
6
1
16
2
86
7
4
17
2
8
2
18
4
9
4
19
2
10
2
20
1
2
3
4. ПАКЕТ ЭКЗАМЕНАТОРА
ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ЭКЗАМЕНАЦИОННЫХ БИЛЕТОВ
Теоретические основы химии
1. Стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава.
Их роль в химии и современная трактовка. Газовые законы: закон Авогадро,
уравнение Менделеева-Клапейрона
2. Периодический закон и Периодическая система
Д. И. Мен¬деле¬ева.
Физическое обоснование периодического закона и его современная
формулировка.Длинная» и «короткая» формы периодической таблицы.
Классификация химических элементов.
3. Основные понятия и определения термодинамики. Энтальпия системы.
Энтальпия химической реакции. Экспериментальное определение энтальпии
реакции (на примере реакции нейтрализации).
4. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Способы расчета энтальпий реакций с
использованием закона Гесса (на конкретных примерах).
5. Энтальпия образования вещества. Стандартное состояние элемента и вещества.
Расчет энтальпий реакций по стандартным энтальпиям образования веществ (на
конкретном примере).
6. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы (при¬ме¬ры). Макро- и
микросостояния системы. Термодинамическая вероятность и энтропия.
Возрастание энтропии как движущая сила самопроизвольного процесса.
7. Энтропия вещества. Зависимость энтропии вещества от температуры, объема,
агрегатного
состояния.
Энтропия
образования
вещества.
Процессы,
сопровождающиеся увеличением и уменьшением энтропии (примеры).
8. Энтропия вещества. Энтропия химической реакции. Способы расчета энтропии
химической реакции (на конкретных примерах).
9. Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования вещества.
Стандартная энергия Гиббса химической реакции. Способы расчета стандартной
энергии Гиббса химической реакции (на конкретном примере).
10.
Зависимость энергии Гиббса химической реакции от температуры
(энтальпийный и энтропийный факторы процесса). Энергия Гиббса и
самопроизвольность процесса.
11.
Термодинамическая активность вещества. Расчет энергии Гиббса
образования вещества с учетом его термодинамической активности. Расчет энергии
Гиббса реакции с учетом термодинамической активности ее участников. Какие
87
12.
Химическое равновесие. Условия химического равновесия. Константа
равновесия
химической реакции. Термодинамический вывод константы
равновесия.
13.
Скорость химической реакции. Средняя и истинная скорость. Методы
экспериментального определения скорости химических реакций (конкретный
пример). Простые и сложные реакции. Особенности гетерогенных процессов.
14.
Зависимость скорости химической реакции от концентрации. Основной
закон химической кинетики. Кинетическое уравнение и порядок реакции.
Экспериментальное определение порядка реакции (конкретный пример).
15.
Влияние температуры на скорость химической реакции. Причины влияния
(доля активных молекул и распределение Больцмана). Уравнение Аррениуса.
Энергетический профиль химической реакции. Экспериментальное определение
энергии активации химической реакции (конкретный пример).
16.
Катализ. Влияние катализатора на скорость химической реакции. Причины
влияния. Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ. Ферментативный
катализ. Примеры практического использования катализаторов для изменения
скорости реакции. Ингибирование реакций.
17.
Обратимые химические реакции. Скорость обратимых химических
реакций. Кинетическое описание химического равновесия (связь константы
равновесия реакции с константами скоростей прямого и обратного процессов).
18.
Смещение химического равновесия при изменении внешних условий.
Принцип ЛеШателье: термодинамическое и кинетическое обоснование.
19.
Фазовые равновесия. Диаграммы состояния однокомпонентных систем (на
примере иода и воды).
20.
Растворы: твердые, жидкие, газообразные. Общие закономерности
образования растворов. Способы выражения их состава. Растворимость.
Насыщенные и пересыщенные растворы. Влияние температуры и давления на
растворимость веществ.
21.
Коллигативные свойства растворов. Осмос, причины его возникновения,
осмотическое давление. Биологическая роль осмоса. Диализ.
22.
Электролиты.
Образование
растворов
электролитов.
Энтальпии
гидратации ионов. Сильные и слабые электролиты.
23.
Равновесие диссоциации в растворах слабых электролитов. Степень
диссоциации и константа диссоциации слабого электролита. Влияние концентрации
и температуры на степень диссоциации слабого электролита.
24.
Сильные электролиты (примеры). Ионная сила. Активность ионов в
растворах сильных электролитов. Коэффициент активности.
25.
Теория кислот и оснований Бренстеда и Лоури. Протолитические
равновесия (на примере процессов диссоциации и нейтрализации кислот и
оснований). Понятие о теории кислот и оснований Льюиса.
26.
Вода. Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Влияние
температуры на ионное произведение воды. Водородный показатель рН.
88
27.
Гидролиз как пример протолитического равновесия. Гидролиз катиона и
аниона (примеры). Полный (необратимый) гидролиз (примеры).
28.
Константа гидролиза и ее связь с константами диссоциации кислот и
оснований, образующих соль. Степень гидролиза. Зависимость степени гидролиза
от концентрации соли и температуры.
29.
Буферные системы. Расчет рН буферной системы (на примере ацетатного
буфера). Механизм действия буфера. Биологические буферные системы.
30.
Буферные системы. Расчет рН буферной системы (на примере аммиачного
буфера). Механизм действия буфера. Биологические буферные системы.
31.
Равновесие осадок-раствор. Произведение растворимости. Условия
выпадения и растворения осадка. Образование коллоидных систем
малорастворимыми веществами
32.
Окислительно-восстановительные реакции (примеры). Важнейшие
окислители и восстановители. Продукты восстановления перманганата калия и
бихромата калия в зависимости от рН среды растворов.
33.
Электродный потенциал. Его возникновение и измерение в
гальваническом элементе. Электроды сравнения: водородный электрод,
хлорсеребряный электрод. Стандартный электродный потенциал. Ряд стандартных
электродных потенциалов.
34.
Зависимость электродного потенциала от условий проведения реакции.
Уравнение Нернста
35.
Направление протекания окислительно-восстановительной реакции.
окислительно-восстановитель¬ной реакции.
36.
Электролиз. Химические источники тока. Современные гальванические
элементы. Топливный элемент.
37.
Квантовое описание строения атома. Атомные орбитали и квантовые
числа. Графическое представление атомныхорбиталей. Порядок заполнения
атомных орбиталей в многоэлектронных атомах.
38.
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева. Закономерности
изменения свойств атомов (радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность). Энергетические диаграммы многоэлектронных атомов.
39.
Образование химической связи, ее характеристики: энергия, длина,
полярность. Перекрывание АО. Связи σ- и π-типа. Описание ковалентной
химической связи методом молекулярныхорбиталей на примере молекулы H2.
40.
Энергетические диаграммы МО двухатомных молекул и ионов,
образованных элементами 1-го периода (H2+, H2, H2–, He2+). Кратность и энергия
связи.
41.
Энергетические диаграммы МО двухатомных гомоядерных молекул 2
периода. Закономерности в изменении их свойств (длина связи, энергия связи,
магнитные свойства).
89
42.
Применение метода ЛКАО-МО для описания связи в гетероядерных
двухатомных молекулах на примере молекул CO, LiH и NaF. Полярность связи.
43.
Предсказание геометрического строения молекул методом отталкивания
электронных пар (метод Гиллеспи). Геометрия молекул BeCl2, BF3, CH4, NH3 и
H2O.
44.
Вещества с молекулярной структурой (примеры). Межмолекулярные
взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса (три составляющих). Водородная связь.
Особенности фтороводорода, воды и аммиака, обусловленные водородными
связями.
45.
Понятие о зонном строении твердого тела. Металлы, полупроводники и
диэлектрики (на примере простых веществ, образованных элементами IVA группы).
Общие
физические
свой¬ства
металлов
(электропровод¬ность
и
теплопроводность).
46.
Комплексные
соединения
(примеры).
Основные
понятия:
комплексообразователь,
лиганд,
координационное
число.
Образование
комплексных частиц в растворах. Ступенчатые константы образования
комплексных частиц и константы их устойчивости.
47.
Описание химической связи в комплексных соединениях методом
молекулярных орбиталей (на примере октаэдрического комплекса 3d-металла).
Энергия расщепления и природа лиганда. Низкоспиновые и высокоспиновые
комплексы.
48.
Химические реакции с участием комплексных частиц: реакции замещения
лигандов; реакции с изменением степени окисления комплексообразователя;
реакции, в которые вступают координированные лиганды (примеры).
Химия элементов и их соединений
1. Водород. Изотопы водорода. Свойства водорода. Получение и применение
водорода. Гидриды. Классификация гидридов и их свойства.
2. Галогены. Строение атомов, молекул и простых веществ. Проявляемые степени
окисления. Физические и химические свойства галогенов и закономерности их
изменения. Энергетические диаграммы МО молекул галогенов.
3. Растворимость галогенов в воде и органических растворителях. Взаимодействие
галогенов с водой. Образование клатратов. Окислительные свойства галогенов.
4. Галогеноводороды. Строение молекул. Физические и химические свойства.
Особенности фтороводорода. Получение и применение соляной кислоты.
5. Оксокислоты
хлора.
Устойчивость,
кислотные
и
окислительновосстановительные свойства. Свойства солей оксокислот хлора.
6. Оксокислоты галогенов. Устойчивость и закономерности изменения кислотных
и окислительных свойств в ряду Cl–Br–I.
90
7. Элементы 16 группы. Строение и свойства атомов, проявляемые степени
окисления. Простые вещества, образуемые элементами 16 группы, их физические и
химические свойства.
8. Гидриды элементов 16 группы. Закономерности изменения физических и
химических свойств. Геометрическое строение молекул. Растворимость и свойства
водных растворов (кислотные и окислительно-восстановительные).
9. Кислород и озон. Нахождение в природе, получение. Энергетическая диаграмма
МО молекулы кислорода. Физические и химические свойства кислорода и озона.
Классификация оксидов по строению и кислотно-основным свойствам.
Биологическая и экологическая роль кислорода и озона.
10.
Вода. Фазовая диаграмма. Геометрическое строение молекулы.
Физические и химические свой¬ства. Автопротолиз. Аквакомплексы.
11.
Пероксиды. Пероксид водорода. Строение молекулы и свойства.
По¬лу¬че-ние и применение пероксида водорода.
12.
Сера. Нахождение в природе, получение и применение серы. Физические и
химические свойства. Превращения серы при нагревании.
13.
Оксиды серы. Получение и свойства. Описание геометрического строения
молекул оксидов методом Гиллеспи. Взаимодействие оксидов серы с водой.
Свойства сернистой и серной кислот. Сульфиты, сульфаты.
14.
Сероводород. Получение, строение молекулы. Свойства сероводородной
воды. Сульфиды металлов. Растворимость сульфидов в воде и кислотах.
Полисульфиды.
15.
Общая характеристика элементов 15 группы. Строение, физические и
химические свойства простых веществ. Соединения элементов 15 группы с
водородом и кислородом.
16.
Водородные соединения элементов 15 группы. Закономерность изменения
физических и химических свойств. Устойчивость и оснόвные свойства.
Геометрическое строение молекул.
17.
Аммиак. Получение, применение, физические и химические свойства.
Предсказание строения молекулы аммиака методом Гиллеспи. Водные растворы
аммиака. Соли аммония. Гидролиз солей аммония.
18.
Оксиды азота. Свойства и устойчивость. Взаимодействие с водой.
Энергетическая диаграмма МО молекулы NO. Образование в атмосфере и
экологическая роль оксида азота(II) и оксида азота(IV).
19.
Кислородсодержащие кислоты азота. Азотная и азотистая кислоты.
Получение, применение и свойства. Свойства солей азотной и азотистой кислот.
20.
Фосфор. Физические и химические свойства. Оксиды фосфора. Строение и
свойства. Кислородсодержащие кислоты фосфора и их соли. Фосфатная буферная
система.
21.
Ортофосфорная кислота. Получение, применение и свойства. Строение
аниона PO43–. Соли ортофосфорной кислоты: растворимость и гидролиз.
Применение фосфатов. Гидролиз полифосфорных кислот. АТФ.
91
22.
Углерод. Полиморфные модификации. Физические и химические свойства.
Оксиды углерода. Энергетическая диаграмма молекулы CO. Физические и
химические свойства CO и CO2. «Парниковый» эффект.
23.
Оксид углерода(IV). Взаимодействие CO2 с водой. Угольная кислота и ее
соли. Природные карбонаты. Карбонатная и гидрокарбонатная буферные системы.
24.
Кремний. Оксид кремния(IV) и его свойства. Кремниевые кислоты и их
соли. Силикагель. Гидролиз силикатов. Силикаты в природе и промышленности.
25.
Олово и свинец. Проявляемые степени окисления и их устойчивость.
Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства. Соли олова и свинца. Экологическая
роль соединений свинца.
26.
Бор. Особенности химии бора. Диагональное сходство бора и кремния.
Гидриды, оксид и гидроксиды бора. Описание кислотных свойств борной кислоты с
помощью теории Льюиса. Бура.
27.
Алюминий. Строение атома. Физические и химические свойства.
Получение и применение алюминия и его сплавов. Свойства оксида и гидроксида
алюминия. Алюмотермия. Гидролиз солей алюминия.
28.
Металлы 2 группы. Электронное строение и свойства атомов (размер,
энергия ионизации, электроотрицательность). Физические и химические свойства.
Свойства оксидов, гидроксидов и солей металлов 2 группы. Жесткость воды, цели и
методы ее устранения. Биологическая роль магния и кальция.
29.
Металлы 1 группы. Нахождение в природе. Получение и применение.
Электронное строение и закономерность изменения свойств атомов (размер,
энергия ионизации, электроотрицательность). Физические и химические свойства.
Положение щелочных металлов в ряду стандартных электродных потенциалов.
30.
Оксиды, пероксиды и над¬пер¬ок¬сиды металлов 1 группы. Свойства
гидроксидов и солей металлов 1 группы. Гидриды.
31.
Общая характеристика переходных металлов. Строение атомов.
Проявляемые степени окисления и их устойчивость. Оксиды и гидроксиды
(кислотно-основные свойства) Комплексные соединения переходных металлов
(примеры).
32.
Металлы 4 группы. Строение атомов и проявляемые степени окисления.
Физические и химические свойства металлов. Оксиды, гидроксиды и соли.
33.
Металлы 5 группы. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и
их устойчивость. Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их
кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
34.
Металлы 6 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления.
Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды, их кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства.
35.
Оксиды и гидроксиды металлов 6 группы: сравнительная характеристика
кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств оксидов и
гидроксидов металлов 6 группы.
92
36.
Хром. Строение атома, проявляемые степени окисления и их устойчивость.
Физические и химические свойства. Кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства оксидов и гидроксидов. Гидролиз солей хрома.
Комплексы хрома.
37.
Оксиды и гидроксиды хрома: кислотно-основные и окислительновосстановительные свойства. Кислородсодержащие кислоты хрома и их соли.
Равновесие
между
хромат-ионом
и
дихромат-ионом
в
растворе.
Изополисоединения.
38.
Металлы 7 группы. Строение атомов. Проявляемые степени окисления и
их устойчивость, физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды
металлов.
Их
устойчивость,
кислотно-основные
и
окислительновосстановительные свойства.
39.
Марганец. Строение атома и проявляемые степени окисления (примеры
соединений), физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Их
устойчивость, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства.
Комплексы марганца(II).
40.
Оксид марганца(VII) и марганцевая кислота. Соли марганцевой кислоты.
Их окислительные свойства в зависимости от рН среды (примеры).
41.
Железо, кобальт и никель. Строение атомов. Проявляемые степени
окисления и их устойчивость. Физические и химические свойства. Оксиды и
гидроксиды металлов в различных степенях окисления, их кислотно-основные и
окислительно-восстановительные свойства.
42.
Железо. Строение атома и проявляемые степени окисления. Физические и
химические свойства. Оксиды и гидроксиды железа. Коррозия. Соли железа(II) и
железа(III). Гидролиз солей. Комплексы железа. Биологическая роль железа.
43.
Координационные соединения железа, кобальта и никеля. Влияние
комплексообразования на устойчивость степени окисления +3 у кобальта и железа.
Свойства иона железа в составе соли Мора и гексацианоферрата(II) калия (на
примере обменных и окислительно-восстановительных реакций).
44.
Металлы 11 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления,
физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Свойства солей меди и
серебра (растворимость, гидролиз). Комплексные соединения металлов 11 группы.
Биологическая роль меди.
45.
Металлы 12 группы. Строение атомов, проявляемые степени окисления,
физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли цинка, кадмия и
ртути, их особенности. Экологическая роль кадмия и ртути.
Задачи
1. При смешивании в калориметре 0,25 л 0,15 М раствора одноосновной слабой
кислоты и 5 мл 6 М раствора KOH выделилось 1,7 кДж теплоты. Вычислите
энтальпию диссоциации кислоты, если энтальпия нейтрализации сильной кислоты
сильным основанием равна –55,8 кДж/моль.
93
2. Вычислите энтальпию растворения безводного гидроксида бария Ba(OH)2, если
34 кДж теплоты, а энтальпия реакции:
Ba(OH)2(к.) + 8H2O(ж.) = Ba(OH)2 8H2O(к.)
равна –139,9 кДж/моль.
3. Вычислите количество теплоты, необходимое для разложения 25 г карбоната
кальция, если известны энтальпии следующих реакций:
CaO(к.) + H2O(ж.) = Ca(OH)2(к.)
rH = 64,2 кДж
Ca(OH)2(к.)+ CO2(г.) = CaCO3(к.) + H2O(ж.)
rH = 114 кДж
4. Рассчитайте стандартную энтальпию образования пропана при 298 К, используя
энтальпии следующих реакций
С3Н8(г.) + 5О2(г.) = 3СО2(г.) + 4Н2О(ж.)
–2220 кДж
С(графит) + О2(г.) = СО2(г.)
–393,5 кДж
2Н2(г.) + О2(г.) = 2Н2О(ж.)
–571,6 кДж
5. По табличным данным вычислит
оксида серы(VI) SO3.
6. Константа равновесия реакции: СO2(г.) + 4H2(г.)
равна 3,54∙1012. Рассчитайте константу равновесия при 975 К, если известно, что
стандартная энтальпия реакции при 298 К равна –164,9 кДж. Зависимостью
равновесие реакции при повышении температуры?
7. Для реакции: CO(г.) + 2H2(г.) = CH3OH(г.)константы равновесия при
приведенным данным энтальпию и энтропию реакции. В какую сторону смещается
равновесие реакции при понижении температуры?
8. Для реакции: 2H2S(г.)+ 3O2(г.) = 2SO2(г.) +2H2O(г.) при 298 К стандартная
энтальпия равна –1233,4 кДж, а стандартная энергия Гиббса равна –1193 кДж.
Вычислите по приведенным данным константу равновесия реакции при 750 К.
9. Определите, возможно ли при стандартных состояниях веществ и температуре
10.
По
табличным
данным
рассчитайте
11.
Для реакции 2NO + 2H2 = N2 + H2O
получены следующие экспериментальные данные:
Концентрации реагентов, моль/л
NO
H2
0,10
0,10
–3
0,10
0,20
–3
0,30
0,10
–3
94
константы
равновесия
при
при некоторой температуре
Определите порядок реакции по компонентам, общий порядок реакции и константу
скорости при данной температуре.
12.
активации122 кДж/моль, равна 1,35∙10–4 с–1. Определите константу скорости этой
13.
–6 с–1. При
какой температуре константа скорости этой реакции будет равна 2,5∙10–4 с–1, если
ее энергия активации равна 98 кДж/моль. Вычислите предъэкспоненциальный
множитель и укажите порядок реакции.
14.
азота(IV) на NO и O2 равна 0,522 л/моль·с, а при темпе
— 5,03
л/моль·с. Определите энергию активации реакции и укажите порядок реакции.
15.
В реакции синтеза иодоводорода из простых веществ энергия активации
реакции равна 177 кДж/моль. Обратная реакции диссоциации иодоводорода на
простые вещества имеет энергию активации 186 кДж/моль. Во сколько раз
возрастут скорости прямой и обратной реакций при увеличении температуры от 300
16.
Энергия активации разложения паров муравьиной кислоты при 300°С на
стекле равна 102,5 кДж/моль, а на поверхности платины 92 кДж/моль. Во сколько
раз при 300°С доля активных молекул при реакции на поверхности платиныбольше,
чем при реакции на стекле?
17.
Энергия активации гидролиза сахарозы в водном растворе составляет 110
фермента инвертина эта реакция ускоряется в 6,3·1011 раз. Чему равна энергия
активации ферментативной реакции, если считать, что предэкспоненциальный
множитель в присутствии фермента не изменился?
18.
константа скорости прямой реакции равна 1,46∙10–4л/моль∙с, а обратной – 3,06∙10–9
активации прямой реакции 180,5 кДж/моль, а обратной 317,6 кДж/моль.
19.
Рассчитайте энтальпию растворения кристаллического LiBr в воде, если
энтальпия образования кристаллической решетки, бромида лития равна –800,6
кДж/моль, а энтальпии гидратации ионов Li+ и Br– равны –531 и –318 кДж/моль
соответственно.
20.
К 800 мл 0,01 М раствора муравьиной кислоты HСOOH добавили 0,014
моль хлороводорода. Вычислите концентрацию формиат-ионов и степень
диссоциации HCOOH в полученном растворе. Изменением объема при растворении
HCl пренебречь.
21.
Сколько граммов гидроксида натрия нужно добавить к 600 мл 0,2 М
раствора аммиака, чтобы концентрация ионов аммония NH4+ в этом растворе
стала равна 9,4∙10–4моль/л? Изменением объема при растворении NaOH
пренебречь.
95
22.
К 500 мл 0,25 М раствора уксусной кислоты добавили 1,4 г
кристаллического гидроксида калия. Определите концентрацию ионов H+ и степень
диссоциации уксусной кислоты в полученном растворе. Изменением объема при
растворении KOH пренебречь.
23.
Вычислите константу диссоциации гидроксида хрома по 3 ступени, если
степень гидролиза катиона Cr3+по первой ступени в 0,025 М растворе Cr2(SO4)3
составляет 3,5 %.
24.
Рассчитайте константу и степень гидролиза иона Pb2+по первой ступени в
0,02 М растворе Pb(NO3)2 при температуре 6
25.
Степень гидролиза катиона по первой ступени в 0,25 М растворе
Fe2(SO4)3 составляет 12%. Определите константу гидролиза катиона по первой
ступени и рН раствора соли.
26.
Вычислите, сколько граммов кристаллического гидроксида натрия нужно
добавить к 500 мл раствора, в котором содержится 0,3 моль HF и 0,45 моль KF,
чтобы его рН увеличился на 0,5. Изменением объема при этом пренебречь.
27.
Как изменится рН раствора, полученного смешением 500 мл 0,6 М
раствора аммиака и 700 мл 0,5 М раствора NH4Cl, если пропустить через
газообразного NH3?
28.
Вычислите произведение растворимости сульфата серебра Ag2SO4 при
25°С, если в 400 мл его насыщенного раствора при этой температуре содержится
1,8 г соли.
29.
Определите произведение растворимости
Zn(OH)2, если рН его
насыщенного раствора равен 8,59.
30.
В 1 л 0,05 М раствора CaCl2 при 25°С можно растворить 0,473 г хлорида
свинца PbCl2. Определите произведение растворимости PbCl2.
31.
Растворимость гидроксида марганца в растворе с рН = 11,7 равна 6,37∙10–7
моль/л. Вычислите произведение растворимости Mn(OH)2.
32.
Стандартные энтальпия и энтропия реакции растворения кристаллического
CaSO4 при 298К равны –17,8 кДж/моль и –145,4 Дж/моль∙К соответственно.
33.
Определите, при каком значении pH начнется осаждение гидроксида
железа(III) Fe(OH)3 при добавлении к 0,05 М раствору FeCl3 концентрированной
щелочи. Изменением объема раствора при добавлении щелочи можно пренебречь.
34.
Определите, образуется ли осадок при смешении 100 мл 10–5 М раствора
CoCl2 и 200 мл 10–4 М раствора NaOH? Если осадок образуется, предположите что
он выпадает в виде коллоида и изобразите строение мицеллы коллоидной системы.
Укажите знак электрического заряда коллоидной частицы. Какие ионы можно
использовать для того, чтобы вызвать коагуляцию этого коллоидного раствора?
35.
Сколько граммов пероксида водорода необходимо для того чтобы
полностью восстановить 100 мл 2% раствора перманганата калия KMnO4 (ρ = 1,0
г/см3) в кислой среде?
96
36.
По известным значениям стандартных электродных потенциалов
полуреакций
Cl2(г.) + 2e– = 2Cl–(р.)
E° = +1,36В
HClO(р.) + H+(р.) + 2e– = Cl–(р.) + Н2О(ж.)
E° = +1,482 В
вычислите стандартный электродный потенциал процесса
2HClO(р.) + 2H+(р.) + 2e– = Cl2(г.) + 2H2O(ж.)
37.
Вычислите электродный потенциал полуреакции
NO3–(р.) + 4H+(р.) + 3e– = NO(г.) + 2H2O(ж.) при C(NO3–) 0,1 моль/л, парциальном
давлении NO 0,2 атм и pH равном 2,5.
38.
Платиновая пластинка опущена в 0,1 М раствор слабой кислоты, через
который пропускают водород при давлении 0,1 атм. Электродный потенциал,
возникающий на платиновой пластинке равен –0,140 В. Вычислите константу
диссоциации слабой кислоты.
39.
Вычислите электродный потенциал серебряной пластинки, опущенной в
насыщенный раствор хромата серебра.
40.
По известным значениям стандартных электродных потенциалов
полуреакций
NO3– + H2O + 2e– = NO2– + 2OH–
E = +0,01В
NO3– + 3H+ + 2e– = HNO2 + H2O
E = +0,934 В
вычислите константу диссоциации азотистой кислоты HNO2.
41.
Напишите уравнение реакции, которая будет самопроизвольно протекать в
растворе, содержащем бром, а также ионы I–, IO3–, Br– и H+. Концентрация брома
С(Br2) = 0,1 моль/л, концентрации ионов С(I–) = 0,1 моль/л, С(Br–) = 0,005 моль/л,
С(IO3–) = 0,01 моль/л, С(Н+) = 0,001 моль/л.
42.
После того как в реакционном сосуде смешали 125 мл 2 М раствора
HClO4, 135 мл 0,1 М раствора KMnO4и 270 мл 0,35 М раствораFeSO4 произошла
реакция. Напишите уравнение этой реакции и определите концентрацию ионов
Fe3+и Мn2+в полученном растворе.
43.
Стандартная разность электродных потенциалов реакции
NiO2(к.) + 2Ag(к.) + 4H+(р.) = Ni2+(р.) + 2Ag+(р.) + 2H2O(ж.)
составляет 2,48 В. Рассчитайте разность потенциалов этой реакции при pH = 4 и
концентрациях ионов Ni2+ и Ag+ равных 0,01 моль/л.
44.
Определите при 298 К произведение растворимости Ag2S, если известны
стандартные электродные потенциалы реакций:
Ag+ + e– = Ag
= 0,8В
Ag2S + 2e– =2Ag + S2–
= –0,691 В
45.
К 0,05 М раствору [Ag(NH3)2]OH, содержащему также 0,1 моль/л NH3,
постепенно добавляют концентрированный раствор Na2S. При какой концентрации
ионов S2– начнется выпадение осадка Ag2S.
46.
К 0,05 М раствору K2[Ni(CN)4], содержащему также 0,2 моль/л KCN
постепенно добавляют концентрированный раствор NaOH. При каком значении рН
раствора начнется выпадение осадка гидроксида никеля(II).
97
47.
Определите при 298 К стандартный электродный потенциал реакции:
[AlF6]3– + 3e–= Al + 6F–, если при этой температуре кон
иона [AlF6]3–
+ 3e–= Al равен –1,66 В.
48.
Определите при 298 К константу устойчивости иона [Sn(OH)3]–, если
известны стандартные электродные потенциалы реакций:
Sn2+ + 2e– = Sn,
E° = –0,1375 В,
[Sn(OH)3]– + 2e– = Sn + 3OH– E° = –0,909 В.
БИЛЕТЫ ПО ПРЕДМЕТУ «ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»
Билет №1
1. Стехиометрические законы: закон сохранения массы, законпостоянства
состава. Их роль в химии и современная трактовка.
2. Газовые законы: закон Авогадро, уравнение Менделеева-Клайперона.
3. Задача.
К 0,05 М раствору K2[Ni(CN)4], содержащему также 0,2 моль/л KCN постепенно
добавляют концентрированный раствор NaOH. При каком значении рН раствора
начнется выпадение осадка гидроксида никеля(II).
Билет № 2
1. Периодический закон Д.И. Менделеева. Физическое обоснование
периодического закона и его современная формулировка.
2. «Длинная»
И
«короткая»
формы
периодической
таблицы.
Классификация элементов ПС.
3. Задача
Предельная допустимая концентрация (ПДК) солей никеля в водоемах санитарнобытового назначения составляет 0.1мг\л. Найдите объем 0.2М раствора NiCl2,
который был выброшен в водоем объемом 105 м3, если ПДК оказалась завышена
в 2 раза.
Билет №3
1.Основные понятия термодинамики.
2.Энтальпия
системы.
Энтальпия
химической
реакции.
Экспериментальное определение энтальпии реакции ( на примере реакции
нейтрализации).
3.Задача.
Определите концентрацию продуктов диссоциации комплексной соли
K3[Fe(CN)6] в 0.2М растворе, если Кн([Fe(CN)6]3- )=1.3·10-44.
Билет №4
98
1.Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
2.Способы расчёта энтальпий реакций с использованием закона Гесса
(на конкретных примерах)
3.Задача.
Избыточное поступление кобальта, как и большинства других
микроэлементов, вызывает токсический эффект. В Канаде, США, Бельгии
добавляли в пиво хлорид кобальта(II) в концентрации 1.2-1.5 мг\л для улучшения
пенообразования. Хроническое отравление солями кобальта приводило к тяжелой
сердечной недостаточности, иногда со смертельным исходом («болезнь
любителей пива»). Найдите молярную концентрацию хлорида кобальта в пиве, а
также массу Со, поступающего в организм человека при употреблении 1 стакана
(250мл) пива.
Билет №5
1.Энтальпия образования вещества.
2. Стандартное состояние элемента и вещества. Расчет энтальпий
реакций по стандартным энтальпиям образования веществ (на конкретном
примере).
3.Задача.
Рассчитайте массу технического кремния (массовая доля Si - 98%),
который требуется для восстановления 82.3 кг концентрата, если массовая доля
Mn2O3 в нем составляет 96%.
Билет №6
1.Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы (примеры).
Макро- и микросостояния системы.
2.Термодинамическая вероятность и энтропия. Возрастание энтропии
как движущая сила самопроизвольного процесса.
3.Задача.
Как изменяются свойства оксидов и гидроксидов d-элементов VII группы
с увеличением степени их окисления? Устойчив ли белый осадок Mn(OH)2 во
влажном состоянии к действию кислорода воздуха? Можно ли это обнаружить по
какому-то внешнему признаку?
Билет№7
1.Энтропия вещества. Зависимость энтропии вещества от t, V,
агрегатного состояния.
2.Энтропия образования вещества.
3.Задача.
Окислительно-восстановительные потенциалы систем
MnO2 + 2H2O = MnO4- + 4H+ + 3e
ReO2 + 2H2O = ReO4- + 4H+ + 3e
99
соответственно равны 1.69В и 0.51В. Можно ли окислить MnO2 и
ReO2 хлором по схемам:
MnO2 + H2O + Cl2 = HMnO4 + HCl
ReO2 + H2O + Cl2 = HReO4 + HCl
Билет №8
1.Энтропия химической реакции. Процессы, сопровождающиеся
увеличением и уменьшением энтропии (примеры).
2.Расчет энтропии химической реакции (на конкретном примере)
3. Задача.
На какие продукты разлагается благодаря своей непрочности
марганцовистая кислота H2MnO4?
Билет№9
1.Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования вещества.
Стандартная энергия Гиббса химической реакции.
2.Расчет стандартной энергии Гиббса химической реакции (на
конкретном примере)
3.Задача
Чему равна
масса
KMnO4,
содержащегося
в растворе объемом
100мл, если С(KMnO4)=0.1 моль/л?
Билет № 10
1.Зависимость энергии Гиббса химической реакции от температуры.
(энтальпийный и энтропийный факторы процесса).
2.Энергия Гиббса и самопроизвольность процесса.
3.Задача.
Найдите
молярную
концентрацию
эквивалента
для
раствора перманганата калия по следующим данным: 20мл раствора KMnO4
затрачено на титрование раствора щавелевой кислоты, взятого объемом 25мл.
Раствор кислоты был предварительно приготовлен в мерной колбе на 100мл из
навески H2C2O4.2H2O массой 0.0630 г.
Билет №11
1.Термодинамическая активность вещества.
2.Расчет энергии Гиббса образования вещества с учетом его
термодинамической активности. Какие выводы можно сделать по закону и
величине G и G .
3. Задача.
Вычислите электродный потенциал полуреакции NO3–(р.) + 4H+(р.) + 3e– =
NO(г.) + 2H2O(ж.) при C(NO3–) 0,1 моль/л, парциальном давлении NO 0,2 атм и
pH равном 2,5.
100
Билет № 12
1.Химическое равновесие. Условия химического равновесия.
2.Константа равновесия химической реакции. Термодинамический
вывод констант равновесия.
3. Задача.
Платиновая пластинка опущена в 0,1 М раствор слабой кислоты, через
который пропускают водород при давлении 0,1 атм. Электродный потенциал,
возникающий на платиновой пластинке равен –0,140 В. Вычислите константу
диссоциации слабой кислоты.
Билет № 13
1.Скорость химической реакции. Средняя и истинная скорость. Методы
экспериментального
определения
скорости
химических
реакций.
(конкретный пример). Простые и сложные реакции.
2.Особенности гетерогенных процессов.
3. Задача.
Вычислите электродный потенциал серебряной пластинки, опущенной в
насыщенный раствор хромата серебра.
Билет №14
1.Зависимость скорости химической реакции от концентрации.
Основной закон химической кинетики.
2.Кинетическое уравнение и порядок реакции. Экспериментальное
определение порядка реакции (конкретный пример).
3.Задача.
По известным значениям стандартных электродных потенциалов
полуреакций
NO3– + H2O + 2e– = NO2– + 2OH–
E = +0,01В
NO3– + 3H+ + 2e– = HNO2 + H2O
E = +0,934 В
вычислите константу диссоциации азотистой кислоты HNO2.
Билет №15
1.Влияние температуры на скорость химической реакции. Причины
влияния. Уравнение Аррениуса.
2.Энергетический профиль реакции. Экспериментальное определение
энергии активации химической реакции (конкретный пример).
3.Задача.
Напишите уравнение реакции, которая будет самопроизвольно протекать в
растворе, содержащем бром, а также ионы I–, IO3–, Br– и H+. Концентрация
брома С(Br2) = 0,1 моль/л, концентрации ионов С(I–) = 0,1 моль/л, С(Br–) = 0,005
моль/л, С(IO3–) = 0,01 моль/л, С(Н+) = 0,001 моль/л.
101
Билет№16
1.Катализ. Влияние катализатора на скорость химической реакции.
Причины влияния. Гомогенный и гетерогенный катали. Автокатализ.
Ферментативный катализ.
2.Примеры практического использования катализаторов для изменения
скорости реакции. Ингибирование реакции.
3.Задача.
После того как в реакционном сосуде смешали 125 мл 2 М раствора HClO4,
135 мл 0,1 М раствора KMnO4и 270 мл 0,35 М раствораFeSO4 произошла
реакция. Напишите уравнение этой реакции и определите концентрацию ионов
Fe3+и Мn2+в полученном растворе.
Билет №17
1.Обратимые химические реакции. Скорость обратимых химических
реакций. Кинетическое описание химического равновесия.
2.Связь константы равновесия обратимой реакции с константами
скоростей прямого и обратного процессов.
3.Задача.
Стандартная разность электродных потенциалов реакции NiO2(к.) + 2Ag(к.)
+ 4H+(р.) = Ni2+(р.) + 2Ag+(р.) + 2H2O(ж.) составляет 2,48 В. Рассчитайте
разность потенциалов этой реакции при pH = 4 и концентрациях ионов Ni2+ и
Ag+ равных 0,01 моль/л.
Билет №18
1.Смещение химического равновесия при изменении внешних условий.
Принцип Ле-Шателье.
2. Термодинамическая и кинетическая трактовка.
3.Задача.
Определите при 298 К произведение растворимости Ag2S, если известны
стандартные электродные потенциалы реакций:
Ag+ + e– = Ag
= 0,8В
Ag2S + 2e– =2Ag + S2–
= –0,691 В
Билет №19
1.Фазовые равновесия.
2.Диаграммы состояния однокомпонентных систем (на примере йода и
воды)
3.Задача
К 0,05 М раствору [Ag(NH3)2]OH, содержащему также 0,1 моль/л NH3,
постепенно добавляют концентрированный раствор Na2S. При какой
концентрации ионов S2– начнется выпадение осадка Ag2S.
102
Билет №20
1.Растворы: твердые, жидкие, газообразные. Общие закономерности
образования растворов. Способы выражения их состава.
2. Растворимость. Насыщенные и перенасыщенные растворы. Влияние
температуры и давления на растворимость веществ.
3.Задача.
К 0,05 М раствору K2[Ni(CN)4], содержащему также 0,2 моль/л KCN
постепенно добавляют концентрированный раствор NaOH. При каком значении
рН раствора начнется выпадение осадка гидроксида никеля(II).
Билет № 21
1.Коллигативные
свойства
растворов.
Осмос,
причина
его
возникновения, осмотическое давление.
2.Биологическая роль осмоса. Диализ.
3.Задача.
Определите при 298 К стандартный электродный потенциал реакции:
[AlF6]3– + 3e–= Al + 6F–
иона [AlF6]3–
Al3+ + 3e–= Al равен –1,66 В.
Билет № 22
растворов
электролитов.
1.Образование
Электролитическая
диссоциация.
2.Энтальпии гидратации ионов. Сильные и слабые электролиты.
3.Задача.
Определите при 298 К константу устойчивости иона [Sn(OH)3]–, если
известны стандартные электродные потенциалы реакций:
Sn2+ + 2e– = Sn,
E° = –0,1375 В,
[Sn(OH)3]– + 2e– = Sn + 3OH– E° = –0,909 В.
Билет № 23
1.Равновесие диссоциации у растворов слабых электролитов. Степень
диссоциации и константа диссоциации слабого электролита.
2. Влияние концентрации и температуры на степень диссоциации
слабого электролита.
3.Задача.
Cколько граммов соли Cu(NO3)2 образуется при нагревании 32г чистой
меди с необходимым количеством азотной кислоты пл. 1.52? Какой газ
выделяется при этом и в каком количестве?
Билет №24
103
1.Сильные электролиты (примеры). Ионная сила.
2.Активность ионов в растворах сильных электролитов. Коэффициент
активности.
3.Задача.
Сколько граммов сернокислой меди получается в результате нагревания
12.8г чистой меди с необходимым количеством концентрированной серной
кислоты? Какой газ выделяется при этом и в каком количестве: а) по массе,
б) по объему (н.у.)?
Билет № 25
1.Теория кислот и основания Бренстеда и Лоури.
2. Протолитические равновесия (на примере процессов диссоциации и
нейтрализации кислот и оснований). Теория кислот и оснований Льюиса.
3.Задача.
Как можно получить из сернокислой меди окись меди? Сколько ее
образуется из 100г 20%-ного раствора сернокислой меди?
Билет № 26
1.Ионное произведение воды.
2.Влияние температуры на ионное произведение воды. Водородный
показатель РН.
3.Задача.
При получении гидроокиси меди из азотнокислой меди было взято 5 г
Cu(NO3)2 и 2 г едкого натра. Что оказалось в избытке после смешивания их
растворов? Какова масса осадка?
Билет №27
протолитического
1.Гидролиз как пример
равновесия. Гидролиз
катиона и аниона (примеры).
2.Полный (необратимый) гидролиз.
3.Задача.
Предполагается, что имеющийся белый порок является обезвоженным
медным купоросом. Как можно в этом убедиться?
Билет № 28
1.Константа гидролиза и ее связь с константами диссоциации кислот и
оснований, образующих соль.
2.Степень гидролиза. Зависимость степени гидролиза от концентрации
соли и температуры.
3.Задача.
Основную углекислую медь (CuOH)2CO3, или
СuCO3. Cu(OH)2,
можно получить лабораторным путем при взаимодействии сернокислой меди и
104
соды: 2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = СuCO3.Cu(OH)2 + 2Na2SO4 + CO2
Вычислить:
а) сколько
граммов соды взаимодействует со 160 г
сернокислой меди при образовании основной углекислой меди; б) сколько
граммов 20%-ного раствора CuSO4
cледует взять для получения 11.1
г основной углекислой меди?
Билет №29
1.Буферные системы. Расчет рН буферной системы (на примере
ацетатного буфера).
2.Механизм действия ацетатного буфера.
3.Задача.
Насыщенный раствор медного купороса содержит 27.06% CuSO4 .H2O.
Выразить концентрацию раствора в процентах безводной соли.
Билет № 30
1.Равновесие «осадок-раствор». Произведение растворимости. Условие
выпадения и растворения осадка.
2. Образование коллоидных систем малорастворимыми веществами.
3.Задача
При смешивании в калориметре 0,25 л 0,15 М раствора одноосновной слабой
кислоты и 5 мл 6 М раствора KOH выделилось 1,7 кДж теплоты. Вычислите
энтальпию диссоциации кислоты, если энтальпия нейтрализации сильной
кислоты сильным основанием равна –55,8 кДж/моль.
Эталоны ответов
Билет №1
1)Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в реакцию, равна
массе веществ, образующихся в результате реакции (число атомов определённого
сорта в исх.веществах и продуктах реакции одинаково).
Современная трактовка: сумма массы вещества системы и массы
эквивалентно энергии полученной или отданной той же системой (в
изолированной системе закон точен).
2)Закон постоянства состава: любое химически чистое соединение
независимо от способа его получения состоит из одних и тех же хим.элементов,
причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов
выражаются точными числами (для молекулярных веществ).
Каждое химическое соединение имеет вполне определенный и постоянный
состав, как следствие отсюда вытекает, что состав хим.соединения не зависит от
способа его получения.
Закон не применим к жидким и твердым растворам, т.к. свойства вещества
меняются в зависимости от концентрации его составляющих.
105
Вещества с атомными кристаллическими решётками не подчиняются закону
постоянства состава теоретически, хотя на практике закон может выполняться с
высокой степенью сближения.
Веществ без примесей не бывает.
Для молекул закон постоянства состава совершенно строг, но тривиален и не
нуждается в обсуждении.
3)Закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых
условиях (Т и р) содержится равное число молекул (1 моль любого газа при
одинаковых условиях занимают одинаковый объем 22,4 л при 0С и р=1атм.)
4)Объединенный газовый закон – уравнение Менделеева-Клайперона
Билет № 2
1869г – периодическая система
1871г – периодический закон
«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов
находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы»
Соврем.: свойства химических элементов, а также формы и свойства
образуемых или простых веществ и соединений находятся в периодической
зависимости от величины зарядов ядер их атомов.
Физический смысл: заряд ядра, а не атомный вес являются основной хар-кой
атома; по мере увеличения положительного заряда ядра происходит
периодическое образование сходных электронных систем. Периодическое
повторение особенностей в св-вах элементов и форм их соед-ий в молекулах
обусловлено периодичностью строения их электронных оболочек
Периодическая система химических элементов – графическое отображение
периодического закона.
Короткопериодная форма. 8 групп. Водород над галогенами; инертные газы в
8 группе; 3 триады Fe, Co, Ni и их аналоги – побочные подгруппы 8 группы;
лантаноиды и актиноиды вне таблицы; 7 периодов, заканчивающихся внизу
инертным газом
Длиннопериодная форма. 18 групп. Деление элементов на s, p, d, f семейства,
показывают на какой подуровень поступает очередной электрон следующего
элемента. Неметаллы в верхней части
Классификация элеметов ПС: неметаллы (галогены, халькогены), металлы
(щ, щ-з), инертные газы, лантаноиды, актиноиды, переходные металлы (Fe, Co,
Ni…) (4, 5, 6 периоды
Задача
Ответ: 1695л
Билет №3
106
Термодинамика – наука, изучающая закономерности превращения теплоты,
работы и различных форм энергии друг в друга. Химическая термодинамика
применяет общие законы термодинамики к химическим процессам.
Термодинамическая система – часть вселенной, выделенная с помощью
реальных или мысленных границ.
Внешняя среда – всё, что находится вне системы.
Система + внешняя среда = вселенная
Компоненты – вещества, образующие систему, кол-во которых можно менять
независимо друг от друга.
Фаза – часть системы, которая отделена от других частей поверхностью
раздела; внутри фазы свойства изменяются непрерывно, на поверхности раздела
между фазами – скачком.
Система: закрытая – обмен энергией.
Открытая – обмен веществом и энергией.
Изолированная – нет обмена.
Гетерогенная – состоит из нескольких фаз
Гомогенная – состоит из одной фазы.
Свойства системы: экстенсивные – зависят от размера системы (m, V)
Интенсивные – не зависят (p, T, C)
Энтальпия – это полное количество теплоты, которое можно получить от
системы во всех возможных химических и физических процессах, протекающих
при постоянном давлении.
Энтальпия процесса – тепловой эффект процесса, измеренный при
постоянном давлении.
Билет №4
Закон Гесса: энтальпия химического процесса не зависит от пути проведения
этого процесса, т.е. числа и вида промежуточных стадий, а определяется
исключительно начальным и конечным состоянием системы, т.е. исходными
веществами и продуктами реакции.
Следствия: 1) если уравнение некоторой реакции можно составить из
уравнений других реакций, то энтальпия данной реакции является результатом
такой же комбинации энтальпий этих других реакций.
2) энтальпия обратной реакции равна энтальпии прямой реакции, взятой с
обратным знаком
Энтальпия реакции определяется как разность энтальпий образования
продуктов реакции и энтальпий образования исходных веществ.
Задача: Ответ: 0.009-0.012 мМ; 0.53-0.71 мг
Билет №5
107
Стандартным состоянием элемента выбирают наиболее устойчивое простое
вещество, образуемое этим элементом при интересующей нас температуре и р=1
атм.=101325 Па
Например, при температуре 25 С стандартное состояние серы –
орторомбическая кристаллическая модификация, α-S, а при t>95,4 C становится
моноклинная β- S
Стандартное состояние вещества – состояние данного вещества в чистом
виде при заданной температуре и давлении 1атм.
Для твердых и жидких веществ – чистое вещество при р=1 атм.
Для газообразных веществ – чистый газ при р=1 атм.
Для растворов – идеальный раствор с С=1 моль/л
Реакция образования – реакция, в которых из простых веществ, являющихся
стандартным состоянием элементов, получается одно сложное вещество.
Их энтальпии называются энтальпиями образования.
Стандартная энтальпия образования – энтальпия реакции образования 1 моль
вещества в стандартном состоянии из соответствующих простых веществ в
стандартном состоянии.
Задача: Ответ: 21.4 кг.
Билет №6
Амопроизвольный процесс – процесс, который либо с самого начала
протекает сам, без «помощи» извне, либо требует для своего начала
инициирования, а далее продолжается без внешнего воздействия.
Самопроизвольный процесс – процесс, идущий от состояний с низкой
термодинамической вероятностью к состояниям с высокой термодинамической
вероятностью.
Не самопроизвольный процесс – процесс, который не может протекать без
постоянной затраты работы извне.
Если прямой процесс является самопроизвольным, то обратный – не
самопроизвольным, и наоборот.
Макросостояние – состояние, для которого известны значения таких
макроскопических параметров системы, как t, p, состав, полная энергия и т.д.
Микросостояние – состояние, для которого полностью известно, что
происходит с каждой частицей, имеющейся в системе.
W – термодинамическая вероятность – число способов (микросостояний),
которыми может быть реализовано данное макросостояние.
Вероятность
обнаружить
систему в
определенноммакросостояние
определяется числом образующих его микросостояний.
Самопроизвольные процессы идут с возрастанием энтропии.
Второй закон термодинамики: условием самопроизвольности процесса в
изолированной системе является возрастание энтропии.
Энтропия – мера беспорядка в системе
108
S↑: при нагревании (p=const)
При фазовых переходах
При образовании газа или увеличении числа моль газообразных веществ
При растворении вещества (кроме газа)
Задача: Ответ: усиливаются кислотные свойства и окислительная
способность. Нет, в результате получается соединение переменного состава
бурого цвета (Mn(OH)4), общей формулой MnO2.xH2O.
Билет№7
Энтропия – абсолютная величина (приведена в таблицах). Значение энтропии
1 моля вещества в его стандартном состоянии называется стандартной энтропией
S [Дж/моль*К]
S растет при растворении твердого вещества
S газа падает при растворении
S тем больше, чем сложнее химический состав соединения.
S тем больше, чем больше молекулярная масса
S растет при повышении температуры
S тем больше, чем больше объём.
Энтропия образования вещества – энтропия реакции образования 1 моля
данного вещества из простых веществ, являющихся стандартными состояниями
элементов
Билет №8
Энтропия химической реакции – разность энтропий образования продуктов
реакции и исходных веществ
S растет при растворении твердого вещества
S газа падает при растворении
S тем больше, чем сложнее химический состав соединения.
S тем больше, чем больше молекулярная масса
S растет при повышении температуры
S тем больше, чем больше объём.
Задача: Ответ: MnO2, H2O, O2.
Билет№9
Энергия Гиббса образования простого вещества, являющегося стандартным
состоянием элемента, принимается равной 0 при любой температуре.
Стандартная энергия Гиббса образования вещества (
) – это изменение
энергии Гиббса при образовании 1 моль вещества в его стандартном состоянии из
составляющих его простых веществ, являющихся стандартными состояниями
соответствующих элементов.
Задача: Ответ: 1.58 г.
Билет № 10
109
Иногда один из факторов полностью преобладает над другим.
Энтальпийный фактор – определяющий для процессов, протекающих в
твердой фазе, т.к. S обычно мала.
Энтропийный фактор преобладает когда S очень велика из-за образования
большого количества газов или растворов.
Условия самопроизвольности и не самопроизвольности протекания
процессов.
Задача: Ответ: 0.0125 моль/л.
Биллет №11
Термодинамическая активность – это величина, характеризующая
отклонение термодинамических свойств в конкретной системе от его свойств в
стандартном состоянии.
• Безразмерна
• Активность вещества в стандартном состоянии равна 1
• Активность газа равна его парциальному давлению (атм)
• Активность растворенных веществ или ионов ~С (моль/л)
1) ∆G<0 – реакция самопроизвольна.
2) ∆G зависит от активности всех участников реакции
3) При равновесии ∆G=0
4) ∆G<0, значит можно получить полезную работу
∆G>0, значит необходимо затратить работу.
Билет № 12
Химическое равновесие – состояние, не изменяющееся во времени, в
котором реакционная смесь содержит как исходные вещества, так и продукты
реакции.
Условия химического равновесия:
1) В системе должны протекать, причем с достаточно большой скоростью,
как прямой, так и обратный процессы, т.е. неизменность состояния системы во
времени должна быть результатом равенства скоростей прямого и обратного
процесса, а не их отсутствия.
2) Система должна быть закрытой или изолированной, т.е. вещество не
должно уходить во внешнюю среду или поступать оттуда в систему
3) Неизменность во времени должна поддерживаться без какого-либо
внешнего воздействия на систему
4) Состояние системы должно быть одинаковым при подходе к нему как со
стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов.
5) При изменении внешних условий (t, p, активностей участников)
Константа равновесия – отношение произведения активностей продуктов
реакции к произведению активностей исходных веществ в степенях,
соответствующих стехиометрическим коэффициентам.
110
Билет № 13
Скорость химической реакции – основная кинетическая характеристика,
показывающая изменение концентрации вещества в единицу времени (для
гомогенной реакции):
Скорость реакции – изменение количества вещества в единице объема, в
единицу времени, рассчитанное на единицу его стехиометрического
коэффициента
Скорость гетерогенной реакции – изменение количества вещества в единицу
времени на единицу поверхности
Средняя скорость – скорость реакции за промежуток времени ∆T
Истинная скорость – скорость реакции за бесконечно малый промежуток
времени ∆T, равная отношению бесконечно малого приращении функции С к
бесконечно малому приращению аргумента Т – это производная функции по
данному аргументу, следовательно истинная скорость – производная
концентрации вещества по времени.
Гетерогенная реакция: подвод реагентов к границе раздела; химическая
реакция (кинетическое уравнение), отвод продуктов реакции.
Скорость зависит от: природы реагентов, концентрации реагирующих
веществ, температуры, присутствия катализатора.
Простые (элементарные) реакции – это реакции, протекающие как
непосредственно превращение исходных веществ в продукты реакции, без
образования каких-либо промежуточных веществ. Для таких реакций порядок
совпадает со стехиометрическими коэффициентами.
Сложные реакции – это реакции, включающие в себя несколько
промежуточных стадий.
Билет №14
Основной закон химической кинетики (закон действующих масс): скорость
реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,
взятых в степенях, называемых порядками реакции по соответствующим
веществам.
Кинетическое уравнение – математическое выражение основного закона
химической кинетики
Порядок реакции определяется экспериментально
Общий порядок реакции – сумма всех показателей степеней при
концентрациях реагентов
Метод изолирования Оствальда.
Билет №15
Скорость большинства химических реакций возрастает с повышением
температуры, т.к. увеличивается число активных молекул (имеющих достаточную
энергию для того, чтобы вступить в реакцию)
111
Уравнение Аррениуса:
Еа – энергия активации – это минимальная избыточная энергия, которую
необходимо иметь реагирующим молекулам для того, чтобы они могли вступить
в химическую реакцию.
•
Билет№16
Катализ – это явление ускорения химических реакций под действием малых
количеств веществ (катализаторов), которые сами в процессе реакции не
расходуются и после ее окончания остаются неизменными.
Реакция с катализатором идет с существенно меньшими энергетическими
затратами, поэтому каталитическая реакция идет существенно быстрее при той же
температуре. В данном примере энергия переходного состояния
больше
энергии переходного состояния , и именно она определяет энергию активации и
скорость протекания каталитической реакции в целом.
Гомогенный катализ – катализатор и участники реакции находятся в одной
фазе. (кислоты, основания, растворы солей)
Гетерогенный катализ – катализатор и участник реакции находятся в разных
фазах и разделены поверхностью раздела (Металл, оксиды)
Автокаталитическая реакция – реакция, ускоряющаяся под действием
образующихся в процессе реакций веществ
Ферменты (биокатализаторы) – ускоряют химические процессы,
протекающие в живых организмах.
Активный центр – место, где протекает биокатализ (несколько
аминокислотных остатков).
Ферменты очень специфичны.
Ингибиторы – вещества, понижающие скорость химической реакции.
Ингибирование не связано с повышением Еа.
Разрушает или связывает активные частицы, являющиеся промежуточными
веществами (например, свободные радикалы)
Применение катализаторов:
• Гидрирование растительного масла – маргарин
• Получение пластмасс
Переработка нефти
Билет №17
Обратимые реакции – протекающие одновременно в двух противоположных
направлениях (прямом и обратном)
По ходу процесса скорость прямой реакции постепенно убывает из-за
расходования исходных веществ, в то время, как скорость обратной возрастает
благодаря накоплению продуктов.
При равенстве скоростей прямой и обратной реакций концентрации
участников перестают меняться, и устанавливается равновесие.
112
Кинетическим условием химического равновесия является равенство
скоростей прямой и обратной реакции.
Константа равновесия отношения произведения равновесных
концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные их
стехиометрическим коэффициентам к произведению концентраций исходных
веществ, также в степенях их стехиометрических коэффициентов. Является
постоянной для данной температуры величиной.
Скорость обратимой реакции определяется как разность скоростей прямой и
обратной реакции.
Принцип независимости: если в системе протекает несколько реакций, то
каждая из них подчиняется основному закону химической кинетики и протекает
независимо от других реакций.
Билет№18
Смещение химического равновесия – это изменение относительных
количеств участников реакции (реагентов и продуктов), вызванное действием
внешних условий (t, C)
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии
оказывается внешнее воздействие, смещающее это равновесие, то данное
равновесие смещается в сторону, ослабляющую это воздействие до тех пор, пока
нарастающее в системе противодействие не станет равным оказываемому
воздействию.
Термодинамическая трактовка:
1) Изменение исходных активностей (концентраций) реагентов и продуктов
реакции.
• Не изменяет константу равновесия, т.к. ∆G не зависит от исходных
активностей (С) участников реакции, а значит, от них не зависит константа
равновесия
• Изменяет равновесные а(С) реагентов и продуктов, поэтому равновесие
смещается.
2) Изменение температуры реакции
• Изменяет константу равновесия, т.к. ∆G зависит от t
• Изменяет равновесные а(С) реагентов и продуктов реакции.
3) Участие катализатора
• Не изменяет константу равновесия реакции
• Не изменяет а(С) реагентов и продуктов реакции
Кинетическая трактовка:
1) Изменение а(С)
• не изменяет константу равновесия, т.к. константа прямой и обратной
реакции не зависят от изменения а(С)
• изменяет равновесные а(С) реагентов и продуктов реакции.
2) Изменение температуры
113
• Изменяет константу равновесия, т.к. константа прямой и обратной реакции
зависят от температуры
• Изменяет равновесные а(С) продуктов и реагентов
Константа равновесия экзотермической реакции при повышении
температуры уменьшается.
Участие катализатора не смещает химическое равновесие.
Билет №19
Фазовые равновесия – равновесия, возникающие при взаимном превращении
различных фаз вещества; плавлении, кипении, сублимации, изменении
кристаллической структуры и т.д..
Сведения о фазовых равновесиях вещества отражаются на диаграммах
состояния
Однофазная область – область, в пределах которой устойчива определенная
фаза данного вещества (2 степени свободы)
Двухфазные состояния однокомпонентных систем имеют одну степень
свободы.
Тройная точка – точка соприкосновения трех однофазных областей (не имеет
степеней свобод).
Билет №20
Раствор – однофазная гомогенная система переменного состава из двух или
более компонентов.
• Твердые
• Газообразные
• Жидкие
Общие закономерности образования растворов:
1) Разрушение структуры чистого растворяемого вещества с образованием
частиц, в виде которых оно находится в растворе (молекул или ионов)
2) Образование раствора при взаимодействии этих частиц с растворителем.
Частицы растворенного вещества образуют соединения с молекулами
растворителя, которые носят общее название сольватов (гидратов). Поэтому
вторая стадия называется сольватацией (гидратацией)
Растворимость компонентов:
Растворимость – максимальное количество вещества, которое может
растворяться при заданной температуре.
Влияние температуры на растворимость веществ:
• Растворение большинства газообразных веществ в воде уменьшается при
росте температуры, т.к. это процесс экзотермический
• Чаще всего растворение твердых веществ сопровождается поглощением
теплоты, т.е. при росте температуры растворимость растет
Влияние давления на растворимость веществ:
114
Закон Рауля: над всеми жидкими растворами давление насыщенного пары
растворителя меньше, чем под соответствующими чистыми растворителями.
Относительно давление пара растворителя над идеальным раствором равно
мольной доле растворенного вещества.
Билет № 21
Коллигативные свойства растворов – это свойства, зависящие от природы
растворителя и числа частиц растворенность вещества, но почти не зависящие от
природы последнего.
1) Понижение давления пара растворителя над раствором
2) Понижение температуры при кристаллизации раствора
3) Повышение температуры кипения раствора
4) Возникновение осмотического давления
Если раствор и растворитель или два раствора разделить полупроницаемой
мембраной (проницаемость для молекул растворителя), то растворитель может
самопроизвольно переходить через нее из разбавленного раствора или чистого
растворителя в более концентрированный раствор. Это явление называется
осмосом.
Осмотическое давление и осмос играют важную роль в биологических
процессах.
• Мембрана эритроцита пропускает воду, кислород и некоторые вещества.
• Участвует в переносе питательных веществ в клетках растений
Диализ – это разделение растворенных веществ с разными молекулярными
массами с помощью полупроницаемых мембран.
Билет № 22
Образование растворов электролитов.
1) Разрушение структуры исходного вещества с образованием свободных
ионов в газовой фазе.
Кристаллогидраты образованы гидратированными ионами
Чем ниже полярность растворителя, тем меньше его способность
гидратировать ионы.
Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при
растворении его в полярном растворителе или при плавлении
Электролиты – проводят электрический ток за счет движения ионов.
Слабые электролиты – степень диссоциации крайне мала.
В растворах слабых электролитов диссоциация практически полностью
обратима, в них присутствует как ионы, так и молекулы растворенного вещества
сильные - полностью распадаются на ионы.
Билет № 23
Равновесие, устанавливающееся при диссоциации слабого электролита,
описывается константой диссоциации.
115
Степень диссоциации – количественная характеристика процесса
диссоциации в растворе определенной концентрации. Соотношение между
константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита: При
степени диссоциации много меньше 1, можно принять, что равновесие
диссоциации подчиняется принципу Ле-Шателье. Повышение концентрации
исходного вещества смещает равновесие в сторону продуктов. Влияние
температуры на равновесие (степень) диссоциации слабого электролита
определяется энтальпией этого процесса (у большинства ∆Н мала) поэтому
константа диссоциации и степень диссоциации слабо зависят от температуры.
Задача: Ответ: 94 г; NO2-46 г.
Билет №24
Сильные электролиты – их диссоциация носит необратимый характер, в
растворах они почти полностью распадаются на ионы.
В растворах сильных электролитов из-за их полной диссоциации
концентрация ионов существенно больше, чем в растворах слабых. Поэтому ионы
заметно влияют друг на друга.
Чтобы это учесть, вводят коэффициент активности (зависит от природы
растворенного вещества, от ионной силы раствора)
Ионная сила раствора – характеристика, определяющая коэффициент
активности. Если ионная сила раствора много меньше 0,01, то можно
воспользоваться уравнением Дебая-Хюккеля в растворах с ионной силой >>0,01
активности зависят не только от ионной силы, но и от свойств ионов
(табулированы). В обычных расчетах отличием а от С пренебрегают.
Задача: Ответ: 32 г; SO2-4.48
Билет № 25
Протолитическая теория Бренстеда и Лоури.
Всякая частица (молекула или ион), поставляющая протон, является
кислотой, а всякая частица, присоединяющая протон – основанием. Частицы,
способные как отдавать, так и принимать протон, называются амфолитами.
Каждой кислоте отвечает сопряженное с ней основание, которое образуется при
потере кислотой протона и наоборот. Кислота сильная, если легко отдает протон,
основание сильное, если прочно его удерживает. В сопряженной паре 1 сильный,
1 слабый
Протолитические реакции – это реакции, сопровождающиеся переносом
протона от кислоты к основанию кислота1 + основание2 = основание1 +
кислота2. На примере реакции диссоциации: На примере реакции нейтрализации:.
Теория Льюиса: кислоты – вещества, которые при образовании ковалентной
связи принимают паре электронов, а основания отдают паре электронов.
Задача: Ответ: 10 г.
116
Билет № 26
При стандартных условиях равновесие смещено влево, активности можно
считать равными концентрациям. Ионное произведение воды зависит от
температуры (но не зависит от концентрации в растворе). Зависимость
определяется энтальпией реакции , т.е. в соответствии с принципом Ле-Шателье
при повышении температуры равновесие смещается вправо и константа воды
растет и наоборот. Концентрация ионов Н в водных растворах может меняться от
10 моль/л до 10-15 моль/л. Для удобства вычислений их заменяют на водородный
показатель РНрН – отрицательный десятичный логарифм активности Н+ в
растворе . Если прологарифмировать выражение для ионного произведения воды,
получим.
Задача: Ответ: 0.3 г Cu(NO3)2; 2.45 г Cu(OН)2
Билет №27
Гидролиз – это реакция взаимодействия ионов соли с водой. В рамках теории
Бредстеда-Лоури гидролиз протолитическое равновесие меду активностями
сопряженных пар(ионом соли и водой). Гидролиз является процессом обратным
нейтрализации , Т.к. реакция нейтрализации сильной кислоты сильным
основанием сводится к__ , то обратный процесс – это диссоциация воды . Конц.
определяется ионным произведением воды при этой температуре, т.е. соли
сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются.
Гидролиз аниона (соли, образованной слабой кислотой и сильным
основанием)
Анион слабой кислоты – основание по Б-Л (сильное) – способны
конкурировать с водой за протон
Гидролиз катиона (соли, образованной слабым основанием и сильной
кислотой)
Катион слабого основания – кислота по Б-Л (сильная)
1) Способны отдавать свой протон молекулам воды
2) Способны отдавать протон молекулы гидратной оболочки молекулам
растворителя
т.к. это маленькие ионы с большим зарядом, они прочно удерживают
молекулы воды в гидратированной оболочке и между катионами Ме и протонами
молекул воды возникают силы отталкивания. Гидролиз катиона и аниона (соли
образованы слабым основанием и слабой кислотой). Необратимый гидролиз
(слабая кислота и слабое основание (летучее, нерастворимое).
Задача: Ответ: капнуть на него воду, порошок должен приобрести синюю
окраску.
Билет № 28
117
Для гидролиза можно записать константу равновесия, называемую
константой гидролиза. Для ступенчатого гидролиза Аналогично для гидролиза по
катиону
Степень гидролиза – количественная характеристика гидролиза – отношение
количества гидратированных ионов к общему количеству ионов данного типа в
растворе. Зависимость степени гидролиза от температуры: Т.к. реакция
эндотермическая, то по принципу Ле-Шателье при повышении температуры
равновесие смещается в сторону продуктов реакции, т.е. константа гидролиза
растет, степень гидролиза растет.
Задача: Ответ: а) 106 г; б) 80 г.
Билет №29
Буферные растворы – растворы, рН которых лишь незначительно изменяется
при разбавлении или при добавлении к ним сравнительно больших количеств
сильной кислоты (основания).
• Слабая кислота и ее соль
• Слабое основание и его соль
• 2 раствора солей многоосновной кислоты, анионы которых содержат
разное количество атомов Н рН буферного раствора можно рассчитать, зная С
составляющих веществ СН3СООН – слабый электролит, и еще равновесие
смещает ионы СН3СОО- из соли, то можно пренебречь концентрацией Н+ .
Механизм действия: рН остается постоянным при разбавлении, т.к. отношение
концентрации кислоты к концентрации соли не меняется. При введении в 1л
ацетатного буфера (1 моль кислоты, 1 моль соли) 0,1 моль NaOH: OH- свяжут
часть Н+ , образующихся при диссоциации кислоты. При введении в 1л
буферного раствора 0,1 моль HCl, образующиеся при ее диссоциации ионы Н+
свяжется с СН3СОО- в молекулы уксусной кислоты, в результате ее
концентрация повысится на 0,1 моль/л, тогда Буферная емкость буферного
раствора - количество кислоты или щелочи, вызывающее изменение рН 1л буфера
на единицу.
Задача: Ответ: 17.3%.
Билет № 30
В насыщенных растворах сильных электролитов между твердой фазой и
ионами устанавливается равновесие. Если электролит малорастворим, то ионная
сила стремится к нулю, а коэффициент активности к единице, поэтому а=С и
получаем константу, называемую произведение растворимости
ПР
малорастворимого электролита – это произведение концентрация ионов,
образующих данный электролит, в степенях равных их стехиометрическим
коэффициентам. ПР постоянно для данного давления и температуры. Условие
выпадения осадка:.
Коллоидные системы
118
Если при проведении реакции образуется малорастворимое вещество, то оно
выделяется из растворов виде второй фазы, образующих при определенных
условиях взвесь; устойчивость такой коллоидной системы обусловлена тем, что
частицы дисперсной фазы имеют одноименный заряды и поэтому отталкиваются
друг от друга.
119