120103 Метод.указания Химия 2011

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ
РАБОТЕ СТУДЕНТА
Изучение теоретического курса проводится студентом после чтения
соответствующей лекции путем самостоятельной проработки материала по
источникам, приведенным в списке основной и дополнительной учебной литературы. Соотношение аудиторных занятий и самостоятельной работы при
этом 50 : 50 %.
Темы, которые студенты должны изучить самостоятельно, а также
рекомендуемую литературу, лектор называет в конце каждой лекции.
Самостоятельная работа студентов по изучению дисциплины включает два
основных вида: теоретическое обучение (ТО) и решение задач в форме
выполнения домашних заданий (ДЗ) по ключевым темам курса.
Теоретическое обучение (ТО) подразделяется на два вида самостоятельной
внеаудиторной работы студента:
1) изучение лекционного теоретического курса (самостоятельная проработка материала прочитанной лекции по источникам, приведенным в списке основной и дополнительной учебной литературы);
2) самостоятельное изучение теоретических вопросов, не вошедших в лекционный курс. Вопросы для самостоятельного изучения преподаватель (лектор)
сообщает в конце каждой лекции с названием рекомендуемой литературы.
Объем работы по изучению материала, не вошедшего в материал лекций, планируется из расчета в среднем 0,5 часа самостоятельной работы на 1
час лекций. Для наиболее трудно усваиваемых тем курса – «Строение
атома» и «Периодическая система элементов», «Химическая связь и строение
молекул» предполагается 2 часа самостоятельной работы на 1 час лекций.
На вопросы из усвоенного самостоятельного материала студенты отвечают
при выполненных контрольных домашних заданий, а также при итоговом
контроле по дисциплине (сдаче зачета).
Контрольные задания (КЗ) являются важной компонентой изучения курса и
выполняются студентом в часы самостоятельной работы . Они помогают
студенту проработать теоретический материал, систематизировать
его и применить к решению практических примеров и задач. В учебной
программе дисциплины предполагается выполнение пяти контрольных
домашних заданий. Проработав тему и выполнив контрольное задание
студент должен усвоить основные понятия и овладеть методикой химических
расчетов.
Темы и содержание контрольных заданий:
К модулю 1
КЗ 1. Номенклатура и классы неорганических соединений.
Важнейшие понятия. Разнообразие неорганических веществ: простые
вещества (аллотропия), сложные вещества (амфотерность). Оксиды,
гидроксиды/основания, кислоты, соли (средние, кислые, основные,
смешанные, комплексные). Химическая номенклатура неорганических
соединений.
Следует уметь. Назвать вещество по его формуле и наоборот по названию
составить формулу вещества. Для веществ электролитов уметь составлять
уравнения диссоциации, включая ступенчатую диссоциацию. Уметь отличать
вещества сильные и слабые электролиты.
Контрольные вопросы и задания
1.Какие бинарные соединения называются оксидами? Какими способами
можно получить оксиды? Приведите примеры реакций.
2. Какие вещества называются кислотами? Приведите примеры реакций
получения кислот.
3. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры кислот
различной основности.
4. Какие вещества называются основаниями? Приведите примеры реакций
получения оснований.
5. Чем определяется кислотность оснований? Приведите примеры оснований
различной кислотности.
6. Какие химические соединения относятся к классу солей? Приведите
примеры солей различных типов и способов их получения.
7. С какими из перечисленных веществ взаимодействует соляная кислота:
MgO; AgNO3; SO3; CuSO4; Ca(OH)2; Cu; Fe; KOH?
8. Какие свойства гидроксидов NaOH, Al(OH)3, Ni(OH)2 могут быть
использованы для их разделения из твердой смеси?
9. Найдите массовую долю гидроксида натрия, превратившегося в
карбонат за счет поглощения углекислого газа из воздуха, если масса
гидроксида возросла с 200 г до 232,5 г. Чему равен объем поглощенного при
этом CO2 (условия нормальные). (Ответ: 50 %, 28 л.)
10. Какими способами можно получить из данной соли другую соль с
тем же катионом или тем же анионом:
а) NaCl → AgCl б) Ba(NO3)2 → BaSO4
в) Fe2(SO4)3 → FeCl3 г) Na2CrO4 → BaCrO4?
11. При помощи каких реакций можно осуществить следующие переходы:
а) Fe → FeCl2 → FeCl3 → FeOHSO4 → Fe2O3 → Fe
б) Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnCl2 → ZnO →Zn?
К модулю 2
КЗ 2. Способы выражения концентрации растворов. Расчёты концентраций.
Важнейшие понятия. Раствор, растворимость, растворенное вещество,
растворитель; количественная мера растворимости; типы растворов:
насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные; взаимная растворимость газов
и жидкостей; влияние температуры, давления; закон эквивалентов; закон
Генри.
Следует уметь. Выполнять расчеты всех способов задания концентраций
растворов: массовой доли, молярной, молярной концентрации эквивалентов,
моляльной (мольно-массовой), титра раствора; пользоваться при расчетах
законом эквивалентов.
Контрольные вопросы и задания
1. Что такое раствор? Какие существуют способы определения
концентрации растворов? Приведите примеры.
2. Каким прибором и как измеряется плотность растворов? Как определяют
концентрацию растворов по плотности?
3. Какими энергетическими эффектами сопровождается процесс растворения
веществ?
4. В чем заключается сущность процесса титрования? Что такое точка
эквивалентности?
5. Для чего при титровании применяются индикаторы? Какие индикаторы вы
знаете?
6. Что называется нормальной концентрацией раствора?
7. На титрование 10 мл раствора щелочи израсходовано 12,4 мл 0,25 н.
раствора кислоты. Определить нормальную концентрацию раствора щелочи.
(Ответ: 0,31 н.)
8. Сколько процентов гидроксида натрия содержит двунормальный
раствор плотностью 1,08 г/мл? (Ответ: 7,4 %.)
9. Какой объем 3 н. раствора серной кислоты требуется для нейтрализации
8,4 г КОН? (Ответ: 50 мл).
10. Сколько граммов Na2CO3·10H2O нужно взять, чтобы приготовить
2 л 0,4 М раствора? (Ответ: 228,8 г.)
11. Сколько эквивалентов карбоната натрия содержится в 64 л 2н раствора?
(Ответ: 128 экв.)
12. Сколько граммов сульфата калия необходимо взять для приготовления
200 г 8 % раствора? (Ответ: 16 г.)
13. Сколько граммов хлорида алюминия необходимо взять, для
приготовления: а) 2 л 0,5 М раствора; б) 2 л 0,5 н. раствора?
(Ответ: а) 135,5 г; б) 44,5 г.)
14. Какой объем 92 %-й серной кислоты плотностью 1,83 г/мл следует
взять для приготовления 3 л 0,5 н. раствора? (Ответ: 43,7 мл.)
Пример КЗ студенту.
1. К 1000г 80% - ной уксусной кислоты прибавлено 3 л воды. Найти
процентную концентрацию раствора.
2. Сколько граммов нитрата алюминия содержится в 3л 2Н раствора
этой соли?
3. Рассчитать нормальность раствора 20% - ной серной кислоты
плотностью 1,14 г/мл.
4. Сколько граммов фосфорной кислоты надо взять для приготовления
500 мл 0,02Н раствора?
5. На реакцию с хлоридом калия, содержащимся в 10 мл раствора,
израсходовано 45мл 0,02Н раствора нитрата серебра. Сколько хлорида калия
содержится в 1 литре раствора?
КЗ 5. Расчет водородного показателя водного раствора.
Важнейшие понятия. Ионное произведение воды, водородный и
гидроксидный показатели; гидролиз солей; влияние на смещение
равновесия гидролиза условий процесса и добавления в систему кислот,
оснований и других солей; буферные растворы.
Следует уметь. Рассчитывать водородный показатель растворов кислот и
оснований; сравнивать склонность к гидролизу ионов в зависимости от
размера и заряда; связывать склонность к гидролизу анионов и катионов с
силой соответствующих кислот и оснований; описывать процесс гидролиза с
помощью ионных и полных молекулярных уравнений; обьяснять влияние
температуры, концентрации ионов Н+, ОН-, других определенных ионов на
смещение ионного равновесия гидролиза.
Контрольные вопросы и задания
1. Что такое гидролиз? Какие вещества образуются в результате гидролиза?
Приведите примеры.
2. Какие соли подвергаются гидролизу? Чем это объясняется?
3. Почему соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не
подвергаются гидролизу?
4. Какие соли гидролизуются с образованием кислых солей или слабо
диссоциирующих кислот? Приведите примеры.
5. Какие соли гидролизуются с образованием основных солей или
слабых оснований? Приведите пример.
6. Какие соли гидролизуются полностью? Почему? Приведите пример.
7. Почему в результате гидролиза изменяются кислотно-основные свойства
среды? Как ее можно определить?
8. Что такое степень гидролиза? Как на нее влияют температура и
концентрация раствора?
9. Напишите ионные и молекулярные уравнения ступенчатого гидролиза
сульфата двухвалентного железа и сульфида натрия. Какая будет реакция
среды этих солей в результате гидролиза?
10. Напишите молекулярные и ионные уравнения первой ступени
гидролиза нитрата трехвалентного железа и фосфата натрия, определите
реакцию среды.
11. Какую реакцию должны показывать водные растворы нитрата аммония,
нитрата калия, цианида калия, цианида аммония, ацетата аммония?
Ответ мотивируйте и напишите соответствующие уравнения реакций в
ионном виде.
12. Как отразится на равновесии гидролиза цианида натрия прибавление
щелочи, кислоты или хлорида аммония?
Пример КЗ студенту
1. Рассчитать значение рН раствора, если к 10 дм3 воды прибавить
35,6% соляной кислоты плотностью 1,19 г/см3.
8 см3
2. Какие из приведенных солей гидролизуются? Указать характер
раствора соли. Написать уравнения гидролиза в молекулярном и
ионном виде: а) иодид натрия; б) нитрит калия; в) нитрат кальция; г)
хромат железа (II).
К модулю 3
КЗ 3. Термодинамический расчет химической реакции
Важнейшие понятия.
Понятия основных термодинамических функций. Термодинамическая
система; внутренняя энергия, работа; энтальпия; тепловой эффект реакции;
закон Гесса и его следствие; первый закон термодинамики; особенности
термохимических уравнений. Самопроизвольные процессы; обратимые
процессы; Энтропия и неупорядоченность системы; энтальпийный и
энтропийный факторы и направление процесса; энергия Гиббса и
самопроизвольное протекание реакций; стандартные условия; энергия
Гиббса образования вещества.
Следует уметь. Отличать характер изменения энтальпии системы при экзо- и
эндотермическом процессе; Понимать влияние прочности химических связей
в продуктах реакции и исходных веществах на тепловой эффект реакции;
Формулировать понятие «энтальпия (теплота) образования вещества»;
Вычислять энтальпию процесса пользуясь законом Гесса; Вычислять
энтальпию реакции по энтальпиям образования исходных веществ и
продуктов взаимодействия. Предвидеть характер изменения энтропии в
реакции по ее уравнению и агрегатному состоянию исходных веществ и
продуктов; вычислять изменение энтропии в реакции, исходя из значений
энтропий исходных веществ и продуктов реакции; вычислять изменение
стандартной энергии Гиббса реакции по значениям стандартной энергии
Гиббса образования веществ - реагентов и продуктов; вычислять энергию
Гиббса реакции по формуле Гиббса для заданной температуры; определять
влияние температур на направление химического процесса. Если известны
знаки при ∆H и ∆S реакции.
Контрольные вопросы и задания
1. Почему химические и фазовые превращения сопровождаются выделением
или поглощением энергии?
2. Почему в одних случаях энергия выделяется, а в других поглощается?
3. Почему для данного вещества ∆Нкип больше, чем ∆Нпл ?
4. Сформулируйте закон Гесса применительно к тепловому эффекту
получения пентахлорида сурьмы непосредственно из простых веществ и в
две последовательные стадии - образование трихлорида из простых
сурьмы и хлора и последующего окисления трихлорида сурьмы хлором.
5. Тонкоизмельченную смесь алюминия и окиси железа применяют для
сварки металлических изделий (процесс называется алюминотермия). В
этом процессе железо восстанавливается, а алюминий окисляется до
Al2O3. Вычислите rН0 реакции алюминотермии, использующей
железную окалину Fe3O4 (все вещества кристаллические). Рассчитайте,
какое количество теплоты выделится в расчете на 1 г Fe3O4 и 1 г Al.
6. 120. Выполните все требуемые в предыдущей задаче расчеты, заменив
Fe3O4 на Fe2O3.
7. В смеси, состоящей из 22,4 л фтора и 44,8 л водорода, произошла
реакция. Определите изменение стандартной энтальпии реакции.
8. Найдите знак изменения энтропии в следующих процессах:
а) сгорание водорода;
б) конденсация водяного пара;
в) разложение воды на водород и кислород;
г) испарение ацетона;
д) замерзание воды;
е) растворение хлорида калия в воде;
и знак изменения энтропии в следующих реакциях:
а) NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(тв)
б) COCl2(г) = CO(г) + Cl2(г)
в) PCl3(г) + Cl2(г) = PCl5(г)
г) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)
9. Растворение гидроксида натрия в воде сопровождается увеличением
температуры, при растворении же нитрата аммония температура
уменьшается. В чем дело?
10. Для каких условий справедливо соотношение ΔH = Т ⋅ΔS? При каких
условиях это не так?
11. Вычислите стандартную энтропию испарения воды при условии,
что ΔНисп. = 41,0 кДж/моль.
14. Изменением какой термодинамической функции определяется
возможность самопроизвольного протекания процесса:
а) при постоянном давлении и температуре;
б) в изолированной системе?
15. Сформулируйте условия самопроизвольного протекания реакций,
сопровождающихся:
а) увеличением энтропии и энтальпии;
б) уменьшением энтальпии и энтропии;
в) увеличением энтропии и уменьшением энтальпии;
г) уменьшением энтропии и увеличением энтальпии.
Пример КЗ студенту
1. Вычислите массу пропан-бутановой смеси (40% и 60% по обьему
соответственно), необходимой для нагрева 10 кг Н2О на 80 К. Удельная
теплоемкость воды 4184 Дж · кг-1 · К-1.
2. Возможна ли при комнатной температуре (298 К) реакция
Н2(г) + Cl2(г)= 2HCl(г), если ΔНх.р= − 185 кДж/моль и ΔSх.р= 20 Дж/(моль⋅К).
3. Вычислите величину изменения стандартной энергии Гиббса и определите
возможность протекания реакции Fe2O3(тв) + H2(г) = 2Fe(тв) + 3Н2О(г)
при температурах 300 и 800 К.
КЗ 4. Кинетический расчет химической реакции.
Важнейшие понятия. Скорость химической реакции, константа скорости,
порядок и молекулярность реакции, активированный комплекс, энергия
активации, период полупревращения, катализатор, стерический множитель;
основной кинетический закон; химическое равновесие, факторы смещения
равновесия (принцип Ле Шателье).
Следует уметь. Записывать кинетическое уравнение реакции, уравнение
Аррениуса, правило Вант-Гоффа и уметь выполнять по расчеты по этим
уравнениям; определять значение константы равновесия для равновесной
системы; определять смещение равновесия пользуясь принципом Ле –
Шателье.
Контрольные вопросы и задания
1. Объясните, что означают термины: скорость реакции, константа
скорости.
2. В каких единицах измеряется скорость химической реакции?
3. Сформулируйте определение обратимой и необратимой реакции.
4. Какую зависимость выражает закон действия масс. Напишите уравнение
скорости для реакций
H2(г)+ Cl2(г) = 2HCl(г)
C(т) + СO2(г) = 2СO(г)
5. Как зависит скорость реакции от температуры? Что называется
энергией активации? Что такое активные молекулы?
6. От каких факторов зависит скорость гомогенной реакции? Гетерогенной?
Приведите примеры.
7. Какие вещества называются катализаторами? Каков механизм
ускоряющего действия катализатора?
8. Что называется химическим равновесием? Почему оно называется
динамическим? Какие концентрации реагирующих веществ называют
равновесными?
9. Что называют константой химического равновесия? Зависит ли она
от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры,
давления? Каковы особенности математической записи для константы
равновесия в гетерогенных системах?
10. Напишите математические формулы для расчета скорости реакций,
протекающих между: а) водородом и кислородом; б) оксидом азота (II) и
кислородом; в) диоксидом углерода и раскаленным углем; г) азотом и
водородом с образованием аммиака. Как изменятся скорости реакций при
увеличении в два раза концентрации обеих веществ?
11. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении
температуры на 50 градусов, если температурный коэффициент равен 3?
12. Напишите уравнение констант равновесия следующих реакций,
учитывая агрегатное состояние веществ:
а) 2KCl(водн) + Na2SO4(водн) = 2NaCl(водн) + K2SO4(водн)
б) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3 (г)
в) CO(г) + H2O(г) = CO2(г) + H2(г)
г) С(т) + 2H2(г) = CH4(г)
д) CaCO3(т) = CaO(т) + CO2(г)
В каком направлении будет смещаться равновесие при повышении
давления?
13. В каком направлении будет смещаться равновесие при повышении
температуры и давления для следующих реакций:
а) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г) ΔH0х.р < 0;
б) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(ж) ΔH0х.р < 0;
в) 2SO2(г) + O2(г) = 2SO3(г) ΔH0х.р > 0;
г) 2СO(г) = CO2(г) + C(т) ΔH0х.р < 0.
Пример КЗ студенту
1. Реакция между оксидом азота и хлором протекает по уравнению:
2NO + Cl2 = 2NOCl. Как изменится скорость прямой реакции при
увеличении:
а) концентрации оксида азота в два раза,
б) концентрации хлора в два раза,
в) концентрации обоих веществ в два раза.
2. Две реакции протекают при 200С с одинаковой скоростью. Температурный
коэффициент скорости первой реакции равен 2,0; а второй – равен 3,0.
Найти отношение скоростей этих реакций при 900С.
К модулю 4
Важнейшие понятия. Основные типы химических реакций в аналитической
химии: кислотно-основные, комплексообразования, окислениявосстановления. Используемые процессы: осаждение-растворение,
экстракция, сорбция. Константы равновесия реакций и процессов. Состояние
веществ в идеальных и реальных системах. Сольватация, ионизация,
диссоциация. Поведение электролитов и неэлектролитов в растворе.
Коэффициенты активности. Концентрационные константы. Общая и
равновесная концентрации. Условные константы. Графическое описание
равновесий.
Следует уметь. Выполнять простейшие расчеты по реакциям осаждения,
комплексообразования, окисления и восстановления, нейтрализации.
Контрольные вопросы и задания. Предлагаются студентам в тестовой
форме.
1. РЕАКЦИИ, ИСПОЛЬЗУЕМЫЕ В КАЧЕСТВЕННОМ АНАЛИЗЕ,
ПРИВОДЯЩИЕ
К
РАСПРЕДЕЛЕНИЮ
ОПРЕДЕЛЯЕМОГО
КОМПОНЕНТА МЕЖДУ ДВУМЯ ФАЗАМИ
1) эндотермические
2) экстракционные
3) ионного обмена
4) комплексообразования
5) осаждения
6) кислотно-основные
7) окислительно-восстановительные
8) ядерные
2. ТИП АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
NaСl + K[Sb(OH)6] → Na[Sb(OH)6] + KCl
1) обмена ионов
2) комплексообразования
3) осаждения
4) окисления-восстановления
5) каталитическая
3. ТИП АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 → AgCl + 2NH4NO3
1) обмена ионов
2) комплексообразования
3) окисления-восстановления
4) осаждения
5) каталитическая
4. ТИП АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
CuSO4 + 4NH4OH → [Cu(NH3)4]SO4 + 4H2O
1) обмена ионов
2) осаждения
3) комплексообразования
4) окисления-восстановления
5) каталитическая
5. ТИП АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 2H2O
1) обмена ионов
2) осаждения
3) комплексообразования
4) окисления-восстановления
5) каталитическая
6. ТИП АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
2 CoСl2 + 12 KCN + Cl2 → 2 K3[Co(CN)6] + 6 KCl
1) обмена ионов
2) окисления-восстановления
3) комплексообразования
4) осаждения
5) каталитическая
7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ АНАЛИТИЧЕСКИЕ
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
1) NaСl + K[Sb(OH)6] → Na[Sb(OH)6] + KCl
2) 6 FeSO4 + K2CrO4 + 7 H2SO4 → 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
3) AlСl3 + 6 KOH → K3[Al(OH)6] + 6 KCl
4) [Cu(NH3)4]SO4 + K2S → CuS + 4 NH3 + K2SO4
5) [Ag(NH3)2]Cl + 2 HNO3 → AgCl + 2 NH4NO3
6) PbS + 4 H2O2 → PbSO4 + 2 H2 O
8. АНАЛИТИЧЕСКИЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ОСАЖДЕНИЯ
1) NaСl + K[Sb(OH)6] → Na[Sb(OH)6] + KCl
2) 6 FeSO4 + K2CrO4 + 7 H2SO4 →3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O
3) AlСl3 + 6 KOH → K3[Al(OH)6] + 6 KCl
4) [Cu(NH3)4]SO4 + K2S → CuS + 4 NH3 + K2SO4
5) [Ag(NH3)2]Cl + 2 HNO4 → AgCl + 2 NH4NO3
6) PbS + 4 H2O2 → PbSO4 + 2 H2 O
9. АНАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКТИВЫ – ХИМИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА,
ПРЕДНАЗНАЧЕННЫЕ ДЛЯ
1) проведения химических опытов
2) поддерживания постоянного значения pH растворов
3) использования в аналитических,
исследовательских целях
4) приготовления растворов
учебных
и
научно-
10. РЕАКТИВЫ, С ПОМОЩЬЮ КОТОРЫХ МОЖНО ОБНАРУЖИТЬ
ИОНЫ ЖЕЛЕЗА (III) В ВОДНОМ РАСТВОРЕ, В ОТСУТСТВИИ
МЕШАЮЩЕГО ВЛИЯНИЯ ДРУГИХ ИОНОВ
1) K3[Fe(CN)6]
2) K4[Fe(CN)6]
3) (NH4)2SO4
4) NH4SCN
5) KI
6) KMnO4 + H2SO 4
11. РЕАКТИВЫ, С ПОМОЩЬЮ КОТОРЫХ МОЖНО ОБНАРУЖИТЬ ИОНЫ
ЖЕЛЕЗА (II) В ВОДНОМ РАСТВОРЕ, В ОТСУТСТВИИ МЕШАЮЩЕГО ВЛИЯНИЯ
ДРУГИХ ИОНОВ
1) K3[Fe(CN)6]
2) K4[Fe(CN)6]
3) (NH4)2SO4
4) NH4SCN
5) KI
6) KMnO4 + H2SO 4
12. РЕАКТИВЫ, С ПОМОЩЬЮ КОТОРЫХ МОЖНО ОБНАРУЖИТЬ ИОНЫ
МЕДИ (II) В ВОДНОМ РАСТВОРЕ, В ОТСУТСТВИИ МЕШАЮЩЕГО ВЛИЯНИЯ
ДРУГИХ ИОНОВ
1) NH3
2) FeCl3
3) ZnSO4
4) КSCN
5) KI
6) KMnO4 + H2SO 4
13. РЕАКТИВ ДЛЯ ОБНАРУЖЕНИЯ ИОНОВ АММОНИЯ
1) Bi(NO3)3 + NaNO2 + CH3COOH
2) NaNO3
3) Na2HPO4
4) К2[HgI4] + КОН
5) NH4F
6) Na3PO 4
14. ЯВЛЕНИЕ, ПРИ КОТОРОМ ИОНЫ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА
ОКРУЖАЮТСЯ НЕЙТРАЛЬНЫМИ МОЛЕКУЛАМИ РАСТВОРИТЕЛЯ
НАЗЫВАЕТСЯ
1) генерацией
2) активацией
3) нейтрализацией
4) сольватацией (гидратацией)
15. ДОСЛОВНО ГИДРОЛИЗ ОЗНАЧАЕТ
1) "выделение воды"
2) "разложение воды"
3) "поглощение воды"
4) "разложение водой"
16. ОСНОВНОСТЬ КИСЛОТЫ ОПРЕДЕЛЯЕТСЯ
1) кислотностью основания
2) количеством ионов водорода
3) константой диссоциации
4) количеством кислотных остатков
17. ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВСЕХ КОНСТАНТ ДИССОЦИАЦИИ РАВНО
1) полной константе диссоциации
2) ступенчатой константе диссоциации
3) константе устойчивости основания
4) ионному произведению воды
18. ЗАКОН РАЗБАВЛЕНИЯ ОСТВАЛЬДА ИМЕЕТ ВИД
1) Kp = Ka · Kb
2) pKw = pH + pOH
+
3) Ka = ([H3O ][B-])/[HB]
4) Ка = α2 · Сα / 1 - α
19. ПОД ПРОТОЛИТИЧЕСКИМИ РЕАКЦИЯМИ И РАВНОВЕСИЯМИ
ПОДРАЗУМЕВАЮТ ЛЮБЫЕ РЕАКЦИИ И РАВНОВЕСИЯ С УЧАСТИЕМ
1) анионов
2) катионов
3) электронов
4) протонов
20. ВЕЩЕСТВА, СПОСОБНЫЕ ОТДАВАТЬ ПРОТОН, НАЗЫВАЮТСЯ
1) основаниями
2) амфотерными
3) электролитами
4) кислотами
21. РАСТВОРИТЕЛИ, ОБЛАДАЮЩИЕ ТОЛЬКО ОСНОВНЫМИ
СВОЙСТВАМИ НАЗЫВАЮТСЯ
1) протофильными
2) амфипротными
3) апротонные
4) полярные
РЕКОМЕНДОВАННАЯ ЛИТЕРАТУРА
Основная
1. Воробьева Л.Б., Рябцева О.А. Химия: Методические указания для
решения задач. [Текст]. – Новосибирск, СГГА, 2009.
Дополнительная
2. Задачи и упражнения по общей химии. /Под ред. Н. В. Коровина. М.:
Высш. шк., 2005.
3. Гольбрайх, З. Е. Сборник задач и упражнений по химии : учеб. пособие
для студентов / З. Е. Гольбрайх, Е. И. Маслов. – М. : ООО Издательство
«АСТ», 2004.